2019 1

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MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO 
UNIVERSIDADE 
TECNOLÓGICA FEDERAL DO 
PARANÁ 
CAMPUS PATO BRANCO 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
Prof. Juan Sánez 
juansanez@utfpr.edu.br 
QUÍMICA 
Química Geral 
para Engenharias 
QU22NB 
2019.1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aviso legal 
-As fotografias da capa da apostila pertencem a Juan Sánez (sanez.juan@mail.com). Proibido seu uso sem a sua autorização. 
 
Notas 
i) Desenho da capa: Juan Sánez. 
ii) A presente apostila é destinada para o uso complementar das aulas do professor, com o único e mero interesse educativo, 
sem nenhum interesse comercial. 
iii) Proibida a reprodução da apostila com fines comerciais. 
 
Março, 2019 
Pato Branco - PR 
 
 
 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
Tabela Periódica 
Calendário 2019 UTFPR – Pato Branco 
Plano de Ensino da Química (QU22NB) 
Planejamento das Aulas 
Listas de exercícios 
Introdução a Disciplina 
Aulas Teóricas 
 
 
 
 * Referem-se aos dias semanais para lançamento no Diário de Classe 
 
UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ 
CALENDÁRIO ACADÊMICO 2019 
Câmpus Pato Branco 
 
Legenda 
 Feriado Nacional/Ponto Facultativo Recesso Entrega dos Diários no DERAC 
 Feriado Local Recesso Local Conclusão das Atividades Docentes 
 Férias Recesso Acadêmico Férias Diferenciadas 
 
Planejamento de Ensino, Pesquisa e 
Extensão / Capacitação 
 Início das Atividades Acadêmicas p/ 
Calouros (Ambientação) 
 Início / Término das aulas 
 
Aprovado pela Resolução 084/2018 – COGEP, publicado no Boletim de Serviço Eletrônico em 05/11/18. 
JANEIRO 2019 Atividades Acadêmicas: 00 FEVEREIRO 2019 Atividades Acadêmicas: 00 
D S T Q Q S S D S T Q Q S S 
- - 1 2 3 4 5 01 - Confraternização Universal - - - - - 1 2 01 - Férias Docentes 
6 7 8 9 10 11 12 02 a 31 - Férias Docentes 3 4 5 6 7 8 9 02 a 28 - Planejamento/Capacitação 
13 14 15 16 17 18 19 10 11 12 13 14 15 16 
20 21 22 23 24 25 26 17 18 19 20 21 22 23 
27 28 29 30 31 - - 24 25 26 27 28 - - 
- - - - - - - - - - - - - - 
 
MARÇO 2019 Atividades Efetivas Acadêmicas: 21 ABRIL 2019 Atividades Acadêmicas: 24 
D S T Q Q S S D S T Q Q S S 
- - - - - 1 2 01 e 02 - Planejamento/Capacitação - 1 2 3 4 5 6 19 - Paixão de Cristo 
3 4 5 6 7 8 9 04 e 05 - Carnaval 7 8 9 10 11 12 13 20 - Recesso (Sábado de Aleluia) 
10 11 12 13 14 15 16 06 - Recesso (Cinzas) 14 15 16 17 18 19 20 21 - Páscoa 
17 18 19 20 21 22 23 07 - Início Ativ. Acad. p/ Calouros 21 22 23 24 25 26 27 21 - Tiradentes 
24 25 26 27 28 29 30 11 - Início do 1º sem/2019 28 29 30 - - - - 
31 3 3 3 3 3 3 - 5 5 4 4 3 3 
 
MAIO 2019 Atividades Acadêmicas: 20 JUNHO 2019 Atividades Acadêmicas: 21 
D S T Q Q S S D S T Q Q S S 
- - - 1 2 3 4 01 - Dia Mundial do Trabalho - - - - - - 1 20 - Corpus Christi 
5 6 7 8 9 10 11 13 a 18 - Planejamento/Capacitação 2 3 4 5 6 7 8 21 e 22 - Recesso 
12 13 14 15 16 17 18 9 10 11 12 13 14 15 29 - Padroeiro de Pato Branco 
19 20 21 22 23 24 25 16 17 18 19 20 21 22 
26 27 28 29 30 31 - 23 24 25 26 27 28 29 
- 3 3 3 4 4 3 30 4 4 4 3 3 3 
 
JULHO 2019 Atividades Acadêmicas: 16 AGOSTO 2019 Atividades Efetivas Acadêmicas: 21 
D S T Q Q S S D S T Q Q S S 
- 1 2 3 4 5 6 18 - Término do 1º sem/2019 - - - - 1 2 3 01 a 04 - Férias Docentes 
7 8 9 10 11 12 13 18 - Conclusão das Ativ. Docentes 4 5 6 7 8 9 10 05 a 07 - Planejamento/Capacitação 
14 15 16 17 18 19 20 19/20 - Finalização dos Diários de Classe 11 12 13 14 15 16 17 08 - Início Ativ. Acad. p/ Calouros 
21 22 23 24 25 26 27 22 a 31 - Férias Docentes 18 19 20 21 22 23 24 12 - Início do 2º sem/2019 
28 29 30 31 - - - 25 26 27 28 29 30 31 
- 3 3 3 3 2 2 - 3 3 3 3 3 3 
 
SETEMBRO 2019 Atividades Acadêmicas: 24 OUTUBRO 2019 Atividades Acadêmicas: 20 
D S T Q Q S S D S T Q Q S S 
1 2 3 4 5 6 7 07 - Independência do Brasil - - 1 2 3 4 5 07 a 11 - Planejamento/Capacitação 
8 9 10 11 12 13 14 6 7 8 9 10 11 12 12 - Padroeira do Brasil 
15 16 17 18 19 20 21 13 14 15 16 17 18 19 28 - Dia do Servidor Público 
22 23 24 25 26 27 28 20 21 22 23 24 25 26 
29 30 - - - - - 27 28 29 30 31 - - 
- 5 4 4 4 4 3 - 2 4 4 4 3 3 
 
NOVEMBRO 2019 Atividades Acadêmicas: 23 DEZEMBRO 2019 Atividades Acadêmicas: 15 
D S T Q Q S S D S T Q Q S S 
- - - - - 1 2 02 - Finados 1 2 3 4 5 6 7 14 - Aniversário de Pato Branco 
3 4 5 6 7 8 9 15 - Proclamação da República 8 9 10 11 12 13 14 19 - Término do 2º sem/2019 
10 11 12 13 14 15 16 16 - Recesso 15 16 17 18 19 20 21 19 - Conclusão das Ativ. Docentes 
17 18 19 20 21 22 23 22 23 24 25 26 27 28 20/21 - Finalização dos Diários de Classe 
24 25 26 27 28 29 30 29 30 31 - - - - 23 e 26 a 30 - Recesso Acadêmico 
- 4 4 4 4 4 3 - 3 3 3 3 2 1 24 e 31 - Recesso / 25 - Natal 
Obs.: 29/06 e 14/12 feriados locais do câmpus. 
 
 
 
 
DIAS LETIVOS* - 1º SEMESTRE DIAS LETIVOS* - 2º SEMESTRE 
SEG TER QUA QUI SEX SAB SEG TER QUA QUI SEX SAB 
18 18 17 17 15 14 17 18 18 18 16 13 
 
 
Dias Efetivos de Atividades Acadêmicas: 102 Dias Efetivos de Atividades Acadêmicas: 103 
 Total de Dias de Atividades Acadêmicas: 205 
 
1
2
3
4
5
6
7
número atômico
Símbolo
nome
massa atômica
1
IA
2
IIA
3
IIIB
4
IVB
5
VB
6
VIB
7
VIIB
8
VIII
9
VIII
10
VIII
11
IB
12
IIB
13
IIIA
14
IVA
15
VA
16
VIA
17
VIIA
18
VIIIA
1
H
Hidrogênio
1,008
3
Li
Lítio
6,940
11
Na
Sódio
22,99
19
K
Potássio
39,10
37
Rb
Rubídio
85,47
55
Cs
Césio
132,91
87
Fr
Frâncio
(223)
21
Sc
Escândio
44,96
39
Y
Ítrio
88,91
57 a 71
La-Lu
Lantanídeos
89 a 103
Ac-Lr
Actinídeos
22
Ti
Titânio
47,87
40
Zr
Zircônio
91,22
72
Hf
Háfnio
178,49
104
Rf
Rutherfórdio
(261)
23
V
Vanádio
50,94
73
Ta
Tântalo
180,95
105
Db
Dúbnio
(262)
24
Cr
Cromio
52,00
42
Mo
Molibdênio
95,96
74
W
Tungstênio
183,84
106
Sg
Seabórgio
(263)
25
Mn
Manganês
54,94
43
Tc
Tecnécio
(98)
75
Re
Rênio
186,21
107
Bh
Bóhrio
(262)
26
Fe
Ferro
55,85
44
Ru
Rutênio
101,07
76
Os
Ósmio
190,23
108
Hs
Hássio
(265)
27
Co
Cobalto
58,93
45
Rh
Ródio
102,91
77
Ir
Irídio
192,22
109
Mt
Meitnério
(266)
28
Ni
Níquel
58,69
46
Pd
Paládio
106,42
78
Pt
Platina
195,08
110
Ds
Darmstádio
(271)
29
Cu
Cobre
63,55
47
Ag
Prata
107,87
79
Au
Ouro
196,97
111
Rg
Roentgênio
(272)
30
Zn
Zinco
65,38
48
Cd
Cádmio
112,41
80
Hg
Mercúrio
200,59
112
Cn
Copernício
(285)
4
Be
Berílio
9,012
12
Mg
Magnésio
24,31
20
Ca
Cálcio
40,08
38
Sr
Estrôncio
87,62
5
B
Boro
10,81
13
Al
Alumínio
26,98
31
Ga
Gálio
69,72
49
In
Índio
114,82
81
Tl
Tálio
204,38
6
C
Carbono
12,01
14
Si
Silício
28,08
32
Ge
Germânio
72,63
50
Sn
Estanho
118,71
82
Pb
Chumbo
207,2
7
N
Nitrogênio
14,01
15
P
Fósforo
30,97
33
As
Arsênio
74,92
51
Sb
Antimônio
121,76
83
Bi
Bismuto
208,98
8
O
Oxigênio
16,00
16
S
Enxofre
32,06
34
Se
Selênio
78,96
52
Te
Telúrio
127,60
84Po
Polônio
(209)
9
F
Flúor
19,00
17
Cl
Cloro
35,45
35
Br
Bromo
79,90
53
I
Iodo
126,90
85
At
Astato
(210)
10
Ne
Neônio
20,18
18
Ar
Argônio
39,95
36
Kr
Criptônio
83,80
54
Xe
Xenônio
131,29
86
Rn
Radônio
(222)
2
He
Hélio
4,003
56
Ba
Bário
137,33 
88
Ra
Rádio
226,03
57
La
Lantânio
138,91
59
Pr
Praseodímio
140,91
60
Nd
Neodímio
144,24
61
Pm
Promécio
(145)
62
Sm
Samário
150,36
63
Eu
Európio
151,96
64
Gd
Gadolínio
157,25
66
Dy
Disprósio
162,50
67
Ho
Hólmio
164,93
68
Er
Érbio
167,26
69
Tm
Túlio
168,93
70
Yb
Itérbio
173,05
71
Lu
Lutécio
174,97
58
Ce
Cério
140,12
89
Ac
Actínio
(227)
91
Pa
Protactínio
231,04
92
U
Urânio
238,03
93
Np
Netúnio
237,05
94
Pu
Plutônio
(244)
95
Am
Amerício
(243)
96
Cm
Cúrio
(247)
97
Bk
Berquélio
(247)
98
Cf
Califórnio
(251)
99
Es
Einstênio
(252
100
Fm
Férmio
(257)
101
Md
Mendelévio
(258)
102
No
Nobélio
(259)
103
Lr
Laurêncio
(262)
90
Th
Tório
232,04
65
Tb
Térbio
158,93
Lantanídeos
Actinídeos
41
Nb
Nióbio
92,91
Tabela Periódica dos Elementos - Conselho Regional de Química IV Região
27
Co
Cobalto
58,93
Baseada na Tabela Periódica IUPAC: iupac.org/reports/periodic_table
Atualizada em janeiro de 2011
Metais
Gases
e
não-metais
Metais de
transição, 
lantanídeos 
e actinídeos
Semimetais
 
Prof. J. Sánez 
juansanez@utfpr.edu.b
CP/CV
QUÍMICA
QU22NB
PLANO DE ENSINO
UTFPR
PATO BRANCO
Ordem Ementa Conteúdo
1 Ligações químicas 1. Modelos atômicos;
2. Características dos átomos (número atômico, número de massa, elemento químico, íons, 
isótopos, isóbaros, isótonos, isoeletrônicos);
3. Eletrosfera e DistribuiçãoEletrônica;
4. Números quânticos;
5. Tabela Periódica;
6. Ligaçãoiônica;
7. Ligaçãocovalente;
8. Ligaçãometálica;
9. Polaridade de ligações;
10. Polaridade de moléculas;
11. Hibridação de orbitais.
2 Reações químicas 1. Conceito;
2. Balanceamento;
3. Reação de síntese;
4. Reação de análise;
5. Reação de deslocamento;
6. Reação de dupla-troca;
7. Número de oxidação;
8. Reação de oxirredução.
3 Estado sólido 1. Definição de cristal;
2. Sistemas cristalinos;
3. Defeitos de estruturas;
4. Difração de raios X.
4 Cinética química 1. Velocidade média;
2. Velocidade instantânea;
3. Teoria das colisões;
4. Fatores que influenciam a velocidade.
5 Equilíbrio químico 1. Conceito;
2. Quociente de equilíbrio;
3. Constante de equilíbrio;
4. Grau de equilíbrio;
5. Deslocamento de equilíbrio.
6 Termodinâmica química 1. Calorimetria;
2. Princípios da termodinâmica;
3. Trabalho de expansão;
4. Entalpia;
5. Reações endotérmicas e exotérmicas;
6. Equações termoquímicas;
7. Lei de Hess;
8. Energia de Ligação;
9. Espontaneidade das reações;
10. Entropia;
11. Energia livre de Gibbs.
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CP/CV
QUÍMICA
QU22NB
PLANO DE ENSINO
UTFPR
PATO BRANCO
7 Eletroquímica 1. Oxidação;
2. Redução;
3. Potencias de redução;
4. Diferença de potencial;
5. Pilhas;
6. Conceito de eletrólise;
7. Eletrólise ígnea;
8. Eletrólise aquosa;
9. Aplicações da eletrólise.
8 Corrosão 1. Conceito;
2. Custos da corrosão;
3. Componentes da corrosão;
4. Classificação dos processos corrosivos.
9 APS 1. Apresentação artística / cultural (música, paródia, teatro, dança, poesia, conto, etc.).
10 Atividades de Laboratório 1. Prática 01: Técnicas Básicas de Laboratório de Química;
2. Prática 02: Reconhecimento de Alguns Materiais Usados em Laboratório;
3. Prática 03: Técnica de Pesagem e Medidas de Volume;
4. Prática 04: Instruções de Normas de Segurança para Aquecimento de Ensaios de Chama;
5. Prática 05: Condutibilidade Elétrica;
6. Prática 06: Polaridade;
7. Prática 07: Reações Químicas;
8. Prática 08: Uso de Indicadores;
9. Prática09: Escalas de pH e Medidas de pH do solo;
10. Prática 10: Fatores que Afetam a Velocidade de uma Reação;
11. Prática11: Equilíbrio Químico;
12. Prática 12: Termoquímica;
13. Prática 13: Reações de Óxido-Redução;
14. Prática 14: Corrosão;
15. Prática 15: Indústria de Espelhamento em Vidros.
Prof. J. Sánez 
juansanez@utfpr.edu.br
TURMAS CPA/CPB
QUÍMICA
QU22NB
UTFPR
PATO BRANCO
2019.1
Semana TURMA Duração
(min)
Tema
Semana 01 12/03/2019 Terça CPA/CPB 100 Apresentação da disciplina: ATs, APS e APs
MODELOS ATÔMICOS
>Dalton;
>Thomson;
>Rutherford;
>Bohr;
>Schrödinger.
Semana 01 12/03/2019 Terça CPA/CPB 100 AULA PRÁTICA-01
Técnicas Básicas de Laboratório de Química
Semana 01 14/03/2019 Quinta CPA/CPB 100 MODELOS ATÔMICOS
-Modelo atual do átomo;
-Números quânticos (n, m, l, s);
-Prótons, neutros e elétrons. A e Z;
-Íons, isótopos, isoeletrônicos, isóbaros, isótonos.
Semana 02 19/03/2019 Terça CPA/CPB 100 CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
-Distribuição dos elétrons nos orbitais atômicos.
TABELA PERIÔDICA
-Tendências das propriedades químicas dos elementos na tabela periódica;
-Tamanho do átomo;
-Radio iônico;
-Energia de ionização;
-Afinidade Eletrônica;
-Outras propriedades na tabela periódica.
Semana 02 19/03/2019 Terça CPA/CPB 100 AULA PRÁTICA-02
Medição de Volume
Semana 02 21/03/2018 Quinta CPA/CPB 100 LIGAÇÕES QUÍMICAS
-Configuração de Lewis;
-Ligação iônica;
-Ligação covalente;
-Regra do octeto e exceções;
-Ligação metálica.
Semana 03 26/03/2019 Terça CPA/CPB 100 LIGAÇÕES QUÍMICAS
-Polaridade das ligações.
Semana 03 26/03/2019 CPA/CPB 100 AULA PRÁTICA-03
Determinação de Raio Atômico de Metais
Semana 03 28/03/2019 Quinta CPA/CPB 100 GEOMETRIA MOLECULAR
-Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência (VSEPR);
-Teoria da Ligação de Valência (TLV);
-Ligações sigma e pi;
-Hibridação.
Semana 04 02/04/2019 Terça CPA/CPB 100 POLARIDADE MOLECULAR
-Polaridade de moléculas;
-Forças intermoleculares.
Semana 04 02/04/2019 Terça CPA/CPB 100 AULA PRÁTICA-04
Bico de Bunsen e ensaio de chama
Data prevista
Prof. J. Sánez 
juansanez@utfpr.edu.br
TURMAS CPA/CPB
QUÍMICA
QU22NB
UTFPR
PATO BRANCO
2019.1
Semana 04 04/04/2019 Quinta CPA/CPB 100 //AVALIAÇÃO-01//
Semana 05 09/04/2019 Terça CPA/CPB 100 REAÇÕES QUÍMICAS
-Conceito;
-Balanceamento;
-Tipos de reações:
>Reação de síntese;
>Reação de análise;
>Reação de deslocamento;
>Reação de dupla-troca.
Semana 05 09/04/2019 Terça CPA/CPB 100 AULA PRÁTICA-05
Reações Químicas 1
Semana 05 11/04/2019 Quinta CPA/CPB 100 REAÇÕES QUÍMICAS
-Cálculo de fórmulas com base em equações químicas:
>Relações mol/mol, massa/massa;
>Reagente limitante;
>Cálculos com porcentagem de pureza.
Semana 06 16/04/2019 Terça CPA/CPB 100 REAÇÕES REDOX
-Número de oxidação;
-Reações de oxirredução;
-Balance pelo método do íon elétron.
Semana 06 16/04/2019 Terça CPA/CPB 100 AULA PRÁTICA-06
Estudo Estequiométrico
Semana 06 18/04/2019 Quinta CPA/CPB 100 CINÉTICA QUÍMICA
-Lei de velocidade;
-Ordem de reação.
Semana 07 23/04/2019 Terça CPA/CPB 100 CINÉTICA QUÍMICA
-Reações de primeira ordem;
-Reações de segunda ordem;
-Reações de ordem zero;
-Tempo de media vida.
Semana 07 23/04/2019 Terça CPA/CPB 100 AULA PRÁTICA-07
Reações Químicas 2
Semana 07 25/04/2019 Quinta CPA/CPB 100 CINÉTICA QUÍMICA
-Lei de velocidade integrada;
-Mecanismo de reação;
-Teoria das colisões.
Semana 08 30/04/2019 Terça CPA/CPB 100 CINÉTICA QUÍMICA
-Fatores que afetam a velocidade de reação.
Semana 08 30/04/2019 Terça CPA/CPB 100 AULA PRÁTICA-08
Determinação coeficienteKNO3
Semana 08 02/05/2019 Quinta CPA/CPB 100 EQUILÍBRIO QUÍMICO
-Conceito;
-Características do Equilíbrio Químico.
Semana 09 07/05/2019 Terça CPA/CPB 100 EQUILÍBRIO QUÍMICO
-Tipos de equilíbrio químico;
-Quociente de equilíbrio ou Lei da Ação das Massas;
-Constante de equilíbrio em termos de concentração;
-Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais.
Semana 09 07/05/2019 Terça CPA/CPB 100 AULA PRÁTICA-09
Preparo de Soluções
Semana 09 09/05/2019 Quinta CPA/CPB 100 //AVALIAÇÃO-02//
Prof. J. Sánez 
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TURMAS CPA/CPB
QUÍMICA
QU22NB
UTFPR
PATO BRANCO
2019.1
Semana 10 14/05/2019 Terça CPA/CPB Planejamento/Capacitação.
Semana 10 14/05/2019 Terça CPA/CPB Planejamento/Capacitação.
Semana 10 16/05/2019 Quinta CPA/CPB Planejamento/Capacitação.
Semana 11 21/05/2019 Terça CPA/CPB 100 EQUILÍBRIO QUÍMICO
-Constante de equilíbrio para soma de reações;
-Grau de equilíbrio;
-Principio de LeChatelier;
-Deslocamento do equilíbrio químico.
Semana 11 21/05/2019 Terça CPA/CPB 100 AULA PRÁTICA-10
Velocidade de reação
Semana 11 23/05/2019 Quinta CPA/CPB 100 EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SISTEMAS AQUOSOS
-Conceitos de ácidos e bases;
-pH.
Semana 12 28/05/2019 Terça CPA/CPB 100 TERMOQUÍMICA
-Sistemas;
-Calorimetria:
>Capacidade calorífica;
>Calor de fusão;
>Calor de vaporização;
>Calor de sublimação;
-Princípios da termodinâmica;
-Trabalho de expansão;
-Entalpia;
-Reações endotérmicas e exotérmicas.
Semana 12 28/05/2019 Terça CPA/CPB 100 AULA PRÁTICA-11
Equilíbrio químico
Semana 12 30/05/2019 Quinta CPA/CPB 100 TERMOQUÍMICA
-Sistemas;
-Calorimetria:
>Capacidade calorífica;
>Calor de fusão;
>Calor de vaporização;
>Calor de sublimação.
Semana 13 04/06/2019 Terça CPA/CPB 100 TERMOQUÍMICA
-Princípios da termodinâmica;
-Trabalho de expansão;
-Entalpia;
-Reações endotérmicas e exotérmicas.
Semana 13 04/06/2019 Terça CPA/CPB 100 AULA PRÁTICA-12
Pilha de Daniel
Semana 13 06/06/2019 Quinta CPA/CPB 100 TERMOQUÍMICA
-Equações termoquímicas;
-Lei de Hess;
-Energia de ligação.
Semana 14 11/06/2019 Terça CPA/CPB 100 //AVALIAÇÃO-03//
Semana 14 11/06/2019 Terça CPA/CPB 100 AULA PRÁTICA-13
Eletrólise
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TURMAS CPA/CPB
QUÍMICA
QU22NB
UTFPR
PATO BRANCO
2019.1
Semana 14 13/06/2018 Quinta CPA/CPB 100 TERMOQUÍMICA
-Espontaneidade das reações;
-Conceito de Entropia;
-Entropia do sistema;
-Entropia das vizinhanças;
-Entropia do universo;
-Segunda Lei da Termodinâmica;
-Energia livre de Gibbs.
Semana 15 18/06/2019 Terça CPA/CPB 100 ELETROQUÍMICA
-Potencias de redução;
-Diferença de potencial;
-Pilhas e espontaneidade.
Semana 15 18/06/2019 Terça CPA/CPB 100 AULA PRÁTICA-14
Preparo e padronização de Solução
Semana 15 20/06/2019 Quinta CPA/CPB 100 Recesso.
Semana 16 25/06/2019 Terça CPA/CPB 100 ELETROQUÍMICA
-Equação de Nerst;
-Potencial da célula;
-Energia livre e o potencial de célula;
-Tipo de baterias.
Semana 16 25/06/2019 Terça CPA/CPB 100 AULA PRÁTICA-15
Titulação de Vinagre
Semana 16 27/06/2019 Quinta CPA/CPB 100 ELETROQUÍMICA
-Eletrólise;
-Eletrólise ígnea;
-Eletrólise aquosa;
-Aspectos quantitativos da eletrólise.
Semana 17 02/07/2019 Terça CPA/CPB 100 ELETROQUÍMICA
-Corrosão.
Semana 17 02/07/2019 Terça CPA/CPB 100 AULA PRÁTICA
PROVA ESCRITA
Semana 17 04/07/2019 Quinta CPA/CPB 100 Revisão geral para a Avaliação-03.
Entregue das nota da APS.
Semana 18 09/07/2019 Terça CPA/CPB 100 //AVALIAÇÃO-04//
Semana 18 09/07/2019 CPA/CPB 100 AULA PRÁTICA
Discusão da prova escrita
Semana 18 11/07/2019 Quinta CPA/CPB 100 Entregue das provas/Revisão
Semana 19 16/07/2019 Terça CPA/CPB 100 //Avaliação Substitutiva//
"Atividade de recuperação do aproveitamento acadêmico segundo § 4.º do Art. 
35 do Regulamento da Organização Didático-Pedagógica dos Cursos de 
Graduação da UTFPR".
Semana 19 16/07/2019 Terça CPA/CPB 100 AULA PRÁTICA
Discusão das práticas/Lançamennto das notas das aulas práticas
Semana 19 16/07/2019 Terça CPA/CPB 100 LANÇAMENTO DE NOTAS DA DISCIPLINA
DATA PROVA PESO
04/04/2019 Sexta AT01 0,15
09/05/2019 Sexta AT02 0,15
11/06/2019 Segunda AT03 0,20
09/07/2019 Segunda AT04 0,20
APS 0,10
16/07/2019 Terça AP 0,20
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TURMAS CVA/CVB
QUÍMICA
QU22NB
UTFPR
PATO BRANCO
2019.1
Semana TURMA Duração
(min)
Tema
Semana 01 11/03/2019 Segunda CVA/CVB 100 Apresentação da disciplina: ATs, APS e APs
MODELOS ATÔMICOS
>Dalton;
>Thomson;
>Rutherford;
>Bohr;
>Schrödinger.
Semana 01 11/03/2019 Segunda CVB 100 AULA PRÁTICA
Semana 01 12/03/2019 Terça CVA 100 AULA PRÁTICA
Semana 01 15/03/2019 Sexta CVA/CVB 100 MODELOS ATÔMICOS
-Modelo atual do átomo;
-Números quânticos (n, m, l, s);
-Prótons, neutros e elétrons. A e Z;
-Íons, isótopos, isoeletrônicos, isóbaros, isótonos.
Semana 02 18/03/2019 Segunda CVA/CVB 100 CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
-Distribuição dos elétrons nos orbitais atômicos.
TABELA PERIÔDICA
-Tendências das propriedades químicas dos elementos na tabela periódica;
-Tamanho do átomo;
-Radio iônico;
-Energia de ionização;
-Afinidade Eletrônica;
-Outras propriedades na tabela periódica.
Semana 02 18/03/2019 Segunda CVB 100 AULA PRÁTICA
Semana 02 19/03/2018 Terça CVA 100 AULA PRÁTICA
Semana 02 22/03/2018 Sexta CVA/CVB 100 LIGAÇÕES QUÍMICAS
-Configuração de Lewis;
-Ligação iônica;
-Ligação covalente;
-Regra do octeto e exceções;
-Ligação metálica.
Semana 03 25/03/2019 Segunda CVA/CVB 100 LIGAÇÕES QUÍMICAS
-Polaridade das ligações.
Semana 03 25/03/2019 Segunda CVB 100 AULA PRÁTICA
Semana 03 26/03/2019 Terça CVA 100 AULA PRÁTICA
Semana 03 29/03/2019 Sexta CVA/CVB 100 GEOMETRIA MOLECULAR
-Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência (VSEPR);
-Teoria da Ligação de Valência (TLV);
-Ligações sigma e pi;
-Hibridação.
Semana 04 01/04/2019 Segunda CVA/CVB 100 POLARIDADE MOLECULAR
-Polaridade de moléculas;
-Forças intermoleculares.
Semana 04 01/04/2019 Segunda CVB 100 AULA PRÁTICA
Semana 04 02/04/2019 Terça CVA 100 AULA PRÁTICA
Semana 04 05/04/2019 Sexta CVA/CVB 100 //AVALIAÇÃO-01//
Data prevista
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TURMAS CVA/CVB
QUÍMICA
QU22NB
UTFPR
PATO BRANCO
2019.1
Semana 05 08/04/2019 Segunda CVA/CVB 100 REAÇÕES QUÍMICAS
-Conceito;
-Balanceamento;
-Tipos de reações:
>Reação de síntese;
>Reação de análise;
>Reação de deslocamento;
>Reação de dupla-troca.
Semana 05 08/04/2019 Segunda CVB 100 AULA PRÁTICA
Semana 05 09/04/2019 Terça CVA 100 AULA PRÁTICA
Semana 05 12/04/2019 Sexta CVA/CVB 100 REAÇÕES QUÍMICAS
-Cálculo de fórmulas com base em equações químicas:
>Relações mol/mol, massa/massa;
>Reagente limitante;
>Cálculos com porcentagem de pureza.
Semana 06 15/04/2019 Segunda CVA/CVB 100 REAÇÕES REDOX
-Número de oxidação;
-Reações de oxirredução;
-Balance pelo método do íon elétron.
Semana 06 15/04/2019 Segunda CVB 100 AULA PRÁTICA
Semana 06 16/04/2019 Terça CVA 100 AULA PRÁTICA
Semana 06 19/04/2019 Sexta CVA/CVB 100 Paixão de Cristo
Semana 07 22/04/2019 Segunda CVA/CVB 100 CINÉTICA QUÍMICA
-Lei de velocidade;
-Ordem de reação.;
-Reações de primeira ordem;
-Reações de segunda ordem;
-Reações de ordem zero;
-Tempo de media vida.
Semana 07 22/04/2019 Segunda CVB 100 AULA PRÁTICA
Semana 07 23/04/2019 Terça CVA 100 AULA PRÁTICA
Semana 07 26/04/2019 Sexta CVA/CVB 100 CINÉTICA QUÍMICA
-Lei de velocidade integrada;
-Mecanismo de reação;
-Teoria das colisões.
Semana 08 29/04/2019 Segunda CVA/CVB 100 CINÉTICA QUÍMICA
-Fatores que afetam a velocidade de reação.
Semana 08 29/04/2019 SegundaCVB 100 AULA PRÁTICA
Semana 08 30/04/2019 Terça CVA 100 AULA PRÁTICA
Semana 08 03/05/2019 Sexta CVA/CVB 100 EQUILÍBRIO QUÍMICO
-Conceito;
-Características do Equilíbrio Químico.
Semana 09 06/05/2019 Segunda CVA/CVB 100 EQUILÍBRIO QUÍMICO
-Tipos de equilíbrio químico;
-Quociente de equilíbrio ou Lei da Ação das Massas;
-Constante de equilíbrio em termos de concentração;
-Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais.
Semana 09 06/05/2019 Segunda CVB 100 AULA PRÁTICA
Semana 09 07/05/2019 Terça CVA 100 AULA PRÁTICA
Semana 09 10/05/2019 Sexta CVA/CVB 100 //AVALIAÇÃO-02//
Semana 10 13/05/2019 Segunda CVA/CVB Planejamento/Capacitação.
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TURMAS CVA/CVB
QUÍMICA
QU22NB
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PATO BRANCO
2019.1
Semana 10 13/05/2019 Segunda CVA/CVB Planejamento/Capacitação.
Semana 10 14/05/2019 Terça CVA/CVB Planejamento/Capacitação.
Semana 10 17/05/2019 Sexta CVA/CVB Planejamento/Capacitação.
Semana 11 20/05/2019 Segunda CVA/CVB 100 EQUILÍBRIO QUÍMICO
-Constante de equilíbrio para soma de reações;
-Grau de equilíbrio;
-Principio de LeChatelier;
-Deslocamento do equilíbrio químico.
Semana 11 20/05/2019 Segunda CVB 100 AULA PRÁTICA
Semana 11 21/05/2019 Terça CVA 100 AULA PRÁTICA
Semana 11 24/05/2019 Sexta CVA/CVB 100 EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SISTEMAS AQUOSOS
-Conceitos de ácidos e bases;
-pH.
Semana 12 27/05/2019 Segunda CVA/CVB 100 TERMOQUÍMICA
-Sistemas;
-Calorimetria:
>Capacidade calorífica;
>Calor de fusão;
>Calor de vaporização;
>Calor de sublimação;
-Princípios da termodinâmica;
-Trabalho de expansão;
-Entalpia;
-Reações endotérmicas e exotérmicas.
Semana 12 27/05/2019 Segunda CVB 100 AULA PRÁTICA
Semana 12 28/05/2019 Terça CVA 100 AULA PRÁTICA
Semana 12 31/05/2019 Sexta CVA/CVB 100 TERMOQUÍMICA
-Sistemas;
-Calorimetria:
>Capacidade calorífica;
>Calor de fusão;
>Calor de vaporização;
>Calor de sublimação.
Semana 13 03/06/2019 Segunda CVA/CVB 100 TERMOQUÍMICA
-Princípios da termodinâmica;
-Trabalho de expansão;
-Entalpia;
-Reações endotérmicas e exotérmicas.
Semana 13 03/06/2019 Segunda CVB 100 AULA PRÁTICA
Semana 13 04/06/2019 Terça CVA 100 AULA PRÁTICA
Semana 13 07/06/2019 Sexta CVA/CVB 100 TERMOQUÍMICA
-Equações termoquímicas;
-Lei de Hess;
-Energia de ligação.
Semana 14 10/06/2019 Segunda CVA/CVB 100 //AVALIAÇÃO-03//
Semana 14 10/06/2019 Segunda CVB 100 AULA PRÁTICA
Semana 14 11/06/2019 Terça CVA 100 AULA PRÁTICA
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TURMAS CVA/CVB
QUÍMICA
QU22NB
UTFPR
PATO BRANCO
2019.1
Semana 14 14/06/2018 Sexta CVA/CVB 100 TERMOQUÍMICA
-Espontaneidade das reações;
-Conceito de Entropia;
-Entropia do sistema;
-Entropia das vizinhanças;
-Entropia do universo;
-Segunda Lei da Termodinâmica;
-Energia livre de Gibbs.
Semana 15 17/06/2019 Segunda CVA/CVB 100 ELETROQUÍMICA
-Potencias de redução;
-Diferença de potencial;
-Pilhas e espontaneidade.
Semana 15 17/06/2019 Segunda CVB 100 AULA PRÁTICA
Semana 15 18/06/2019 Terça CVA 100 AULA PRÁTICA
Semana 15 21/06/2019 Sexta CVA/CVB 100 Recesso.
Semana 16 24/06/2019 Segunda CVA/CVB 100 ELETROQUÍMICA
-Equação de Nerst;
-Potencial da célula;
-Energia livre e o potencial de célula;
-Tipo de baterias.
Semana 16 24/06/2019 Segunda CVB 100 AULA PRÁTICA
Semana 16 25/06/2019 Terça CVA 100 AULA PRÁTICA
Semana 16 28/06/2019 Sexta CVA/CVB 100 ELETROQUÍMICA
-Eletrólise;
-Eletrólise ígnea;
-Eletrólise aquosa;
-Aspectos quantitativos da eletrólise.
Semana 17 01/07/2019 Segunda CVA/CVB 100 ELETROQUÍMICA
-Corrosão.
Semana 17 01/07/2019 Segunda CVB 100 AULA PRÁTICA
Semana 17 02/07/2019 Terça CVA 100 AULA PRÁTICA
Semana 17 05/07/2019 Sexta CVA/CVB 100 Revisão geral para a Avaliação-03.
Entregue das nota da APS.
Semana 18 08/07/2019 Segunda CVA/CVB 100 //AVALIAÇÃO-04//
Semana 18 08/07/2018 Segunda CVB 100 AULA PRÁTICA
Semana 18 09/07/2019 Terça CVA 100 AULA PRÁTICA
Semana 18 12/07/2019 Sexta CVA/CVB 100 Entregue das provas/Revisão
Semana 19 15/07/2019 Segunda CVA/CVB 100 //Avaliação Substitutiva//
"Atividade de recuperação do aproveitamento acadêmico segundo § 4.º do Art. 
35 do Regulamento da Organização Didático-Pedagógica dos Cursos de 
Graduação da UTFPR".
Semana 19 15/07/2019 Segunda CVB 100 Lançamento de notas do Laboratório
Semana 19 16/07/2019 Terça CVA 100 LANÇAMENTO DE NOTAS DA DISCIPLINA
DATA PROVA PESO
05/04/2019 Sexta AT01 0,15
10/05/2019 Sexta AT02 0,15
10/06/2019 Segunda AT03 0,20
08/07/2019 Segunda AT04 0,20
APS 0,10
15/07/2019 Segunda AP 0,20
 
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QUÍMICA 
QU22NB 
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LISTA.01 
 
2019.1 
MOLES E MASSA MOLAR 
1. Calcule a massa molar de cada um dos 
seguintes compostos: 
a) Fe2O3 óxido de ferro (III) 
b) C6H8O6 (ácido ascórbico: vitamina C) 
c) Ni(NO3)2∙6H2O 
d) CuSO4∙5H2O 
e) K4[Fe(CN)6] 
2. Que massa é representada por 0,0255 mol de 
cada um dos seguintes compostos 
a) C3H7OH (propanol) 
b) C11H16O2, antioxidante para alimentos) 
c) C9H8O4 (aspirina) 
d) CH3(CH2)10CH2OH 
e) CH3(CH2)4CH2OCH2(CH2)CH3 
CONVERSÃO DE UNIDADES 
3. Transforme: 
a) 2 km em m 
b) 1,5 m em mm 
c) 5,8 km em cm 
d) 0,4 m em mm 
e) 27 mm em cm 
f) 126 mm em m 
g) 12 m em km 
4. Agora converta as unidades de área: 
a) 8,37 dm2 em mm2 
b) 3,1416 m2 em cm2 
c) 2,14 m2 em mm2 
d) 125,8 m² em km² 
e) 12,9 km² em m² 
5. Depois converta as de volume: 
a) 8,132 km3 em hm3 
b) 180 hm3 em km³ 
c) 1 m3 em mm3 
d) 5 cm³ em m³ 
e) 78,5 m³ em km³ 
f) 12 m³ em cm³ 
g) 139 mm³ em m³ 
6. Converta em litros (L): 
a) 3,5 dm³ 
b) 5 m³ 
c) 3.400.000 mm³ 
d) 28 cm³ 
e) 4,3 km³ 
f) 13 dm³ 
7. Expresse em metros cúbicos o valor da 
expressão: 
3540 dm3 + 340.000 cm3 = 
8. Um aquário tem o formato de um 
paralelepípedo retangular, de largura 50 cm, 
comprimento 32 cm e altura 25 cm. Para 
encher 3/4 dele com água, quantos litros de 
água serão usados? 
a) 0,03 L 
b) 0,3 L 
c) 3 L 
d) 30 L 
9. Converta: 
a) 45 km/h em m/s 
b) 100 m/s em km/h 
c) 600 W em HP 
d) 35 HP em W 
e) 35 HP em Btu/h 
f) 500 mmHg em kgf/cm2 
g) 1000 pol em km 
h) 2000 g/cm3 em kg/m3 
10. Nas lâmpadas de filamento de tungstênio, o 
filamento pode atingir até uma temperatura de 
2.500 °C. Qual será essa temperatura em graus 
Kelvin? 
11. O zero absoluto corresponde a 0 K, quanto é 
esse valor em graus Celsius? 
12. A temperatura de solidificação do mercúrio é 
−39 °𝐶, a quanto corresponde em graus 
kelvin? 
 
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13. Nos desertos a variação de temperatura entre 
o dia e a noite pode chegar até 40 °C, a quanto 
corresponde essa variação em graus kelvin? 
14. Preciso colocar arame farpado em volta de um 
terreno retangular que mede 0,2 Km de largura 
e 0,3 Km de comprimento. Quantos metros de 
arame farpado devem usar? 
15. Expresse nas unidades indicadas: 
a) 3500 mg em g 
b) 3,5 µg em g 
c) 3000 g em kg 
d) 2,54 t em kg 
e) 5 quilogramas e 500 gramas em g 
16. Resolver: 
a) A medida mista de 524s em h:min:s 
b) A medida mista de 120000s em h:min:s 
c) 2h 27min 8s + 3h 21 min 17s 
d) 49min 38s + 52 min 45s 
e) 7h 48 min 29s - 2h 45min 19s 
f) 56 min 22s - 8 min 49s 
g) (9h 21min 17s) . 3 
i) (11h 27min 15s) : 5 
j) (1d 3h 7min) : 4 
 
ÁTOMOS: PRÓTONS, NÊUTRONS E ELÉTRONS 
17. Definir 
a) Mol 
b) Próton (p) 
c) Elétron (𝑒−) 
d) Nêutron (n) 
e) Número atômico (Z) 
f) Número de massa (A) 
g) Elemento químico 
h) Íons 
i) Isótopos 
j) Isoeletrônicos 
18. Qual é a diferença entre átomo e elemento 
químico? 
19. Faz um desenho do átomo para cada modelo 
histórico incluindo o modelo de átomo atual, 
indicando suas partes. 
20. Por que os modelos de Rutherford e Bohr são 
consideradosmodelos determinísticos e o do 
Schrödinger um modelo atômico proba-
bilístico? 
21. Quais são as principais falhas dos modelos 
atómicos ou conceitos de Leucipo e Demócrito, 
J. Dalton, J.J. Thomson, E. Rutherford, N. Bohr? 
22. Dê o número de prótons, nêutrons e elétrons 
de um átomo de 
a) 10B 
b) 238U 
c) 247Cm 
d) 69Ga 
e) Mg2+ 
f) N3– 
g) O2– 
h) Selênio-79 
i) Th4+ 
j) Trítio, 3H 
k) U6+ 
 
23. Complete a seguinte tabela 
Elemento Símbolo p n e‒ A Z 
 36Cl 
 20 20 
Lantânio 80 
 120Sn 
 30 25 
Ósmio 190 
 
 
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QUÍMICA 
QU22NB 
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LISTA.02 
 
2019.1 
NUVEM ELETRÔNICA (ELETROSFERA), DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA, NÚMEROS QUÂNTICOS E 
FORMA DOS ORBITAIS ATÔMICOS 
1. O que é a função de onda Ψ? 
2. Qual é a diferencia conceptual entre a função Ψ 
e a função Ψ2? 
3. Descreva a natureza onda-partícula da matéria 
(L. de Broglie). 
4. Descreva o princípio de incertidumbre. 
5. De o número de elétrons de valência de cada 
um dos seguintes elementos: 
a) antimônio 
b) silício 
c) manganês 
d) boro 
e) bromo 
f) ródio 
g) nióbio 
h) telúrio 
6. De a configuração esperada para o estado 
fundamental de cada um dos seguintes íons: 
a) S2‒ 
b) As3+ 
c) Ru3+ 
d) Ge2+ 
e) Br‒ 
f) Rh3+ 
g) Nb3+ 
h) Te2‒ 
7. Definir os seguintes números quânticos: 
a) n 
b) l 
c) ml 
d) s 
8. Definir o que é um orbital 
9. Descreva e desenhe a orientação dos lobos dos 
orbitais px, py e pz em relação aos eixos 
cartesianos. 
10. Descreva a diferencia de orientação dos 
orbitais 𝑑𝑥𝑦 e 𝑑𝑥2−𝑦2 em relação aos eixos 
cartesianos de referência. 
11. Quantos orbitais existem em subcamadas com 
l igual a 
a) 0 
b) 2 
c) 1 
d) 3 
12. a) Quantos valores do número quântico l são 
possíveis quando n = 7? 
b) Quantos valores de l são permitidos para um 
elétron na subcamada 6d? 
c) Quantos valores de m são permitidos para 
um elétron da subcamada 3p? 
d) Quantas subcamadas existem na camada 
com n = 4? 
13. Quais são os números quânticos principal e de 
momento angular do orbital para cada um dos 
seguintes orbitais: 
a) 6p 
b) 3d 
c) 2p 
d) 5f 
Também dê os valores possíveis do número 
quântico magnético. 
14. Quantos elétrons, no total, podem ocupar 
a) os orbitais 4p 
b) os orbitais 3d 
c) o orbital 1s 
d) os orbitais 4f? 
15. Escreva a notação da subcamada e o número 
de orbitais que têm os seguintes números 
quânticos 
a) n = 5, l = 2 
b) n = 1; l = 0 
c) n = 6, l = 3 
d) n = 2; l = 1 
 
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16. Quantos elétrons podem ter os seguintes 
números quânticos em um átomo? 
a) n = 2, l = 1 
b) n = 4, l = 2, m = ‒2 
c) n = 2 
d) n = 3, l = 2, m =+1 
e) n = 3, l = 2, m =+1, s = +1/2 
17. Dentre os conjuntos de quatro números 
quânticos {n, l, m, s}, identifique os que são 
proibidos para um elétron em um átomo e 
explique por que: 
a) {4, 2, -1, +1/2} 
b) {5, 0, ‒1, +1/2} 
c) {4, 4, ‒1, +1/2} 
18. Explique da maneira mais simples por que cada 
um dos seguintes conjuntos de números 
quânticos não é possível para um elétron em 
um átomo. 
a) n = 2, l = 2, m = 0 
b) n = 3, l = 0, m = –2 
c) n = 6, l = 0, m =+1 
19. Qual é o número máximo de orbitais que 
podem ser identificados em cada um dos 
seguintes conjuntos de números quânticos? 
Quando “nenhum” for a resposta correta, 
explique seu raciocínio. 
a) n = 3, l = 0, m = +1 
b) n = 5, l = 1 
c) n = 7, l = 5 
d) n = 4, l = 2, m = –2 
20. Mostre qual(ais) dos seguintes orbitais não 
pode(m) existir de acordo com a teoria 
quântica: 
2s, 2d, 3p, 3f, 4f e 5s. 
Explique de maneira simples sua resposta. 
 
 
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QUÍMICA 
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LISTA.03 
 
2019.1 
TABELA PERIÓDICA 
1. Qual é a configuração do estado fundamental 
esperada para cada um dos seguintes ele-
mentos? 
a) prata 
b) berílio 
c) antimônio 
d) gálio 
e) tungstênio 
f) iodo 
2. Quais elementos têm as seguintes configu-
rações eletrônicas de estado fundamental: 
a) [Kr]4d105s25p4 
b) [Ne]3s1 
c) [Kr]5s2 
d) [Xe]4f26s2? 
3. Prediga o número de elétrons de valência de 
cada um dos seguintes átomos (inclua os 
elétrons d mais externos): 
a) Na 
b) Ag 
c) Nb 
d) W 
e) Bi 
f) Si 
g) Ta 
h) Mn 
i) Zn 
Nota: preste atenção para aqueles elementos 
que presentam exceções. 
4. Os elementos Ga, Ge, As, Se, e Br estão no 
mesmo período da Tabela Periódica. Escreva a 
configuração eletrônica esperada para os 
estados fundamentais desses elementos e 
prediga quantos elétrons desaparelhados, se 
algum, cada átomo tem. 
5. Dê a notação da configuração da camada de 
valência (incluindo os elétrons d mais externos) 
dos: 
a) metais alcalinos 
b) elementos do Grupo 15 
c) metais de transição do Grupo 5 
d) metais de “cunhagem” (Cu, Ag, Au) 
Nota: preste atenção para aqueles elementos 
que presentam exceções. 
6. Nomeie os elementos, verifique seus números 
de grupo na Tabela Periódica. Identifique cada 
um como metal (M), não metal (n-M) ou 
metaloide (m). 
 
 
Elemento Nome Grupo Classificação Elemento Nome Grupo Classificação 
Sc P 
Sr Pr 
S Po 
Sb Pd 
7. Escreva o símbolo dos seguintes elementos. 
Classifique cada um deles como metal (M), não 
metal (n-M) ou metaloide (m). 
 
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Elemento Símbolo Classificação Elemento Símbolo Classificação 
Vanádio Silício 
Xenônio Tálio 
Európio Cádmio 
8. Liste os nomes, os símbolos e os números 
atômicos dos metais alcalinos. Caracterize suas 
reações com água e descreva a tendência de 
seus pontos de fusão. 
9. Liste os nomes, os símbolos e os números 
atômicos dos halogênios. Identifique o estado 
físico normal (temperatura e pressão 
ambiental) de cada um. 
10. Identifique na Tabela Periódica o bloco, s, p, d 
ou f, a que pertencem os seguintes elementos: 
a) zircônio, 
b) arsênio 
c) tálio 
d) bário 
e) silício 
f) cobalto 
11. Descreva três propriedades físicas típicas dos 
a) metais, 
b) não metais e 
c) gases nobres. 
12. Coloque cada um dos seguintes conjuntos de 
elementos na ordem decrescente de energia de 
ionização. Explique sua escolha. 
a) enxofre, cloro, silício 
b) cobalto, titânio, crômio 
c) antimônio, bismuto, fósforo. 
13. Coloque cada um dos seguintes conjuntos de 
elementos na ordem decrescente de raio 
atômico. Explique sua escolha. 
a) bromo, cloro, iodo 
b) gálio, selênio, arsênio 
c) cálcio, potássio, zinco 
d) bário, cálcio, estrôncio 
14. Qual dos íons de cada par tem o maior raio 
iônico: 
a) Ca2+, Ba2+ 
b) As3‒, Se2‒ 
c) Sn2+, Sn4+ 
Explique sua escolha. 
15. a) Geralmente, a primeira energia de ionização 
de um período cresce de esquerda para 
direita com o aumento de número atômico. 
Por que? 
b) Examine da primeira energia da ionização 
dos elementos do bloco p. Anote qualquer 
exceção da regra dada em (a). Como você 
explica essas exceções? 
16. Que elementos em cada um dos seguintes 
pares tem a maior afinidade eletrônica: 
a) alumínio, ou índio; 
b) bismuto ou antimônio; 
c) silício ou chumbo? 
17. Selecione o menor membro em tamanho de 
cada um dos seguintes pares: 
a) K+, Ca2+, Ga3+ 
b) Ca2+, Be2+, Ba2+, Mg2+ 
c) Al3+, Sr2+, Rb+, K+ 
d) K+, Ca2+, Rb+ 
18. Responda às seguintes perguntas sobre os 
elementos A e B, que apresentam as 
configurações eletrônicas abaixo 
A = [Kr] 5s1 B = [Ar] 3d104s24p4 
a) O elemento A é um metal, metaloide ou um 
não metal? 
b) Qual elemento tem maior energia de 
ionização? 
c) Qual dos elementos possui a afinidade 
eletrônica menos negativa? 
d) Qual dos elementos possui o raio atômico 
maior? 
19. A configuração de um elemento é dada a 
seguir: 
[18Ar] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑4s 3d 
a) Qual é a identidade do elemento? 
b) Em que grupo da Tabela Periódica o 
elemento se encontra? 
 
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c) O elemento é um metal, um elemento do 
grupo principal, um lantanoide, um 
actinoide? Escreva a configurações 
eletrônicas para mostrar os dois primeiros 
processos de ionização para o potássio. 
Explique por que a segunda energia de 
ionização é maior que a primeira. 
20. Coloque os seguintes íons na ordem crescente 
do raio iônico: 
S‒2, Cl‒, P3‒ 
Explique sua escolha. 
21. Que argumentos você usaria para convencer 
outro estudante de química geral que o MgO 
consiste de íons Mg2+ e O2– e não dos íons Mg+ 
e O–? Que experimentos poderiam ser 
realizados para fornecer alguma evidencia de 
que a formulação correta do óxido de magnésio 
é Mg2+O2–? 
22. Quais íons na seguinte lista provavelmente não 
são encontrados em compostos químicos: 
Cs+, In4+, Fe6+, Te2–, Sn5+ e I–? 
Explique resumidamente. 
Para responder às questões 23 e 24, leia às 
seguintes informações: 
• Íons isoeletrônicos são aqueles que possuem 
o mesmo número de elétrons. 
• Entre dos íons isoeletrônicos, o maior será 
aquele que possuir menor número atômico, 
ou seja, menor número de prótons, nesse 
caso, a atração entre o núcleo e a eletrosfera 
será mais fraca, o que provoca um aumento 
do tamanho do íon. 
23. Compare os íons 11Na+ e 8O2– 
a) Qual o número de elétrons de cada um 
deles? 
b) Qual será o íon de maior tamanho? 
24. Coloque os íons 19K+, 17Cl– e 16S2– em ordem 
crescente de tamanho. 
25. Usando lápis de cores, agrupe com uma cor 
diferente: 
a) os metais, semimetais e não metais 
b) os elementos do bloco s, p, d e f 
c) os elementos alcalinos, alcalinos terrosos, 
metais de transição, lantanoides, 
actinoides, halogênios, calcogênios, gases 
nobres 
d) acima de cada coluna coloque o respectivo 
número de Grupo e para cada fila 
horizontal (período) o número de nível 
correspondente. 
a) 
b) 
c) 
d) 
 
 
 
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LISTA.04 
 
2019.1 
LIGAÇÃO IÔNICA 
1. Defina a ligação iônica. 
2. Por que os não metais tendem a formar ânions 
em vez de cátions? 
3. Considere as seguintes regras para formação 
de cátions a partir de átomos neutros: 
• Os elétrons sempre saem da camada mais 
externa. 
• Se a camada mais externa apresentar vários 
subníveis, os elétrons sairão do subnível de 
maior energia. Veja o exemplo: 
26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
26Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 
26Fe3+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 
Obedecendo a essas regras, escreva as 
configurações eletrônicas dos cátions 
a) Ag+ 
b) Li+ 
c) Rb+ 
d) Ca2+ 
e) Ra2+ 
f) Zn2+ 
g) Al3+ 
h) Ga3+ 
i) Y3+ 
j) Cu+, Cu2+ 
k) Sb3+, Sb5+ 
l) Cr2+, Cr3+, Cr6+ 
m) Mn2+, Mn+3, Mn4+, Mn6+, Mn+7 
Observação: ter cuidado com aqueles 
elementos excepções à regra de Afbau. 
4. Consultando uma tabela periódica, é possível 
prever que será iônica a ligação entre 
a) sódio e magnésio 
b) magnésio e oxigênio 
c) oxigênio e flúor 
d) neônio e argônio 
5. Escreva as fórmulas dos compostos iônicos que 
apresentam. Também represente os 
compostos mediante a configuração de Lewis: 
a) Ca2+ e Cl– 
b) Hg2+ e S2– 
c) Fe3+ e O2– 
6. Descrever as propriedades físicas e químicas 
principais dos compostos iônicos. 
7. Um elemento M do grupo 2A forma um 
composto binário iônico com um elemento X do 
grupo 7A. Determine a fórmula mínima do 
respectivo composto: MmXn. 
8. Na ligação entre átomos dos elementos 
químicos 𝑃15
31 e Ca, que tem 20 prótons, forma-
se o composto de fórmula: 
a) CaP 
b) Ca3P 
c) CaP3 
d) Ca2P3 
e) Ca3P2 
9. Dados os íons Ca2+, O2–, Na+, N3– e Al3+, estará 
correta a fórmula: 
a) NaN3 
b) Ca2O 
c) Al3O2 
d) NaO2 
e) Ca3N2 
Para as incorretas, escreva a formula possível 
certa. 
10. Dadas as configurações fundamentais: 
A: 1s2 2s1 e B: 1s2 2s2 2p4 
a fórmula do composto correspondente será: 
a) AB 
b) AB2 
c) A2B 
d) AB3 
e) A3B 
11. Use o ciclo de Born-Haber par mostrar que a 
reação é exotérmica: 
𝐾(𝑠) +
1
2
𝐶𝑙2(𝑔) → 𝐾𝐶𝑙(𝑠) 
 
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São conhecidas as seguintes energias (o sinal 
negativo indica um processo exotérmico): 
 
Reação Processo Energia (kJ) 
𝐾(𝑠) → 𝐾(𝑔) Sublimação 90,0 
1
2
𝐶𝑙2(𝑔) → 𝐶𝑙(𝑔) 
Ruptura da ligação Cl—Cl 119 
𝐾(𝑔) → 𝐾+(𝑔) + 𝑒− Potencial de ionização 419 
𝐶𝑙(𝑔) + 𝑒− → 𝐶𝑙−(𝑔) Afinidade eletrônica −349 
𝐾+(𝑔) + 𝐶𝑙−(𝑔) → 𝐾𝐶𝑙(𝑠) Formação do retículo cristalino −704 
LIGAÇÃO COVALENTE 
12. Escreva a estrutura de Lewis dos seguintes 
compostos e indique o tipo de ligação entre os 
átomos (π ou σ), se é simples ou múltipla e tipo 
de hibridação. Também indique os pares não 
ligantes (pares livres): 
a) CCl4 
b) COCl2 
c) ONF 
d) NF3 
e) OCl2 
f) PBr3 
g) GeH4 
h) GaCl3 
i) BH4‒ 
j) BrO‒ 
k) NH2‒ 
l) ONO+ 
m) ClO2‒ 
n) HCO2‒ 
13. Escreva a estrutura de Lewis de cada um dos 
seguintes compostos e indique o tipo de ligação 
entre os átomos (π ou σ), se é simples ou 
múltipla e tipo de hibridação. Também indique 
os pares não ligantes (pares livres). 
a) HCHO (formol) 
b) CH3OH (metanol) 
c) H2C(NH2)COOH (glicina, um aminoácido) 
d) CH3NH2 (metilamina) 
e) HCOOH (ácido fórmico) 
f) CH3SH (metanotiol) 
g) CS2 
14. Descrever as propriedades físicas e químicas 
principais dos compostos covalentes. 
 
 
 
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LISTA.05 
 
2019.1 
GEOMETRIA MOLECULAR (TLV E VESPR) 
 
1. Qual é a geometria molecular do íon ClO2+? 
2. Qual é o ângulo de ligação [O―Cl―O]+? 
3. Qual é a geometria molecular do cloreto de 
tionila, SOCl2? O enxofre é o átomo central. 
4. Qual é a geometria da molécula XeF2? Desenhe 
a estrutura geométrica. 
5. Qual é a geometria da molécula ICl2? O iodo é o 
átomo central. Desenhe a estrutura 
geométrica. 
6. Qual é a geometria do íon SbF52―? Desenhe a 
estrutura geométrica. 
7. Que é a hibridização de orbitais atómicos? Por 
que é impossível que um átomo isolado exista 
em estado híbrido? 
8. Qual é a diferença entre um orbital puro e 
outro híbrido? Podem dos orbitais 2p formar 
orbitais híbridos entre eles? 
9. Como se distingue uma ligação sigma (σ)de 
uma pi (π)? 
10. Qual é a hibridação do silício no 
SiH4 e H3Si—SiH3? 
11. Quais orbitais híbridos utiliza o átomo de 
nitrogênio em cada uma das seguintes espécies 
a) NH3 
b) H2N—NH2 
c) NO3— 
12. Quais são os orbitais híbridos dos átomos de 
carbono nas seguintes moléculas? 
a) H3C—CH3 
b) H3C—CH=CHCH2 
c) CH3—C≡C—CH2OH 
d) CH3CH=O 
e) CH3COOH 
13. Descreva a hibridação do fósforo na molécula 
PF5. 
14. Na molécula de formaldeído, desenhe a 
estrutura de Lewis e descreva todos os tipos de 
ligações presentes na molécula e o tipo de 
hibridação para cada átomo. 
15. Para as seguintes moléculas: 
a) Desenhar a melhor estrutura de Lewis 
possível 
b) Indicar o número de pares não ligantes e 
ligantes, ligações duplas e/ou triplas 
c) Desenhar e nomear a geometria molecular. 
i. 𝑁𝐻3 
ii. 𝑂𝐶𝑙− 
iii. 𝑁𝑂2
+ 
iv. 𝑆𝑏𝐹5
2− 
v. 𝑃𝐹5 
vi. 𝐼3
− 
vii. 𝑂𝐹2 
viii. 𝑋𝑒𝐹4 
ix. 𝑃𝑂4
3− 
x. 𝑆𝐹4 
xi. 𝑆𝑒𝐻4 
xii. 𝐶𝐹3𝐶𝑙 
xiii. 𝑆𝑒𝐶𝑙6 
xiv. 𝐶𝑙𝐹5 
xv. 𝑃𝐶𝑙3𝐹2 
xvi. 𝐶𝑙𝐹3 
 
 
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LISTA.06 
 
2019.1 
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS 
1. Para cada par de ligações, indique a ligação 
mais polar e use uma seta para mostrar a 
direção da polaridade de cada ligação: 
a) C―O e C―N 
b) P―Br e P―Cl 
c) B―O e B―S 
d) B―Fe B―I 
2. Considere as seguintes moléculas: 
a) H2O 
b) NH3 
c) CO2 
d) CCl4 
e) ClF 
i) Em que composto as ligações são mais 
polares? 
ii) Quais compostos da lista são não polares 
iii) Desenhe o momento dipolar liquido para 
cada caso. 
3. A acroleína, C3H4O, é o material de partida para 
determinados plásticos 
a) Desenhe a estrutura de Lewis completa da 
molécula 
b) Quais ligações são polares e quais são 
apolares? 
c) Qual é a ligação mais polar na molécula? 
Qual é o átomo mais negativo nessa ligação? 
Indique com uma seta o momento dipolar 
dessa ligação. 
4. Escreva as estruturas de Lewis e desenhe a 
estrutura molecular. Prediga se as seguintes 
moléculas são polares ou não polares: 
a) CH2Cl2 
b) CCl4 
c) CS2 
5. Escreva as estruturas de Lewis e desenhe a 
estrutura molecular. Prediga se as seguintes 
moléculas são polares ou não polares: 
a) H2Se 
b) AsF5 
c) SiO2 
d) NF3 
6. Prediga a polaridade das seguintes moléculas: 
a) NF3 
b) SF4 
7. Escreva as estruturas de Lewis e prediga a 
geometria molecular de cada espécie. Desenhe 
a estrutura geométrica para cada caso. 
a) CF3Cl 
b) TeCl4 
c) COF2 
d) CH3‒ 
8. Escreva as estruturas de Lewis e prediga a 
geometria molecular de cada espécie. Desenhe 
a estrutura geométrica para cada caso. 
a) PCl3F2 
b) SnF4 
c) SnF62‒ 
d) XeO4 
e) SeCl6 
f) ClF5 
g) PCl3F2 
h) ClF3
 
 
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LISTA.07 
2019.1 
 
BALANÇAMENTO DE EQUAÇÕES 
 
1. C2H6O + O2 → CO2 + H2O 
2. Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2 
3. C6H12O6 C2H6O + CO2 
4. C4H10 + O2 → CO2 + H2O 
5. FeCl3 + Na2CO3 → Fe2(CO3)3 + NaCl 
6. NH4Cl + Ba(OH)2 → BaCl2 + NH3 + H2O 
7. CS2 + O2 → CO2 + SO2 
8. H3PO4 + CaO → Ca3(PO4)2 + H2O 
9. Na2CO3 + H3PO4 → Na3PO4 + H2O + CO2 
10. KMnO4 + H2SO4 → Mn2O7 + K2SO4 + H2O 
RELAÇÕES MOL-MOL, MOL-MASSA E MASSA-MASSA 
11. O metano (CH4), também conhecido por gás 
dos pântanos, é produzido pela decomposição 
de compostos orgânicos, na ausência de 
oxigênio, por determinadas bactérias e 
consumido na própria atmosfera. Quando 5 
mol de metano reagem com 3 mol de oxigênio, 
o número de mols de gás carbônico (CO2) 
liberados será igual a: 
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O 
12. Nas indústrias petroquímicas, enxofre pode ser 
obtido pela reação: 
2 H2S + SO2 → 3 S + 2 H2O 
Qual é a quantidade máxima de enxofre, em 
gramas, que pode ser obtida partindo-se de 5 
mols de H2S e 2 mols de SO2? 
13. Minério usado na fabricação de ferro em 
algumas siderúrgicas brasileiras contém cerca 
de 80% de óxido de ferro (III). Quantas 
toneladas de ferro podem ser obtidas pela 
redução de 20 toneladas desse minério? 
Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2 
14. Calcário é uma rocha que contém carbonato de 
cálcio, CaCO3. Quantos quilogramas de cal 
virgem, CaO, podem ser preparados por pirólise 
(decomposição térmica) de uma tonelada de 
calcário contendo 94,6 % de CaCO3? 
CaCO3 → CaO + CO2 
15. A obtenção de etanol, a partir de sacarose 
(açúcar) por fermentação, pode ser 
apresentada pela seguinte equação: 
C12H22O11 + H2O → 4 C2H5OH + 4 CO2 
Admitindo-se que o processo tenha 
rendimento de 100% e que o etanol seja 
anidro (puro), calcule a massa (em kg) de 
açúcar necessária para produzir um volume de 
50 litros de etanol, suficiente para encher um 
tanque de um automóvel. 
Dados: Densidade do etanol = 0,8 g/cm3 
Massa molar da sacarose = 342 g/mol 
Massa molar do etanol = 46 g/mol 
16. A hidrazina, N2H4, e o peróxido de hidrogênio, H2O2 
têm sido usados como combustíveis de foguetes. 
Eles reagem de acordo com a equação: 
7 H2O2 + N2H4 → 2 HNO3 + 8 H2O 
A reação de hidrazina com 75% de pureza com 
peróxido de hidrogênio suficiente produziu 3,78 kg 
de ácido nítrico, com rendimento de 80%. 
Dados: massas atômicas - H = 1; O = 16; N = 14. 
a) Determine a massa, em gramas, de hidrazina 
impura utilizada. 
b) Determine a massa, em gramas, de água 
formada. 
17. O gás acetileno (C2H2) pode ser produzido pela 
reação do carbeto de cálcio (CaC2) com água em 
geradores especiais, obtendo-se também o 
 
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hidróxido de cálcio como subproduto, conforme a 
equação a seguir não balanceada. 
CaC2(g) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + C2H2(g) 
O volume de gás acetileno obtido, nas CNTP, a partir 
da reação de 400 g de carbeto de cálcio com 80% 
de pureza e rendimento total, é igual a: 
Dados: massa molar em (g/mol) H = 1, C = 12, O = 
16 e Ca = 40. 
a) 112,0 L 
b) 140,0 L 
c) 137,0 L 
d) 44,8 L 
e) 22,4 L 
18. Considere a reação de produção do metanol (álcool 
metílico) 
CO(g) + 2 H2(g) → CH3OH(l) 
Se 48,0 g de H2(g) são adicionados a 140 g de CO(g), 
e o rendimento da reação é 100%, pede-se: 
a) a massa do reagente em excesso que resta no 
final. 
b) a massa de álcool metílico obtida. 
Dados: H = 1; C = 12; O = 16 
19. As 20,52 g de Al2(SO4)3 são misturadas com 31,20 g 
de BaCl2, ambos em solução aquosa. Ocorre a 
reação de precipitação do BaSO4: 
Al2(SO4)3(aq) + 3 BaCl2(aq) 
 → 2 AlCl3(aq) + 3 BaSO4(s) 
a) Calcule a massa de AlCl3 obtida. 
b) Calcule a massa de BaSO4 obtida. 
c) Calcule a massa do reagente em excesso, se for 
o caso. 
Dados: O = 16; S = 32; Cl = 35,5; Al = 27; Ba = 137 
20. Um pedaço de ferro pesando 5,60 gramas sofreu 
corrosão quando exposto ao ar úmido por um 
período prolongado. A camada de ferrugem 
formada foi removida e pesada, tendo sido 
encontrado o valor de 1,60 gramas. Sabendo-se que 
a ferrugem tem a composição Fe2O3, quantos 
gramas de ferro não corroído ainda restaram? 
(Considere Fe = 56,0 g/mol e Fe2O3 = 160,0 g/mol) 
a) 2,40 g 
b) 4,48 g 
c) 5,32 g 
d) 5,04 g 
e) 4,00 g 
21. Nas indústrias petroquímicas, enxofre pode ser 
obtido pela reação: 
2 H2S + SO2 → 3 S + 2 H2O 
Qual é a quantidade máxima de enxofre, em 
gramas, que pode ser obtida partindo-se de 5,0 
mols de H2S e 2,0 mols de SO2? Indique os cálculos. 
Dado: S = 32,0 
22. Considere a reação química representada pela 
equação: 
2 Fe2S3(s) + 6 H2O(l) + 3 O2(g) 
→ 4 Fe(OH)3(s) + 6 S(s) 
Calcule a quantidade (em mols) de Fe(OH)3 que 
pode ser produzida a partir de uma mistura que 
contenha 1,0 mol de Fe2S3, 2,0 mols de H2O e 3,0 
mols de O2. 
Dados: Fe = 65 ; S = 32 ; O = 16 
 
 
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LISTA.08 
 
2019.1 
CINÉTICA QUÍMICA 
1. Utilizando concentrações em molaridade e 
tempo em segundos, quais são as unidades da 
constante de reação k, para 
a) uma reação de ordem zero; 
b) uma reação de primeira ordem; 
c) uma reação de terceira ordem; 
d) uma reação de ordem -½ 
2. Em uma experiência com um catalizador 
utilizado no processo Haber 
N2 + 3H2 → 2NH3 
a velocidade de reação foi medida, obtendo-se 
o valor 
∆[𝑁𝐻3]
∆𝑡
= 2,0 × 10−4𝑚𝑜𝑙𝐿−1𝑠−1 
Considerando que não haja reações paralelas, 
qual foi a velocidade da reação expressa em 
termos de 
a) N2 
b) H2 
3. Dada a reação, 
A + B → C 
e a tabela de velocidade de reação em 
diferentes concentrações de reagentes a 200 
°C. Determine o valor da constante de 
velocidade para esta reação, na temperatura 
em questão e a ordem de reação global. 
 
4. "O anúncio da construção de uma usina 
termelétrica a carvão na ilha da Madeira, 
município de Itaguaí, Baixada Fluminense, 
acendeu a luz amarela para o que pode 
representar um novo problema ambiental para 
o Estado do Rio de Janeiro. A consequência 
mais grave seria a chuva ácida, além da emissão 
de gases que atacam a camada de ozônio". (JB, 
2001) 
A qualidade da água da chuva pode variar em 
função do tipo de carga poluidora e das 
condições meteorológicas. O dióxido de 
nitrogênio é um dos principais poluentes da 
atmosfera. Areação entre o dióxido de 
nitrogênio e o ozônio, encontrado na 
troposfera, foi estudada a 231 K. A experiência 
mostrou que a reação é de primeira ordem em 
relação ao dióxido de nitrogênio e ao ozônio. 
2 NO2(g) + O3(g) → N2O5(g) + O2(g) 
a) Escreva a equação de velocidade da reação. 
b) Como se altera a velocidade da reação se a 
concentração de dióxido de nitrogênio for 
duplicada? 
5. Em solução aquosa ocorre a transformação: 
H2O2 + 2 I– + H+ → 2 H2O + I2 
Em quatro experimentos, mediu-se o tempo 
decorrido para a formação de mesma 
concentração de I2, tendo-se na mistura de 
reação as seguintes concentrações iniciais de 
reagentes. 
 
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Esses dados indicam que a velocidade da 
reação considerada depende apenas de quais 
reagentes? 
6. Uma cultura de vírus foi inativada por imersão 
em banho químico. O processo era de primeira 
ordem, relativo a concentração viral. No início 
do experimento verificou-se que a quantidade 
de vírus inativada era de 2,0% por minuto. 
a) Calcule k para o processo de inativação, 
expressando a constante em 1/s 
b) Qual é o tempo transcorrido para atingir 50 
% e 75% de inativação do vírus? 
7. A fermentação de açúcar em uma solução 
enzimática está sendo estudada. A 
concentração inicial de açúcar era 0,12 M. A 
concentração cai a 0,06 M em 10 h e a 0,03 M 
em 20 h. 
a) Qual é a ordem da reação? 
b) Qual é a constante de velocidade em 1/h e 
1/s? 
8. Uma substância A reage com uma substância B 
de acordo com a reação A+B→C. Dados de 
velocidade desta reação são obtidos com base 
em três experimentos independentes. 
Qual é a ordem relativa a cada reagente? Qual 
é o valor da constante de velocidade? 
[X]0: concentração inicial; [X]f: concentração final; Δt: duração do experimento. 
9. A hidrólise do acetato de metila em solução 
alcalina é 
CH3COOCH3 + OH— → CH3COO— + CH3OH 
A reação obedece à equação de velocidade 
dada por 
Vrx = k[CH3COOCH3][OH—] 
em que k = 0,137 L/mol.s a 25 °C. Uma mistura 
de reação foi preparada com concentrações de 
acetato de metila e íon hidróxido iguais a 0,050 
M. Quanto tempo é necessário para que 5,0% 
do acetato de metila hidrolise, a 25 °C? 
10. A reação abaixo foi estudada a 25 °C em 
solução de benzeno contendo piridina 0,1 M 
CH3OH + (C6H5)3CCl → (C6H5)3COCH3 + HCl 
Os dados abaixo foram obtidos em três 
experimentos individuais 
Qual é a equação de velocidade consistente 
com os dados acima e qual é o melhor valor 
médio para a constante de velocidade expressa 
em segundos e unidades de concentração 
molar. 
 
 
 
 
Experimento [A]0, mol/L [B]0, mol/L Δt, h [A]f, mol/L 
1 0,1000 1,0 0,5 0,0975 
2 0,1000 2,0 0,5 0,0900 
3 0,0500 1,0 2,00 0,0450 
 
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[X]0: concentração inicial; [X]f: concentração final; Δt: duração do experimento. 
11. A decomposição de uma substância A à 
temperatura constante foi estudada em 
detalhe. Os dados obtidos foram tabulados e 
são mostrados abaixo, sendo de primeira 
ordem. Determine graficamente o valor de k e 
suas unidades correspondentes. 
 
12. Um estudante de Engenharia Ambiental tinha 
um interesse especial na reação do composto 
2,4,6-xyz. No laboratório, ele descobriu que o 
2,4,6-xyz se decompõe em água. Durante os 
experimentos, ele coletou dados e elaborou a 
seguinte tabela. Determine a ordem da reação 
graficamente. Calcule o valor de k e suas 
unidades correspondentes. 
 
 
 
 
Tempo, 
min 
Concentração 
mg/L 
Tempo, 
min 
Concentração 
mg/L 
0 10,0 10 5,46 
1 8,56 20 4,23 
2 8,14 40 1,26 
4 6,96 80 0,218 
8 6,77 -- -- 
13. Em água, um composto químico se decompõe 
segundo uma cinética de primeira ordem. A 
constante de decomposição é 0,2/dia. Se a 
concentração inicial é de 100,0 mg/L, quantos 
dias são necessários para a concentração 
atingir o valor de 0,14 mg/L? 
14. Sobe luz ultravioleta, o ácido hipocloroso sofre 
uma reação de decomposição. Suponha-se que 
o processo ocorre segundo uma cinética de 
primeira ordem e que a taxa de decomposição 
seja 0,12/dia (com intensidade de luz 
ultravioleta e temperatura constante). Com 
estes dados, quanto tempo é necessário para 
que a concentração do ácido hipocloroso 
chegue a valores indetectáveis (<0,05 mg/L), se 
a concentração inicial era de 3,65 mg/L? 
15. O lago Silversee está localizado na cidade alemã 
de Nuremberg. A qualidade da água do lago 
diminuiu por causa da alta concentração de 
sulfeto de hidrogênio (o qual tem cheiro de ovo 
podre) que se origina do vazamento de um 
aterro próximo. Para combater o problema, a 
cidade decidiu aerar o lago em uma tentativa 
de oxidar o H2S, que tem cheiro na forma de 
sulfato inodoro, de acordo com a seguinte 
reação de oxidação: 
H2S + O2 → SO42– + H+ 
Determinou-se experimentalmente que a 
reação segue uma cinética de primeira ordem 
Experimento [A]0, mol/L [B]0, mol/L [C]0, mol/L [C]f, mol/L Δt, min 
1 0,1000 0,0500 0,0000 0,0033 2,5 
2 0,1000 0,1000 0,0000 0,0390 15 
3 0,2000 0,1000 0,0000 0,0792 7,5 
t, 
min 
0 20 40 60 80 100 120 140 160 180 200 220 240 
[A] 0,462 0,449 0,437 0,426 0,416 0,406 0,396 0,387 0,378 0,370 0,362 0,354 0,347 
 
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com relação tanto à concentração de oxigênio 
quanto a concentração de sulfeto de 
hidrogênio. 
A taxa atual de aeração mantém a 
concentração de oxigênio no lago em 2 mg/L. A 
constante cinética k para a reação foi 
determinada experimentalmente como sendo 
1.000 L/mol.d. 
a) Balance a reação de oxidação do processo. 
b) Escreva a lei de velocidade da reação do 
processo. 
c) Se a aeração inibe completamente a 
respiração anaeróbia e então paralisa a 
produção de sulfeto, quanto tempo 
demorará para reduzir a concentração de 
H2S de 500 μM para 1 μM? 
16. Foi isolada uma linhagem de bactérias que 
pode co-metabolizar o tetracloroetano (TCA). 
Essa linhagem pode ser usada para a 
biorremediação de sítios usados para depósitos 
de poluentes perigosos contaminados com 
TCA. Considere a taxa de biodegradação de TCA 
é independente da concentração de TCA. Em 
um biorreator a taxa de remoção de TCA foi de 
1 μg/L.min. Qual será o tempo de retenção de 
água necessário para reduzir a concentração de 
1mg/L no afluente para 1μg/L no efluente do 
reator? Considere que o reator é de mistura 
completa e instantânea. 
17. A reação hipotética 
A(s) + B(aq) → C(g) + E(l) 
autocatalisada por C(g). Considerando que essa 
reação ocorre em sistema fechado, volume 
constante e sob atmosfera inerte, assinale e 
justifique a opção que apresenta a curva que 
melhor representa a variação da massa de A(s), 
mA, em função do tempo, desde o início da 
reação até imediatamente antes do equilíbrio 
químico ser estabelecido dentro do sistema. 
 
18. Considere a reação representada pela equação 
química 
3 A(s) + 2B(g) → 4 E(g) 
Esta equação ocorre em várias etapas, sendo 
que a etapa mais lenta correspondente à 
reação representada pela seguinte equação 
química: 
A(g) + C(g) → D(g) 
A velocidade inicial desta última reação pode 
ser expressa por –Δ[A]/Δt = 5,0 mol/s. Qual é a 
velocidade inicial (mol/s) da reação em relação 
à espécie E? 
a) 3,8 
b) 5,0 
c) 6,7 
d) 20 
e) 60 
19. Considere o seguinte mecanismo de reação 
genérica: 
 
Com relação a este mecanismo, assinale a 
opção errada, justifique sua resposta. 
a) A reação global é representada pela 
equação: C+ + 2 A4+ → C3+ + 2 A3+ 
b) B2+ é catalisador. 
c) B3+ e B4+ são intermediários da reação. 
d) A lei de velocidade é descrita pela equação: 
vr = k[C+][A4+] 
e) A reação é de segunda ordem. 
 
 
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2019.1 
EQUILÍBRIO QUÍMICO I 
1. Verifiquese as seguintes afirmações estão 
certas ou erradas. Se estiveram erradas, 
explique por quê. 
i) Uma reação para quando atinge o 
equilíbrio. 
ii) Uma reação em equilíbrio não é afetada 
pelo aumento da quantidade de produtos. 
iii) Se a reação começa com maior pressão dos 
reagentes, a constante de equilíbrio será 
maior. 
iv) Se a reação começa com concentrações 
maiores de reagentes, as concentrações de 
equilíbrio dos produtos serão maiores. 
v) Em uma reação de equilíbrio, a reação só 
começa quando todos os reagentes 
tiverem sido convertidos em produtos. 
vi) As concentrações de equilíbrio serão as 
mesmas se começarmos uma reação com 
os reagentes puros ou com os produtos 
puros. 
vii) As velocidades das reações direta e inversa 
são iguais no equilíbrio. 
2. Escreva a expressão da constante de equilíbrio 
para cada uma das seguintes reações. 
i) 2NOCl(g) ⇌ 2NO(g) + Cl2(g) 
ii) Zn(s) + CO2(g) ⇌ ZnO(s) + CO(g) 
iii) MgSO4(s) ⇌ MgO(s) + SO3(g) 
iv) Zn(s) + 2H+(aq) ⇌ Zn2+ (aq) + H2(g) 
v) NH4Cl(s) ⇌ NH3(g) + HCl(g) 
3. Escreva o quociente de reação Q para 
i) 2 BCl3(g) + 2 Hg(l) → B2Cl4(s) + Hg2Cl2(s) 
ii) P4S10(s) + 16 H2O(l) → 4 H3PO4(aq) + 10 
H2S(aq) 
iii) Br2(g) + 3 F2(g) → 2 BrF3(g) 
4. Nitrogênio e hidrogênio reagem para formar 
amônia segundo a reação: 
1/2 N2(g) + 3/2 H2(g) ⇌ NH3(g) 
 ΔH = –11,0 kcal 
Se uma mistura dos três gases estiver em 
equilíbrio, qual será o efeito sobre a quantidade 
de NH3 se: 
i) a mistura for comprimida; 
ii) a temperatura for aumentada; 
iii) for introduzido hidrogênio adicional? 
5. A mistura de quatro sustâncias HCl, I2, HI e Cl2 
colocada em um reator atinge o equilíbrio na 
reação 
2 HCl(g) + I2(s) ⇌ 2 HI(g) + Cl2(g) 
Certas mudanças (veja a tabela seguinte) são, 
então, feitas na mistura. Examine cada 
mudança separadamente e explique o efeito 
(aumento, diminuição ou nenhum) que elas 
provocam nos valores originais de equilíbrio da 
quantidade da segunda coluna (ou K, se for o 
caso). A temperatura e o volume se mantêm 
constantes. 
Mudança Quantidade 
Adicione HCl Quantidade de HI 
Adicione I2 Quantidade de Cl2 
Remova HI Quantidade de Cl2 
Remova Cl2 Quantidade de HCl 
Adicione HCl K 
Remova HCl Quantidade de I2 
Adicione I2 K 
6. Determine o que acontece com a concentração 
da substância indicada quando a pressão total 
de cada um dos seguintes equilíbrios aumenta 
(por compressão): 
i) NO2(g) em 
 2 Pb(NO3)2(s) ⇌ 2 PbO(s) + 4 NO2(g) + O2(g) 
ii) NO(g) em 
 3 NO2(g) +H2O(l) ⇌ 2 HNO3(aq) + NO(g) 
iii) HI(g) em 
 2 HCl(g) + I2(s) ⇌ 2 HI(g) + Cl2(g) 
iv) SO2(g) em 
 2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2 SO3(g) 
 
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v) NO2(g) em 
 2 NO(g) + O2(g) ⇌ 2 NO2(g) 
7. As constantes de equilíbrio para as reações 
seguintes, foram medidas a 823 K: 
CoO(s) + H2(g) ⇌ Co(s) + H2O(g) K = 67 
CoO(s) + CO(g)⇌ Co(s) + CO2(g) K = 490 
A partir desses dados, calcule a constante de 
equilíbrio, a 823 K, para a reação: 
CO2(g) + H2(g) ⇌ CO(g) + H2O(g) 
8. Sugira quatro meios pelos quais a concentração 
de SO3 pode ser aumentada, num frasco 
fechado, se a única reação que ocorre é 
SO2(g) + ½ O2(g) ⇌ SO3(g) ΔH = -23,5 kcal 
9. Quando se aquece carbamato de amônia, 
NH4CO2NH2, ele se dissocia completamente em 
amônia e dióxido de carbono conforme 
NH4CO2NH2(s) ⇌ 2 NH3(g) + CO2(g) 
A 25 °C, a pressão total dos gases em equilíbrio 
com o sólido é de 0,116 atm. 
i) Qual é a constante de equilíbrio da reação? 
ii) Se se introduzir 0,1 atm de CO2 depois de 
estabelecido o equilíbrio, a pressão final de 
CO2 será maior do que 0,1 atm? 
iii) A pressão de NH3 irá aumentar ou 
diminuir? 
10. Para a reação: 
H2(g) + I2(g) ⇌ 2 HI(g) K = 55,3 a 699 K. 
Ocorrerá alguma reação perceptível numa 
mistura que consta de 0,70 atm de HI e 0,02 
atm tanto de H2 como de I2 a 699 K? Se isto 
ocorrer, o HI será consumido ou formado? 
11. Para a reação 
H2(g) + I2(g) ⇌ 2 HI(g) 
Se se colocar 1,00 mol de H2 e 1,00 mol de I2 
num frasco de 1,00 L e deixar que a reação se 
processe, qual a massa de iodeto de hidrogênio 
presente no equilíbrio? A 699 K, K = 55,3. 
12. A 1000 K, a pressão de CO2 em equilíbrio com 
CaCO3 e CaO é igual a 3,9x10–2 atm. A constante 
de equilíbrio para a reação 
C(s) + CO2(g) ⇌ 2 CO(g) 
é 1,9 à mesma temperatura quando as 
pressões são expressas em atmosferas. 
Mistura-se carbono sólido, CaO, e CaCO3 num 
frasco fechado e espera-se que seja atingido o 
equilíbrio a 1000 K. Qual a pressão do CO no 
equilíbrio? 
13. Entre os seguintes metais Zn, Mg, Fe, qual o que 
remove mais completamente o íon de cobre(II) 
de uma solução? As seguintes constantes dos 
equilíbrios valem sobe temperatura ambiente. 
i) Zn(s) + Cu2+(aq) ⇌ Cu(s) + Zn2+(aq) 
 K = 2x1037 
ii) Mg(s) + Cu2+(aq) ⇌ Cu(s) + Mg2+(aq) 
 K = 6x1090 
iii) Fe(s) + Cu2+(aq) ⇌ Cu(s) + Fe2+(aq) 
 K = 3x1026 
14. A uma dada temperatura, a reação 
2 HI(g) ⇄ H2(g) + I2(g) 
apresenta as seguintes concentrações no 
equilíbrio: 
[HI] = 2,2 x 10–2 mol/L 
[H2] = 1,0 x 10–3 mol/L 
[I2] = 2,5 x 10–2 mol/L 
Calcular a constante de equilíbrio, Kc, dessa 
reação. 
15. A 127 °C, em um recipiente de 500 mL 
encontram-se, em equilíbrio, 0,46 g de NO2 e 
1,84 g de N2O4. Calcular as constantes de 
equilíbrio Kc e Kp da reação 
2 NO2(g) ⇄ N2O4(g) 
Dados: NO2 = 46 g/mol; N2O4 = 92 g/mol 
R = 8,2 x 10–2 atm.L.K–1.mol–1 
16. Considere a reação 
2 Cl2(g) + 2 H2O(g) ⇄ 4 HCl(g) + O2(g) 
ΔH = + 113 kJ 
Admita que o sistema está em equilíbrio. O que 
ocorrerá ao número de mols de H2O no 
recipiente 
se: 
a) for adicionado O2(g) 
b) for adicionado Cl2(g) 
c) for retirado HCl(g) 
d) o volume do recipiente for diminuído 
e) a temperatura for diminuída 
 
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17. A obtenção do ferro metálico nas usinas 
siderúrgicas, a partir da hematita, envolve o 
equilíbrio 
Fe2O3(s) + 3 CO(g) ⇄ 2 Fe(s) + 3 CO2(g) 
a) Escreva a expressão da constante de 
equilíbrio dessa reação em função das 
concentrações. 
b) Sabendo-se que o valor de Kc = 1,33 x 103, 
sob determinada temperatura T, indique as 
substâncias predominantes no equilíbrio 
nessa temperatura. 
c) Pode-se dizer que a adição de um 
catalisador aumenta o valor da constante de 
equilíbrio porque aumenta a velocidade da 
reação direta? Justifique. 
18. Cerca de 90% do ácido nítrico, principal 
matéria-prima dos adubos à base de nitratos, 
são obtidos pela reação de oxidação da amônia 
pelo O2, em presença de catalisador-platina 
com 5% a 10% de paládio ou de ródio (ou de 
ambos) - a uma temperatura de 950 °C. A 
reação é representada pela equação 
6 NH3(g) + 9 O2(g) ⇋ 
 2 HNO3(g) + 4 NO(g) + 8 H2O(g) 
Essa reação ocorre nas seguintes etapas: 
i) 6 NH3(g) + 15/2 O2(g) ⇋ 6 NO(g) + 9 H2O(g) 
 ΔH = –1.359 kJ 
ii) 3 NO(g) + 3/2 O2(g) ⇋ 3NO2(g) 
 ΔH = –170 kJ 
iii) 3 NO2(g) + H2O(g) ⇋ 2HNO3(g) + NO(g) 
 ΔH = –135 kJ 
Considerando que as reações das etapas de 
obtenção do ácido nítrico, totalmente ionizável 
em água, estão em equilíbrio, julgue os itens a 
seguir. 
a) Um aumento de pressão no sistema 
reacional eleva a produção de ácido nítrico. 
b) Pela equação global, verifica-se que a adição 
de água ao sistema diminui o rendimento da 
reação. 
c) Sabendo-se que a constante de ionização do 
ácido acético é igual a 1,8×10–3mol/L, é 
correto concluir que este é mais forte que o 
ácido nítrico. 
d) A expressão para a constante de equilíbrio 
da reação global é 
Kc=[HNO3][NO][H2O]/[NH3][O2] 
19. A formação de estalactites, depósitos de 
carbonato de cálcio existentes em cavernas 
próximas a regiões ricas em calcário, pode ser 
representada pela reação reversível 
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) ⇋ 
Ca2+(aq) + 2 HCO3–(aq) 
Dentre as seguintes condições: 
i) evaporação constante da água 
ii) correntede ar frio e úmido 
iii) elevação da temperatura no interior da 
caverna 
iv) abaixamento da temperatura no interior da 
caverna 
Quais favorecem a formação de estalactites? 
20. Existem indícios geológicos de que há, 
aproximadamente, 2 bilhões de anos, a 
atmosfera primitiva da Terra era constituída de 
cerca de 35% (em volume) de dióxido de 
carbono (gás carbônico), o que tornava 
improvável o surgimento de vida na superfície 
do planeta. Todavia, o aparecimento dos 
moluscos com conchas nos oceanos veio a 
colaborar significativamente para diminuir esta 
concentração. 
a) Sabendo que as conchas dos moluscos são 
constituídas de carbonato de cálcio, escreva 
a equação global que representa as etapas 
reacionais de 1 a 4, relacionadas ao 
fenômeno acima. 
Etapa 1 CO2(g) ⇋ CO2(aq) 
Etapa 2 CO2(aq) + H2O(l) ⇌ H+(aq) + HCO3–(aq) 
Etapa 3 HCO3(aq) ⇌ H+(aq) + CO3–2(aq) 
Etapa 4 CaCO3(s) ⇌ Ca2+(aq) + CO3–2(aq) 
b) Explique como os moluscos com conchas 
participaram da diminuição da concentração 
do dióxido de carbono na atmosfera. 
21. Em 25 °C, K = 47,9 para 
N2O4(g) ⇌ NO2(g) 
i) Se 0,020 mol de N2O4 e 0,010 mol de NO2 
forem colocados em um recipiente de 2,00 
L e a reação atingir o equilíbrio, quais são 
 
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as concentrações de equilíbrio de N2O4 e 
NO2? 
ii) Se 0,010 mol de NO2 foi adicionado à 
mistura em equilíbrio. Como esta mudança 
afetará a concentração de N2O4? Justifique 
sua conclusão calculando as novas 
concentrações de NO2 e N2O4. 
22. Uma reação que destrói o ozônio na 
estratosfera é 
O3(g) + O(g) ⇌ 2O2(g) 
Calcule o valor da constante de equilíbrio desta 
reação em 25 °C, sabendo que nesta tempe-
ratura a reação a reação é catalisada (acele-
rada) por moléculas de NO2 em um processo de 
duas etapas: 
NO2(g) + O(g) ⇌ NO(g) + O2(g) K = 7,0x10103 
NO(g) + O3(g) ⇌ NO2(g) + O2(g) K = 5,8x10-34 
ÁCIDOS E BASES 
O CONCEITO DE BRØNSTED. 
23. Escreva a fórmula e dê o nome da base 
conjugada de cada um dos seguintes ácidos: 
a) 𝐻𝐶𝑁 
b) 𝐻𝑆𝑂4
− 
c) 𝐻𝐹 
24. Quais são os produtos de cada uma das 
seguintes reações ácido-base? Indique o ácido 
e sua base conjugada e a base e seu ácido 
conjugado. 
a) 𝐻𝑁𝑂3(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⟶ 
b) 𝐻𝑆𝑂4
−(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⟶ 
c) 𝐻3𝑂
+(𝑎𝑞) + 𝐹−(𝑎𝑞) ⟶ 
25. Escreva equações balanceadas mostrando 
como o íon hidrogenooxalato, 𝐻𝐶2𝑂4
−, pode 
ser tanto um ácido como uma base de 
Brønsted. 
26. Em cada uma das seguintes reações ácido-base, 
identifique o ácido e a base de Brønsted à 
esquerda, e seus parceiros conjugados, à 
direita: 
a) 𝐻𝐶𝑂2(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻𝐶𝑂2
−(𝑎𝑞) +
𝐻3𝑂
+(𝑎𝑞) 
b) 𝑁𝐻3(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑆(𝑎𝑞) ⇌ 𝑁𝐻4
+(𝑎𝑞) +
𝐻𝑆−(𝑎𝑞) 
c) 𝐻𝑆𝑂4
−(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) ⇌ 𝑆𝑂4
2−(𝑎𝑞) +
𝐻2𝑂(𝑙) 
CÁLCULOS DE PH. 
27. Uma solução aquosa tem um pH de 3,75. Qual 
é a concentração de íons hidrônio da solução. 
Ela é ácida ou básica? 
28. Qual é o pH de uma solução 7,5x10–3 M de 
𝐻𝐶𝑙? Qual é a concentração de íons hidróxido 
nessa solução? 
29. Qual é o pH de uma solução 1,5x10–3 M de 
𝐵𝑎(𝑂𝐻)2? 
CONSTANTES DE EQUILÍBRIO DE ÁCIDOS E BASES. 
30. Determine qual dos seguintes íons ou 
compostos tem a base conjugada mais forte e 
justifique resumidamente sua escolha. 
a) 𝐻𝑆𝑂4
− 
b) 𝐶𝐻3𝐶𝑂2𝐻 
c) 𝐻𝐶𝑙𝑂 
31. A dissolução de 𝐾2𝐶𝑂3 em água leva a uma 
solução básica. Escreva uma equação 
balanceada mostrando como o íon carbonato é 
responsável por esse efeito. 
32. Se cada um dos sais aqui enumerados fosse 
dissolvido em água para formar uma solução 
0,1 M, qual solução teria o pH mais alto? Qual 
teria o pH mais baixo? 
a) 𝑁𝑎2𝑆 
b) 𝑁𝑎3𝑃𝑂4 
c) 𝑁𝑎𝐻2𝑃𝑂4 
d) 𝑁𝑎𝐹 
e) 𝑁𝑎𝐶𝐻3𝐶𝑂2 
f) 𝐴𝑙𝐶𝑙3 
PKA, UMA ESCALA LOGARÍTMICA DE FORÇA DOS ÁCIDOS. 
33. Um ácido fraco tem 𝐾𝑎 = 6,5 × 10
−5. Qual é o 
valor de pKa para o ácido? 
 
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34. O hidrocloreto de epinefrina tem um valor de 
𝑝𝐾𝑎 = 9,53. Qual é o valor de 𝐾𝑎? 
35. Qual é o mais forte dos ácidos a seguir? 
a) Ácido benzoico, 𝐶6𝐻5𝐶𝑂2𝐻, 𝑝𝐾𝑎 = 4,20 
b) Ácido 2-clorobenzoico, 𝐶𝑙𝐶6𝐻4𝐶𝑂2𝐻, 
𝑝𝐾𝑎 = 2,88 
CONSTANTES DE IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS E SUAS BASES 
CONJUGADAS. 
36. O ácido cloro acético (𝐶𝑙𝐶𝐻2𝐶𝑂2𝐻) tem 𝐾𝑎 =
1,36 × 10−3. Qual é o valor de 𝐾𝑏 para o íon 
cloroacetato (𝐶𝑙𝐶𝐻2𝐶𝑂2
−)? 
37. O íon trimetilamônio, (𝐶𝐻3)3𝑁𝐻
+, é o ácido 
conjugado da trimetilamina, (𝐶𝐻3)3𝑁, uma 
base fraca. Um handbook fornece o valor de 
9,80 para o 𝑝𝐾𝑎 de (𝐶𝐻3)3𝑁𝐻
+. Qual é o valor 
de 𝐾𝑏para (𝐶𝐻3)3𝑁? 
PREVENDO A DIREÇÃO DE REAÇÕES ÁCIDO-BASE 
38. Para cada uma das reações a seguir, preveja se 
o equilíbrio está deslocado predominante-
mente para esquerda ou para direita. Explique 
sua previsão resumidamente. 
a) 𝐻𝑃𝑂4
2−(𝑎𝑞) + 𝐶𝐻3𝐶𝑂2
−(𝑎𝑞) ⇆
𝑃𝑂4
3−(𝑎𝑞) + 𝐶𝐻3𝐶𝑂2𝐻(𝑎𝑞) 
b) [𝐹𝑒(𝐻2𝑂)6]
3+(𝑎𝑞) + 𝐻𝐶𝑂3
−(𝑎𝑞) ⇄
[𝐹𝑒(𝐻2𝑂)5𝑂𝐻]
2+(𝑎𝑞) + 𝐻2𝐶𝑂3(𝑎𝑞) 
Dados: 
i) 𝐻𝑃𝑂4
2−(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝑃𝑂4
3−(𝑎𝑞) +
𝐻3𝑂
+(𝑎𝑞) 
 𝐾𝑎 = 6,2 × 10
−8 
ii) 𝐶𝐻3𝐶𝑂2
−(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌
𝐶𝐻3𝐶𝑂2𝐻(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻
−(𝑎𝑞) 
 𝐾𝑏 = 5,6 × 10
−10 
iii) [𝐹𝑒(𝐻2𝑂)6]
3+(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌
[𝐹𝑒(𝐻2𝑂)5𝑂𝐻]
2+(𝑎𝑞) + 𝐻3𝑂
+(𝑎𝑞) 
 𝐾𝑎 = 3,2 × 10
−10 
iv) 2𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3𝑂
+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) 
 𝐾𝑤 = 10
−14 
 
 
USANDO O PH PARA CALCULAR CONSTANTES DE IONIZAÇÃO 
39. Uma solução 0,015 M de cianeto de hidrogênio, 
𝐻𝑂𝐶𝑁, tem um pH de 2,67. 
a) Qual é a concentração de íons hidrônio na 
solução? 
b) Qual é a constante de ionização, 𝐾𝑎, para o 
ácido? 
40. Uma solução 0,025 M de hidroxilamina tem um 
pH de 9,11. Qual é o 𝐾𝑏 dessa base fraca? 
𝐻2𝑁𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙)
⇋ 𝐻3𝑁𝑂𝐻
+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) 
41. Uma solução 2,5x10–3 M de um ácido 
desconhecido tem um pH de 3,80 a 25 °C. 
a) Qual é a concentração de íons hidrônio na 
solução? 
b) O ácido é um ácido forte, um ácido 
moderadamente fraco (𝐾𝑎 de 
aproximadamente 10–5) ou um ácido muito 
fraco (𝐾𝑎de aproximadamente 10
–10)? 
USANDO CONSTANTES DE IONIZAÇÃO 
42. Quais são as concentrações de íons hidrônio, 
íons hidroxila, íons acetato e ácido acético no 
equilíbrio de uma solução 0,20 M de ácido 
acético? 
𝐶𝐻3𝐶𝑂2𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙)
⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂2
−(𝑎𝑞) + 𝐻3𝑂
+(𝑎𝑞) 
𝐾𝑎 = 1,8 × 10
−5 
Quais são as concentrações de 𝑁𝐻3, 𝑁𝐻4
+e 
𝑂𝐻−no equilíbrio de uma solução 0,15 M de 
amônia? Qual é o pH da solução? 
43. A base fraca metilamina, 𝐶𝐻3𝑁𝐻2, tem 𝐾𝑏 =
4,2 × 10−4. Ela reage com água de acordo com 
a equação: 
𝐶𝐻3𝑁𝐻2(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙)
⇌ 𝐶𝐻3𝑁𝐻3
+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) 
Calcule a concentração de íons hidróxido no 
equilíbrio em uma solução 0,25 M da base. 
Quais são o pH e o pOH da solução? 
 
 
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QUÍMICA 
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2019.1 
TERMOQUÍMICA I 
1. Calcule o calor que deve ser fornecido a um 
recipiente de 500 g de aço inox, que contém 
400,0 g de água, para elevar sua temperatura 
de 22,0 °C até o ponto de ebulição da água, 
100,0 °C. Que percentagem do calor foi usada 
para aumentar a temperatura da água? 
2. Quanto calor é necessário para converter 60 g 
de gelo a -80 °C em vapor de água a 170 °C. 
3. Considere a seguinte reação: 
2CH3OH(l) + 3O2(g) → 4H2O(l) + 2CO2(g) 
ΔH° = -1452,8 kJ/mol 
Qual é o valor de ΔH° se 
i) equação for toda multiplicada por 2; 
ii) a direção da reação for revertida de tal 
modo que os produtos se tornem os 
reagentes e vice-versa; 
iii) o produto for vapor de água em vez de 
água líquida. 
4. Quais dos seguintes valores de entalpia-padrão 
de formação não são zero a 25 °Ci) Na(s) 
ii) Ne(g) 
iii) CH4(g) 
iv) S8(s) 
v) Hg(l) 
vi) H(g) 
5. Quando 2,00 g de hidrazina (N2H4) se 
decompõem sob condições de pressão 
constante, 7,00 kJ de calor são transferidos 
para a vizinhança: 
3N2H4(l) → 4NH3(g) + N2(g) 
Qual é o valor de ΔH° para a reação? 
6. Da reação 
C10H8(s) + 12O2(g) → 10CO2(g) + 4H2O(l) 
ΔH° = -5153,0 kJ/mol 
e das entalpias de formação do CO2 e H2O (ver 
tabela de entalpias), calcule a entalpia de 
formação do naftaleno (C10H8). 
7. Calcule a entalpia-padrão de formação para o 
diamante, dado que 
 C(grafite) + O2(g) → CO2(g) 
 ΔH° = -393,5 kJ/mol 
 C(diamante) + O2(g) → CO2(g) 
 ΔH° = -395,4 kJ/mol 
8. Dos seguintes calores de combustão 
 CH3OH(l) + 3/2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) 
ΔH° = -726,4 kJ/mol 
 C(grafite) + O2(g) → CO2(g) 
ΔH° = -393,5 kJ/mol 
 H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) 
ΔH° = -285,8 kJ/mol 
Calcule a entalpia de formação do metanol 
(CH3OH) a partir de seus elementos: 
9. Calcule a entalpia de formação do pentóxido de 
dinitrogênio a partir dos seguintes dados 
 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) ΔH° = -114,1 kJ 
 4NO2(g) + O2(g) → 2N2O5(g) ΔH° = -110,2 kJ 
10. a) Quantos joules são necessários para 
aquecer 100 g de cobre (c= 0,389 J/g.K), de 
10 °C até 100 °C? 
b) Uma mesma massa de alumínio (100 g; c= 
0,908 J/g∙K) a 100 °C é exposta à mesma 
quantidade d calor calculada em (a). Qual 
metal fica mais quente, o cobre ou 
alumínio? Justifique sua resposta. 
11. Um quilograma de carvão de antracite libera 
30.500 kJ quando queimado. Calcule a 
quantidade de carvão necessária para aquecer 
4,0 kg de água de 20 °C até o ponto de ebulição, 
a 1 atm, pressupondo que não há perda de 
calor no processo. 
 
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12. Exatos três gramas de carbono foram 
queimados para produzir CO2 em um 
calorímetro de cobre (sistema adiabático). A 
massa do calorímetro é 1.500 g e a massa de 
água em seu interior é 2.000 g. A temperatura 
inicial era 20,0 °C e a temperatura final foi de 
31,3 °C. Calcule o calor de combustão do 
carbono em joules por grama. O calor 
específico do cobre é 0,389 J/g∙K. 
13. Calcule a ΔH° da redução do oxido de férrico 
pelo alumínio (reação térmita) a 25 °C. (ver 
tabelas de entalpias) 
2Al(s) + Fe2O3(s) → 2Fe(s) + Al2O3(s) 
 
 
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QUÍMICA 
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2019.1 
TERMOQUÍMICA II 
Definir apropriadamente: 
i. Equilíbrio Químico 
ii. Constante de equilíbrio, 𝐾 
iii. Quociente da reação, 𝑄 
iv. Atividade química, 𝒜 
v. Princípio de Le Chatelier 
vi. Sistema aberto 
vii. Sistema fechado 
viii. Sistema isolado (adiabático) 
ix. Calor 
x. Temperatura 
xi. Calor específico 
xii. Caloria 
xiii. Entalpia, 𝐻 
xiv. Entalpia de formação, ∆𝐻𝑓
𝑜 
xv. Entropia, 𝑆 
xvi. Energia livre de Gibbs, 𝐺 
xvii. Condições padrão 
xviii. Zero absoluto 
xix. Reação endotérmica 
xx. Reação exotérmica 
xxi. Reação espontânea 
xxii. Reação não espontânea 
xxiii. Reação reversível 
xxiv. Reação irreversível 
xxv. 1ª Lei da Termodinâmica 
xxvi. 2ª Lei da Termodinâmica 
xxvii. 3ª Lei da Termodinâmica 
 
1. Determine a variação de entropia 
i) do congelamento de 5 mol de H2O(l), em 0 
°C. 
ii) da vaporização de 50,0 g de etanol, 
C2H3OH em 351,5 K. 
2. Quais dos monocristais você esperaria que 
tivesse a maior entropia molar, em T = 0 K, BF3 
ou COF2? Justifique sua resposta. 
3. Sem realizar cálculos, diga se a entropia do 
sistema aumenta ou diminui durante cada um 
dos seguintes processos: 
i) Cl2(g) +H2O(l) → HCl(aq) + HClO(aq) 
ii) Cu3(PO4)2(s) → 3Cu3+(aq) + 2PO43-(aq) 
iii) SO2(g) + Br2(g) + 2H2O(l) → H2SO4(aq) + 
2HBr(aq) 
4. Calcule a variação entropia padrão de reação, a 
variação de entalpia e a variação de energia 
livre de Gibbs de cada uma das reações, usando 
os valores da tabela. Confirme, em cada caso, 
se o valor obtido a partir das energias livres de 
Gibbs de formação iguais aos obtidos, em 298 
K, usando a relação ΔG° = ΔH° – T·ΔS°: 
i) Oxidação de magnetita a hematita: 
2Fe3O4(s) + ½O2(g) → 3Fe2O3(s) 
ii) A dissolução de CaF2 em água: 
CaF2(s) → CaF2(aq) 
iii) A dimerização de NO2: 
2NO2(g) → N2O4(g) 
5. Use as energias livres de Gibbs padrão de 
formação da Tabela para calcular o ΔG° de cada 
uma das seguintes reações em 25 °C. Comente 
sobre a espontaneidade de cada reação em 
condições padrão em 25 °C. 
i) 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) 
ii) CaCO3(s, calcita) → CaO(s) + CO2(g) 
iii) 2C8H18(l) + 25O2(g) → 16CO2(g) + 18H2O(l) 
6. Para a seguinte reação 
H2(g) + CO2(g) ⇌ H2O(g) + CO(g) 
i) Usando valores de ΔG° qual será a energia 
livre de Gibbs da reação a 25 °C? 
ii) Qual é a ΔG a 25 °C em condições onde as 
pressões parciais de H2, CO2, H2O são 10, 
20, 0,02 e 0,01 atm, nessa ordem? 
7. Calcule a entropia absoluta do CH3OH(g) a 25 
°C. 
8. Calcule o ponto de ebulição do PCl3. Sugestões, 
no ponto de ebulição tem-se equilíbrio 
PCl3(l) ⇌PCl3(g) 
Por tanto ΔG° = 0 
 
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9. Usando valores de entalpia, calcule ΔS, em 
cal/mol·K, para as transições de fase 
i) Fusão do gelo a 0 °C 
ii) Vaporização da água a 100 °C 
10. Quando 1 mol de álcool etílico puro é 
misturado a 1 mol de ácido acético, à 
temperatura ambiente, a mistura em equilíbrio 
contém 2/3 mol de éster e de água 
C2H5OH + CH3COOH ⇌ CH3COOC2H5 + H2O 
i) Qual é a constante de equilíbrio? 
ii) Qual é ΔG° para a reação? Em qual sentido 
a reação é espontânea. 
iii) Quantos mols de éster são formados no 
equilíbrio, quando 3 mols de álcool são 
misturados a 2 mols de ácido? 
11. A partir de dados da tabela, para a seguinte 
reação 
NO(g) + ½O2(g) ⇌ NO2(g) 
i) Calcular ΔG° e Kp a 25 °C para a reação. 
ii) Que fator, entalpia ou entropia, torna Kp 
maior do que a unidade e como isto 
fornece a principal força motriz para esta 
reação? 
12. Com base somente dos dados na tabela 
seguinte, calcular ∆𝐻𝑓
𝑜, ∆𝐺𝑓
𝑜 𝑒 ∆𝑆𝑓
𝑜 para a 
reação 
H2O(g) + CO(g) ⇌ H2(g) + CO2(g) 
Substância ∆𝑯𝒇
𝒐 ∆𝑮𝒇
𝒐 𝑺𝒇
𝒐 
CO(g) -26,42 -32,79 +47,3 
CO2(g) -94,05 -94,24 +51,1 
H2O(g) -57,80 -54,64 -- 
H2(g) -- -- +31,12 
13. Para a reação: 
SO2(g) + ½O2(g) ⇌ SO3(g) 
Calcular ∆𝐺𝑜 𝑒 ∆𝐻𝑜 a partir de dados de 
tabela. Calcular a constante de equilíbrio a 298 
K e a 600 K supondo-se que ∆𝐻𝑜 é 
independente da temperatura. 
14. Use valores de S° para calcular a variação de 
entropia para cada um dos processos a seguir e 
comente a respeito do sinal da variação. 
a) KOH(s) → KOH(aq) 
b) Br2(l) → Br2(g) 
c) HCl(g) → HCl(aq) 
15. Calcule a variação de entropia molar para cada 
uma das seguintes reações a 25 °C. Comente a 
respeito do sinal de ΔS°. 
a) 2Al(s) + 3Cl2(g) → 2AlCl3(s) 
b) 2CH3OH(l) +3O2(g) → 2CO2(g) + 4H2O(g) 
16. Calcule as variações de entropia e entalpia 
padrão para a decomposição da água líquida 
para formar hidrogênio e oxigênio gasosos. 
Essa reação é espontânea? Explique sucin-
tamente sua resposta. 
17. Classifique cada uma das reações de acordo 
com a espontaneidade. 
a) Fe2O3(s) + 2Al(s) → 2Fe(s) + Al2O3(s) 
ΔH° = –815,5 kJ; ΔS° = –375,2 J/K 
b) N2(g) + 2O2(g) → 2NO2(g) 
ΔH° = +66,2 kJ; ΔS° = –121,6 J/K 
18. O aquecimento de alguns carbonatos metá-
licos, entre eles o carbonato de magnésio, leva 
à sua decomposição. 
MgCO3(s) → MgO(s) + CO2(g) 
a) Usando valores de tabelas, calcule ΔH° e ΔS° 
para essa reação. 
b) A reação é espontânea a 298 K? 
c) Você prevê que esta reação seja espontânea 
a temperaturas mais elevadas? Faça um 
analise quantitativo. 
19. Usando valores de ΔH° e ΔS°, calcule ΔG°reação 
para cada uma das seguintes rações a seguir. 
a) 2Pb(s) + O2(g) → 2PbO(s) 
b) NH3(g) + HNO3(aq) → NH4NO3(aq) 
Qual ou quais dessas reações deve(m) ser 
produto-favorecida(s)?As reações são 
“movidas” pela entalpia ou pela entropia? 
20. Usando valores de ΔH° e ΔS°, calcule a energia 
livre padrão de formação, ΔG°f, para cada um 
dos compostos 
a) CS2(g) 
b) NaOH(s) 
c) ICl(g) 
Quais compostos deverão ser formados 
espontaneamente? 
 
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21. Usando valores de ΔG°f, calcule ΔG°reação para 
cada uma das reações a seguir. Quais delas são 
produtos favorecidas? 
a) 2K(s) + Cl2(g) → 2KCl(s) 
b) 2CuO(s) → 2Cu(s) + O2(g) 
c) 4NH3(g) + 7O2(g) → 4NO2(g) + 6H2O(g) 
22. Para a reação 
BaCO3(s) → BaO(s) + CO2(g) 
ΔG°reação = +219,7 kJ 
Usando esse valor e valores de ΔG°f de tabelas, 
calcule o valor de ΔG°f para o BaCO3(s). 
23. O produto “Heater Meals” consiste de 
refeições embaladas que contém sua própria 
fonte de calor. Basta colocar água na unidade 
de aquecimento, esperar alguns minutos e, 
voilá! Você tem uma refeição quente. 
O calor da unidade de aquecimento é 
produzido por uma reação química entre o 
magnésio e a água. 
Mg(s) + 2H2O(l) → Mg(OH)2(s) + H2(g) 
a) Confirme que essa reação é espontânea. 
b) Qual massa de magnésio é necessária para 
produzir energia suficiente para aquecer 
225 mL de água (densidade = 0,995 g/mL) de 
25 °C até o ponto de ebulição? 
 
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2019.1 
BALANCE REDOX 
Balancear as seguintes reações pelo método do íon-elétron. 
1. AsO43‒(aq)+ Zn(s) + H+(aq) → Zn2+(aq) + AsH3(g) + H2O(l) 
2. Br2(l)+ NaOH(aq) → NaBr(aq) + NaBrO3(aq) + H2O(l) 
3. C(s) + HNO3(aq) → CO2(g) + NO2(g) + H2O(l) 
4. C2H6O(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) 
5. Cl2(g) + C(s) + H2O(l) → CO2(g) + H+(aq) + Cl‒(aq) 
6. Cl2(g) + H2O2(aq) → HCl(aq) + O2(g) 
7. Co2+(aq) + BrO‒(aq) + H+(aq) → Co3+(aq) + Br2(g) + H2O(l) 
8. Cr2O72‒(aq) + H2C2O4(aq) + H+(aq) → Cr3+(aq) + CO2(g) + H2O(l) 
9. Cr3+(aq) + MnO2(s) + OH‒(aq) → CrO42‒(aq) + Mn2+(aq) + H2O(l) 
10. CS2(l) + H2S(g) + Cu(s) → Cu2S(s) + CH4(g) 
11. CS2(l) + O2(g) → CO2(g) + SO2(g) 
12. Cu(s) + HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + NO(g) + H2O(l) 
13. Fe2(CO3)3(s) + H2SO4(aq) → Fe2(SO4)3(aq) + H2O(l)+ CO2(g) 
14. Fe2O3(s) + CO(g) → CO2(g) + Fe(s) 
15. FeS2(s) + O2(g) → Fe2O3(s) + SO2(s) 
16. H2S(g) + HNO3(aq) → H2SO4(aq) + NO2(g) + H2O(l) 
17. HgS(s) + HNO3(g) → Hg(NO3)2(aq) + S(s) + NO(g) + H2O(l) 
18. K2Cr2O7(aq) + H2O(l) + S(s) → KOH(aq) + Cr2O3(s) + SO2(g) 
19. MnO2(s)+ HCl(aq) → MnCl2(aq) + H2O(l) + Cl2(g) 
 
 
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QUÍMICA 
QU22NB 
Prof. J. Sánez 
juansanez@utfpr.edu.br 
LISTA.13 
 
2019.1 
ELETROQUÍMICA 
 
1. Qual é o potencial padrão de uma célula que 
utiliza pares (Zn2+|Zn) e (Ag+|Ag)? Qual é o par 
negativo? Escreva a equação para a reação da 
célula considerando os estados padrão. 
2. O Fe3+ consegue oxidar o Br– a Br2 considerando 
estados padrão? Explique. 
3. i) Qual é o potencial a 25 °C da célula 
composta pelos pares (Zn2+|Zn) e 
(Cu2+|Cu), se as concentrações do Zn2+ e 
Cu2+ são 0,1 M e 10-9 M, respectivamente. 
ii) Qual é a ΔG de redução de 1 mol de Cu2+ 
por Zn nas concentrações dadas e qual é a 
ΔG° da reação a 25 °C? 
4. Com o passar do tempo, objetos de prata 
geralmente adquirem manchas escuras que são 
películas de sulfeto de prata (Ag2S) formadas na 
reação da prata com compostos que contém 
enxofre encontrados em vários alimentos. Um 
dos processos para limpar o objeto escurecido 
consiste em colocá-lo em um recipiente de 
alumínio contendo água e detergente e 
aquecer até a fervura. O detergente retira a 
gordura do objeto facilitando a reação do 
alumínio da panela com o sulfeto de prata, 
regenerando a prata com seu brilho 
característico. 
2Al + 3Ag2S → Al2S3 + 6Ag 
Sobre o assunto relativo ao texto acima, 
escreva V para as afirmativas verdadeiras ou F 
para as afirmativas falsas. 
( ) A prata ao adquirir manchas escuras sofre 
oxidação. 
( ) Na reação entre alumínio e o sulfeto de 
prata, o alumínio é o ânodo do processo. 
( ) A prata possui maior potencial de oxidação 
do que o alumínio. 
( ) A presença do detergente na água diminui o 
potencial de oxidação do alumínio. 
( ) O alumínio é menos reativo do que a prata. 
5. Com base no diagrama da pilha: 
BaO | Ba2+ || Cu+ | CuO 
E nos potenciais-padrão de redução das semi-
reações: 
BaO → Ba2+ + 2e– ΔE° = –2,90 V 
CuO → Cu+1 + 1e– ΔE° = +0,52 V 
Qual a diferença de potencial da pilha? 
6. Pilhas são dispositivos nos quais energia 
química é convertida em energia elétrica, 
através de reações de oxi-redução. Sendo dada 
a série eletroquímica em ordem crescente de 
reatividade como se segue: ouro, prata, cobre, 
hidrogênio, níquel, ferro, zinco e manganês, 
analise as afirmativas abaixo. 
i) espécies químicas situadas antes do 
hidrogênio têm caráter anódico em 
relação as que os seguem; 
ii) a maior diferença de potencial (ddp) na 
série dos elementos zinco e manganês; 
iii) a energia química da pilha Zn-Ni é maior 
do que da pilha Zn-Fe. 
Dentre as afirmativas acima marque a opção 
correta: 
a) apenas I é verdadeira; 
b) apenas II é verdadeira; 
c) I e II são verdadeiras; 
d) II e III são verdadeiras; 
e) apenas III. 
7. A corrosão eletroquímica opera como uma 
pilha. Ocorre uma transferência de elétrons 
quando dois metais de diferentes potenciais 
são colocados em contato. O zinco ligado à 
tubulação de ferro, estando a tubulação 
enterrada, pode-se, de acordo com os 
potenciais de eletrodo, verificar que o anodo é 
 
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o zinco, que logo sofre corrosão, enquanto o 
ferro, que funciona como cátodo, fica 
protegido. 
Dados: potenciais-padrão de redução em 
solução aquosa: 
Temperatura = 25 °C; pressão = 1 atm; 
concentração da solução no eletrodo = 1,0 M 
Semirreação ΔE°(V): 
Zn2+(aq) + 2e → Zn(s) – 0,763 V 
Fe2+(aq) + 2e → Fe(s) – 0,440 V 
Assinale a equação global da pilha com a 
respectiva ΔE°(V) da mesma: 
a) Fe2+(aq) + 2e → Zn2+(aq) + 2e– 
 ΔE = + 0,232V 
b) Zn(s) + Fe2+(aq) → Zn2+(aq) + Fe 
 ΔE = + 0,323V 
c) Fe2+ + Zn → Zn + Fe2+ 
 ΔE = – 0,323V 
d) Fe + Zn → Zn2+ + Fe2+ 
 ΔE = + 0,323V 
8. i) Zn|Zn2+(1mol/L) || Ag+(1mol/L)|Ag 
 ΔE = +1,56 V 
ii) Zn|Zn2+(1mol/L) || Cu2+(1mol/L)|Cu 
 ΔE = +1,10 V 
 iii) Zn|Zn2+(1mol/L) || Ni2+(1mol/L)|Ni 
 ΔE = +1,01 V 
Considerando-se as pilhas com as suas 
respectivas diferenças de potencial, a 25 °C, é 
correto afirmar: 
a) Ocorre deposição de zinco nas três pilhas. 
b) O zinco é oxidado apenas pela prata. 
c) O níquel possui maior capacidade de receber 
elétrons. 
d) A prata é o oxidante mais enérgico. 
e) Apenas os eletrodos de Cu e Ni aumentam 
de massa. 
9. i) e ii) são equações de reações que ocorrem em 
água, espontaneamente, no sentido indicado, 
em condições padrão. 
i) Fe + Pb2+ → Fe2+ + Pb 
ii) Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe 
Analisando tais reações, isoladamente ou em 
conjunto, pode-se afirmar que, em condições 
padrão: 
a) elétrons são transferidos do Pb2+ para o Fe. 
b) reação espontânea deve ocorrer entre Pb e 
Zn2+. 
c) Zn2+ deve ser melhor oxidante do que Fe2+. 
d) Zn deve reduzir espontaneamente Pb2+ a Pb. 
e) Zn2+ deve ser melhor oxidante do que Pb2+. 
10. As medias-células Fe2+(aq)│Fe(s) e O2(g)│H2O 
(em solução ácida) são conectadas para formar 
uma célula voltaica. 
a) Escreva equações para as semirreações de 
oxidação e de redução e para a reação global 
da célula. 
b) Qual semirreação ocorre no compartimento 
anódico e qual no semirreação ocorre no 
compartimento catódico? 
c) complete as sentenças a seguir: 
-Elétrons no circuito externo movem-se do 
eletrodo ______ para o eletrodo _______. 
-Íons negativos movem-se na ponte salina da 
meia-célula ______ para a meia-célula 
_______. 
11. Calcule o valor de ΔE° para cadauma das 
reações a seguir. Decida se cada uma delas é 
produto-favorecida na direção em que foi 
escrita. 
a) 𝐼−(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛2+(𝑎𝑞) ⟶ 𝐼2(𝑔) + 𝑍𝑛(𝑠) 
b) 𝐶𝑙−(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢2+(𝑎𝑞) ⟶ 𝐶𝑙2(𝑔) + 𝐶𝑢(𝑠) 
c) 𝐶𝑙𝑂3
−(𝑎𝑞) + 𝐶𝑒3+(𝑎𝑞) ⟶ 𝐶𝑙−(𝑎𝑞) +
𝐶𝑒4+(𝑎𝑞) 
d) 𝐶𝑢(𝑠) + 𝑁𝑂3
−(𝑎𝑞) ⟶ 𝐶𝑢2+(𝑎𝑞) + 𝑁𝑂(𝑔) 
Considere as semirreações dadas na tabela: 
Semirreação ΔE°(V) 
𝐶𝑢2+(𝑎𝑞) + 2 𝑒− → 𝐶𝑢(𝑠) +0,34 
𝑆𝑛2+(𝑎𝑞) + 2 𝑒− → 𝑆𝑛(𝑠) –0,14 
𝐹𝑒2+(𝑎𝑞) + 2 𝑒− → 𝐹𝑒(𝑠) –0,44 
𝑍𝑛2+(𝑎𝑞) + 2 𝑒− → 𝑍𝑛(𝑠) –0,76 
𝐴𝑙3+(𝑎𝑞) + 2 𝑒− → 𝐴𝑙(𝑠) –1,66 
a) Com base nos valores de E°, qual metal é 
oxidado mais facilmente. 
b) Que metais nessa lista são capazes de 
reduzir Fe2+(aq) a Fe(s)? 
c) Escreva a equação química balanceada para 
a reação Fe2+(aq) e Sn(s). Essa reação é 
produto-favorecida ou reagente-favorecida? 
d) Escreva uma equação química balanceada 
para a reação entre Zn2+(aq) e Sn(s). Essa 
reação é produto-favorecida ou reagente 
favorecida? 
 
Página 36 de 36 
12. Calcule ΔG° e a constante de equilíbrio para as 
reações a seguir: 
a) 𝐹𝑒3+(𝑎𝑞) + 𝐼−(𝑎𝑞) ⟶ 𝐹𝑒2+(𝑎𝑞) + 𝐼2(𝑠) 
b) 𝐵𝑟−(𝑎𝑞) + 𝐼2(𝑎𝑞) ⟶ 𝐼
−(𝑔) + 𝐵𝑟2(𝑎𝑞) 
13. Use os potenciais das tabelas para as 
semirreações 
𝐴𝑔𝐵𝑟(𝑠) + 𝑒− ⟶ 𝐴𝑔(𝑠) + 𝐵𝑟−(𝑎𝑞) 
e 
𝐴𝑔+(𝑎𝑞) + 𝑒− ⟶ 𝐴𝑔(𝑠) 
para calcular o valor de Kps (K de equilíbrio) de 
𝐴𝑔𝐵𝑟(𝑠) ⟶ 𝐴𝑔+(𝑎𝑞) + 𝐵𝑟−(𝑎𝑞) 
14. Qual dos elementos apresentados a seguir é o 
melhor agente redutor? 
Cu, Zn, Ag, Cr, Fe 
Qual dos íons listados a seguir é reduzido mais 
facilmente? 
Cu2+(aq), Ag+(aq), Zn2+(aq), Al3+(aq), Fe3+(aq)
 
QUÍMICA
QU22NB
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
PLANEJAMENTO DAS AULAS
(SISTEMA ACADÊMICO/MOODLE)
Aulas
• Aulas Teórica
• Aulas Práticas
• APS
Tópicos
• Temas a 
desenvolver
• Sequencia
• Bibliografia
Método de 
Ensino
• Tradicional
• Híbrido
Avaliação
• AT
• AP e
• APS
N.6 
Criação
N5. 
Avaliação
N4. Análise
N3. Aplicação
N2. Compreensão
N1. Lembrança
Mundo
Real
Processo 
de 
Aprender
APRENDIZAGEM AO LONGO DA VIDA
UNIVERSIDADE
CATEGORIAS DE
APRENDIZAGEM
SEGUNDO BLOOM
VERBOS PARA CADA PROCESSO COGNITIVO QUE PODEM SER
USADOS NA TAXONOMIA DE BLOOM
N1. LEMBRANÇA: definir, descrever, encontrar, identificar, rotular, listar, combinar, nomear,
citar, recordar, recitar.
N2. COMPREENSÃO: classificar, comparar, exemplificar, concluir, demonstrar, discutir, explicar,
identificar, ilustrar, interpretar, parafrasear, prever, reportar.
N3. APLICAÇÃO: aplicar, alterar, escolher, computar, dramatizar, implementar, entrevistar,
preparar, produzir, dramatizar, selecionar, mostrar, transferir, usar.
N4. ANÁLISE: analisar, caracterizar, classificar, comparar, contrastar, debater,
desconstruir, deduzir, diferenciar, discriminar, distinguir, examinar,
organizar, esboçar, relacionar, pesquisar, separar, estruturar.
N5. AVALIAÇÃO: avaliar, discutir, escolher, concluir, criticar, decidir, examinar, organizar,
esboçar, relacionar, pesquisar, separar, estruturar, julgar, justificar, prever,
priorizar, provar, monitorar.
N6. CRIAÇÃO: Construir, projetar, desenvolver, gerar, fazer, hipotetizar, inventar, planejar,
produzir, compor, criar.
AVALIAÇÕES: AT, AP E APS
NOTA FINAL
+0,15 × 𝐴𝑇01
+0,15 × 𝐴𝑇02
+0,20 × 𝐴𝑇03
+ 0,20 × 𝐴𝑇04
+0,20 × 𝐴𝑃
+0,10 × 𝐴𝑃𝑆
= 𝑁𝑜𝑡𝑎 𝐹𝑖𝑛𝑎𝑙
Cada Avaliação: 0,0-10
APROVAÇÃO DA DISCIPLINA
▪ O aluno que atingir Nota Final superior 
ou igual a 6,0 e frequência >= 75% será 
considerado aprovado.
▪ O aluno com frequência < 75% será 
considerado automaticamente 
reprovado na disciplina.
AVALIAÇÕES: AT, AP E APS
30%
50%
20%
Conceitos/Definições
Perguntas de cálculo
Pergunta analítica
30%
50%
20%
Conceitos/Definições
Perguntas de cálculo
Pergunta analítica
AVALIAÇÃO TEÓRICA (AT)
▪ 0,0-10,0 pto.
▪ Esta avaliação será 
realizada 
individualmente.
▪ Atividades: +0,5 pto.
ATIVIDADE PRÁTICA SUPERVISIONADA (APS)
▪ Peso 0,10
▪ Alternativas:
AVALIAÇÕES: AT, AP E APS
Assistir Vídeos
(completamente individual)
• YouTube (Eng/Pt/Esp)
• 5-6 vídeos, 10-15 min
• Perguntas do professor
• Nível de dificuldade: 
Médio.
Experimento
(grupal: 4 alunos)
• Simples
• Grupo escolhe exp.
• Produto final: vídeo
• Nível de dificuldade: 
Médio.
Monografia
(grupal: 2 alunos)
• Tema seleto pelo 
professor
• Produto final: relatório
• Nível de dificuldade: 
Difícil.
DATAS
(CV) (CP)
▪ AT01 04-Abril 05-Abril
▪ AT02 10-Maio 09-Maio
▪ AT03 10-Junho 11-Junho
▪ AT04 08-Julho 09-Julho
▪ SUB 15-Julho 16-Julho
AVALIAÇÕES: AT, AP E APS
AULAS PRÁTICAS (AP)
▪ 18 sessões
▪ Peso 0,2
▪ CV
→ CVA: Prof. Edilson
→ CVB: Prof. Leandro
▪ CP
→ CPA: Profa. Raquel
→ CPB: Prof. Pedro Paulo
AVALIAÇÃO SUBSTITUTIVA (SUB)
• A SUB é só para as avaliações das aulas teóricas.
• Prova discursiva e/ou objetiva.
• Todos os alunos poderão realizar a avaliação 
substitutiva.
• A SUB envolverá o conteúdo da avaliação a ser 
substituída.
• Caso a nota da SUB for superior à nota a ser 
substituída, a substituição será efetivada e uma nova 
nota final será computada.
• Caso contrário, o aluno permanecerá com a nota final 
obtida sem substituição.
AVALIAÇÃO DE SEGUNDA CHAMADA
• Nos casos em que o discente não comparecer a 
alguma das Provas AT01, AT02, AT03 ou AT04, será 
ofertada a Avaliação de Segunda Chamada 
mediante requerimento deferido pela Secretaria, 
dentro do prazo estabelecido pelo regulamento da 
UTFPR, até cinco dias após a realização da avaliação, 
de acordo com critérios estabelecidos no artigo 37 
da Resolução nº 17/15-COGEP de 06/04/2015.
• O trâmite será de responsabilidade do 
discente.
SUB E 2ª CHAMADA
TIME-LINE
AVALIAÇÕES, ATIVIDADES E APS
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ETIQUETA NAS COMUNICAÇÕES VIA E-MAIL
1. E-mail oficial: juansanez@utfpr.edu.br;
2. Escrever um assunto no e-mail e, no início, 
entre colchetas [CV] ou [CP];
3. Dirigir-me como: Prof. Sánez ou Prof. Juan.;
4. Escrever em forma breve e tabulado, 
preferentemente;
5. Encerrar com um “Muito obrigado” ou “Att.” 
ou qualquer outra sinal de cortesia e 
educação;
6. Assinar com seu nome e sobrenome, e.g. 
John Snow.
EXEMPLO
Assunto: [CV] Correção de Relatório da 
Prova AT02
Prof. Juan
-A informação extra que você solicitou 
está no anexo.
-Essa atividade implica pontos extras?
Muito obrigado
Samsa Stark
REGRAS NA AULA DE QUÍMICA DO PROF. SÁNEZ
1. CHEGAR COM 05 MIN DE ANTECEDÊNCIA É RECOMENDADO. Uma vez 
iniciada a aula, com permissão do professor, só é permitido ingressar ou sair 
da aula.
2. Dentro da aula está TOTALMENTE PROIBIDO o uso de celular, computador, 
tablet, ou qualquer outro APARELHO ELETRÔNICO sem autorização do 
professor. Todos esses aparelhos deveram estar DESLIGADOS. Caso 
contrário o aluno será convidado a deixar a sala de aula.
3. Não temos código de vestimenta.
4. Se espera um BOM COMPORTAMENTO dentro da sala da aula. Caso 
contrário o aluno ou aluna será convidado a deixar a sala de aula.
5. Qualquer outra situação será resolvida pelo professor.QUÍMICA
NAS CIÊNCIAS E ENGENHARIA
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
PORQUE É ESTUDAR QUÍMICA EM TUA ENG.?
→Forma parte do Plano do Curso 
(2%).
→Aplicações em tua área de 
Engenharia.
→UTFPR: Formação universitária!
→Cidadania: Química forma 
parte de nosso cotidiano.
PORQUE É IMPORTANTE APRENDER QUÍMICA?
QUÍMICA
CIÊNCIA
BÁSICA
DESENVOLVIMENTO
DA ESTRUTURA DO
RACIOCÍNIO
A Química 
esta presente 
em tudo!!!!
QUANTIDADES E
UNIDADES
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO:
□ Consigo escrever corretamente os símbolos 
químicos dos elementos da Tabela Periódica?
□ Consigo diferenciar entre as unidades fundamentais 
do SI e as unidades derivadas? 
□ Consigo lembrar as unidades fundamentais, seus 
nomes e escrever seus símbolos corretamente?
□ Consigo usar corretamente os prefixos do Sistema 
Métrico tanto para as unidades fundamentai como 
para as unidades derivadas?
□ Consigo usar corretamente os fatores de conversão 
para converter uma unidade para outra?
Referências:
• Kotz (2014), Química Geral vol. 1, pág. 60-65
• Rosenberg (2013), Química Geral, 9 Ed., pag. 16-25
MEDIR
SELEÇÃO DE PREFIXOS
UTILIZADOS
NO SISTEMA MÉTRICO
Prefixo Símbolo
Potência
Base 10
yotta Y 1024
zetta Z 1021
exa E 1018
peta P 1015
tera T 1012
giga G 109
mega M 106
quilo/kilo k 103
hecto h 102
deca da 10
1
deci d 10–1
centi c 10–2
mili m 10–3
micro µ 10–6
nano n 10–9
pico p 10–12
femto f 10–15
atto a 10–18
zepto z 10–21
yocto y 10–24
Propriedade
medida
Nome da 
Unidade
Abreviatura
Massa quilograma(s)
ou kilograma(s)
kg
Comprimento metro(s) m
Tempo segundo(s) s
Temperatura kelvin(s) K
Quantidade de 
substância
mol(s) mol
Corrente 
elétrica
ampère 
(amperes)
A
ALGUMAS
UNIDADES SI 
BÁSICAS
(Portaria nº 
590, de 02 de 
dezembro de 
2013)
UNIDADES FORA DO SI, EM
USO COM O SI (Portaria nº 
590, de 02 de dezembro de 
2013)
Grandeza Nome da 
unidade
Símbolo da 
unidade
Valor em unidades SI
tempo minuto(s) min 1 min = 60 s
hora(s) h 1 h = 60 min = 3.600 s
dia(s) d 1 d = 24 h = 86.400 s
volume litro(s) L ou l 1 L = 1 l = 1 dm3
= 103 cm3 = 10-3 m3
massa tonelada(s) t 1 t = 103 kg
▪°C
̶ Mais comum
̶ 100 °C, ebulição da água (1 atm)
̶ 0 °C, congelamento da água (1 atm)
▪K
̶ Temperatura termodinâmica (absoluta)
̶ 0 K, zero absoluto
UNIDADES DE TEMPERATURA
▪Conversão de °C → K
𝑇 𝐾 = 𝑇 ℃ + 273,15
Que tão grande é o universo?
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
▪PRÓTONS, NÊUTRONS, ELÉTRONS E ÁTOMOS
▪MOL, MASSA ATÔMICA, MASSA MOLECULAR
▪NOMENCLATURA QUÍMICA BÁSICA
▪ Consigo explicar as definições:
– número atômico, Z,
– número de massa, A,
– ânion, 𝑋𝑛−,
– cátion, 𝑋𝑛+,
– isótopo,
– isoeletrônicos,
– isótonos, e
– isóbaros
com alguns exemplos?
▪ Observando a representação de um 
elemento químico, 𝑍
𝐴𝑋𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎 , posso 
determinar seu número de p, n e e–?
▪ Consigo explicar os significado de mol?
▪ Consigo explicar os termos massa atômica, 
massa molecular e massa molar?
▪ Posso determinar a massa molar de um 
átomo ou composto químico?
Referência:
• Kotz, Triechel & Weaver, Química Geral Vol. 1, 
(2009)
• Atkins & Jones, Química (2012)
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
SÍMBOLOS QUÍMICOS E TABELA PERIÓDICA
Exemplos
▪hidrogênio
▪boro
▪urânio
▪carbono
▪cloro
▪cromo
▪gálio
▪zinco
▪cálcio
N. Atômico
𝑍 = #𝑝
N. de Massa
𝐴 = #𝑝 + #𝑛
• 𝑍
𝐴𝑋
Átomo 
neutro
#𝑝 = #𝑒−
• 𝑋
Cátion: perda de 
1 ou mais e−
#𝑝 > # 𝑒−
• 𝑋𝑛+
Ânions: ganho 
de 1 ou mais e−
#𝑝 < # 𝑒−
• 𝑋𝑛−
PRÓTONS, NÊUTRONS E ELÉTRONS
PRÓTONS, NÊUTRONS E ELÉTRONS
▪ Isótopos
PRÓTONS, NÊUTRONS E ELÉTRONS
▪ Isoeletrônicos
7𝑁
3−
8𝑂
2−
9𝐹
−
10𝑁𝑒 11𝑁𝑎
+
▪ Isotonos
5
11𝐵 4
10𝐵𝑒
▪ Isobaros
13
28𝐴𝑙 12
28𝑀𝑔
PROBLEMAS
▪ Qual o número de 𝑝, 𝑛 e 𝑒− em 
cada uma das seguintes espécies:
55
132𝐶𝑠
81
194𝑇𝑙
48
115𝐶𝑑2+
47
105𝐴𝑔+
34
78𝑆𝑒2−
PROBLEMAS
▪ Escreva os símbolos corretos para cada um dos seguintes elementos e 
completar a tabela:
Elemento 𝑍 𝐴 𝑝 𝑛 𝑒−
26 55
37 86
81 204
71 170
70 169
MOL, MASSA ATÔMICA, MASSA MOLECULAR
1 u
1/12 do átomo
de 12C
1 u 1,66 × 10−24 𝑔
𝐶𝑎 𝑛 1 
• 6 𝑝
• 6 𝑛
• 6 𝑒−
• 98,93 %
𝐶𝑎 𝑛 1 
• 6 𝑝
• 𝑛
• 6 𝑒−
• 1,07 %
𝐶𝑎 𝑛 1 
• 6 𝑝
• 𝑛
• 6 𝑒−
• 10─10 %
1 mol
Número de átomos 
em 12 g de 12C
6,0 × 1023 átomos 
de 12C
Ex.
1 átomo de Na = 23 u
= × 1,66 × 10−24𝑔
= ,1 × 10−24 𝑔
1 mol de Na = 23 g
MOL, MASSA ATÔMICA, MASSA MOLECULAR
• MASSA DE UM SÓ
ÁTOMO
• Massa atômica do 
Fe = 56,0 u
Massa 
Atômica
• MASSA DE UMA SÓ
MOLÉCULA
• Massa Molecular do 
Fe2O3 = 160,0 u
Massa 
Molecular
• MASSA DE n MOLS
DE ÁTOMOS
•Massa Molar de 1 mol 
de Fe = 56,0 g
• MASSA DE n MOLS
DE MOLÉCULAS
•Massa Molar de 1 mol 
de Fe2O3 = 160,0 g
Massa 
Molar
1 mol
𝐶𝑢(𝑆𝑂4)2 ∙ 5𝐻2𝑂
2 mol
𝑆
8 mol
𝑂
5 mol 
𝐻2𝑂
1 mol
𝐶𝑢
0,25 mol de Cu(SO4)2∙5H2O
Contas para 1 mol do composto
1 Cu = 1 ∙63,5 g/mol = 63,5 g/mol 
2 S = 2 ∙32,1 g/mol = 64,2 g/mol
8 O = 6 ∙16,0 g/mol = 48,0 g/mol 
5 H2O = 5 ∙18,0 g/mol = 90,0 g/mol
MM[Cu(SO4)2∙5H2O]= 265,7 g/mol
Massa de 0,25 mol = 0,25 mol x265,7 g/mol
= 66,4 g
COMO DETERMINAR A MASSA MOLAR DE UM COMPOSTO
EXEMPLO
Para o ferrocianeto férrico ou azul de Prússia, 
𝐹𝑒4[𝐹𝑒(𝐶𝑁)6]3, determinar:
1. A massa de 0,17 mol 𝐹𝑒4[𝐹𝑒(𝐶𝑁)6]3
2. A quantidade molar de Fe em 0,71 mol
3. A massa do íon cianeto (𝐶𝑁−) em 4,25 g de 𝐹𝑒4[𝐹𝑒(𝐶𝑁)6]3
NOMENCLATURA QUÍMICA BÁSICA: ÁCIDOS
HIDRÁCIDOS
• 𝐻𝐶𝑙 ácido clorídrico 𝐶𝑙− ânion cloreto
• 𝐻2𝑆 ácido sulfídrico 𝑆
2− ânion sulfeto
• 𝐻𝐶𝑁 ácido cianídrico 𝐶𝑁− ânion cianeto
OXIÁCIDOS
• 𝐻𝑁𝑂2 ácido nitroso 𝑁𝑂2
− ânion nitrito
• 𝐻𝑁𝑂3 ácido nítrico 𝑁𝑂3
− ânion nitrato
• 𝐻𝐶𝑙𝑂4 ácido perclórico 𝐶𝑙𝑂4
− ânion perclorato
• 𝐻𝐶𝑙𝑂3 ácido clórico 𝐶𝑙𝑂3
− ânion clorato
• 𝐻𝐶𝑙𝑂2 ácido cloroso 𝐶𝑙𝑂2
− ânion clorito
• 𝐻𝐶𝑙𝑂 ácido hipocloroso 𝐶𝑙𝑂− ânion hipoclorito
OXIÁCIDOS
• 𝐻2𝑆𝑂3 ácido sulfuroso 𝐻𝑆𝑂3
− ânion hidrogeno sulfito, sulfito ácido
𝑆𝑂3
2− ânion ............................
• 𝐻2𝑆𝑂4 ácido sulfúrico 𝐻𝑆𝑂4
− ânion hidrogenossulfato, sulfato ácido, bissulfato
𝑆𝑂4
2− ânion sulfato
• 𝐻3𝑃𝑂4 ácido fosfórico 𝐻2𝑃𝑂4
− ânion .............................
𝐻𝑃𝑂4
2− ânion .............................
𝑃𝑂4
3− ânion fosfato
NOMENCLATURA QUÍMICA BÁSICA: ÁCIDOS
HIDRÓXIDOS
• 𝑁𝑎𝑂𝐻 hidróxido de sódio
• 𝐵𝑎(𝑂𝐻)2 hidróxido de bário
• 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 hidróxido de magnésio
• 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 hidróxido de cálcio
• 𝑁𝐻4𝑂𝐻 hidróxido de amônio
NOMENCLATURA QUÍMICA BÁSICA: HIDRÓXIDOS
SAIS
• 𝑁𝑎𝐶𝑙 cloreto de sódio
• 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 sulfato de sódio
• 𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 sulfato de alumínio
• 𝑀𝑔3(𝑃𝑂4)2 fosfato de magnésio
• 𝑁𝑎𝐻𝑆𝑂4 .................................
• 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 .................................
• 𝑁𝑎2(𝐶𝑂3)2 .................................
• 𝑁𝑎𝐶𝑙𝑂 .................................
• 𝐶𝑎𝐶𝑂3 .................................
• 𝐶 𝐶𝑙2 ∙ 𝐻2𝑂 cloreto de cálcio diidratado
• 𝑁𝑎𝑁𝑂3 nitrato de sódio
• 𝐶𝑎𝑆𝑂4 nitrato de sódio
• 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2 fosfato de cálcio
NOMENCLATURA QUÍMICA BÁSICA: SAIS
NOMENCLATURA QUÍMICA BÁSICA: NEUTRALIZAÇÃO
REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO TOTAL
• 𝐻2𝑆𝑂4 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 ⟶ 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 + 𝐻2𝑂
• REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO PARCIAL
• 𝐻2𝑆𝑂4 + 𝐾𝑂𝐻⟶ 𝐾𝐻𝑆𝑂4 + 𝐻2𝑂
• 𝐻𝐶𝑙 +𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 ⟶ 𝑀𝑔 𝑂𝐻 𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂
NOMENCLATURA QUÍMICA BÁSICA: ÓXIDOS
ÓXIDOS ÁCIDOS
• 𝐶𝑂2 dióxido de carbono
• 𝑁𝑂2 dióxido de nitrogênio
• 𝑆𝑂2 dióxido de enxofre
• 𝑆𝑂3 trióxido de enxofre
• 𝑁𝑂 ...............................
• 𝐶𝑂 ...............................
ÓXIDOS BÁSICOS
• 𝐶𝑎𝑂 óxido de cálcio
• 𝑁𝑎2𝑂 óxido de sódio
• 𝑀𝑔𝑂 óxido de cálcio
• 𝐹𝑒2𝑂3 óxido de ferro (III)
TEORIA ATÔMICA
MODELOS ATÔMICOS
Prof. J. Sánez
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2019.1
FIAT LU X
>1012 K1031 K
𝜌 = 1090 kg/cm3
109 K 20 K – 3 K <20 K 3 K
https://super.abril.com.br/tecnologia/big-bang/
 Tenho a capacidade de descrever os principais 
modelos históricos do átomo,
– Leucipo e Demócrito,
– J. Dalton,
– J.J. Thomson,
– E. Rutherford e
– N. Bohr,
incluindo os experimentos envolvidos, que 
descrevem a natureza da matéria?
 Posso esboçar um desenho, indicando as partes, 
para cada modelo histórico do átomo?
 Consigo explicar as principais ideias e conceitos,
– a quantização da energia por M. Plank,
– o efeito fotoelétrico de A. Einstein,
– o princípio de incertidumbre de W. Heisenberg,
– a natureza dual da partícula de Louis de Broglie,
– a função de onda de E. Schrödinger,
nos quais se baseiam o modelo atual do átomo?
 Sou capaz de descrever e desenhar, apontando suas 
partes, o modelo atual do átomo?
Bibliografia:
• Química Geral, Brady & Humiston (1982)
• Princípios de Química, Atkins & Jones (2012)
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
OR IG E N S D A QU ÍM IC A
O fogo também foi utilizado para cozinhar, para clarear a 
terra onde o homem ia plantar, para aplicação em 
recipientes de barro a fim de se fazer cerâmica e 
também a aplicação em pedaços de minério para se 
obter cobre e estanho, combinando-os em seguida para 
fazer o bronze (c. 3.000 AC), e mais tarde obter o ferro (c. 
1.000 AC).
LEUCIPO E DEMÓCRITO
1. A matéria NÃO pode ser dividida
infinitamente.
2. A matéria tem um limite com as
características do todo.
3. Este limite seriam partículas bastante
pequenas que não poderiam mais ser
divididas, os ÁTOMOS INDIVISÍVEIS.
JO H N DA LTO N
1. A matéria é constituída de partículas 
indivisíveis chamadas átomos
2. Todos os átomos de um mesmo elemento 
tem as mesmas propriedades, as quais 
diferem das propriedades das 
propriedades de todos os outros 
elementos
3. Uma reação química consiste 
simplesmente, num rearranjo dos átomos 
de um conjunto de combinações para 
outro. Entretanto átomos individuais 
permanecem intatos.
J. J. THOMSON
Determinou a relação m/e ̶̶
E. RU TH ERFO RD
E. BO H R
1. A eletrosfera está dividida em camadas ou níveis de 
energia (K, L, M, N, O, P e Q), e os elétrons nessas 
camadas, apresentam energia constante;
2. Em sua camada de origem (camada estacionária), a 
energia é constante, mas o elétron pode saltar para 
uma camada mais externa, sendo que, para tal, é 
necessário que ele ganhe energia externa;
3. Um elétron que saltou para uma camada de maior 
energia fica instável e tende a voltar a sua camada 
de origem. Nesta volta, ele devolve a mesma 
quantidade de energia que havia ganhado para o 
salto e emite um fóton de luz.
E. SC H R Ö D IN G E R
O modelo atual é baseado em:
1. Quantização da Energia (M. Plank);
2. Dualidade da Matéria (L. de Broglie): toda 
e qualquer massa pode se comportar 
como onda;
3. Princípio da Incerteza (W. Heisenberg): é 
impossível determinar ao mesmo tempo 
a posição e a velocidade do elétron.
NÚMEROS QUÂNTICOS
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PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
□ Consigo explicar o conceito de 
Equação/Função de onda (ψ)?
□ Sou capaz de explicar o conceito de 
densidade de probabilidade (ψ2)?
□ Logro interpretar e explanar o gráfico 
Densidade de probabilidade (ψ2) vs. 
Distância do núcleo (r)?
□ Sou capaz de explicar o conceito de orbital 
atômico?
□ Posso explicar o significado dos nós dos 
orbitais atômicos?
□ Conheço a definição de cada um dos 
números quânticos (n, l, m, s) e seus 
possíveis valores?
□ Posso reconhecer e desenhar a forma dos 
orbitais s, p, e d?
□ Consigo determinar o número máximo de 
elétrons por cada orbital s, p, d, e f?
□ Consigo determinar o número máximo de 
elétrons por nível/camada (n) de energia?
Referências:
• Kotz (2014), Química Geral vol. 1, pág. 274-282
MODELO PROBABILÍSTICO OU MODELO QUÂNTICO
▪ E. Schrödinger;
▪ Função de onda (ψ);
▪ Probabilidade de encontrar um e̶ em 
uma região do espaço ou orbital 
atômico é proporcional a ψ2
(densidade de probabilidade);
▪ Cada orbital em um átomo possui 
uma energia característica e é visto 
como uma descrição da região em 
torno do núcleo onde se espera 
encontrar o elétron.
Modelo Probabilístico ou Modelo 
Quântico (E. Schrödinger):
▪ Função de onda (ψ);
▪ A Probabilidade de encontrar um e̶ 
em uma região do espaço ou orbital 
atômico é proporcional a ψ2
(densidade de probabilidade);
▪ Cada orbital em um átomo possui 
uma energia característica e é visto 
como uma descrição da região em 
torno do núcleo onde se espera 
encontrar o elétron.
MODELO PROBABILÍSTICO OU MODELO QUÂNTICO
n → NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL
• Camadas de energia
• n↑ ⟹ E↑
• n: 1, 2, 3, 4... 
• K, L, M, N...
l → NÚMERO QUÂNTICO AZIMUTAL
• Subcamada de energia
• Forma do orbital
• l: 0, 1, 2, 3... (n-1)
• s, p, d, f
m → NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO
•Orbitais da subcamada
•Orientação no espaço
•m: -l...-1, 0, +1.., +l
s → NÚMERO QUÂNTICO DE SPIN
• Sentido do giro do elétron
• -1/2 e +1/2
OS NÚMEROS QUÂNTICOS
▪ A solução da equação de onda, ψ, permite descrever 
um 𝑒− no espaço em função dos números quânticos. ψ
FORMA DOS ORBITAIS E NÓS ENTRE CAMADAS
▪ Orbitais 1s, 2s e 3s representado por 
superfícies mostrando ~90% de 
probabilidade de se encontrar o elétron.
▪ Nós dos orbitais.
OS NÚMEROS QUÂNTICOS
Números quânticos l e m
CONFIGURAÇÃO
ELETRÔNICA
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PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
□ Consigo determinar o número possível de orbitais 
atômicos em cada camada (nível) de energia (n)?
□ Conheço as regras pra o preenchimento dos 
elétrons (configuração eletrônica) num átomo:
– princípio de Aufbau,
– princípio de multiplicidade de Hund,
– princípio de exclusão de Pauli,
– dica de Pauling
e consigo aplicara-as?
□ Posso determinar a configuração eletrônica de um 
átomo neutro ou íon (cátion/ânion)?
□ Conheço aqueles elementos que são exceções às 
regras de preenchimento de elétrons? Posso 
determinar a configuração eletrônica desses?
Referência:
• Referência: Kotz (2014), Química Geral vol. 1, pág. 
291-307
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
▪ A configuração eletrônica descreve como os 
𝑒𝑠
−estão distribuídos na nuvem eletrônica do 
átomo.
▪ Para átomos polieletrônicos no estado 
fundamental, os 𝑒𝑠
− ocupam orbitais atômicos 
de modo que a energia total do átomo seja a 
mínima possível.
▪ Neste último caso o átomo se diz que o átomo 
está no estado fundamental ou basal.
Sendo assim, poderíamos pensar que um átomo tivesse 
sua menor energia quando todos os seus elétrons 
estivessem no orbital 1s, mas isso nunca pode acontecer.
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
Camadas, Subcamadas e Elétrons
Ordem de Energia das Subcamadas 
e distribuição dos 𝑒𝑠
−
Princípio da Construção (aufbau)
▪ Os elétrons se distribuem segundo o 
nível de energia de cada subnível, 
numa sequência crescente em que 
ocupam primeiro os subníveis de 
menor energia e, por último, os de 
maior.
Os elétrons mais externos são chamadas de 
elétrons de valência.
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
7p 7s
6d 6p 6s
5f 5d 5p 5s4f 4d 4p 4s
3d 3p 3s
2p 2s
1s
0 n=∞
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
Regra de Hund
▪ Cada orbital do subnível que está sendo 
preenchido recebe inicialmente apenas um 
elétron. Somente depois do último orbital 
desse subnível receber o seu primeiro 
elétron, começa o preenchimento de cada 
orbital com o seu segundo elétron, que terá 
spin contrário ao primeiro.
▪ O arranjo mais estável dos elétrons é aquele 
com o número máximo de elétrons 
desemparelhados, com o mesmo sentido de 
spin.
▪ Esse arranjo torna a energia total de um 
átomo tão baixo quanto possível.
7p 7s
6d 6p 6s
5f 5d 5p 5s
4f 4d 4p 4s
3d 3p 3s
2p 2s
1s
0 n=∞
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
Princípio de Exclusão de Pauli
▪ Dois elétrons em um mesmo átomo 
não podem ter o mesmo conjunto 
de números quânticos;
▪ Nenhum orbital pode conter mais 
de dois elétrons.
↑
↑ ↑
2s
{n, l, m, s}
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
Diagrama "de Pauling“
(ou de Madelung, ou de Klechkovski)
▪ 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p
7p 7s
6d 6p 6s
5f 5d 5p 5s
4f 4d 4p 4s
3d 3p 3s
2p 2s
1s
PROBLEMAS
1. Para o magnésio
i. Descreva sua configuração eletrônica.
ii. Dé o conjunto completo dos quatro 
números quânticos para cada um dos 
elétrons além daqueles do gás nobre 
precedente.
2. Para o gálio
i. Usando uma notação de diagrama de 
orbitais em caixas e do gás nobre, mostre a 
configuração eletrônica do gálio.
ii. De um conjunto de números quânticos 
para o elétron de maior energia.
3. Faça a distribuição 
por subníveis e 
níveis de energia 
para as seguintes 
espécies:
a) 38Sr
88
b) 9F
–
c) 25Mn
2+
PROBLEMAS
4. Dê a configuração 
eletrônica da camada 
mais externa para
a) Al
b) F
c) S
d) Tl
e) Bi
5. Dê a configuração 
eletrônica dos 
seguintes 
elementos
a) Cr
b) Cu
c) Nb
d) Rh
e) Ce
TABELA PERIÓDICA E
TENDÊNCIAS DAS PROPRIEDADES DOS
ELEMENTOS QUÍMICOS
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PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
□ Sou capaz de explicar como estão organizados os 
elementos químicos na Tabela Periódica moderna?
□ Consigo identificar os blocos s, p, d e f na Tabela 
Periódica?
□ Consigo identificar os períodos (níveis) e grupos 
(famílias) na Tabela Periódica?
□ Consigo identificar e localizar os metais, semi-
metais, não metais e gases nobres na Tabela 
Periódica?
□ No contexto da Tabela Periódica, posso definir o 
conceito de propriedade aperiódica?
□ No contexto da Tabela Periódica, posso definir o 
conceito de propriedade periódica?
□ Posso definir o conceito de:
– raio atômico,
– raio iônico,
–energia de ionização,
–afinidade eletrônica, e
–eletronegatividade
e suas tendências na Tabela Periódica?
□ Posso definir os seguintes conceitos: 
–eletropositividade (caráter metálico),
– reatividade química, e
–algumas propriedades físicas
e estabelecer suas tendências na Tabela Periódica?
Referências
Kotz (2014), Química Geral vol. 1, pág. 307-317
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS
Distribuição Eletrônica Organização dos elementos 
químicos
▪ Ordem crescente do Z;
▪ Configuração eletrônica
→ Camadas ou níveis
→ Elétrons mais energéticos 
(camada de valência)
TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
▪ Períodos ↔
(Horizontal)
definem o número de 
camadas dos elementos.
▪ Grupos ou Famílias ↕
(Vertical)
definem o número de 
elétrons da camada de 
valência.
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Hidrogênio 
1 elemento 
Metais 
84 elementos
Não metais 
11 elementos
Semimetais
7 elementos 
Gases nobres 6 
elementos
PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS
Propriedades que variam em função dos números 
atômicos dos elementos.
Podem ser de dois tipos:
▪ APERIÓDICAS
→ propriedades cujos valores aumentam ou diminuem 
continuamente com o aumento do número atômico.
▪ PERIÓDICAS:
→ propriedades que oscilam em valores mínimos e 
máximos;
→ repetidos regularmente com o aumento do número 
atômico;
→ A medida que o número atômico aumenta, assumem 
valores crescentes ou decrescentes em cada período, ou 
seja, repetem-se periodicamente.
▪ Raio Atômico
▪ Raio Iônico
▪ Energia de Ionização
▪ Afinidade Eletrônica
▪ Eletropositividade (Caráter metálico)
▪ Reatividade
▪ Propriedades Físicas
▪ Eletronegatividade
PROPRIEDADES PERIÓDICAS
RAIO ATÔMICO: O TAMANHO DO ÁTOMO
▪ É a distância que vai do núcleo do átomo (neutro) até o seu elétron mais 
externo.
R
ai
o
 A
tô
m
ic
o
Número atômico, Z
RAIO ATÔMICO: O TAMANHO DO ÁTOMO
▪ Tendência geral
ÁTOMOS NEUTROS, CÁTIONS E ÂNIONS
▪ Tamanho do cátion 
sempre é menor do 
que o átomo neutro 
original.
▪ Tamanho do ânion 
sempre é maior do que 
o átomo neutro 
original.
Qual é a tendência de tamanho nos íons N3−, O2− e F2−?
Explique de forma simples o motivo para essa tendência.
EXEMPLO
ENERGIA/POTENCIAL DE IONIZAÇÃO (E.I.)
É a energia necessária para remover 
um ou mais e− de um átomo isolado 
no estado gasoso em seu estado 
fundamental.
→ Quanto maior o tamanho do átomo, 
menor será a energia de ionização.
→ Processo endotérmico
→ Para remover mais um e−, precisasse 
maior energia, assim
E1<E2<E3<...
→ Os gases nobres são os mais estáveis 
(8 elétrons na camada de valência)
X (g) + Energia → X+(g) + e‒
EXEMPLO
▪ Mg (g) + 7,6 eV → Mg
+ + 1 e- (1ª EI)
▪ Mg+ (g) + 14,9 eV → Mg
2+ + 1 e- (2ª EI)
▪ Mg2+(g) + 79,7 eV → Mg
3+ + 1 e- (3ª EI)
Assim: EI1< EI2 < EI3 < …
ENERGIA/POTENCIAL DE IONIZAÇÃO (E.I.)
Qual dos grupos de elementos a 
seguir está arranjado de maneira 
correta em ordem crescente de 
energia de ionização.
a. C < Si < Li < Ne
b. Ne < Si < C < Li
c. Li < Si < C < Ne
d. Ne < C < Si < Li
EXEMPLO
Compare os elementos C, O, e Si
a. Coloque-os em ordem 
crescente de raio atômico
b. Qual deles tem a maior energia 
de ionização?
c. Qual deles tem a afinidade 
eletrônica mais negativa: O ou 
C?
EXEMPLO
AFINIDADE ELETRÔNICA (A.E.)
▪ É a energia liberada quando um
átomo isolado, no estado gasoso,
“captura” um elétron.
X (g) + e‒ → X‒(g) + Energia
Valor 
mais 
negativo
ELETROPOSITIVIDADE OU
CARÁTER METÁLICO
→ Propriedade periódica 
associada à reatividade 
química.
→ Tendência a perder 
elétrons.
PROPRIEDADES FÍSICAS DOS ELEMENTOS
• Maior tamanho do átomo
• Menor E.I.
• Menor eletronegatividade.
• Maior eletropositividade
-Maior caráter 
metálico
-Maior reatividade 
química do metal
• Menor tamanho do 
átomo.
• Maior eletroafinidade.
• Maior eletronegatividade.
• Menor eletropositividade.
-Maior caráter não 
metálico
-Maior reatividade 
química do não metal
PROPRIEDADES FÍSICAS DOS ELEMENTOS
▪ DENSIDADE
É relação entre a massa e o
volume de uma amostra
Densidade (g/cm3)
dNa= 0,97
dMg = 1,74
dHg = 13,53
dOs= 22, 57
Metais leves ( d < 5 g/cm3 ):
Mg, Al, Na, K, Sr, Ba …
Metais pesados (d > 5 g/cm3):
Cr, Fe, Ni, Cu, Zn, Ag, Pt, Pb, Au, Hg, Os
TEMPERATURA DE FUSÃO (TF)
temperatura na qual uma substância 
passa do estado sólido para o estado 
líquido.
TEMPERATURA DE EBULIÇÃO (TE)
temperatura na qual uma substância 
passa do estado líquido para o 
estado gasoso. 
O tungstênio (W) apresenta TF = 3.410 C 
PROPRIEDADES FÍSICAS DOS ELEMENTOS
ELETRONEGATIVIDADE (EN)
A força de atração ou habilidade de um
átomos numa molécula de atrair
elétrons para si.
Se aplica especialmente em as ligaçõescovalentes.
LIGAÇÕES QUÍMICAS:
LIGAÇÃO IÔNICA
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PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
□ Conheço e sou capaz de explicar o conceito de 
elétrons da camada de valência?
□ Posso indicar a quantidade de elétrons da camada 
de valência de um elemento químico?
□ Posso desenhar e usar os símbolos de Lewis para 
indicar os elétrons de valência num átomo?
□ Sou capaz de definir e explicar, com exemplos, o 
que é uma ligação iônica?
□ Posso explicar a relação entre a diferença de 
eletronegatividade e a ligação iônica?
□ Sou capaz de definir e entender a regra do octeto 
para uma ligação iônica?
□ Tenho a capacidade de usar as estruturas de Lewis 
para explicar a formação de ligações iônicas?
□ Posso definir o que é um retículo cristalino?
□ Tenho a capacidade de entender o Ciclo de Born-
Haber e realizar cálculos nesse processo?
□ Conheço as principais propriedades físicas e 
químicas dos compostos iônicos?
Referência:
• Kotz (2014), Química Geral vol. 1, pág. 326-332
REVISÃO: TABELA PERIÓDICA
Grupos
1. Metais
2. Semimetais
3. Não Metais
4. Gases Nobres
5. Hidrogênio
Blocos importantes
1. ns
2. np
3. (n-1)d
Propriedades importantes
1. Energia de ionização
2. Eletronegatividade
3. Raio iônico
4. Afinidade eletrônica
Forças
▪ Atração
▪ Repulsão
ELÉTRONS DA CAMADA DE VALENCIA
Camada de 
Valência
Última camada de 
distribuição eletrônica 
de um átomo.
Os elétrons da camada 
de valência são os que 
participam das 
ligações, pois são os 
mais externos.
Estrutura
de Lewis
Símbolos para poder 
descrever as ligações 
químicas.
Cada ponto ao redor do 
símbolo químico 
representa um elétron 
na camada de valência.
ESTRUTURA DE LEWIS
ClMg
ESTRUTURA DE LEWIS
Cl
Mg
▪12Mg: 1s
22s22p63s2
▪ 17Cl: 1s
22s22p63s2 3p5
▪De acordo com a Regra do Octeto, a camada 
de valência precisa de oito elétrons para se 
estabilizar (perda, ganho ou 
compartilhamento).
▪Assim, os átomos adquirem estabilidade 
quando têm 8 elétrons na camada de 
valência.
▪ Isso acontece com os gases nobres, eles 
apresentam a camada de valência completa.
▪A única exceção é o elemento hélio que 
possui 2 elétrons.
Os demais elementos precisam fazer ligações
químicas para receber os elétrons faltantes e
alcançar os oito elétrons na camada de
valência.
REGRA DO OCTETO
LIGAÇÃO IÔNICA E COVALENTE
1. Ligação química: junção de dois átomos
2. Abaixamento da energia total do sistema pelo novo arranjo:
– Transferência de 𝑒− (Iônico)
–Compartilhamento de 𝑒− (Covalente)
LIGAÇÃO IÔNICA
Composto 
Iônico
Cátion(+)―Ânion(−)
Metais bloco s e p com 
não metais bloco p
/ΔEN/≥ 1,7
Sólido iônico: rede de ânions e cátions 
unidos por forças eletrostáticas
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
— Metais bloco s e p, tendem a 
perder es
— Não metais bloco p, tendem 
ganhar es
— Configuração de gás nobre
▪ He (2e): 1s2
▪ Ne (10e): 1s2, 2s2, 2p6
▪ Ar (18e): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6
Camada de 
valência 8e
LIGAÇÃO IÔNICA
▪Na (11e): 1s2, 2s2, 2p6, 3s1
Na+ = [Ne] 
▪Mg (12e): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2
Mg2+ = [Ne]
O CÁTION: Metais bloco s
LIGAÇÃO IÔNICA
O CÁTION: Metais bloco p
LIGAÇÃO IÔNICA
▪Al (13𝑒−): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1
Al3+ = [Ne]
▪Ga(31𝑒−): [Ar] 3d10, 4s2, 4p1
Ga3+ = [Ar] 3d10
O CÁTION: Metais de transição, bloco (n-1)d
— Estabilização do orbital d: d5, d10
▪ Fe (26𝑒−): [Ar] 3d6, 4s2
Fe2+ : [Ar] 3d6
Fe3+: [Ar] 3d5
▪ In(49𝑒−): [Kr] 4d10, 5s2, 5p1
In+: [Kr] 4d10, 5s2
In3+: [Kr] 4d10
LIGAÇÃO IÔNICA
LIGAÇÃO IÔNICA
Ânion: Não metais bloco p
— Tendência a aceitar 𝑒−
— Halogênios: F, Cl, Br, I
Ânions
LIGAÇÃO IÔNICA
1. Para predizer a configuração 
eletrônica de um cátion
–Remover os 𝑒− mais 
externos: np, ns, (n-1)d
2. No caso de ânion 
monoatômico
–Adicionar 𝑒−s até atingir 
configuração de gás 
nobre (octeto ou dupleto)
LIGAÇÃO IÔNICA
FORMAÇÃO DAS LIGAÇÕES IÔNICAS
1. A formação do composto iônico é pela 
estabilização do composto formado.
2. A energia do composto iônico é menor do 
que dos elementos puros.
3. Isto é possível de ser observado mediante 
o processo chamado Born-Haber.
𝐿𝑖 𝑠 + 1
2
𝐹2(𝑔) ⟶ 𝐿𝑖𝐹(𝑠) Δ𝐻𝑓 = –595 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
ΔHf: entalpia de formação do composto
PROCESSO BORN-HABER: Exemplo 𝐿𝑖 𝑠 + 1
2
𝐹2(𝑔) ⟶ 𝐿𝑖𝐹(𝑠)
Etapa-1 𝐿𝑖 𝑠 ⟶ 𝐿𝑖(𝑔) +155 kJ E. Vaporização
Etapa-2 1
2
𝐹2(𝑔) ⟶ 𝐹(𝑔) + 79 kJ E. Dissociação
Etapa-3 𝐿𝑖 𝑔 ⟶ 𝐿𝑖+ 𝑔 + 𝑒− +520 kJ 1ª E. de Ionização
Etapa-4 𝐹 𝑔 + 𝑒− ⟶ 𝐹−(𝑔) ‒333 kJ Afinidade Eletrônica
Etapa-5 𝐿𝑖+ 𝑔 + 𝐹− (𝑔) ⟶ 𝐿𝑖𝐹(𝑠) ‒1016 kJ E. do Retículo Cristalino
𝐿𝑖 𝑠 + 1
2
𝐹2(𝑔) ⟶ 𝐿𝑖𝐹(𝑠) –595 kJ E. de formação
FORMAÇÃO DAS LIGAÇÕES IÔNICAS
PROPRIEDADES GERAIS DOS SÓLIDOS
IÔNICOS
▪ Sólido quebradiço.
▪ Pontos de fusão altos.
▪ No estado líquido conduz 
eletricidade, pois tem íons móveis.
▪ A maioria são solúveis em água, 
formando uma solução iônica onde 
os íons estão rodeados de camadas 
de moléculas de água.
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS
Ligação 
Iônica
Íons
Anion
Cátion
Forças 
Eletrostáticas
Rede 
Cristalina
Transferência 
de elétrons
Abaixamento 
de Energia
LIGAÇÕES QUÍMICAS:
LIGAÇÃO COVALENTE
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
□ Sou capaz de definir o que é uma ligação covalente 
e explicar dando exemplos?
□ Posso explicar a relação entre a diferença de 
eletronegatividade e a ligação covalente?
□ Sou capaz de definir e entender a regra do octeto 
para a formação de ligações covalentes?
□ Tenho a habilidade de usar as estruturas de Lewis 
para explicar a formação de ligações covalentes 
numa molécula covalente?
□ Posso explicar o conceito de ressonância e desenhar 
alguns exemplos?
□ Tem moléculas que são exceções à regra do octeto, 
conheço e posso desenhar as estruturas de Lewis 
para esses casos?
Referência:
• Referência: Kotz (2014), Química Geral vol. 1, pág. 
332-346
▪Símbolos para poder 
descrever as ligações;
▪Cada ponto ao redor 
do símbolo químico 
representa um elétron 
na camada de valência;
▪Cada par 
compartilhado é uma 
ligação.
SÍMBOLOS DE LEWIS
▪De acordo com a Regra do Octeto, a camada de valência 
precisa de oito elétrons para se estabilizar (perda, ganho 
ou compartilhamento).
▪Assim, os átomos adquirem estabilidade quando têm 8 
elétrons na camada de valência.
▪Isso acontece com os gases nobres, eles apresentam a 
camada de valência completa.
▪A única exceção é o elemento Hélio que possui 2 elétrons.
Os demais elementos precisam fazer ligações
químicas para receber os elétrons faltantes e
alcançar os oito elétrons na camada de valência.
REGRA DO OCTETO
Ligação 
Covalente
Compartilhamento de 𝑒−
Quando dois átomos similares se 
ligam, tentam formar um octeto 
ou dupleto, nenhum deles quer 
perder um 𝑒−.
/∆EN/≤
Cada par de 𝑒𝑠
− compartilhado 
constitui uma ligação
Ligações
Simples
Múltiplas
Ressonância
LIGAÇÃO COVALENTE
Regras para desenhar as estruturas de Lewis para moléculas covalentes
(i) Conte o número de elétrons de valência em cada átomo, divida por dois. 
Este número é o número total de pares de elétrons;
(ii) Escreva os arranjos mais prováveis dos átomos;
(iii) Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados;
(iv) Cada para (••) = — (linha);
(v) Verifique que em torno de cada átomo tem 8 𝑒𝑠
−, ou 2 𝑒𝑠
− no caso do 
hidrogênio.
ESTRUTURA DE LEWIS
Exemplos simples
𝐻2
𝐹2
LIGAÇÃO COVALENTE: ESTRUTURA DE LEWIS
Um pouco mais complicado
𝐶𝐻4
𝐻2𝑂 𝐻2𝐶𝑂 𝐶𝑙𝑂2− 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
LIGAÇÃO COVALENTE: ESTRUTURAS DE LEWIS
RESSONÂNCIA
As estruturas de ressonância são 
usadas para representar a ligação de 
uma molécula quando uma única 
estrutura de Lewis não descreve 
precisamente a estrutura eletrônica 
verdadeira.
LIGAÇÃO COVALENTE: RESSONÂNCIA
↔
𝑁𝑂3
− (íon nitrato)
1. As estruturas (a), (b) e (c) do 
NO3
— são idênticas que 
coexistem ao mesmo tempo, 
são estruturas ressonantes;
2. As propriedades que surgem 
são intermediarias;
3. As ligações não são simples 
nem duplas, tem caráter 
intermediário; 
4. Os elétrons nestas estruturas 
estão “deslocalizados”.
LIGAÇÃO COVALENTE: RESSONÂNCIA
O caso do Benzeno
Se tivesse só ligações simples e duplas 
não seria simétrico
A energia para quebrar as ligações é 
menor no caso de 3 C=C e 3 C—C
LIGAÇÃO COVALENTE: RESSONÂNCIA
Hidrocarbonetos policíclicos 
aromáticos (HPAs)
LIGAÇÃO COVALENTE: RESSONÂNCIA
Íon acetato, 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−
Ozônio, 𝑂3
Trióxido de enxofre, 𝑆𝑂3
Nitrito, 𝑁𝑂2
−
íon fosfato, 𝑃𝑂3
3−
LIGAÇÃO COVALENTE: RESSONÂNCIA
Exceções à 
regra do 
octeto 
Moléculas com número ímpar de 
elétrons. 
Moléculas nas quais um átomo tem 
menos de um octeto, ou seja, 
moléculas deficientes em elétrons. 
Moléculas nas quais um átomo tem 
mais do que um octeto, ou seja, 
moléculas com expansão de 
octeto. 
LIGAÇÃO COVALENTE: EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO
Exemplos: ClO2, NO e NO2
Exemplos: BF3 , AlCl3
Exemplos: SF4, PCl5, SF6
Ligação 
Covalente
Átomo X
Estrutura de 
Lewis
Ligações 
múltiplas
Estruturas 
ressonantes
Compartilham 
elétrons
Octeto ou 
dupleto
Átomo Y
Ligações 
simples
GEOMETRIA MOLECULAR I
TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES
ELETRÔNICOS NA CAMADA DE VALENCIA
(VSEPR)
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
□ Qual é a ideia fundamental da Teoria da Repulsão 
dos Pares Eletrônicos na Camada de Valência 
(VSPER)?
□ Consigo entender como determinar a geometria 
dos pares eletrônicos do átomo central numa 
molécula? Posso desenhar alguns exemplos?
□ Sou capaz de determinar e desenhar a geometria 
molecular, 
– linear (Lin)/ angular (Ang)/ trigonal plana (TP)/ 
tetraédrica (Th)/ pirâmide trigonal (PT)/ 
bipirâmide trigonal (BpT)/ gangorra ou seesaw
(SS)/ forma T (T)/ octaédrica (Oh)/ pirâmide base 
quadrada (PC)/ quadrada plana (QP),
de uma espécie química me baseando na VSPER 
(AXnEm)?
Referência:
• Kotz (2014), Química Geral vol. 1, pág. 347-353
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
Tetraedro Bipirâmide Trigonal Octaedro
GEOMETRIA MOLECULAR
▪É o estudo de como os átomos 
estão distribuídos espacialmente 
em uma molécula;
▪Os átomos se alinham formando 
formas geométricas em relação aos 
núcleos;
▪Depende do:
→Número de Átomos;
→Átomo Central:
• pares eletrônicos ligantes e
• não ligantes.
GEOMETRIA MOLECULAR
▪ A busca por um arranjo geométrico 
adequado é fundamental para a 
estabilidade das substâncias 
químicas;
▪ Os átomos tendem a ficar numa 
posição mais espaçada possível. 
Assim, conseguem adquirir a 
estabilidade;
▪ A nuvens eletrônicas são regiões 
de carga negativa que exercem 
repulsão entre si e influenciam a 
disposição dos átomos
▪ Pares eletrônicos da camada de 
valência de um átomo central, se 
comportam como nuvens 
eletrônicas que se repelem, 
ficando com a maior distância 
angular possível uns dos outros;
▪ Uma nuvem eletrônica pode ser 
representada por uma ligação 
simples, dupla, tripla ou mesmo 
por um par de elétrons que não 
estão a fazer ligação química.
▪ A geometria é determinada pelo 
número de pares de elétrons em 
torno do átomo central.
TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS DA CAMADA DE
VALÊNCIA (VSEPR )
Estruturas de Lewis
da molécula de água
▪ Sempre lineares.
Exemplos: H2, Cl2, HCl, HBr
2 ÁTOMOS (AX) 3 ÁTOMOS (AX2)
▪ Linear: Átomo central sem pares 
de elétrons livres (todos ligantes).
Ex.: BeCl2, CO2
Formula Estrutural
Geometria Molecular
▪ Angular: Átomo central com 1 
par de elétrons livres (não 
ligante) e 2 ligantes.
Ex.: SO2 (119⁰)
3 ÁTOMOS E 1 E (AX2E1)
▪ Angular: Átomo central com 2 pares 
de elétrons livres (não ligantes) e 2 
ligantes.
Ex.: H2O (104,5⁰) 
3 ÁTOMOS E 2 E (AX2E2)
▪ Trigonal Plana (TP): Átomo 
central sem pares de elétrons 
livres (todos ligantes).
Ex.: BF3 , SO3 (120⁰)
4 ÁTOMOS (AX3)
▪ Piramidal ou pirâmide trigonal (PT):
Átomo central com 3 ligantes e 1
par de elétrons livres (não ligante).
Ex: NH3 , PF3 , PCl3
4 ÁTOMOS E 1 E (AX3E)
▪ Forma de T (T): Átomo central 
com 3 ligantes e 2 pares de 
elétrons livres (não ligantes).
Ex: ClF3
Onde vão os pares não 
ligantes?
4 ÁTOMOS E 2 E (AX3E2)
▪ Tetraédrica (Th): Átomo central 
sem par de elétrons livres (todos 
ligantes)
Ex.: CH4 , SiCl4, CCl4
5 ÁTOMOS (AX4)
▪ Gangorra ou Seesaw (SS): Átomo 
central com 4 ligantes e 1 par de 
elétrons livres (não ligante).
Ex: SF4
5 ÁTOMOS E 1 E (AX4E) 5 ÁTOMOS E 2 E (AX4E2)
▪ Quadrado planar (QP): Átomo 
central com 4 ligantes e 2 pares de 
elétrons livres (não ligantes).
Ex.: XeF4
▪ Bipirâmide Trigonal ou 
bipiramidal (BPT): Átomo 
central sem par de elétrons 
livres (todos ligantes).
Ex.: PCl5, PI5
6 ÁTOMOS (AX5)
▪ Pirâmide de base quadrada (PC): 
Átomo central com 5 ligantes e 1 
par de elétrons livres (não ligante).
Ex.: BrF5
6 ÁTOMOS E 1 E (AX5E)
▪ Octaédrica: Átomo central sem par
de elétrons livres (todos ligantes).
Ex.: SF6
7 ÁTOMOS (AX6)
RESUMO DAS PRINCIPAIS GEOMETRIAS
1. Linear (Lin)
2. Angular (Ang)
3. Trigonal planar (TP)
4. Tetraédrica (Th)
5. Pirâmide Trigonal (PT)
6. Bipirâmide Trigonal (BpT)
7. Gangorra ou Seesaw (SS)
8. Forma T (T)
9. Octaédrica (Oh)
10. Pirâmide base quadrada (PC)
11. Quadrada plana (QP)
GEOMETRIA MOLECULAR
GEOMETRIA MOLECULAR
LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÃO COVALENTE:
TEORIA DE LIGAÇÃO DE VALÊNCIA
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
□ Sou capaz de descrever a razão fundamental por 
que uma sobreposição de orbitais é 
energeticamente favorável para formar uma 
ligação?
□ Consigo descrever, com exemplos, a formação da 
ligação covalente pela TLV?
□ Sou capaz de entender e clarificar a hibridização de 
orbitais atômicos?
□ Posso definir e explicar a formação de uma ligação 
sigma (σ)?
□ Consigo expor, com exemplos, a formação dos 
orbitais atômicos híbridos:
− sp,
− sp2, e
− sp3?
□ Posso definir e explicar a formação de uma ligação 
pi (π)?
□ Sou capaz de usar as estruturas de Lewis com a TLV
para determinar a geometria de uma molécula?
□ Dada uma estrutura molecular, posso indicar
− o tipo de ligação e
− a hibridação
dos átomos ligantes?
□ Posso explicar e exemplificar o conceito da 
ressonância pelo TLV?
Referência:
Kotz (2014), Química Geral vol. 1, pág. 381-395, 396-
397
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
A ideia de que as 
ligações são 
formadas pela 
sobreposição dos 
orbitais atômicos é 
a base da TLV
ENERGIA E LIGAÇÃO
Significativa sobreposição: 
repulsão
Máxima 
atração
Pequena sobreposição: 
atração fraca
Sem sobreposição:
Sem atração
En
er
gi
a
Distância internuclear
Comprimento da ligação
Energia da 
ligação
▪ São formadas quando os orbitais 
dos átomos se superpõem em 
forma direita.
▪ Para que esta superposição ocorra 
existem dois elétrons de spins 
contrários.
▪ A sobreposição ocorre à medida 
que os núcleos se aproximam
▪ A ligação sigma é uma ligação na 
qual a densidade eletrônica é 
maior ao longo do eixo da ligação. 
LIGAÇÃO SIGMA (σ)
▪ Ligação sigma (): ligação covalente que 
resulta dasobreposição direta de dois orbitais.
1s1 2p1
1s1 1s1
2p12p1
LIGAÇÃO SIGMA (σ)
O que é que nós já sabemos
Olho: Os orbitais tipo p
são ortogonais entre si e 
a configuração 
eletrônica do C é
1s22s22p2
LIGAÇÃO SIGMA (σ)
Como é que um carbono 
pode formar ligação 
tetraédrica (109,5°) e 
simplesmente fazer 4 
ligações?
TEORIA DE LIGAÇÃO DE VALÊNCIA:
HIBRIDIZAÇÃO DOS ORBITAIS ATÔMICOS
▪ TLV, desenvolvida por Linus 
Pauling et al.
▪ Hibridização de orbitais: 
mescla ou combinação dos 
orbitais s, p e (quando 
necessário) d em um átomo.
▪ Um número de orbitais 
combinados gera o mesmo 
número de orbitais 
combinados (orbitais 
híbridos).
HIBRIDAÇÃO sp3
Estos orbitais fazem entre si ângulos 
de aproximadamente 109,5°o 
que corresponde exactamente 
aos ângulos de ligação 
observados na molécula de 
metano. Esta vai então formar-se 
por coalescência de cada uma das 
quatro orbitais híbridas com a 
orbital 1s de um átomo de 
hidrogénio, resultando em quatro 
ligações σ.
HIBRIDAÇÃO sp3 - METANO
▪ Como resultado da combinação de 
1 orbital s com 3 orbitais p, temos
→quatro orbitais híbridos sp3
HIBRIDAÇÃO sp2
Vista de lado Vista de topo
HIBRIDAÇÃO sp2
▪ Como resultado da combinação de 
1 orbital s com 2 orbitais p, temos
→três orbitais híbridos sp2, e
→um orbital puro p
HIBRIDAÇÃO sp
▪ Como resultado da combinação de 
1 orbital s com 1 orbital p, temos
→dos orbitais híbrido sp, e
→dos orbitais puros p
HIBRIDAÇÃO sp
FORMAÇÃO DE ORBITAIS HÍBRIDOS
s + p
s + p + p
s + p + p + p
TLV: HIBRIDAÇÃO COM ORBITAIS s, p E d
s + p + p + p + d
s + p + p + p + d + d
Bipirâmide Trigonal
Octaédrica
5 pares 
eletrônicos sp3d
6 pares 
eletrônicos sp3d2
TLV: LIGAÇÕES MÚLTIPLAS
Eteno (C2H4)
▪ Interação frontal entre 
os orbitais híbridos sp2
(azul) dos carbonos:
→ligação sigma (σ).
▪ Interação lateral entre 
os orbitais não híbridos 
p (rosa) dos carbonos:
→ uma ligação pi (π).
TLV: LIGAÇÕES MÚLTIPLAS
Etino (C2H2)
▪ Interação frontal entre 
os orbitais híbridos sp
(rosa) dos carbonos:
→uma ligação sigma (σ).
▪ Interação lateral entre os 
orbitais não híbridos p
(laranja) dos carbonos:
→ duas ligações pi (π).
RESSONÂNCIA E TLV 
LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÃO COVALENTE:
POLARIDADE MOLECULAR
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
□ Sou capaz de explicar o conceito de polaridade de 
uma ligação covalente e sua relação com a 
diferença de eletronegatividade do par de átomos 
ligados?
□ Consigo descrever, com exemplos, a formação e 
distribuição de cargas (δ+ e δ‒) em ligações 
covalentes (formação de um dipolo)?
□ Posso explicar o que é o conceito de momento 
dipolar da ligação (𝝁)?
□ Posso elucidar, com exemplos, uma ligação apolar
(𝝁 = 0) e uma ligação polar (𝝁 > 0)?
□ Sou capaz de determinar se uma molécula é polar 
(𝝁𝒓 > 𝟎) ou apolar (𝝁𝒓 > 𝟎)?
□ Tendo em consideração a geometria da molécula, 
posso determinar o sentido do vetor momento 
dipolar liquido (𝝁𝒓) de uma molécula?
Referência:
• Kotz (2014), Química Geral vol. 1, pág. 353, 356-359, 
359-365
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
ELETRONEGATIVIDADE, EN
▪ Tendência que o átomo apresenta em atrair elétrons
numa ligação química.
F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H>metais
▪ A existência de polos está 
associada à deformação da 
nuvem eletrônica.
▪ Entre átomos de mesma 
eletronegatividade, não há 
distorção da nuvem e não há 
formação de polos.
▪ Ligação apolar: átomos 
participantes apresentam EN 
igual ou muito próxima.
DISTRIBUIÇÃO DE CARGAS EM LIGAÇÕES COVALENTES
Cl Cl
▪ Entre átomos de diferentes 
eletronegatividades, ocorre 
deformação da nuvem eletrônica.
▪ O acúmulo de cargas em regiões 
distintas é denominado polo.
▪ O acúmulo de carga negativa se dá 
no torno do elemento de maior 
eletronegatividade.
▪ Ligação polar: átomos 
participantes apresentam 
diferente EN.
POLARIDADE DA LIGAÇÃO E EN
▪ A polaridade de uma ligação 
covalente é caraterizada por uma 
grandeza chamada momento 
dipolar ( Ԧ𝜇);
▪ Representado por um vetor 
orientado no sentido do 
elemento menos eletronegativo 
para o mais eletronegativo
▪ Do polo positivo para o negativo
MOMENTO DIPOLAR DA LIGAÇÃO ( Ԧ𝜇)
Ԧ𝜇
▪ Quanto maior a diferença de 
eletronegatividade entre os átomos 
maior a polarização.
Ex:
i. H — F > H — Cl > H — Br > H — I
ii. H2O (O—H)> H2S (S—H)
POLARIDADE DA LIGAÇÃO E EN
▪ Molécula polar: se orienta na presença 
de um campo elétrico externo.
▪ Apolar: não se orienta
POLARIDADE MOLECULAR
▪ Para determinar o vetor 𝜇𝑟 (momento dipolar 
líquido) deve-se considerar:
→A geometria da molécula nos permite 
determinar a disposição espacial de cada 
átomo na molécula;
→A diferença de EN permite determinar a 
orientação do vetor momento polar de cada 
ligação na molécula;
→O momento liquido é determinado 
considerando o momento polar de cada 
ligação e sua orientação na molécula.
MOMENTO POLAR DE LIGAÇÃO E MOMENTO DIPOLAR LÍQUIDO ( Ԧ𝜇𝑟)
MOMENTO POLAR DE LIGAÇÃO E MOMENTO DIPOLAR LÍQUIDO ( Ԧ𝜇𝑟)
Momento dipolar 
liquido = 1,46 D
MOMENTO POLAR DE LIGAÇÃO E MOMENTO DIPOLAR LÍQUIDO ( Ԧ𝜇𝑟)
Momento dipolar 
liquido = 1,46 D
Momento dipolar 
liquido = 0,24 D
NH3 NF3
MOMENTO POLAR DE LIGAÇÃO E MOMENTO DIPOLAR LÍQUIDO ( Ԧ𝜇𝑟)
MOMENTO POLAR DE LIGAÇÃO E MOMENTO DIPOLAR LÍQUIDO ( Ԧ𝜇𝑟)
LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÃO COVALENTE
FORÇAS DE INTERAÇÃO OU
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
□ Sou capaz de definir, com exemplos, o que são as 
forças de interação intermolecular?
□ Posso explicar os seguintes tipos de interação 
intermolecular:
− íon/dipolo permanente,
− íon/dipolo induzido,
−dipolo permanente/dipolo permanente,
−dipolo permanente/dipolo induzido,
−dipolo induzido/dipolo induzido, e
− ligação de hidrogênio,
e dar exemplos para cada caso?
□ Sou capaz de explicar algumas propriedades 
químicas e físicas dos compostos químicos sob o 
ponto de vista das forças intermoleculares?
− solubilidade,
− tensão superficial (Ts),
−ponto de ebulição (Pe), e
−pressão de vapor (Pv).
Referência:
• Kotz (2014), Química Geral vol. 1, pág. 353-365
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
ALGUMAS PROPRIEDADES IMPORTANTES QUE PODEM SER EXPLICADAS
PELAS FORÇAS DE INTERAÇÃO INTERMOLECULARES
Tensão Superficial
Sublimação Ponto de ebulição Solubilidade
FORÇAS DE INTERAÇÃO INTERMOLECULARES
▪ O que mantêm as moléculas, no 
estado sólido ou líquido, unidas
são as chamadas ligações ou forças
ou interações intermoleculares.
▪ São mais fracas do que as ligações 
intramoleculares (ligações entre 
átomos que constituem as 
moléculas).
Tem relação direta com:
→Propriedades físicas: P.E., P.F., ΔHfusão, 
ΔHvaporização, etc.;
→Solubilidade de (g) e (l) em solventes;
→Estruturas biológicas, ex. DNA, células, 
etc.
FORÇAS DE INTERAÇÃO INTERMOLECULARES
▪ Tipos de F.I.:
→Íon/dipolo permanente
→Íon/dipolo induzido
→Dipolo permanente/dipolo 
permanente ou 
Dipolo/Dipolo
→Ligação de Hidrogênio
→Dipolo permanente/dipolo 
induzido
→Força de London ou dipolo 
induzido/dipolo induzido
INTERAÇÕES ENTRE ÍONS E MOLÉCULAS COM UM DIPOLO PERMANENTE
▪ Ocorre entre um íon (cátion ou 
ânion) e moléculas que 
apresentem um dipolo 
permanente.
▪ A magnitude depende de:
→distância entre o íon e o dipolo
→carga do íon
→magnitude do dipolo
▪ Propriedade relevante: Energia de 
hidratação (ou entalpia de 
hidratação, ΔHh)
▪ Característico de moléculas polares;
▪ A extremidade positiva (δ+) de uma 
molécula atrai a negativa (δ−) da vizinha 
e vice-e-versa. Ex.:
HCl, HBr, H2S, SO2
▪ Essas interaçõespodem explicar 
algumas propriedades. Ex.:
→ΔHv
→Tensão superficial
→Solubilidade
INTERAÇÕES DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO PERMANENTE OU DIPOLO-DIPOLO
▪ Moléculas polares podem induzir, 
ou criar um dipolo em moléculas 
que não apresentam dipolo 
permanente..
▪ O processo de indução de um 
dipolo é chamado de polarização.
▪ A polarização depende do tamanho 
da molécula e como ela pode ser 
distorcida para gerar um dipolo.
▪ Explica a solubilização dos gases em 
solventes polares.
FORÇAS DIPOLO/DIPOLO INDUZIDO
δ+
δ−
δ+
δ+
δ−
δ+
δ+ δ−
Dipolo
Permanente
Moléculas 
Apolar
Dipolo
Induzido
→Solubilidade do O2 em água, a 25 °C e no nível 
do mar tem como valor medido de 8,1 mg L–1.
→A solubilidade depende da temperatura, pressão 
(altitude) e material solubilizados.
FORÇAS DE LONDON: DIPOLO INDUZIDO/DIPOLO INDUZIDO
▪ Ocorre entre moléculas 
apolares.
▪ Uma deformação das nuvens 
eletrônicas momentânea, 
origina polos positivos e 
negativos temporários.
▪ Os dipolos instantâneos podem 
induzir a polarização de 
moléculas vizinhas, resultando 
em forças atrativas.
Ex: H2, O2, F2, Cl2, CO2, CH4, C2H6
δ+δ−
δ+δ− δ+δ−
Dipolo
Instantâneo
Moléculas 
Apolares
Dipolo
Induzido
A LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO
A LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO
▪ Ocorre entre moléculas que apresentem 
H ligados diretamente a
—F
—O
―N
Ex.: NH3, H2O, HF
▪ O hidrogênio de uma molécula liga-se 
aos átomos fortemente eletronegativos 
da outra.
▪ É a mais forte das interações 
intermoleculares.
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO
𝛿−
𝛿+
𝛿+
𝛿+
𝛿−
𝛿+
𝛿+ 𝛿+
Ligação (Ponte) 
de Hidrogênio
HF
NH3
SU
P
R
A
 E
ST
R
U
TU
R
A
S 
D
A
 Á
G
U
A
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO
W
A
T
E
R
C
L
U
S
T
E
R
S
Luc Montagnier (Nobel Prize): WATER MEMORY
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO
INTERAÇÕES MOLECULARES
ORDEM DE INTENSIDADE DE
INTERAÇÃO
TIPOS
▪ Regra geral: Semelhante dissolve 
semelhante(*).
→Substâncias polares tendem a se 
dissolver em solventes polares.
→Substâncias apolares tendem a se 
dissolver em solventes apolares.
(*) Forças intermoleculares semelhantes.
FORÇAS INTERMOLECULARES E SOLUBILIDADE
Tamanho da Cadeia e Solubilidade
• O aumento da cadeia carbônica causa a redução da solubilidade
FORÇAS INTERMOLECULARES E SOLUBILIDADE
▪Formação de micelas
FORÇAS INTERMOLECULARES E SOLUBILIDADE
FORÇAS INTERMOLECULARES E TENSÃO SUPERFICIAL
▪ Quando uma substância é 
aquecida e passa do estado 
líquido ou sólido para o estado 
gasoso ocorre o rompimento 
das ligações intermoleculares.
▪ A Temperatura de ebulição 
depende do tipo de força 
intermolecular e do tamanho 
das e massa das moléculas.
FORÇAS INTERMOLECULARES E TEMPERATURA DE EBULIÇÃO
H2O H3CCH2CH2CH2CH2CH2OH
HCl H3CCH2CH2CH2CH2OH
Cl2 H3CCH2CH2CH2OH
H3CCH2CH2OH
H3CH2OH
H3COHTe
m
p
er
at
u
ra
 d
e 
Eb
u
liç
ão
FORÇAS INTERMOLECULARES E TEMPERATURA DE EBULIÇÃO
▪ Em moléculas com tamanhos 
aproximadamente iguais:
→Quanto maior a 
intensidade de interação, 
maior sua temperatura de 
ebulição.
▪ Em moléculas com mesmo 
tipo de interação:
→Quanto maior o tamanho 
da molécula, maior a sua 
temperatura de ebulição.
▪ A pressão de vapor, Pv, é a 
pressão exercida pelo vapor de 
uma substância líquida no 
líquido quando ocorre o 
equilíbrio entre essas fases..
▪ Quanto maior a força 
intermolecular de uma 
substância, menor a pressão 
de vapor
FORÇAS INTERMOLECULARES E PRESSÃO DE VAPOR
acetona água óleo
LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÃO COVALENTE
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR
(TOM)
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
□ Sou capaz de explicar, com exemplos, a 
Teoria do orbital molecular?
□ Usando a TOM, incluindo diagramas, posso 
explicar as ligações das seguintes 
moléculas?
–H2
–O2
–CO
–CN
–Benzeno, C6H6?
Referência:
• Kotz (2014), Química Geral vol. 1, pág. . 397-
399, 401-405
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
▪ Desenvolvida por Robert Mulliken
▪ Usada quando é necessário uma 
descrição mais quantitativa da 
ligação
▪ Descrição de estados excitados de 
maior energia. 
e.g. Explica a cor dos compostos
▪ Para o O2 e o NO é a única forma de 
descrever a ligação 
TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES (TOM) 
▪ Quando dois orbitais atômicos 
sobrepõem formam sempre dois 
orbitais moleculares - Um orbital 
ligante e outro antiligante
▪ O orbital ligante possui uma menor 
energia do que os orbitais atômicos 
originais e que os orbitais não 
ligantes .
▪ Os electrons da molécula são 
atribuídos de acordo com a regra de 
Hund e o principio de exclusão de 
Pauli. 
TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES (TOM)
HIDROGÊNIO (H2)
OX IG Ê N IO (O2)
̶
+
̶
+
OXIGÊNIO (O2)
MONÓXIDO DE CARBONO (CO)
CN
BE ZE N O (C6H6)
ESTEQUIOMETRIA
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
□ Descrever os conceitos de: Mol, Massa atômica, 
Massa molecular e Massa Molar.
□ Saber determinar a massa molar.
□ Reconhecer as partes de uma equação química.
□ Explicar a Lei de Conservação da Massa.
□ Explicar a Lei das Proporções Definidas.
□ Explicar as Proporções Atômicas em uma equação 
química.
□ Balancear equação química pelo método das 
tentativas.
□ Balancear equações químicas pelo método 
algébrico.
□ Reconhecer numa equação química as relações: 
mol-mol, massa-massa, mol-massa.
□ Saber determinar o reagente limitante e o reagente 
em excesso, o rendimento de uma reação.
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
MOL, MASSA ATÔMICA, MASSA MOLECULAR
• MASSA DE UM SÓ
ÁTOMO
• Massa atômica do 
Fe = 56,0 u
Massa 
Atômica
• MASSA DE UMA SÓ
MOLÉCULA
• Massa Molecular do 
Fe2O3 = 160,0 u
Massa 
Molecular
• MASSA DE n MOL
DE ÁTOMOS
•Massa Molar de 1 mol 
de Fe = 56,0 g
• MASSA DE n MOL
DE MOLÉCULAS
•Massa Molar de 1 mol 
de Fe2O3 = 160,0 g
Massa 
Molar
1 mol
𝐶𝑢(𝑆𝑂4)2 ∙ 5𝐻2𝑂
2 mol
𝑆
8 mol
𝑂
5 mol 
𝐻2𝑂
1 mol
𝐶𝑢
0,25 mol de Cu(SO4)2∙5H2O
Contas para 1 mol do composto
1 Cu = 1 mol∙63,5 g/mol = 63,5 g 
2 S = 2 mol∙32,1 g/mol = 64,2 g
8 O = 8 mol∙16,0 g/mol = 128,0 g 
5 H2O = 5 mol∙18,0 g/mol = 90,0 g
MM[Cu(SO4)2∙5H2O]= 345,7 g/mol
Massa de 0,25 mol = 0,25 mol x 345,7 g/mol
= 86,43 g
COMO DETERMINAR A MASSA MOLAR DE UM COMPOSTO
A EQUAÇÃO QUÍMICA
2 NaN3(s) → 3 N2(g) + 2 Na(s) ΔH
REAGENTES PRODUTOS
COEFICIENTE
ESTEQUIOMÉTRICO
ESTADO
FÍSICO DA
SUBSTÂNCIA
SENTIDO DA
REAÇÃO
CALOR DA
REAÇÃO
▪ A estequiometria de uma reação química é de suma importância 
por informar as proporções entre os reagentes e os produtos.
▪ Quando a reação química vai acompanhada do valor de energia da 
reação é chamada de equação termoquímica.
• Indica que a soma das massas de todos os reagentes deve ser 
sempre igual à soma das massas de todos os produtos 
(princípio de Lavoisier).
LEI DE CONSERVAÇÃO
DA MASSA
• Os produtos de uma reação são dotados de uma relação 
proporcional de massa com os reagentes. Assim, se 12 g de C reagem 
com 36 g de oxigênio para formar 48 g de CO2, 6 g de C reagem com 
18g de oxigênio para formar 24g de CO2.
LEI DAS PROPORÇÕES
DEFINIDAS
• De maneira análoga à lei das proporções definidas, os coeficientes 
estequiométricos devem satisfazer as atomicidades das moléculas de 
ambos os lados da equação. Portanto, são necessárias 3 moléculas 
de oxigênio (O2) para formar 2 moléculas de ozônio (O3).
PROPORÇÃO ATÔMICA
▪ Para que o balanceamento de reações químicas seja feito de 
maneira correta, deve-se atentar para os seguintes princípios:
ESTEQUIOMETRIA
A EQUAÇÃO QUÍMICA
2 NaN3(s) → 3 N2(g) + 2 Na(s)
REAGENTES PRODUTOSSENTIDODA
REAÇÃO
LCM 50 g 50 g
LPD 2x65,0 g 3x28,0 g 2x23,0 g
PA 2x1 Na 2x1 Na
2x3 N 3x2 N
Cargas (2x0) (3x0 + 2x0)
MÉTODOS DE BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS
▪ Método das tentativas
▪ Método algébrico
▪ Método da oxirredução ou Método Redox
▪ Método do íon-elétron
→Balanceamento em meio aquoso
→Balanceamento em meio ácido
→Balanceamento em meio básico
BALANCEAMENTO DE EQ: MÉTODO DAS TENTATIVAS
▪ Balancear a equação química 
por meio de tentativas 
sucessivas para achar os 
coeficientes estequiométricos.
▪ Regra, conferir átomos usando 
a seguinte sequência:
i. átomos dos elementos M
ii. átomos dos elementos ñ-M
iii. átomos de H
iv. átomos de O
Zn3Sb2 + H2O → Zn(OH)2 + SbH3
Ex.: NH4NO3 → N2O + H2O
Passo 01: Identificar os coeficientes.
aNH4NO3 → bN2O + cH2O
Passo 02: Igualar as atomicidades de cada elemento respeitando a 
regra da proporção atômica. 
• N: 2a = 2b (pois existem 2 átomos de N na molécula NH4NO3)
• H: 4a = 2c
• O: 3a = b + c
BALANCEAMENTO DE EQ: MÉTODO ALGÉBRICO
aNH4NO3 → bN2O + cH2O
Passo 03: Resolver o sistema de equações:
Se 2a = 2b, tem-se que a = b
Se 4a = 2c, tem-se que 2a = c
Portanto, atribuindo-se o valor arbitrário 2 para o coeficiente a, tem-se:
a = 2, b = 2, c = 4.
Mas, como os coeficientes devem ser os menores valores inteiros possíveis:
a = 1, b = 1, c = 2
Passo 04: Substituir os valores obtidos na equação original
1NH4NO3 → 1N2O + 2H2O ou
NH4NO3 → N2O + 2H2O
BALANCEAMENTO DE EQ: MÉTODO ALGÉBRICO
RELAÇÕES MOL-MOL, MOL-MASSA E MASSA-MASSA
C2H2(g)+ O2(g) → CO2(g) + H2O(g)
RELAÇÕES MOL-MOL, MOL-MASSA E MASSA-MASSA
CaCO3(s)+ HCl(aq) → H2O(l) + CaCl2(aq) + CO2(g)
REAGENTE LIMITANTE
CaCO3(s)+ HCl(aq) → H2O(l) + CaCl2(aq) + CO2(g)
RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO
CaCO3(s)+ HCl(aq) → H2O(l) + CaCl2(aq) + CO2(g)
CLASSIFICAÇÃO DAS
REAÇÕES QUÍMICA
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
□ Observando uma reação química, sou capaz de 
reconhecer o tipo de reação química, segundo
− o calor liberado/absorvido,
− a velocidade da reação (lenta/rápida),
− a reversibilidade (reversível/irreversível),
− a complexidade da reação:
∙ síntese (ou adição) total e parcial
∙ decomposição (análise)
∙ deslocamento (ou substituição)
∙ dupla troca
− combustão
− neutralização
− a reação metal-ácido?
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
SEGUNDO O CALOR LIBERADO OU ABSORVIDO
▪ Rçs Exotérmicas: liberam calor.
C(s) + O2(g) → CO2(g) + calor ΔH (–)
▪ Rçs Endotérmicas: absorvem calor.
N2(g) + O2(g) + calor → 2 NO(g) ΔH (+)
SEGUNDO A VELOCIDADE DE REAÇÃO
▪ Rçs lentas
Ex.: 4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
O ferro demora anos para enferrujar.
▪ Rçs rápidas
Ex.: C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g)
O álcool comum queima rapidamente.
SEGUNDO A REVERSIBILIDADE
▪ Rçs reversíveis: são as que ocorrem nos dois sentidos (o que é 
indicado por duas flechas).
Ex.: H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g)
▪ Reações irreversíveis: são as que ocorrem apenas num sentido.
Ex.: S(s) + O2(g) → SO2(g)
SEGUNDO A VARIAÇÃO DE COMPLEXIDADE DAS SUBSTÂNCIAS ENVOLVIDAS
▪ Rçs de síntese ou adição: são aquelas em que duas ou mais 
substâncias reagem, produzindo uma única substância mais 
complexa.
Ex.: 2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s)
O magnésio reage com o oxigênio do ar, produzindo óxido de magnésio.
Essa reação é utilizada em flashes fotográficos descartáveis e foguetes sinalizadores.
Em geral: A + B → AB
VÁRIAS SUBSTÂNCIAS ÚNICA SUBSTÂNCIA
SEGUNDO A VARIAÇÃO DE COMPLEXIDADE DAS SUBSTÂNCIAS ENVOLVIDAS
▪ Rçs de síntese ou adição
→Síntese Total: quando partimos apenas das substâncias simples. 
C(s) + O2(g) → CO2(g) (Queima de carvão)
→Síntese Parcial: quando, dentre os reagentes, já houve no 
mínimo uma substância composta. 
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s)
SEGUNDO A VARIAÇÃO DE COMPLEXIDADE DAS SUBSTÂNCIAS ENVOLVIDAS
▪ Rçs de análise ou decomposição: são aquelas em que uma 
substância se divide em duas ou mais substâncias de estruturas 
mais simples.
Ex.: 2 NaN3(s) → 3 N2(g) + 2 Na(s)
Um composto de sódio (NaN3(s)) é utilizado nos air-bags — dispositivos de segurança 
presentes em muitos automóveis. Quando esses dispositivos são acionados, a rápida 
decomposição do NaN3(s) origina N2(g), e esse gás infla os air-bags.
Em geral: AB → A + B
VÁRIAS SUBSTÂNCIASÚNICA SUBSTÂNCIA
SEGUNDO A VARIAÇÃO DE COMPLEXIDADE DAS SUBSTÂNCIAS ENVOLVIDAS
▪ Rçs de análise ou decomposição: Certas reações de análise ou 
decomposição recebem nomes especiais como:
→Pirólise: decomposição pelo calor (Δ)
Ex.: 2 Cu(NO3)2(s)
Δ
2 CuO(s) + 4 NO2(g) + O2(g)
→Fotólise: decomposição pela luz
Ex.: 2 H2O2
𝑙𝑢𝑧
2 H2O + O2
→Eletrólise: decomposição pela eletricidade (Δ)
Ex.: 2 H2O 
Δ𝑉
2 H2 + O2
SEGUNDO A VARIAÇÃO DE COMPLEXIDADE DAS SUBSTÂNCIAS ENVOLVIDAS
▪ Rçs de deslocamento ou de substituição ou de simples troca: 
quando uma substância simples reage com uma composta, 
originando uma nova substância simples e outra composta.
Ex.: Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s)
Exemplo: 
Mergulhe um prego (ferro) numa solução de sulfato de cobre (CuSO4); retire o prego após 
alguns minutos; ele estará avermelhado – é uma camada de cobre.
Em geral: A + XY → AY + X
SUBSTÂNCIA
SIMPLES
SUBSTÂNCIA
COMPOSTA
SUBSTÂNCIA
SIMPLES
SUBSTÂNCIA
COMPOSTA
SEGUNDO A VARIAÇÃO DE COMPLEXIDADE DAS SUBSTÂNCIAS ENVOLVIDAS
▪ Reações de dupla troca ou de dupla substituição: quando duas 
substâncias compostas reagem, originando duas novas substâncias 
compostas.
Ex.: AgNO3(aq) + KCl(aq) → AgCl(s) + KNO3(aq)
Misturar uma solução de nitrato de prata (AgNO3) com uma solução de cloreto de potássio 
(KCl) resultará numa solução de nitrato de potássio (KNO3) e um precipitado de cloreto de 
prata (AgCl).
Em geral: AB + XY → AY + XB
SUBSTÂNCIA
COMPOSTA
SUBSTÂNCIA
COMPOSTA
SUBSTÂNCIA
COMPOSTA
SUBSTÂNCIA
COMPOSTA
REAÇÕES DE COMBUSTÃO
▪ O oxigênio em excesso (normalmente disponível no ar) se combina 
com compostos orgânicos formados de C/H/O resultando em 
dióxido de carbono e água:
Ex.: C9H20(l) + 14 O2(g) → 9 CO2(g) + 10 H2O(g)
REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO OU ÁCIDO-BASE
▪ Um ácido, que contribui com íon H+, e uma base, que contribui 
com íons OH−, sofrem metátese, formando água (HOH) e um sal.
HCl + NaOH → NaCl + HOH
2 HNO3 + Mg(OH)2 → Mg(NO3)2 + 2 HOH
REAÇÕES METAL-ÁCIDO
▪ Um ácido, como o HCl, HF ou H2CO3, e um metal mais 
quimicamente reativo que o hidrogênio do ácido reagem 
formando um sal e o gás hidrogênio.
HCl + 2 Na → 2 NaCl + H2
2 HNO3 + Mg → Mg(NO3)2 + H2
OBSERVAÇÃO:
As várias reações estudadas não se excluem mutuamente. De fato, a 
queima do carvão que é uma reação de combustão:
C(s) + O2(g) → CO2(g)
pode ser classificada, ao mesmo tempo, como reação
→exotérmica
→rápida
→irreversível
→de oxi-redução e
→de síntese
CINÉTICA QUÍMICA
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
□ Consigo explicar e exemplificar o significado da 
velocidade de uma reação química?
□ Observando um gráfico tempo (t) vs. concentração ([ ]), 
sou capaz de explicar a variação das concentrações dos 
reagentes e produtos e sua relação estequiométrica?
□ Posso explanar o significado da
− velocidade média e
− velocidade instantânea?
□ Sou capaz de determinar a lei de velocidade de uma 
reação química em função dos reagentes ou produtos?
□ Inspecionando a lei de velocidade de uma reação 
química, posso determinar as unidades da constante 
cinética da reação, k?
□ Inspecionando a lei de velocidade de uma reação 
química, posso determinar a ordem de reação para cada 
espécie química e a ordem total da reação?
□ Posso determinara lei de velocidade e constante de 
velocidade, k, de uma reação química pelo método das 
velocidades iniciais?
□ Sou capaz de reconhecer graficamente uma reação de
− primeira ordem
− segunda ordem
− ordem zero?
□ Posso indicar as leis de velocidade integradas para cada 
ordem (primeira, segunda, zero) de reação e as unidades 
de suas respectivas constantes de velocidade, k?
□ Tendo como dado uma a tabela de variação de tempo (t) 
vs. concentração ([ ]), consigo determinar graficamente a 
ordem (primeira, segunda, zero) de uma reação e sua 
constante de velocidade, também graficamente?
□ Posso entender e explicar a relação entre a constante de 
velocidade, k, e a velocidade de uma reação química?
□ Consigo explicar o significado do tempo de media vida de 
uma reação, t1/2?
□ Consigo reconhecer e determinar o tempo de media vida 
t1/2 para cada ordem de reação (primeira, segunda, zero)?
Referência:
• Kotz (2014), Química Geral vol. 2, pág. 616-635
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
A Cinética Química estuda a velocidade 
com que ocorrem as reações químicas.
▪ Cinética: movimento, 
transformação, mudança
▪ Energia cinética: energia associada 
ao movimento de um objeto 
▪ Cinética Química: Refere-se à 
variação de concentração de um 
reagente ou de um produto com o 
tempo (e.g.: M/s, g/s)
CINÉTICA QUÍMICA
▪Estado físico dos reagentes
→(s), (l), (aq), (g)
▪Tamanho e forma
▪[R]: as concentrações dos 
reagentes
▪T: a temperatura na qual a 
reação ocorre
▪Catalisadores: a presença de um 
catalisador.
CINÉTICA QUÍMICA: FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE REAÇÕES
Onde ∆ 𝐴 𝑒 ∆ 𝐵 são variações de concentração durante o 
intervalo de tempo ∆𝑡.
A → B
▪ Em geral é mais conveniente representar a velocidade de uma 
reacção em termos da variação da concentração com o tempo
𝑉𝑟𝑒𝑎çã𝑜 =
𝑑 𝐵
𝑑𝑡
𝑉𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = −
𝑑 𝐴
𝑑𝑡
VELOCIDADE DA REAÇÃO
A velocidade de uma reação é sempre positiva.
VELOCIDADE DA REAÇÃO E A ESTEQUIOMETRIA DA REAÇÃO
2 HCl → H2 +Cl2
𝑉𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = −
𝟏
𝟐
𝑑 𝐻𝐼
𝑑𝑡
=
𝑑 𝐻2
𝑑𝑡
=
𝑑 𝐼2
𝑑𝑡
αA + βB→ γC + δD
𝑉𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = −
𝟏
𝜶
𝑑 𝐴
𝑑𝑡
= −
𝟏
β
𝑑 𝐵
𝑑𝑡
=
𝟏
γ
𝑑 𝐶
𝑑𝑡
=
𝟏
δ
𝑑 𝐷
𝑑𝑡
A velocidade da 
reacção é 
constante?
Não sempre! 
VELOCIDADE DA REAÇÃO
0
5
10
15
20
25
30
35
40
0 10 20 30 40 50 60 70 80
C
o
n
ce
n
tr
aç
ão
(M
)
t (s)
Velocidade Média
Em cada um destes intervalos 
de tempo é diferente
A→ B
VELOCIDADE DA REAÇÃO
0
5
10
15
20
25
30
35
40
0 10 20 30 40 50 60 70 80
C
o
n
ce
n
tr
aç
ão
(M
)
t (s)
Velocidade Instantânea
linha tangente, em cada um destes 
instantes (pontos) é diferente
A→ BA velocidade da 
reacção é 
constante?
Não sempre! 
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 → 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
𝑉𝑟 = 𝑘 𝐴
𝑥 𝐵 𝑦
Ordem da 
reação
Constante de 
velocidade
LEI DA VELOCIDADE DA REAÇÃO
A ordem da reação não tem relação com a 
estequiometria da reação
▪ A velocidade da reação em um determinado tempo (t) está 
relacionada com as concentrações das espécies presentes.
▪ x e y são números inteiros ou semi-inteiros ou valores negativos. 
Esse valores não necessariamente coincidem com os coeficientes 
estequiométricos da reação química.
▪ A constante k tem unidades que dependem da ordem da reação. 
Também, k representa uma medida conveniente da reatividade 
química.
▪ A velocidade da reação, e portanto x, y e k, só poderá ser 
determinada experimentalmente. 
LEI DA VELOCIDADE DA REAÇÃO
𝑉𝑟𝑥 = 𝑘 𝐴
𝑥 𝐵 𝑦
2𝑁𝑂(𝑔) + 2𝐻2 𝑔 → 𝑁2 𝑔 + 2𝐻2𝑂(𝑔)
[NO] (M) [H2](M) Velocidade inicial 
(M/s)
5 × 10−3 2 × 10−3 1,25 × 10−5
10 × 10−3 2 × 10−3 5,00 × 10−5
10 × 10−3 4 × 10−3 10,00 × 10−5
MÉTODO DAS VELOCIDADES
INICIAIS
A reacção do Oxido nítrico 
com o hidrogénio a 1.280 °C
(a) Determinar a velocidade 
de reacção quando
[NO]= 12 × 10−3M e 
[H2]= 6 × 10
−3M
b) A constante de 
velocidade, k.
LEI DA VELOCIDADE DA REAÇÃO
[NO] (M) [H2](M) Velocidade inicial (M/s)
5,00 × 10−3 2,00 × 10−3 1,25 × 10−5
10,00 × 10−3 2,00 × 10−3 5,00,× 10−5
10,00 × 10−3 4,00 × 10−3 10,00 × 10−5
Lei da velocidade
𝑉 = k A x B y
Como determinar x e y? 
Mantendo a concentração de H2
constante e dobrando concentração de NO 
vemos que velocidade da reacção 
quadruplica
4 =
𝑘 𝑁𝑂 𝑥 𝐻2
𝑦
𝑘 𝑁𝑂 𝑥 𝐻2 𝑦
𝑉2
𝑉1
=
𝑘 𝐴2
𝑥 𝐵2
𝑦
𝑘 𝐴1
𝑥 𝐵1
𝑦
Exp. 1
Exp. 2
Exp. 3
[NO] (M) [H2](M) Velocidade inicial (M/s)
5,00 × 10−3 2,00 × 10−3 1,25 × 10−5
10,00 × 10−3 2,00 × 10−3 5,00,× 10−5
10,00 × 10−3 4,00 × 10−3 10,00 × 10−5
A ordem global é dada por (2+1) ou 
seja a reacção é de terceira ordem 
5,00,× 10−5
1,25 × 10−5
=
𝑘 10 × 10−3 𝑥 2 × 10−3 𝑦
𝑘 5 × 10−3 𝑥 2 × 10−32 𝑦
4 = 2𝑥
𝑥 = 2
10,00 × 10−5
5,00,× 10−5
=
𝑘 10 × 10−3 𝑥 4 × 10−3 𝑦
𝑘 10 × 10−3 𝑥 2 × 10−32 𝑦
𝑉3
𝑉2
=
𝑘 𝐴3
𝑥 𝐵3
𝑦
𝑘 𝐴2
𝑥 𝐵2
𝑦
2 = 2𝑦
𝑦 = 1𝑉 = 𝑘 𝑁𝑂 2 𝐻2
1
Exp. 1
Exp. 2
Exp. 3
𝑉2
𝑉1
=
𝑘 𝐴2
𝑥 𝐵2
𝑦
𝑘 𝐴1
𝑥 𝐵1
𝑦 =
𝑘 𝑁𝑂 𝑥 𝐻2
𝑦
𝑘 𝑁𝑂 𝑥 𝐻2 𝑦
b) A constante de velocidade k
[NO] (M) [H2](M) Velocidade inicial (M/s)
5,00 × 10−3 2,00 × 10−3 1,25 × 10−5
10,00 × 10−3 2,00 × 10−3 5,00,× 10−5
10,00 × 10−3 4,00 × 10−3 10,00 × 10−5
V = k A x B y
𝑉 = k NO 2 H2
1
k =
V
NO 2 H2 1
k =
1,25 × 10−5
5,00 × 10−3 2 2,00 × 10−3 1
k = 2,50 × 102M−2s−1
c) Velocidade de reacção quando
[NO]= 12,00 × 10−3M e
[H2]= 6,00 × 10
−3M
V = 2,50 × 102 12,00 × 10−3 2 6,00 × 10−3 1
V = 2,20 × 10−4Ms−1
𝑉 = k NO 2 H2
1
LEIS DE VELOCIDADE DA REAÇÃO INTEGRADA
▪ Suposições 
a) A rç ocorre a T constante
b) O volume é constante
c) A rç é irreversível 
REAÇÃO DE PRIMEIRA ORDEM
▪ Reação de primeira ordem
a) Primeira ordem com respeito ao 
reagente
b) Zero ordem qualquer outra 
espécie química
𝐴 → 𝑍
𝐴 → 2𝑍
𝐴 + 𝐵 → 𝑍
Generalizando: α𝐴 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠
𝑉𝑟𝑥 = −
1
α
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
= 𝑘[𝐴]
𝐴 = [𝐴]0𝑒
−𝑘𝑡
𝑙𝑛 𝐴 = −𝑘𝑡 + 𝑙𝑛[𝐴]0
REAÇÃO DE SEGUNDA ORDEM
▪ Rç de segunda ordem
a) Vrx pode ser proporcional ao produto 
de dos reagentes iguais 
𝐴 + 𝐴 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠
𝑉𝑟𝑥 = 𝑘[𝐴]
2
b) ou um produto de dos reagentes 
diferentes
𝐴 + 𝐵 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠
𝑉𝑟𝑥 = 𝑘 𝐴 [𝐵]
Tomando 𝑉𝑟𝑥 = 𝑘[𝐴]
2
𝑉𝑟𝑥 = −
1
α
𝑑 𝐴
𝑑𝑡
= 𝑘 𝐴 2
1
[𝐴]
= −𝑘𝑡 +
1
[𝐴]0
REAÇÃO DE ORDEM ZERO
▪ Rx de ordem zero
a) Envolvem apenas um reagente
b) A velocidade é independente da 
concentração do reagente
Ex.:
𝑂𝐶𝑙−
𝑐𝑎𝑡𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜𝑟
2𝐶𝑙− + 𝑂2
Generalizando
α𝐴 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠
𝑉𝑟𝑥 = −
1
α
𝑑 𝐴
𝑑𝑡
= −𝑘 𝐴 0
𝐴 = −𝑘𝑡 + 𝐴 0
A CONSTANTE k E A VELOCIDADE DE REAÇÃO
▪ As curvas mais claras correspondem as do 
decaimento de primeira ordem com 
velocidade inicial igual à da de segunda 
ordem. 
▪ O decaimento exponencial de um reagente, 
de uma reação de primeira ordem, permite 
verificarmos que quanto maior for a 
constante de velocidade, mais rápido será o 
decaimento.
▪ k representa uma medida conveniente da 
reatividade química.
TEMPO DE MEIA VIDA, t1/2
▪ t1/2 
Tempo 
requerido 
para que a 
concentração 
alcance a 
metade do 
valor inicial. 
[𝑨]𝒕𝟎
[𝐴]𝑡1
[𝐴]𝑡2
[𝑨]𝒕𝟑=
𝟏
𝟐[𝑨]𝒕𝟎
[𝐴]𝑡4
t1/2 
Ordem t1/2
0 [𝐴]0
2𝑘𝐴
1 𝑙𝑛2
𝑘𝐴
2 1
𝑘𝐴[𝐴]0
CATALISADORES
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
□ Sou capaz de entender e explicar, com exemplos, o 
efeito de um catalisador na velocidade de umareação (inibir, acelerar)?
□ Logro explicar a diferença do gráfico Energia vs. 
Caminho da reação para os casos de uma reação 
com catalisador e a mesma sem catalizador?
□ Consigo e explicar, com exemplos, a diferença entre 
catálise homogênea e catálise heterogênea?
□ Posso explicar o processo da catálise enzimática, 
incluindo os termos enzima, substrato, complexo 
substrato-enzima?
Referência:
• Kotz (2014), Química Geral vol. 1, pág. 635-651
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
CATALISADOR
▪ Substância que aumenta ou diminui a 
vr.
▪ A vr aumenta usando um catalisador, é 
por que este faz diminuir a Ea.
▪ A vr diminui usando um catalisador, é 
por que este faz aumentar a Ea.
▪ O catalizador não está presente na 
reação global da reação.
▪ Teoricamente, não sofre nenhuma 
alteração tanto em quantidade como 
em eficiência, é mais pode ser 
reusado.
CATÁLISE: CATÁLISE HOMOGÊNEA
▪ Os reagentes e o catalizador estão 
apresentam o mesmo estado físico.
O peróxido de hidrogênio decompõe-
se lentamente:
2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g)
Na presença do íon bromo, a 
decomposição ocorre rapidamente
2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g)
CATÁLISE: HETEROGÊNEA
▪A maioria dos catalizadores industriais são 
heterogêneos:
→ catalizador sólido reagente e produtos gasosos: 
conversores catalíticos dos carros.
→ A reação catalizadora acontece nos lugares 
ativos da superfície do catalizador.
→ os gases são adsorvidos na superfície do 
catalizador, formando ligações fracas com os 
átomos metálicos do catalizador.
▪Exemplos de catalisadores que entram na 
catálise heterogênea:
→ metais de transição
→ óxidos de metais de transição
→ zeolitos
→ sílica/alumina
CATÁLISE
▪Quando um átomo de H colide com uma 
molécula de etileno na superfície, a ligação 
π C/C se quebra e uma ligação σ C/H se 
forma.
▪Quando o C2H6 é formado, ele solta da 
superfície.
▪Quando o etileno e o hidrogênio são 
adsorvidos em uma superfície, necessita-se 
de menos energia para quebrar as ligações 
e a energia de ativação para a reação é 
reduzida.
CATÁLISE ENZIMÁTICA
CATÁLISE ENZIMÁTICA
http://www.fc.up.pt/A-quimica-do-dia-a-dia/catalise.html
CINÉTICA QUÍMICA
TEORIA DAS COLISÕES
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
□ Sou capaz de entender e explicar as ideias básicas da Teoria 
das Colisões?
□ Consigo explicar a relação entre a velocidade de uma reação 
e o número de colisões por unidade de tempo numa reação 
química?
□ Posso entender e explanar o significado de Energia mínima 
de reação ou Energia de Ativação, 𝐸𝑎, de uma reação 
química?
□ Posso entender e definir o termo colisão efetiva de uma 
reação química?
□ Posso entender e explicar o significado do termo Complexo 
Ativado ou Estado de Transição de uma reação química?
□ Sou capaz de entender e explicar o significado do termo 
Complexo Ativado de uma reação química?
□ Usando um diagrama de Energia vs. Progresso da reação, 
consigo explicar a posição dos reagentes, produtos, energia 
de ativação (𝐸𝑎) e do complexo ativado?
□ Posso definir uma reação exotérmica ou reação 
endotérmica?
□ Mediante a equação de Arrhenius, consigo entender a 
dependência da constante de equilíbrio, k, e a temperatura, 
T?
□ Mediante um gráfico 1/T vs. lnk, sou capaz de obtiver a 
Energia de Ativação, 𝐸𝑎, da reação?
□ Consigo entender y explicar por que uma reação acontece 
em várias etapas?
□ Sou capaz de entender e explicar a etapa determinante da 
velocidade de uma reação?
□ Tenho a capacidade de identificar as etapas lentas e a rápida 
num diagrama Progresso da reação vs. Energia Potencial?
□ Sou capaz de entender e explicar, com exemplos, os fatores 
que afetam a velocidade de uma reação?
− estado físico dos reagentes (s, l, g, aq)
− superfície do contato
− concentração dos reagentes
− temperatura da reação
− presença de um catalizador
Referência:
• Kotz (2014), Química Geral vol. 1, pág. 635-651
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
APLICANDO A TEORIA DAS COLISÕES À
CINÉTICA QUÍMICA
▪ As reacções químicas ocorrem 
como consequência de colisões
entre as moléculas dos reagentes*.
▪ Então deveremos esperar que a 
velocidade da reação seja 
diretamente proporcional ao 
número de colisões moleculares 
por unidade de tempo.
𝑉𝑟 ∝
#𝑐𝑜𝑙𝑖𝑠õ𝑒𝑠
∆𝑡
REAÇÕES QUÍMICAS E COLISÕES
Mas, não é suficiente colidir, precisa-se 
suficiente energia para formar o 
produto.
(*) Existem algumas exceções, quais são?
▪ Quando duas moléculas 
colidem têm de possuir uma 
energia cinética igual ou 
superior à sua Energia de 
Ativação, 𝐸𝑎.
▪ 𝐸𝑎 é a energia necessária 
mínima para que se inicie a 
reacção química.
Esta Energia mínima é fundamental para que as 
moléculas formem um complexo activado -
Estado de Transição.
ENERGIA DE ATIVAÇÃO E DEPENDÊNCIA DA VELOCIDADE À TEMPERATURA
REAGENTES
+
+
PRODUTOS
COLISÃO NÃO EFETIVA
NÃO SE FORMA 
PRODUTO
ENERGIA DE ATIVAÇÃO E DEPENDÊNCIA DA VELOCIDADE À TEMPERATURA
COLISÃO
EFETIVA
COMPLEXO 
ATIVADO
SE A E > Ea
FORMAÇÃO DE 
PRODUTOS
RETORNO A 
REAGENTES
Estado de 
Transição
𝑬𝒂
A+B
C+D
En
er
gi
a 
Po
te
n
ci
al
 
ER
EP
Progresso da reacção
Estado de 
Transição
𝑬𝒂
R
P
En
er
gi
a 
Po
te
n
ci
al
 
ER
EP
Progresso da 
reacção
𝑬𝒂
R
P
Estado de 
Transição
Progresso da 
reacção
ER
EP
En
er
gi
a 
Po
te
n
ci
al
 
FRIOCALOR
▪ Esta reação será 
acompanhada da 
libertação de calor se 
os produtos forem 
mais estáveis que os 
reagentes: Reação 
Exotérmica.
▪ Caso contrário irão 
absorver calor do 
meio circundante: 
Reação Endotérmica. 
TEMPERATURA, VELOCIDADE DE REAÇÃO E ENERGIA DE ATIVAÇÃO
▪ Velocidades das reações 
dependem da energia e da 
frequência das colisões entre as 
moléculas reagentes, da 
temperatura e do tipo de colisão é 
resumida pela equação de 
Arrhenius.
▪ A dependência da constante de 
velocidade, k, com a temperatura.
→Aumento da Temperatura 
conduz a um aumento da 
velocidade da reação.
𝑘 = 𝐴𝑒(
−𝐸𝑎
𝑅 )(
1
𝑇)
▪ A: fator de frequência
→ representa a 
frequência das 
colisões (L/mol.s)
→ constante para um 
dado sistema 
reacional numa gama 
de temperaturas 
bastante alargada. 
TEMPERATURA, VELOCIDADE DE REAÇÃO E ENERGIA DE ATIVAÇÃO
▪ Fração de moléculas 
que apresentam o 
mínimo de energia 
necessária para reagir 
→Valor menor do que 1
→depende da 
temperatura
𝑘 = 𝐴𝑒−
𝐸𝑎
𝑅𝑇
ln 𝑘 = ln𝐴𝑒−
𝐸𝑎
𝑅𝑇
ln 𝑘 = ln𝐴 −
𝐸𝑎
𝑅𝑇
ln 𝑘 = −
𝐸𝑎
𝑅
(
1
𝑇
) + ln𝐴
𝑦 = 𝑚𝑥 + 𝑏
ln
𝑘
1
𝑇
Como poderemos estimar a Ea para 
uma dada temperatura? Gráfico 1/T vs. lnk
TEMPERATURA, VELOCIDADE DE REAÇÃO E ENERGIA DE ATIVAÇÃO
Nro. de moléculas que 
participam como 
reagentes numa etapa 
elementar
Processo 
unimolecular:
A → produtos
Processo 
bimolecular:
A + B → produtos
A ordem de uma etapa 
elementar é igual a sua 
molecularidade!
Processo 
unimolecular:
v = k[A]
Processo 
bimolecular:
v = k[A][B]
Etapa determinante da 
reação
Em mecanismos com várias 
etapas, a vr total é 
determinada pela v da 
etapa mais lenta.
A etapa determinante 
da v governa a Lei de 
Velocidade para a 
reação como um todo
MOLECULARIDADE E MECANISMO DA REAÇÃO
ETAPA DETERMINANTE DE VELOCIDADE
• NO2(g) + NO2(g) → NO3(g) + NO(g) (LENTA)
• v = k[NO2]
2ETAPA 1
• NO3(g) + CO(g) → NO2(g) + CO2(g) (RÁPIDA)
• v = k[NO3].[CO]
ETAPA 2
• NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g)
• v = k[NO2]2
Reação 
Total
NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g)
ETAPA DETERMINANTE DE VELOCIDADE
FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE
▪ Baseando-se na Teoria das Colisões,há vários fatores que podem 
afetar as velocidades das reações químicas:
▪ Existem quatro fatores responsáveis para que ocorra variação das 
velocidades de reações
• O ESTADO 
FÍSICO DOS 
REAGENTES
(s), (l), (g), 
(aq)
• AS 
CNCNTRAÇÕES 
DOS REAGENTES
[R]
• A 
TEMPERATURA 
NA QUAL A 
REAÇÃO 
OCORRE
T
• PRESENÇA DE 
UM 
CATALISADOR.
CAT 
(INH/ACL)
SUPERFÍCIE DE CONTATO
Fe(limalha) + H2SO4(aq) →FeSO4(aq) + H2(g) (v2)
Fe(prego) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g) (v1)
Quanto maior o grau de dispersão de um 
sólido, maior será sua superfície e maior 
será a velocidade da reação na qual ele é 
o reagente.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
PRINCÍPIOS GERAIS
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
PONTOS IMPORTANTES EM ESTA SEÇÃO
□ Entender o significado do Equilíbrio Químico
□ Velocidade de reação direta vs. Velocidade de reação 
inversa
□ Interpretar graficos de concentração vs. tempo;
□ Interpretar, determinar e analisar a constante de 
equilíbrio, 𝐾, e a lei de ação das massas
□ Entender o significado da Atividade (𝒜) e do 
Coeficiente de Atividade (𝑄)
□ Sentido de uma reação, 𝑄 vs 𝐾
□ O Princípio de Lechatelier
□ Resolver problemas qualitativos e quantitativos do 
equilíbrio químico.
pH do mar entre 7,4 e 8,5
EQUILÍBRIO QUÍMICO: IDEIAS BÁSICAS
▪ Todas (?) as RQs tendem alcançar o equilíbrio químico (EQ);
▪ Quando as velocidades das reacções directa e inversa forem 
iguais e as concentrações dos reagentes e dos produtos não 
variarem com o tempo, atinge-se o equilíbrio químico;
▪ O EQ não é alcançado instantaneamente;
▪ O EQ está definido pela Lei da Ação das Massas, K;
▪ Segundo o Princípio de Le Châtelier, o EQ quando 
perturbado (ΔV, Δp, ΔT, Δ[ ]) o sistema tende retornar 
novamente ao equilibrio (K), deslocando reagentes ou 
produtos.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
[ ]0 [ ]0 [ ]0 EquilíbrioEquilíbrioEquilíbrio
N2O4(g) → 2NO2(g) 2NO2(g) → N2O4(g)
Equilíbrio
As reações químicas atingem um estado de 
equilíbrio dinâmico no qual a velocidade das 
reações direta (vd) e inversa (vi) é a mesma e não 
há mudança de composição.
Reação Química
É o processo de mudança ou conversão de uma ou mais substâncias em outras.
Vd E Vi
A B Reação Direta, vd
B A Reação Inversa, vi
Equilíbrio Dinâmico
vd = vi
[A]eq = constante
[B]eq = constante
A B 𝑣𝑑 = 𝑘[𝐴]
B A 𝑣𝑖 = 𝑘′[𝐵]
A CONSTATE DE EQUILÍBRIO, K
▪ Velocidade da reação em qualquer instante:
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡 = −𝑘 𝐴 + 𝑘
′[𝐵]
▪ Concentrações no início: [A] = [A]0 e [B] = 0
▪ Em qualquer momento: [A] + [B] = [A]0
Consomem Produzem
A CONSTATE DE EQUILÍBRIO, K
▪ Em qualquer instante:
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
= −𝑘 𝐴 + 𝑘′ 𝐴 0− 𝐴 = − 𝑘 + 𝑘
′ 𝐴 + 𝑘′[𝐵]
▪ Cuja solução é 𝐴 =
𝑘′+𝑘𝑒− 𝑘+𝑘
′ 𝑡
𝑘+𝑘′
𝐴 0
▪ Para t→∞ (concentrações em equilíbrio)
𝐴 =
𝑘′
𝑘 + 𝑘′
𝐴 0 𝐴 0 =
𝑘 + 𝑘′
𝑘′
[𝐴]
𝐵 = 𝐴 0 − 𝐴 =
𝑘+𝑘′
𝑘′
𝐴 − 𝐴 = 𝐴 (
𝑘
𝑘′
)
𝐾 =
[𝐵]
[𝐴]
=
𝑘
𝑘′
Para uma reação global se temos concentrações:
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇌ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
𝑣𝑑 = 𝑣𝑖
𝐾𝑐 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
▪ Kc
→ Constante de equilíbrio
→ [C]: Concentrações no equilíbrio
→ M (mol/L)
LEI DE AÇAO DAS MASSAS: CONSTANTE DE EQUILÍBRIO (Kc)
Kc: CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
N2O4(g) ⇌ 2NO2(g)
𝐾𝑐 =
𝑁𝑂2
2
[𝑁2𝑂4]
▪ Reações em fase gasosa: as concentrações dos 
reagentes e dos produtos também podem ser 
expressas em termos de suas pressões parciais.
N2O4(g) ⇌ 2NO2(g)
Podemos escrever:
𝐾𝑝 =
𝑝𝑁𝑂2
2
𝑝𝑁2𝑂4
▪ Kp
→Constante de equilíbrio gasoso;
→pJ: pressão parcial de J no equilíbrio;
→Pressão em atm.
Kp: CONSTANTE DE EQUILÍBRIO PARA GASES
RELAÇÃO ENTRE Kc E Kp
𝐾𝑝 = 𝐾𝑐(𝑅𝑇)Δ𝑛
→Só se reagentes e produtos são gases
→R = 0,0821 L.atm/K.mol
→∆n = (moles de produtos no estado gasoso) – (moles de reagentes no estado gasoso)
Exemplo
1N2O4 (g) ⇌ 2NO2 (g) 𝐾𝑝 = 𝐾𝑐(𝑅𝑇)
Δ𝑛
Δn = (2) – (1) = 1 𝐾𝑝 = 𝐾𝑐 𝑅𝑇 1
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇌ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
𝐾 =
𝒜𝐶
𝑐𝒜𝐷
𝑑
𝒜𝐴
𝑎𝒜𝐵
𝑏
𝒜𝐽 = [𝐽]𝛾𝐽
→𝒜: Atividade de J
→ [J]: Concentração de J
→𝛾𝐽: Coeficiente de atividade de J
→𝛾 mede o desvio do 
comportamento ideal.
K, ATIVIDADE (𝒜) E O COEFICIENTE DE ATIVIDADE (𝛾)
𝐾 =
𝒜𝐶
𝑐𝒜𝐷
𝑑
𝒜𝐴
𝑎𝒜𝐵
𝑏 =
𝐶 𝑐𝛾𝐶
𝑐 𝐷 𝑑𝛾𝐷
𝑑
𝐴 𝑎𝛾𝐴
𝑎 𝐵 𝑏𝛾𝐵
𝑏
𝐾 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
𝛾𝐶
𝑐𝛾𝐷
𝑑
𝛾𝐴
𝑎𝛾𝐵
𝑏
𝑙𝑜𝑔𝛾𝐽 =
−0,51𝑧𝐽
2 𝜇
1 + (𝛼𝐽
𝜇
305)
→ 𝑧𝐽: carga da espécie J, ±z
→ μ: força iônica da solução
→ 𝜇 =
1
2
σ𝑗 𝐶𝑗𝑧𝑗
2
→ 𝛼𝐽: tamanho do íon na solução (pm)
Uma RQ pode ser:
▪Homogénea 
→sólida (s)
→líquida (l)
→aquosa (aq)
→gás (g)
▪Heterogénea
K EM SISTEMAS HOMOGÉNEOS E HETEROGÉNIOS
Todas as espécies 
na RQ estão em 
uma fase só.
As espécies na RQ 
estão em 
diferentes fases 
(ao menos uma).
CaCO3(s)⇌ CaO(s) + CO2(g)
𝐾 =
1/2 N2(g) + 3/2 H2(g) ⇌ NH3(g)
𝐾 =
K EM SISTEMAS HOMOGÊNEOS E HETEROGÊNIOS
Substância Atividade Forma simplificada
GÁS
IDEAL
𝒜𝐽 = Τ𝑝𝐽 𝑝
𝑜 𝒜𝐽 = 𝑝𝐽
SOLUTO EM
SOLUÇÃO DILUÍDA
𝒜𝐽 = Τ[𝐽] 𝐶
𝑜 𝒜𝐽 = [𝐽]
SÓLIDO (s) ou 
LÍQUIDO (l) PUROS
𝒜𝐽 = 1 𝒜𝐽 = 1
𝑝𝑜: pressão padrão;
𝐶𝑜: concentração padrão. 
CaCO3(s)⇌ CaO(s) + CO2(g)
𝐾𝑐 = [𝐶𝑂2]
𝐾𝑝 = 𝑝𝐶𝑂2
Se a T é cte., no equilíbrio 𝑝𝐶𝑂2:
→Constante e
→Independente das quantidades da 
fase sólida, no exemplo
CaCO3(s) e CaO(s)
Sistema Fechado
K EM SISTEMAS HOMOGÊNEOS E HETEROGÊNIOS
▪ Escreva as expressões de equilíbrio (ação de 
massa) para cada uma das seguintes reações:
a) 𝑆𝑂2 𝑔 +½𝑂2 𝑔 ⇌ 𝑆𝑂3(𝑔)
b) 𝑍𝑛2+ 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑆 𝑔 ⇌ 𝑍𝑛𝑆 𝑠 + 2𝐻
+(𝑎𝑞)
c) 𝐻𝐶𝑙 𝑔 + 𝐻2𝑂 𝑙 ⇌ 𝐻3𝑂
+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞)
PROBLEMAS
▪Quando a K for 
elevada (103 ≪ 𝐾), o 
EQ estará deslocado
(favorecido) para os 
produtos.
▪Quando a K for baixa, 
(K ≪ 10−3) o EQ 
estará deslocado
(favorecido) para os 
reagentes.
SENTIDO DE UMA REAÇAÕ NO EQUILÍBRIO
▪ Para cada uma das seguintes equações, 
quem são os produtos ou reagentes 
favorecidos?
a) 𝐴𝑔𝐶𝑙 𝑠 ⇌ 𝐴𝑔+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝑙− 𝑎𝑞
𝐾 = 1,8 × 10−10
b) 𝐶𝑎2+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝑂3
2−(𝑎𝑞) ⇌ 𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠)
𝐾 = 2,1 × 108
c) 𝑁2𝑂4 ⇌ 2𝑁𝑂2
𝐾 = 1,10
Considerando a RçQ hipotética: A+ B ⟶ C+ D
▪ O quociente da reação é definida como:
onde [A], [B], [C] e [D] concentrações de não equilíbrio, 𝑣𝑑 ≠ 𝑣𝑖
SENTIDO DE UMA REAÇAÕ EM NÃO EQUILÍBRIO
▪ Para determinar o sentido a reação até atingir o equilíbrio, 
compara-se os valores de K e Q.
Podem ocorrer três situações:
𝐶 [𝐷]
𝐴 [𝐵]
= 𝑄 < 𝐾
𝐶 [𝐷]
𝐴 [𝐵]
= 𝑄 > 𝐾
𝐶 [𝐷]
𝐴 [𝐵]
= 𝑄 = 𝐾
𝑄 =
𝐶 [𝐷]
𝐴 [𝐵]
𝐶 [𝐷]
𝐴 [𝐵]
= 𝑄 < 𝐾
▪ A razão entre as concentrações 
iniciais dos produtos e dos 
reagentes é muito pequena. 
▪ Para atinjir o equilíbrio, os 
reagentes têm de ser 
convertidos em produtos. 
▪ O sistema evolui (se desloca) 
de esquerda para direita até 
atingir o equilíbrio. 
A + B → C + D
SENTIDO DE UMA REAÇAÕ EM NÃO EQUILÍBRIO
𝐶 [𝐷]
𝐴 [𝐵]
= 𝑄 > 𝐾
▪ A razão entre as concentrações 
iniciais dos produtos e as 
concentrações dos reagentes é 
muito grande.
▪ Para atingir o equilíbrio, os 
produtos têm se converter a 
reagentes.
▪ O sistema evolui (se desloca) 
da direita para a esquerda até 
atingir o equilíbrio. 
A + B ← C + D
𝐶 [𝐷]
𝐴 [𝐵]
= 𝑄 = 𝐾
▪ As concentrações iniciais são as 
concentrações de equilíbrio.
▪ O sistema está em equilíbrio.
A + B⇌ C + D
▪ Responda as seguintes questões 
com relação ao equilíbrio
𝑏𝑢𝑡𝑎𝑛𝑜 ⇌ 𝑖𝑠𝑜𝑏𝑢𝑡𝑎𝑛𝑜 𝐾 = 2,5 𝑎 298 𝐾
a) O sistema está em equilíbrioquando [butano]=0,97 M e 
[isobutano]=2,18 M? Se não 
estiver em equilíbrio, em que 
direção a reação prossegue 
para atingir o equilíbrio?
SENTIDO DE UMA REAÇAÕ EM NÃO EQUILÍBRIO
⇌
b)O sistema está em equilíbrio 
quando [butano]=0,75 M e 
[isobutano]=2,60 M? Se não 
estiver em equilíbrio, em que 
direção a reação prossegue 
para atingir o equilíbrio?
PROBLEMAS
▪ O ácido acético, CH3COOH, tem uma propriedade peculiar de ser 
um agente retardante para o concreto em concentrações baixas e 
um acelerador em altas concentrações. Uma solução de ácido 
acético no equilíbrio com íons hidrogênio e íons acetato, CH3COO
‒, 
pode ser perturbada de várias maneiras. Preveja a variação no 
quociente de reação, Q, quando:
a) acetato de sódio é adicionado ao sistema,
b)ácido acético adicional é adicionado ao sistema, e
c) hidróxido de sódio é adicionado ao sistema.
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑎𝑞 ⇌ 𝐻
+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− 𝑎𝑞
Quando o equilíbrio é perturbado, 
desloca-se para compensar:
→adição/remoção de reagentes;
→adição/remoção de produtos;
→compresão/expasão do volume;
→aumento/diminuiçaõ da pressão;
→aumento/diminuição de temperatura 
(calor/esfriamento).
Mas, antes de nada, observar bem a lei de 
ação das massas,
SEMPRE!
PERTURBAÇÃO DO EQUILÍBRIO E O PRINCÍPIO DE LE CHÂTELIER
SISTEMA EM
EQUILÍBRIO-1
SISTEMA
PERTURBADO
SISTEMA EM
EQUILÍBRIO-2 NOTA: SE A TEMPERATURA
NÃO VARIOU, ENTÃO A 𝐾
DA REAÇÃO É A MESMA
PERTURBAÇÃO
EXTERNA AO
SISTEMA
PRESSÃO, VOLUME E O EQUILÍBRIO
O ↑ ou ↓ da pressão também 
desloca o equilíbrio, quando o(s) 
reagente(s) ou produto(s) são 
gasosos.
N2O4(g) ⇌ 2NO2(g)
PERTURBAÇÃO DO EQUILÍBRIO E O PRINCÍPIO DE LE CHÂTELIER
Em geral
▪ ↑p ou ↓V favorece a reação em 
que há uma diminuição do número 
total de moles de gases.
No exemplo a reação inversa.
▪ ↓p ou ↑V favorece a reação em 
que há um aumento do número 
total de moles de gases.
No exemplo, a reação direta
Variando a pressão num recipiente onde se 
encontra um sistema em equilíbrio, em fase gasosa, 
o sistema evolui espontaneamente de acordo com o 
Princípio de Le Châtelier, isto é, de tal forma que 
tende a contrair a perturbação introduzida.
▪ A formação de NO2 a partir 
de N2O4 é um processo 
endotérmico:
N2O4(g)→2NO2(g) ΔH
0=+58,0 kJ
CALOR, TEMPERATURA E EQUILÍBRIO
Consideremos o sistema ou reação 
química:
N2O4(g) ⇌ 2NO2(g) ΔH
0=+58,0 kJ ▪ A RQ inversa é um processo 
exotérmico:
2NO2(g)→N2O4(g) ΔH
0= -58,0 kJ
□ A adição ou remoção de calor 
também pode deslocar o equilíbrio 
segundo a RQ, endo- ou exotérmicas;
□ Um ↑T favorece RQs endotérmicas; e 
□ Uma ↓T favorece RQs exotérmicas.
PERTURBAÇÃO DO EQUILÍBRIO E O PRINCÍPIO DE LE CHÂTELIER
𝐶𝐻4(𝑔) + 2𝑂2(𝑔) ⇌ 𝐶𝑂2(𝑔) + 2𝐻2𝑂(𝑔)
▪ Observe-se, no entanto, uma vez que a pressão de um 
gás depende do #moléculas desse gás no recipiente, as 
RQs cujo #moléculas de reagentes for 
estequiometricamente igual ao #moléculas de 
produtos não são afetadas por variações de pressão.
PERTURBAÇÃO DO EQUILÍBRIO E O PRINCÍPIO DE LE CHÂTELIER
▪ A decomposição de NH4HS
𝑁𝐻4𝐻𝑆 𝑠 ⇌ 𝑁𝐻3 𝑔 + 𝐻2𝑆(𝑔)
é um processo endotérmico. Usando o princípio de LeChatelier, 
explique:
a) Como um aumento de temperatura afetaria o equilíbrio?
b)Se mais NH4HS é adicionado ao frasco no qual existe este 
equilíbrio, como o equilíbrio é afetado?
c) E se mais NH3 é adicionado ao frasco?
d)O que acontecerá à pressão de NH3 se algum H2S for 
removido?
PERTURBAÇÃO DO EQUILÍBRIO E O PRINCÍPIO DE LE CHÂTELIER
PROBLEMAS QUANTITATIVOS
▪ O brometo de carbonila decompõe-se em monóxido de carbono e 
bromo:
𝐶𝑂𝐵𝑟2(𝑔) ⇌ 𝐶𝑂 𝑔 + 𝐵𝑟2 𝑔 𝐾 = 0,190 𝑎 73 °𝐶
a) Se você colocar 0,500 mol de COBr2 em um frasco de 2,00 L e 
aquecer a 73 °𝐶, quais serão as concentrações no equilíbrio de 
COBr2, CO e Br2?
b)Que porcentagem do COBr2 original se decompôs nessa 
temperatura?
PROBLEMAS QUANTITATIVOS
▪ O cloreto de sulfurila, SO2Cl2, é um composto com vapores muito irritantes; 
ele é usado como reagente na síntese de compostos orgânicos. Quando 
aquecido a temperatura suficiente elevada, decompõe-se em SO2 e Cl2:
𝑆𝑂2𝐶𝑙2(𝑔) ⇌ 𝑆𝑂2 𝑔 + 𝐶𝑙2 𝑔 𝐾 = 0,045 𝑎 375 °𝐶
a) 6,70 g de SOCl2 são colocados em um frasco de 1,00 L e aquecidos a 375 
°C. Qual será a concentração de cada um dos compostos no sistema 
quando o equilíbrio é atingido? Que fração de SO2 dissociou-se?
b) Quais são as concentrações de SO2Cl2, SO2 e Cl2 no equilíbrio no frasco de 
1,00 L se se partir de uma mistura de SO2Cl2 (6,70 g) e Cl2 (1,00 atm)? Que 
fração de SO2 dissociou-se?
c) Compare as frações de SOCl2 nas partes (a) e (b). Elas estão de acordo com 
o que você esperaria com base no princípio de LeChatelier?
OBSERVAÇÕES
▪ Sejam as seguintes reações 
químicas
A ⇌ D K1
B ⇌ E K2
C ⇌ F K3
... ⇌ ... ...
A+B+C ...⇌ D+E+F+.. K = K1.K2.K3...
▪ Seja a reação
A ⇌ B com K
a) B ⇌ A K’ = 1/K
b) n A⇌ n B K”= Kn
EQUILÍBRIO QUÍMICO
SISTEMAS AQUOSOS
Prof. J. Sánez
2018.12019.1
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
□ Entender e dar exemplos: Conceito de Arrehnius de 
ácidos de bases.
□ Entender e dar exemplos: Conceito de Bonsted-
Lowrry de áidos e bases.
□ Reconhecer a autoprotólise da água e sua constante 
de equlíbrio, Kw.
□ Entender o conceito de pH e determinar o pH de 
soluções ácidas ou básicas.
□ Entender e exemplificar os ácidos e bases fracos.
□ Saber como se produce a hidrólises de sais.
□ Entender o conceito de solução tampão.
□ Resolver problemas quantitativos de ácidos e bases 
fortes, ácidos e bases fracas, pH, hidrólises de sais e 
soluções tampão.
CONCEITO DE ARREHNIUS
▪ Ácido Forte: 𝐻+
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝐻+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞)
▪ Base Forte: 𝑂𝐻−
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)
Dissociação 
completa 
(100%)
→
• Ácido Forte
• Base Forte
▪ Ácido Fraco: 𝐻+
𝐻𝐶𝑁(𝑎𝑞) ⇌ 𝐻+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑁−(𝑎𝑞)
▪ Base Fraca: 𝑂𝐻−
𝑁𝐻3 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝑁𝐻4
+ 𝑎𝑞 + 𝑂𝐻−
Dissociação 
menor a 
100%
⇌
• Ácido fraco
• Base fraca
▪ Ácido: fornece 𝐻+
▪ Base: aceita 𝐻+
𝐻𝐴 + 𝐵 → 𝐴− + 𝐻𝐵+
ácido base base ácido
conjugada conjugado
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝐻+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞)
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻3𝑂
+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞)
𝐾 =
𝑁𝐻3(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝑁𝐻4
+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)
𝐾 =
CONCEITO DE BRØNSTED-LOWRY DE ÁCIDOS E BASES
CONCEITO DE BRØNSTED-LOWRY DE ÁCIDOS E BASES
▪ Para cada uma das 
seguintes reações, 
indique o ácido e sua 
base conjugada:
a) 𝐻𝐶𝑙𝑂4 + 𝐻2𝑂 →
b) 𝑁𝐻4
+ +𝐻2𝑂 →
c) 𝐻𝐶𝑂3
− + 𝑂𝐻− →
CONCEITO DE BRØNSTED-LOWRY DE ÁCIDOS E BASES
▪ Para cada uma das seguintes reações, indique os ácidos e bases de 
Brønsted-Lowry. Quais são os pares conjugados ácido-base?
a) 𝐶𝑁− 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂 𝑙 ⇌ 𝐻𝐶𝑁 𝑎𝑞 + 𝑂𝐻
−(𝑎𝑞)
b) 𝐻𝐶𝑂3
− +𝐻3𝑂
+ 𝑎𝑞 ⇌ 𝐻2𝐶𝑂3 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂 𝑙
c) 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑎𝑞 + 𝐻𝑆 𝑎𝑞 ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑆(𝑎𝑞)
O PH: AUTOPROTÓLISE DA ÁGUA
▪ 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻
+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)
▪ 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3𝑂
+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)
𝐾 =
𝐻3𝑂
+ [𝑂𝐻−]
[𝐻2𝑂]2
𝐾𝑤 = 𝐻3𝑂
+ [𝑂𝐻−]
𝐾𝑤 = 10
−14
𝑝𝑋 = −log[𝑋]
𝑝𝐻 = −log[𝐻+]
𝑝𝑂𝐻 = −log[𝑂𝐻−]
𝐾𝑤 = 𝐻3𝑂
+ [𝑂𝐻−]
log(𝐾𝑤) = 𝑙𝑜𝑔 𝐻3𝑂
+ + 𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻−]
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14
ESCALA DE PH
PH
▪ Determinar 𝑂𝐻− , 𝐻3𝑂
+ e 
𝑝𝐻 de uma solução 0,0030 de 
mol/L de Ba(OH)2 a 25 °C.
▪ Uma solução aquosa tem um 
𝑝𝐻 de 3,75. Qual é a 
concentração de íons hidrônio 
da solução?
ÁCIDOS E BASES FRACAS
▪ Ácidos fracos, em geral:
𝐻𝐴 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂 𝑙 ⇌ 𝐻3𝑂
+ 𝑎𝑞 + 𝐴−
𝐾𝑎 =
𝐻3𝑂
+ [𝐴−]
[𝐴𝐻]
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂 𝑙
⇌ 𝐻3𝑂+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−
𝐾𝑎 =
𝐻3𝑂
+ [𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−]
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]
▪ Bases fracas, em geral:
𝐵 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂 𝑙 ⇌ 𝐻𝐵
+ 𝑎𝑞 + 𝑂𝐻−
𝐾𝑏 =
𝐻𝐵+ [𝑂𝐻−]
[𝐴𝐻]
𝑁𝐻3 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂 𝑙
⇌ 𝑁𝐻4
+ 𝑎𝑞 + 𝑂𝐻−
𝐾𝑏 =
𝑁𝐻4
+ [𝑂𝐻−]
[𝑁𝐻3]
PH
▪ Diversos ácidos são enumerados aqui, com suas respectivas constantes de 
equilíbrio:
𝐶6𝐻5𝑂𝐻 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂 𝑙 ⇌ 𝐻3𝑂
+ 𝑎𝑞 + 𝐶6𝐻5𝑂
− 𝑎𝑞 𝐾𝑎 = 1,3 × 10
−10
𝐻𝐶𝑂2𝐻 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂 𝑙 ⇌ 𝐻3𝑂
+ 𝑎𝑞 + 𝐻𝐶𝑂2
− 𝑎𝑞 𝐾𝑎 = 1,8 × 10
−4
𝐻𝐶2𝑂4
− 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂 𝑙 ⇌ 𝐻3𝑂
+ 𝑎𝑞 + 𝐶2𝑂4
2− 𝑎𝑞 𝐾𝑎 = 6,4 × 10
−5
a) Qual é o ácido mais forte? e o mais fraco?
b) Qual ácido tem a base conjugada mais fraca?
c) Qual ácido tem a base conjugada mais forte?
HIDRÓLISIS DE SAIS
▪ Hidrólise do acetato de sódio 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎
Dissolução do sal
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 → 𝑁𝑎
+ + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−
Hidrólise
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂 𝑙
⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑎𝑞 + 𝑂𝐻
−
𝐾𝑏 =
𝑂𝐻− [𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−]
=
𝐾𝑤
𝐾𝑎
▪ Hidrólise do cloreto de amônia 
𝑁𝐻4𝐶𝑙:
Dissolução do sal
𝑁𝐻4𝐶𝑙 → 𝑁𝐻4
+ + 𝐶𝑙−
Hidrólise
𝑁𝐻4
+ 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂 𝑙
⇌ 𝑁𝐻3 𝑎𝑞 + 𝐻3𝑂
+(𝑎𝑞)
𝐾𝑎 =
𝑁𝐻3 [𝐻3𝑂
+]
[𝑁𝐻4
+]
=
𝐾𝑤
𝐾𝑏
HIDRÓLISIS DE SAIS
▪ Calcule a concentração de íons 
hidrônio e pH de uma solução 
de 0,20 M de cloreto de 
amônio, NH4Cl.
▪ O cianeto de sódio é um sal do 
ácido fraco 𝐻𝐶𝑁. Calcule a 
concentração de 𝐻3𝑂
+, 𝑂𝐻−, 
𝐻𝐶𝑁 e 𝑁𝑎+ em uma solução 
preparada pela dissolução de 
10,8 g de 𝑁𝑎𝐶𝑁 em água 
suficiente para ter 5,00x102 mL 
de solução a 25 °C.
SOLUÇÕES TAMPÃO
▪Uma solução tampão é aquela que resiste a uma variação de pH 
quando pequenas quantidades de ácido ou base são adicionadas.
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂 𝑙 ⇌ 𝐻3𝑂
+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−
𝐾𝑎 =
𝐻3𝑂
+ [𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−]
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]
EQUAÇÃO DE HENDERSON-HASSELBACH
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−]
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]
PROBLEMAS QUANTITATIVOS
▪ Calcule o 𝑝𝐻 de uma solução 
de 𝑁𝐻3(𝑎𝑞) 0,115 mol/L
▪ O ácido acrílico é usado na 
indústria de polímeros para a 
produção de acrilatos. Seu 
𝐾𝑎 = 5,6 × 10
−5. Qual é o pH 
de uma solução 0,11 mol/L de 
ácido acrílico, 𝐶𝐻2𝐶𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻?
PROBLEMAS QUANTITATIVOS
▪ O pH de uma solução 0,129 mol/L 
de um ácido fraco, 𝐻𝐵, é 2,34. 
Qual é o 𝐾𝑎 para o ácido fraco?
▪ A constante de ionização de um 
ácido fraco, 𝐻𝐴, é 4,0x10–9. Calcule 
as concentrações do 𝐻3𝑂
+, 𝐴− e 
𝐻𝐴 no equilíbrio em uma solução 
0,040 mo/L de ácido.
TERMOQUÍMICA I 
O CALOR E OS
PROCESSOS QUÍMICOS
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
https://news.nationalgeographic.com/2016/12/mohammed-bah-abba-explorer-moments-cooling-
technology-helping-Africans/
https://en.wikipedia.org/wiki/Pot-in-pot_refrigerator
Dinitrogen tetroxide (N2O4) + Hydrazine (N2H4)
+MMH
+DMH
LOX + RP-1
LOX + LH
 Calor e unidades
 Tipos de Energia
 Primeira Lei da Termodinâmica
 Lei Zero da Termodinâmica
 Sistemas
 Calor e Temperatura
 Transferência de calor
 O Diabo de Maxwell
 Mudança de fases
 Entalpia e variação de Entalpia
 Estado-padrão
 Entalpia padrão de formação
 Entalpia padrão de reação
 A Lei de Hess
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
TERMOQUÍMICA
▪ Área da Química que 
estuda as variações de 
energia que acompanham 
as reações químicas.
TERMOQUÍMICA
▪ Exs.:
PRINCÍPIOS BÁSICO DE ENERGIA
ENERGIA: CAPACIDADE DE REALIZAR TRABALHO E TRANSFERIR CALOR
Trabalho contra a força de 
gravidade.
Energia química 
armazenada em 
compostos químicos
Energia pode ser cinética 
ou potencial
PRINCÍPIOS BÁSICO DE ENERGIA
Energia cinética
→ movimento
• Energia Térmica
• Energia Mecânica
• Energia Elétrica
• Som
Energia Potencial
→ posição
• Energia Química
• Energia 
Gravitacional
• Energia 
Eletrostática
a Energia Potencial
pode ser convertida
a Energia Cinética
PRINCÍPIOS BÁSICO DE ENERGIA
LEI DA CONSERVAÇÃO DE ENERGIA OU
PRIMEIRA LEI DA TERMODINÂMICA
• A energia não pode ser criado ou 
destruída, só é transformada.
• A energia do universo é constante.
∆𝐸𝑢𝑛𝑖𝑣𝑒𝑟𝑠𝑜 = ∆𝐸𝑣𝑖𝑧𝑖𝑛ℎ𝑎𝑛ç𝑎𝑠 + ∆𝐸𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎= 0
∆𝐸 = 𝐸𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 − 𝐸𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
Fluxo de Massa
Fluxo de Energia
Borde do 
sistema
Vizinhanças 
do sistema
SISTEMA
• Energia transferida entre 
dois corpos (ou entre 
diferentes partes de um 
mesmo corpo) que têm 
temperaturas diferentes é 
denominada calor ou 
energia.
Calor
• A temperatura de um 
objeto é uma medida de 
seu conteúdo de energia 
térmica e de sua 
capacidade de transferir 
calor.
Temperatura
CALOR E TEMPERATURA
CALOR E TEMPERATURA: EQUILÍBRIO TÉRMICO
TRANSFERÊNCIA DE CALOR
CALOR E TEMPERATURA: EQUILÍBRIO TÉRMICO
LEI ZERO DA TERMODINÂMICA
A
TA
B
TB
C
TC
CALOR E TEMPERATURA: TRANSFERÊNCIA DE CALOR
gelo
liq.
Tempo
Te
m
p
er
at
u
ra
Tempo
Te
m
p
er
at
u
ra
CALOR E TEMPERATURA
O DEMÔNIO DE
MAXWELL
𝐸𝑘 < 𝐸𝑘
𝑇𝐴 > 𝑇𝐵
https://www.youtube.com/watch?v=ULbHW5yiDwk
https://pt.wikipedia.org/wiki/Dem%C3%B4nio_de_Maxwell
UNIDADES DE ENERGIA
▪ 1 kilocaloria (kcal) = 1.000 cal = 103 cal
▪ 1 caloria (cal) = 4,184 J
▪ 1 kilojoule (kJ) = 1.000 J = 103 J
▪ 1 kcal = 4,184 kJ
▪ 1 𝐽 = 1 𝑘𝑔
𝑚
𝑠
2
= 1
𝑘𝑔×𝑚2
𝑠2
CONTEÚDO CALÓRICO
a) MÉTODO CALORIMÉTRICO
b) MÉTODO DE ATWATER
→1 g proteína = 4 kcal (17 kJ)
→1 g carboidrato = 4 kcal (17 kJ)
→1 g de gordura = 9 kcal (38 kJ)
→1 g de álcool = 7 kcal (29 kJ)
Outras unidades
→ kW/h
→ BTU (British Thermal Units)
→ Horse power
→ Electronvolts (eV)
→ TNT (para explosões)
□ A formação e a ruptura de 
ligações envolvem a interação 
da energia com a matéria.
□ Assim como nas mudanças de 
estado físico, as 
transformações da matéria 
ocorrem com absorção ou 
liberação de energia.
LIGAÇÕES QUÍMICAS E ENERGIA
▪ C: quantidade de calor 
necessária par elevar a 
temperatura de 1,00 g de 
substância em 1,00 °C
CAPACIDADE CALORÍFICA ESPECÍFICA (C): CALOR ESPECÍFICO
Tijolo 0,92
Concreto 0,88
▪ Depende de três 
fatores
→quantidade de 
material (m)
→magnitude da 
variação da (ΔT)
→tipo de material
▪Capacidade 
calorífica específica
→ J/g∙K
→ J/g∙°C
→ cal/g∙°C
▪Capacidade 
calorífica molar
→ J/mol∙K
→ J/mol∙°C
→ cal/mol∙°C
Maior C, menor troca de 
calor com a vizinhança, ou 
seja, maior será a 
quantidade de calor 
necessário para aquecê-lo.
Onde: 
→ Q = calor absorvido (+)
ou liberado (–) pela substância
→ m = massa da substância
→ C = calor específico da substância
→ ΔT = variação de temperatura da 
substância (𝑇𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 − 𝑇𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙) 
𝑞 = 𝑚 ∙ 𝐶 ∙ ∆𝑇
Transferência de energia térmica de 
um corpo/substância para outro
A quantidade de calor, Q, que um 
corpo de massa m recebe é 
diretamente proporcional ao seu 
aumento de temperatura.
TRANSFERÊNCIA DE CALOR (Q)
O calor específico de uma 
substância é 0,5 cal/g oC.
Se a temperatura de 4 g dessa 
substância passou de 10 oC para 
20 oC, pode-se afirmar que ela 
absorveu uma quantidade de 
calor, em calorias, de:
TRANSFERÊNCIA DE CALOR (Q)
𝑞1 + 𝑞2 + 𝑞3… = 0
(sistema isolado)
TRANSFERÊNCIA DE CALOR ENTRE DIFERENTES CORPOS
𝑇𝐴
𝑇𝐶
𝑇𝐵
𝑇𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
A B
C
A B
C
TRANSFERÊNCIA DE CALOR ENTRE DIFERENTES CORPOS
𝑇𝐶𝑇𝐵𝑇𝐴 𝑇𝐶𝑇𝐵𝑇𝐴
Um bloco de ferro de 88,5 g, cuja temperatura é 78,8 °C (352,0 K), é 
colocado em um béquer de 420,3 g que contem 244,7 g de água a 
18,8 °C (292,0 K). Quando o equilíbrio térmico é alcançado
i. Qual éa temperatura final? Suponha que nenhum calor seja 
perdido pela vizinhança.
ii. Quanto calor ganha o perde cada material?
Dados:
𝑐𝑣𝑖𝑑𝑟𝑜 = 0,16 Τ𝑐𝑎𝑙 𝑔. °𝐶
𝑐𝑓𝑒𝑟𝑟𝑜 = 0,11 Τ𝑐𝑎𝑙 𝑔. °𝐶
𝑐𝐻2𝑂(𝑙) = 1,0 Τ𝑐𝑎𝑙 𝑔. °𝐶
TRANSFERÊNCIA DE CALOR ENTRE DIFERENTES CORPOS
▪ ∆𝐻: fluxo de calor a pressão constante
→𝐻 = 𝐸 + 𝑃𝑉
→∆𝐻 = ∆𝐸 + ∆(𝑃𝑉)
→∆𝐻 = 𝑞𝑝
VARIAÇÃO DE ENTALPIA (∆𝐻)
ENERGIA E MUDANÇAS DE ESTADO
Sólido
GásLíquido
∆𝐻𝑓𝑢𝑠
∆𝐻𝑣𝑎𝑝
∆𝐻𝑠𝑢𝑏
∆𝐻𝑐𝑛𝑑
∆𝐻𝑠𝑜𝑙 ∆𝐻𝑑𝑒𝑝
ENERGIA E MUDANÇAS DE ESTADO
• 𝐴(𝑠) → 𝐴(𝑙) ∆𝐻𝑠𝑜𝑙
Calor de 
Solidificação
• 𝐴(𝑙) → 𝐴(𝑠) ∆𝐻𝑓𝑢𝑠Calor de Fusão
• 𝐴(𝑠) → 𝐴(𝑔) ∆𝐻𝑠𝑢𝑏
Calor de 
Sublimação
• 𝐴(𝑔) → 𝐴(𝑠) ∆𝐻𝑑𝑒𝑝
Calor de 
Deposição
• 𝐴(𝑙) → 𝐴(𝑔) ∆𝐻𝑣𝑎𝑝
Calor de 
Vaporização
• 𝐴(𝑔) → 𝐴(𝑙) ∆𝐻𝑐𝑛𝑑
Calor de 
Condensação
Sólido
GásLíquido
∆𝐻𝑓𝑢𝑠
∆𝐻𝑣𝑎𝑝
∆𝐻𝑠𝑢𝑏
∆𝐻𝑐𝑛𝑑
∆𝐻𝑠𝑜𝑙 ∆𝐻𝑑𝑒𝑝
ENERGIA E MUDANÇAS DE ESTADO
𝑞 = 𝑚 × ∆𝐻𝑚𝑢𝑑𝑎𝑛ç𝑎 𝑑𝑒 𝑓𝑎𝑠𝑒
onde
→Se m em g, ΔH em cal/g ou J/g, 
→Se m em mols, ΔH em cal/mol ou J/mol 
Calor (kJ)
ENERGIA E MUDANÇAS DE ESTADO
▪ Um bloco de gelo de massa igual a 
25 g encontra-se a –10 °C.
Para que todo gelo seja convertido 
a 120 °C em fase gasosa, quanto 
calor será necessário adicionar ao 
sistema. (Suponha que o recipiente 
onde se encontra o gelo não 
absorve nem libera calor.)
𝐶(𝐻2𝑂 𝑔 ) = 0,480 Τ𝑐𝑎𝑙 𝑔 ×℃
𝐶 𝐻2𝑂 𝑙 = 1,000 Τ𝑐𝑎𝑙 𝑔 ×℃
𝐶(𝐻2𝑂 𝑠 ) = 0,500 Τ𝑐𝑎𝑙 𝑔 ×℃
ENERGIA E MUDANÇAS DE ESTADO
▪ O estado padrão de um elemento
está associado
→à forma alotrópica mais estável
→a 298 K (25 °C) de temperatura e
→pressão de 1 atm.
▪ Nessas condições, convencionou-se 
que a substância possui entalpia de 
formação igual a zero.
∆𝐻𝑓
0:ENTALPIA MOLAR DO ESTADO PADRÃO DE UM ELEMENTO
∆𝐻𝑓
0
= 0 ≠ 0
C(grafite) C(diamante)
O2(g) O3(g)
S(rômbico) S(monoclínico)
Cl2(g) Cl2(l)
H2(g) H2(l)
Fe(s)
Na(s)
▪ ALÓTROPOS
DO
CARBONO
▪ O estado padrão de uma substância
é medido
→a 298 K (25 °C) de temperatura e
→pressão de 1 atm.
∆𝐻𝑓
0:ENTALPIA MOLAR DO ESTADO PADRÃO DE UMA SUBSTÂNCIA
∆𝐻𝑓
0
Sustância kJ/mol
C(diamante) +1,8
H2O(l) –285,8
H2O(g) –241,8
NaCl(s) –411,1
C2H5OH(l) –277,0
C12H22O11(s)
sacarose
–2.221,2
▪Formação do cloreto de sódio:
Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ∆𝐻𝑓
0= −411,1 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
▪Formação do etanol:
C(graf) + ½O2(g) + H2(g) → C2H5OH(l) ∆𝐻𝑓
0= −277,0 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
▪Formação de vapor de água:
H2(g) + ½O2(g) → H2O(g) ∆𝐻𝑓
0= −241,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
▪Formação de água líquida:
H2(g) + ½O2(g) → H2O(l) ∆𝐻𝑓
0 = −286,0 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
▪Formação de sulfato de sódio sólido:
Fe(s) + S(rômbico) + 2O2(g) → FeSO4(s) ∆𝐻𝑓
0 = −929,0 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
ENTALPIA DE FORMAÇÃO (∆𝐻𝑓
0)
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
2NO(g) + O2(g)
2NO2(g)
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
𝐻𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 > 𝐻𝑖𝑛𝑖𝑐𝑎𝑙
REAÇÃO EXOTÉRMICA
CO2(g)
C(grafite) + O2(g)
C(grafite) + O2(g) → CO2(g)
𝐻𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 < 𝐻𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
▪ ∆𝐻𝑟 energia absorvida ou liberada em uma reação à pressão 
constante.
ENTALPIA DE REAÇÃO (∆𝐻𝑟 )
▪ Suponha que queira saber quanto calor é necessário para 
decompor 1 mol de carbonato de cálcio (pedra calcária) a óxido de 
cálcio e dióxido de carbono sob condições padrão:
𝐶𝑎𝐶𝑂3 𝑠 ⟶ 𝐶𝑎𝑂 𝑠 + 𝐶𝑂2 𝑔 ∆𝐻𝑟
0=? ?
Usar as seguintes energias de formação:
i) 𝐶𝑎𝐶𝑂3 𝑠 ∆𝐻𝑓
0= −1207,6 𝑘𝐽
ii) 𝐶𝑎𝑂 𝑠 ∆𝐻𝑓
0= −635,1 𝑘𝐽
iii) 𝐶𝑂2 𝑔 ∆𝐻𝑓
0= −393,5 𝑘𝐽
ENTALPIA DE REAÇÃO (∆𝐻𝑟 )
□ Hidratação
□ Desidratação
□ Dissolução
□ Neutralização
□ Ligação
□ Combustão
□ ...
TIPOS DE ENTALPIAS
LEI DE HESS
▪ Lei de Hess: se uma reação é
executada em uma serie de etapas, a
ΔH para a reação será igual à soma das
variações de entalpia para as etapas
individuais.
𝐶𝐻4 𝑔 + 2𝑂2 𝑔 ⟶ 𝐶𝑂2 𝑔 + 2𝐻2𝑂 𝑔 Δ𝐻1 = −802 𝑘𝐽
2𝐻2𝑂 𝑔 ⟶ 2𝐻2𝑂 𝑙 Δ𝐻2 = − 88 𝑘𝐽
𝐶𝐻4 𝑔 + 2𝑂2 𝑔 ⟶ 𝐶𝑂2 𝑔 + 2𝐻2𝑂 𝑙 Δ𝐻𝑟 = −890 𝑘𝐽
LEI DE HESS
▪ Suponha que se queira saber a variação de entalpia para a formação de
metano, CH4, a partir de carbono sólido (como grafite) e do gás hidrogênio:
𝐶 𝑠 + 2𝐻2 𝑔 ⟶ 𝐶𝐻4 𝑔 Δ𝐻 =? ?
A variação de entalpia de entalpia dessa reação não pode ser determinada
no laboratório, pois a reação é muito lenta. Podemos entretanto, medir as
variações de entalpia para a combustão do carbono, do hidrogênio e do
metano.
𝐶 𝑠 + 𝑂2 𝑔 ⟶ 𝐶𝑂2 𝑔 Δ𝐻1 = −395,5 𝑘𝐽
𝐻2 𝑔 +½𝑂2 𝑔 ⟶ 𝐻2𝑂 𝑙 Δ𝐻2 = −2895,8 𝑘𝐽
𝐶𝐻4 𝑔 + 2𝑂2 𝑔 ⟶ 𝐶𝑂2 𝑔 + 2𝐻2𝑂 𝑙 Δ𝐻1 = −395,5 𝑘𝐽
Use essas energias para obter o ΔH para a formação do metano, a partir de
substâncias simples.
▪ O calor absorvido ou liberado por quaisquer reações químicas será
diferente se modificarmos as condições em que forem realizadas.
→Estado físico: a variação de entalpia depende do estado físico
dos reagentes e produtos.
→Condições da reação: Pressão e temperatura
∆𝐻(𝐻2𝑂)𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟 > ∆𝐻(𝐻2𝑂)𝑙í𝑞𝑢𝑖𝑑𝑜 > ∆𝐻(𝐻2𝑂)𝑠ó𝑙𝑖𝑑𝑜
FATORES QUE INFLUENCIAM NO ΔH
𝐻2 𝑔 +½𝑂2 𝑔 →
𝐻2𝑂 𝑠 ∆𝐻° = −293 𝑘𝐽
𝐻2𝑂 𝑙 ∆𝐻° = −286 𝑘𝐽
𝐻2𝑂 𝑔 ∆𝐻° = −242 𝑘𝐽
Assinale V ou F:
Fe2O3(s) + 3C(s) → 2Fe(s) + 3CO(g) ΔH = +491,5 kJ
( ) é uma reação endotérmica.
( ) é uma reação exotérmica.
( ) A energia absorvida é 491,5 kJ
( ) A energia liberada é de 491,5 kJ
( ) Hprodutos < Hreagentes
( ) ΔH > 0
Represente a reação acima em um diagrama de entalpia.
PROBLEMAS DIVERSOS
Considere a equação a seguir:
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ΔH = –572 kJ
Assinale V ou F:
( ) Exotérmica, liberando 286 kJ por mol de oxigênio consumido.
( ) Exotérmica, liberando 572 kJ para dois mols de água produzida.
( ) Endotérmica, consumindo 572 kJ para dois mols de água
produzida.
( ) Endotérmica, liberando 572 kJ para dois mols de oxigênio
consumido.
PROBLEMAS DIVERSOS
Considerando o diagrama de entalpia, qual 
a opção que contém a equação química 
correta? ΔH em kJ/mol
a) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH = +242
b) H2O(l) → H2O(g) ΔH = –41
c) H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ΔH= +41
d) H2O(l) → H2(g) + ½ O2(g) ΔH = +283
e) H2O(g) → H2(g) + ½ O2(g) ΔH= 0
PROBLEMAS DIVERSOS
𝐻2 𝑔 +½𝑂2(𝑔)
𝐻2𝑂 𝑔
𝐻2𝑂 𝑙
Δ𝐻
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
Calcular a ΔH do processo:
2C(grafite) + 3H2(g) + ½O2(g) → C2H5OH(l)
Sabendo que:
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH= ‒94 kcal/mol
H2(g) + ½O2(g) → H2O(g) ΔH= –57,8 kcal/mol
C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) ΔH= ‒327,6 kcal/mol
PROBLEMAS DIVERSOS
Determine a variação de entalpia da seguinte reação
𝑁2𝐻4 𝑙 + 𝐻2 𝑔 ⟶ 2𝑁𝐻3(𝑔)
a partir das etapas:
𝑁2 𝑔 + 2𝐻2 𝑔 ⟶ 𝑁2𝐻4 𝑙 Δ𝐻 = +51,0 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
𝑁2 𝑔 + 2𝐻2 𝑔 ⟶ 2𝑁𝐻3 𝑔 Δ𝐻 = −92,0 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
PROBLEMAS DIVERSOS
Calcular 𝛥𝐻𝑟 para a reação:
𝑃𝐶𝑙3 𝑙 + 𝐶𝑙2 𝑔 ⟶ 𝑃𝐶𝑙5(𝑠)
a partir do conhecimento das reações
2𝑃 𝑠 + 3𝐶𝑙2 𝑔 ⟶ 2𝑃𝐶𝑙3 𝑙 𝛥𝐻 = −640,0 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
2𝑃 𝑠 + 5𝐶𝑙2 𝑔 ⟶ 2𝑃𝐶𝑙5 𝑠 𝛥𝐻 = −887,0 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
PROBLEMAS DIVERSOS
TERMOQUÍMICA II
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
 Processos espontâneos
 Entropia e Segunda Lei da Termodinâmica
 Interpretação molecular da entropia
 Variações de entropia nas reações químicas
 Energia livre de Gibbs
 Energia livre e temperatura
 Energia livre e constante de equilíbrio
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
PROCESSOS ESPONTÂNEOS
→1ª Lei da Termodinâmica: energia de um 
sistema é conservada
∆𝐸 = 𝑞 + 𝑤
∆𝐸= variação da energia interna
𝑞 = calor absorvido pelo sistema
𝑤 = trabalho realizado pela vizinhança
Espontâneo Não Espontâneo
PROCESSOS ESPONTÂNEOS
Espontâneo
para T > 0
Espontâneopara T < 0
→Processos Reversíveis
o sistema pode ser restaurado 
ao seu estado original sob as 
mesmas condições de energia.
→Processos Irreversíveis
não podem simplesmente ser 
revertidos para se restaurar o 
sistema ao estado original. 
6/28
PROCESSOS ESPONTÂNEOS
Exemplos??
▪ Expansão espontânea de um gás
Espontâneo
Não Espontâneo
ENTROPIA E A 2ª LEI DA TERMODINÂMICA
→Entropia (S)
é uma grandeza termodinâmica 
que expressa a desordem.
∆𝑆𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎 =
𝑞𝑟𝑒𝑣
𝑇
∆𝑆𝑠𝑖𝑠 = variação de entropia do sistema 
𝑞𝑟𝑒𝑣 = transferência de calor (‘rev’ indicando reversibilidade)
𝑇 = temperatura constante
ENTROPIA E A 2ª LEI DA TERMODINÂMICA
Exemplo: 4𝐹𝑒(𝑠) + 3𝑂2(𝑔) → 2𝐹𝑒2𝑂3(𝑠)
A entropia do universo deve 
aumentar durante um 
processo espontâneo 
mesmo se a entropia do 
sistema diminuir.
ENTROPIA E A 2ª LEI DA TERMODINÂMICA
→2ª Lei da Termodinâmica: expressa o 
conceito de espontaneidade dos 
processos:
∆𝑆𝑢𝑛𝑖𝑣𝑒𝑟𝑠𝑜 = ∆𝑆𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎 + ∆𝑆𝑣𝑖𝑧𝑖𝑛ℎ𝑎𝑛ç𝑎
Processo reversível: ∆𝑆𝑢𝑛𝑖 = ∆𝑆𝑠𝑖𝑠 + ∆𝑆𝑣𝑖𝑧= 0
Processo irreversível: ∆𝑆𝑢𝑛𝑖 = ∆𝑆𝑠𝑖𝑠 + ∆𝑆𝑣𝑖𝑧> 0
ENTROPIA E A 2ª LEI DA TERMODINÂMICA
→ Para mudanças de estado físico:
Sólido Líquido Gasoso
Gasoso Líquido Sólido
INTERPRETAÇÃO MOLECULAR DA ENTROPIA
∆𝑆 > 0
∆𝑆 < 0
▪ Uma reação que leva à redução do número de 
moléculas gasosas geralmente acarreta a 
diminuição da entropia.
Exemplo:
2𝑁𝑂(𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 2𝑁𝑂2(𝑔)
INTERPRETAÇÃO MOLECULAR DA ENTROPIA
→3ª Lei da Termodinâmica: no zero absoluto 
(zero graus Kelvin), a entropia de uma 
substância cristalina pura é zero:
𝑆 0 𝐾 = 0
INTERPRETAÇÃO MOLECULAR DA ENTROPIA
▪ Com o aumento de 
temperatura, geralmente
ocorre o aumento da entropia.
INTERPRETAÇÃO MOLECULAR DA ENTROPIA
▪ Entropias molares 
padrão a 298 K
▪ Unidades da entropia: 
J/mol·K, cal/mol·K
17/28
VARIAÇÕES DE ENTROPIA NAS REAÇÕES QUÍMICAS
Os coeficientes n e m são os coeficientes na equação química.
▪ Exemplo: Calcule So para a síntese de amônia a 298 K.
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Cálculo:
So = [2xSo(NH3)] – [1xS
o (N2) + 3xS
o (H2)] 
Substituindo os valores apropriados de So da tabela, obtém-se:
So = - 198,4 J/K
O valor é negativo, pois existe menor quantidade de matéria de gás no produto do que nos 
reagentes.
)(Reº)(Prºº agentesmSodutosnSS −=VARIAÇÕES DE ENTROPIA NAS REAÇÕES QUÍMICAS
→ Variações de entropia na vizinhança para um 
processo isotérmico:
∆𝑆𝑣𝑖𝑧 =
−𝑞𝑠𝑖𝑠
𝑇
qsis = calor absorvido ou fornecido pelo sistema
VARIAÇÕES DE ENTROPIA NAS REAÇÕES QUÍMICAS
▪ Geralmente um processo espontâneo ocorre 
com aumento na entropia.
▪ Mas há exceções, como a formação do cloreto 
de sódio em que mesmo sendo espontâneo há 
uma diminuição na entropia.
ENERGIA LIVRE DE GIBBS
→A energia livre de Gibbs, G, é uma função de 
estado termodinâmica que combina as duas 
funções de estado, entalpia e entropia
G = H – T·S
→Para processos que ocorrem à temperatura 
constante
∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆
ENERGIA LIVRE DE GIBBS
→Para definir a espontaneidade da reação, Gibbs 
obteve a seguinte equação:
∆𝑆𝑢𝑛𝑖𝑣 = ∆𝑆𝑠𝑖𝑠 + ∆𝑆𝑣𝑖𝑧= ∆𝑆𝑠𝑖𝑠 +
−∆𝐻𝑠𝑖𝑠
𝑇
Sendo temperatura e pressão constantes.
ENERGIA LIVRE DE GIBBS
▪ Para ver como a função G se relaciona com a 
espontaneidade da reação, lembre-se:
sissisuni STHST −=−





 −
+=+=
T
H
SSSS
sis
sisvizsisuni
Multiplicando ambos os lados por (-T), 
obtemos:
ENERGIA LIVRE DE GIBBS
A relação de espontaneidade de uma reação é 
dada por:
ENERGIA LIVRE DE GIBBS
1. Se G é negativo, a reação é espontânea no sentido direto.
2. Se G é zero, a reação está em equilíbrio.
3. Se G é positivo, a reação no sentido direto é não espontânea
•Deve-se fornecer trabalho a partir da vizinhança para fazer com 
que ela ocorra.
•Entretanto, a reação inversa será espontânea.
sissisuni STHGST −==−
▪ OBS 1: Em um processo espontâneo, a 
temperatura e pressão constantes, a energia 
livre sempre diminui
▪ OBS 2: A energia livre do sistema é diminuída 
no sentido do equilíbrio, que representa o 
mínimo de energia livre. 
ENERGIA LIVRE DE GIBBS
→Variações de energia livre padrão: são 
calculadas através das energias livres 
padrão. 
ENERGIA LIVRE DE GIBBS
)()( reagentesfprodutosf GmGnG −=
As energias livres padrão de formação são úteis no 
cálculo da variação da energia livre padrão para 
processos químicos.
)()( reagentesfprodutosf GmGnG −=
→O valor de G, para 
um elemento puro, em 
seu estado-padrão, é 
zero.
VARIAÇÕES DE ENERGIA LIVRE DE GIBBS PADRÃO
H S -TS G = H - TS Características da reação Exemplo
- + - Sempre negativo Espontânea a todas as temperaturas 2O3(g) → 3O2(g)
+ - + Sempre positivo Não espontânea a todas as T;reação inversa sempre espontânea 3O2(g) → 2O3(g)
- - + Negativo a baixas TPositivo a altas T
Espontânea a baixa T;
torna-se não espontânea a altas T 
H2O(l) → H2O(s)
+ + - Positivo a baixas T;Negativo a altas T
Não espontânea a baixas T;
torna-se espontânea a altas T
H2O(s) → H2O(l)
ENERGIA LIVRE E TEMPERATURA
→Para qualquer processo químico, a relação 
geral entre variação da energia livre padrão, 
Go, e a variação da energia livre sob 
quaisquer outras condições, G, é dada pela 
seguinte expressão: QRTGG ln+=
ENERGIA LIVRE E A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO, Keq
→No equilíbrio G = 0.
→Além disso, o quociente da reação é igual à 
constante de equilíbrio Keq quando o sistema 
estiver no equilíbrio. Portanto: eq
eq
KRTG
KRTG
QRTGG
ln
ln0
ln
−=
+=
+=
ENERGIA LIVRE E A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO, Keq
▪ Pode-se notar que, se G0 for 
negativo,
•Então ln(Keq ) deve ser positivo.
•Um valor positivo par ln(Keq) significa que 
Keq > 1.
•Dessa forma, quanto mais negativo 
G0, maior a constante de equilíbrio, 
Keq.
▪ Inversamente, se G0 for positivo,
• então ln(Keq) será negativo,
• o que significa Keq < 1.
1:0
1:0
1:0

==

eqKG
KG
KG
eq
eq
ENERGIA LIVRE E A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO, Keq
▪ A variação da E. livre de Gibbs padrão para esta RQ é:
Δ𝐺𝑜 = 𝐺𝑜 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐺𝑜(𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠)
→∆Go representa a variação da energia de Gibbs quando os
reagentes no seu estado padrão são convertidos em produtos
também no seu estado padrão.
Assim que a RQ tiver início, deixa de ser válida a condição de estado
padrão para os reagentes e para os produtos, pois nenhum deles
permanece em solução com uma concentração padrão.
TERMODINÂMICA E O EQUILÍBRIO QUÍMICO
▪ Quando não estamos sob condições padrão, devemos usar ∆G
em vez de ∆Go para prever a direção da RQ.
▪ A relação entre ∆G e ∆Go é:
Δ𝐺 = Δ𝐺𝑜 + 𝑅𝑇ln(𝑄)
Em que:
R: constante dos gases perfeitos (8,314 J/K.mol)
T: temperatura absoluta a que ocorre a reação (K, graus Kelvin)
Q: quociente da reação 
▪ No equilíbrio, G = 0 e Q = K
Δ𝐺 = 0 = Δ𝐺𝑜 + 𝑅𝑇𝑙𝑛(𝐾)
Δ𝐺0 = −𝑅𝑇𝑙𝑛(𝐾)
TERMODINÂMICA E O EQUILÍBRIO QUÍMICO
ELETROQUÍMICA I
REAÇÕES REDOX
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
□ Reações de oxidação e redução: REDOX.
□ Agente oxidante, agente redutor, forma oxidada, 
forma reduzida.
□ Número de oxidação.
□ Balançamento de equações químicas: método do 
íon elétron.
□ Problemas quantitativos com relação numero de 𝑒−
e mol/massa.
□ Identificar: agentes oxidante, agente redutor, forma 
oxidada, forma reduzida.
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
REAÇÕES REDOX
▪ Reações com transferência de elétrons 
entre as espécies químicas
Cu(s) + 2AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s)+
+
+
+
+
+
+
+
+
2+
2+
2+
2+
+
+
+
+
+
+
2+
𝐶𝑢(𝑠) 𝐶𝑢2+(𝑎𝑞)
𝐴𝑔+(𝑎𝑞) 𝐴𝑔(𝑠)
REAÇÕES REDOX
▪ A reação ocorre com transferência de 
elétrons
Cu(s) + 2AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s)
Cu0(s) + 2Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2Ag0(s)
▪ Temos dos processos:
Oxidação
Cu0(s) → Cu2+(aq) + 2𝑒−
Redução
Ag+(aq) + 1𝑒− → Ag0(s)
REAÇÕES REDOX
Oxidação
Cu0(s) → Cu2+(aq) + 2 𝑒−
Espécie que é oxidada:
Agente Redutor:
Redução
Ag+(aq) + 1 𝑒− → Ag0(s)
Espécie que é reduzida:
Agente Oxidante:
REAÇÕES REDOX
▪ A transferência de 𝑒𝑠
− pode ser usada 
para gerar uma corrente elétrica e, 
consequentemente, energia elétrica.
▪ A transferência mesma de 𝑒𝑠
− é um 
processo que ocorre no sentido 
espontâneo da reação.
→ pilhas;
→ corrosão metálica;
→ corrosão microbiológica; etc.
▪ No exemplo, antecedente, não é possível obter a energia 
elétrica, pois a reação ocorre diretamente sobre a superfície do 
cobre. Para obter energia elétrica se precisa outro tipo de 
arranjo do sistema.
Bio-Battery
REAÇÕES REDOX
▪ Mas, também é possível ter uma Redox, sem 
ser o processo espontâneo, mediante a 
aplicação de energia externa (trabalho 
elétrico).
→ Galvanização Eletrolítica
http://www.galvanix.com.br/galvanizacao.html
http://www.galvanix.com.br/galvanizacao.html
BALANCE REDOX
Prof. J. Sánez
2018.1
2019.1
NÚMERO DE OXIDAÇÃO
▪ O Número de Oxidação (Nox) de um 
elemento químico é a carga que ele 
recebe em uma reação química.
▪ Para os compostos iônicos: a própria 
carga que o íon adquire ao realizar a 
ligação iônica.
→NaCl = Na+ + Cl–
→Na+ : 11 p + 10 𝑒−
= 1 carga positiva
Nox = +1
→Cl– : 17 p + 18 𝑒−
= 1 carga negativa
Nox = –1
Exemplos
▪ FeCl3
▪ CaO
▪ Fe2O3
▪ ZnS
NÚMERO DE OXIDAÇÃO
▪ Substância simples 
formadas por um mesmo 
elemento, Nox = 0 (zero)
→H2
→O2
→Fe
→Na
→Cd
→Cl2
▪ Na maioria das 
substâncias 
compostas:
Nox do H = +1
Nox do O = –2
→H2O
→HCl
→FeO
▪ Para íons monoatômicos, 
o número de oxidação 
será igual à carga do íon:
𝑋𝑛+: Nox = +n
𝑋𝑛−: Nox = ‒n
→Fe3+
→Fe2+
→S2‒
→Na+
→Al3+
NÚMERO DE OXIDAÇÃO
▪ Os compostos moleculares não 
perdem nem recebem elétrons, 
portanto, o seu Nox é considerado 
como a carga elétrica teórica que o 
elemento adquiriria se a ligação 
covalente fosse rompida e o par de 
elétrons ficasse com o elemento 
mais eletronegativo.
→HCl = H―Cl, onde o Cl é o 
elemento mais eletronegativo
Nox do H = +1
Nox do Cl = –1
Exemplos
▪ HClO
▪ H2CO
▪ H2SO4
▪ ClO‒
▪ HCN
NÚMERO DE OXIDAÇÃO
Casos especiais:
▪ Número de oxidação fracionários
→C3H8
▪ Oxigênio formando peróxidos
Nox = ‒1
→H2O2
→Na2O
▪ Oxigênio em compostos com flúor
→F2O Nox = ‒2
→F2O2 Nox = ‒1
▪ Hidretos metálicos, NoX do H = ‒1
→NaH
NÚMERO DE OXIDAÇÃO
Regras para Nox
▪ A soma dos Nox de todos os 
átomos de um composto é zero 
para uma molécula neutra ou 
igual à carga da molécula
▪ Em moléculas
•Metais alcalinos, H e Ag
→ Nox = +1
•Metais alcalinos-terrosos
→ Nox = +2
•Al → Nox = +3
•O → Nox = ‒2
•Calcogênios → Nox = –2
•Halogênios → Nox = –1
•Peróxidos, O → Nox = –1
•Hidretos, H → Nox = –1
▪ Substâncias simples
→ Nox = 0
▪ Íons monoatômicos
→ Nox = carga
NÚMERO DE OXIDAÇÃO
Determine o número de oxidação 
de cada átomo nas espécies 
químicas seguintes:
•𝑆𝑂2
•𝑆𝑂4
2−
•𝐻2𝑆
•𝑃4𝑂6
•𝐾2𝐶𝑟2𝑂7
•𝐶𝑂3
2−
•𝑀𝑔(𝑂𝐻)2
•𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3
OS AGENTES: OXIDANTE E REDUTOR
Agente Oxidante
▪Recebe 𝑒𝑠
−
▪Oxida outra espécie química
▪Sofre redução
Agente Redutor
▪Perde 𝑒𝑠
−
▪ Reduz outra espécie química
▪Sofre oxidação
Cu0(s) + 2Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2Ag0(s)
0 +2
+1 0
Oxidação
Cada Cu perde 2𝑒−
O Cu é o agente redutor
Redução
Cada Ag+ recebe 1𝑒−
A Ag é o agente oxidante 
BALANÇO DAS EQUAÇÕES REDOX: MÉTODO DO ÍON ELÉTRON
Exemplo
K2Cr2O7(aq) + FeCl2(aq) → CrCl3(aq) + FeCl3(aq) + KCl
K+(aq)+ Cr2O7
2‒(aq) + Fe2+(aq) + Cl‒(aq) → Cr3+(aq) + Fe3+(aq) + K+(aq)+ Cl‒(aq)
BALANÇO DAS EQUAÇÕES REDOX
Ex.
K2Cr2O7(aq) + FeCl2(aq) → CrCl3(aq) + FeCl3(aq) + KCl(aq) 
Identificar onde ocorreu a oxidação e onde ocorreu a redução, ou
seja a substância oxidada e a substância reduzida
Cr2O7
2‒
(aq) + Fe
2+
(aq) → Cr
3+
(aq) + Fe
3+
(aq)
+6 +2 +3 +3
Redução
Oxidação
Dividir o processo de oxidação redução em duas equações chamadas
semi-reações
Fe2+(aq) → Fe3+(aq) Semi-reação de oxidação
Cr2O7
2−(aq) → Cr3+(aq) Semi-reação de redução
Acertar todos os átomos, à exceção de O e H, separadamente em
cada semi-reação.
A semi-reação de oxidação já está balanceada para os átomos de Fe. 
Na semi-reação de redução multiplicamos Cr3+ por 2 de forma a 
balancear os átomos de Cr:
Cr2O7
2− → 2 Cr3+ 
BALANÇO DAS EQUAÇÕES REDOX: MÉDIO ÁCIDO
Balanço de O: Para reações em meio ácido, acrescentar H2O para
acertar os átomos de O, e H+ para acertar os átomos de H.
Cr2O7
2− → 2 Cr3+ + 7 H2O
Balanço de H: Para acertar os átomos de hidrogénio, adicionamos
catorze íons H+ no lado esquerdo da equação.
14 H+ + Cr2O7
2− → 2 Cr3+ + 7 H2O
BALANÇO DAS EQUAÇÕES REDOX: MÉDIO ÁCIDO
Balanço de cargas: Adicionar elétrons a um dos lados de cada semi-
reação para acertar as cargas. Se necessário, igualar o número de
elétrons nas duas semi-reações multiplicando uma ou ambas as
reações pelos coeficientes apropriados.
6e‒ + 14 H+ + Cr2O7
2− → 2 Cr3+ + 7 H2O
Fe2+ → Fe3+ + 1e‒
BALANÇO DAS EQUAÇÕES REDOX: MÉDIO ÁCIDO
Para igualar o número de elétrons em ambas as semi-reações, 
multiplicamos a semi-reações de oxidação por 6.
6 Fe2+ → 6 Fe3+ + 6 e‒
Adicionar as duas semi-reações e verificar se a equação final está
acertada. Os elétrons em ambos os lados devem anular-se
mutuamente.
6e- + 14 H+ + Cr2O7
2- → 2 Cr3+ + 7H2O
6 Fe2+ → 6 Fe3+ + 6e‒
14H+ + Cr2O7
2‒ + 6Fe2+ → 2Cr3+ + 7H2O + 6Fe
3+
BALANÇO DAS EQUAÇÕES REDOX: MÉDIO ÁCIDO
Equação sem balancear (original)
K2Cr2O7(aq) + FeCl2(aq) → CrCl3(aq) + FeCl3(aq) + KCl
Equação balanceada iônica (após balanceamento ion eletrôn)
14H+ + Cr2O7
2‒ + 6Fe2+ → 2Cr3+ + 7H2O + 6Fe
3+
Adicionando as outras espécies
14H+ + 14Cl– + Cr2O7
2– + 2K+ + 6FeCl2 → 2CrCl3 + 7H2O + 6FeCl3 + 2K
+
14HCl + K2Cr2O7
2- + 6FeCl2 → 2CrCl3 + 7H2O + 6FeCl3 + 2KCl
Equação molecular balanceada
14HCl + K2Cr2O7 + 6FeCl2 → 2CrCl3 + 7H2O + 6FeCl3 + 2KCl
BALANÇO DAS EQUAÇÕES REDOX: MÉDIO ÁCIDO
BALANÇO DAS EQUAÇÕES REDOX: MEIO BÁSICO
Cr2O7
2‒ + Fe2+ → Cr3+ + Fe3+
1. Acertar todos os átomos, à exceção de O e H, separadamente em
cada semi-reação.
Cr2O7
2- → 2 Cr3+ 
Fe2+ → Fe3+
2. Acrescentar H2O para acertar os átomos de O, e H
+ para acertar os
átomos de H.
14 H+ + Cr2O7
2- → 2Cr3+ + 7H2O
Fe2+ → Fe3+
BALANÇO DE EQUAÇÕES REDOX: MEIO BÁSICO
3. Como a reação ocorre em meio básico, adiciona-se em ambos os
lados da equação o mesmo número de OH- do que H+.
14OH‒ + 14H+ + Cr2O7
2‒ → 2Cr3+ + 7H2O + 14OH
‒
Fe2+ → Fe3+ 
4. Combinando os íons OH- e H+ para dar H2O obtemos
14H2O + Cr2O7
2‒ → 2Cr3+ + 7H2O + 14OH
‒
Fe2+ → Fe3+
ACERTO DAS EQUAÇÕES REDOX: MEIO BÁSICO
Cancelar as moléculas de água 
7H2O + Cr2O7
2‒ → 2Cr3+ + 14OH‒
6. Adicionar elétrons a um dos lados de cada semi-reação para
acertar as cargas. Se necessário, igualar o número de elétrons nas
duas semi-reações multiplicando uma ou ambas as reações pelos
coeficientes apropriados.
6e‒ + 7H2O + Cr2O7
2‒ → 2Cr3+ + 14OH‒
6(Fe2+ → Fe3+ + e‒)
6e- + 7H2O + Cr2O7
2‒ + 6Fe2+ → 2Cr3+ + 14OH‒ + 6Fe3+ + 6e‒
7. Verificar que a equação contém o mesmo númerode cada tipo de
átomos bem como as mesmas cargas em ambos os lados da equação
BALANCE REDOX: EXEMPLOS
Al(s) + AgNO3(aq) → AI(NO3)3(aq) + Ag(s)
Balançar as seguintes equações pelo método do íon elétron.
Indicar: (i) agente oxidante, (ii) agente redutor, (iii) forma oxidada, (iv) forma 
reduzida e (v) número de elétrons transferidos.
BALANCE REDOX: EXEMPLOS
Cr(OH)3(s)+ KIO3(aq) + KOH(aq) → K2CrO4(aq)+ KI(aq) + H2O(l)
Balançar as seguintes equações pelo método do íon elétron.
Indicar: (i) agente oxidante, (ii) agente redutor, (iii) forma oxidada, (iv) forma 
reduzida e (v) número de elétrons transferidos.
BALANCE REDOX: EXEMPLOS
Cr2O7
2‒ + H2C2O4 + H
+ → Cr3+ + CO2 + H2O
Balançar as seguintes equações pelo método do íon elétron.
Indicar: (i) agente oxidante, (ii) agente redutor, (iii) forma oxidada, (iv) forma 
reduzida e (v) número de elétrons transferidos.
Cr(OH)3 + IO3
‒ + OH‒ → CrO4
2‒ + I‒ + H2O
Balançar as seguintes equações pelo método do íon elétron.
Indicar: (i) agente oxidante, (ii) agente redutor, (iii) forma oxidada, (iv)
forma reduzida e (v) número de elétrons transferidos.
BALANCE REDOX
ELETROQUÍMICA II
CÉLULAS GALVÂNICAS
CÉLULAS ELETROLÍTICAS
BATERIAS
CORROSÃO
Prof. J. Sánez
2019.1
□ Célula eletroquímica
□ Célula Galvânica
□ Ânodo e cátodo
□ Notação convencional das células galvânicas
□ Potencial padrão de hidrogênio
□ Potencial padrão de um eletrodo
□ Potencial padrão de uma pilha
□ Tabela de potenciais: agente oxidante forte, agente 
oxidante fraco, agente redutor forte, agente redutor 
fraco
□ Espontaneidade das reações redox
□ Equação de Nerst
□ Eletrólise
□ Eletrólise e estequiometria
□ Lei de Faraday
□ Baterias: de chumbo, de níquel, pilha seca, de 
mercúrio, de combustível, Bio-Battery
□ Corrosão
PONTOS IMPORTANTES DA SEÇÃO
3
ELETROQUÍMICA
▪ Estuda as reações químicas com transferência de 𝑒−.
▪ A transferência de 𝑒− pode se dar tanto em compostos 
inorgânicos como em compostos orgânicos.
▪ Reações com fluxo de 𝑒− são encontrados em sistemas 
ambientais e sistemas biológicos, também é aproveitado 
na indústria.
▪ Dispositivos comuns que utilizam reações químicas para 
produzir corrente elétrica são chamados de células 
voltaicas ou células galvânicas. A energia química é 
convertida em energia elétrica.
▪ O processo contrário, converter energia elétrica em 
química é chamado eletrólise.
▪ As reações se dão por oxidação e redução (redox), sendo 
que acontecem simultaneamente.
▪ Aplicações: baterias, pilhas, proteção à corrosão, 
galvanização, células de combustível, bio-baterias, etc.
Energia 
Química
Energia 
Elétrica
Oxidação Redução
Energia 
Elétrica
Energia 
Química
REDOX
ELETRÓLISE
Célula
Galvânica
𝑒− 𝑒−
𝑒− Transferência
de 𝑒−
CÉLULA ELECTROQUÍMICA
Dispositivo utilizado nas reações de oxidação-redução para
converter energia química em eléctrica ou vice-versa.
Células 
Electroquímicas
Células Galvânicas
A energia química é 
convertida em energia 
eléctrica
Células 
Electrolíticas
A energia eléctrica é 
convertida em energia 
química
CÉLULA GALVÁNICA
▪As células galvânicas ou 
voltaicas são 
dispositivos em que se 
produz eletricidade a 
partir de uma reação 
redox espontânea, 
ocorrendo o fluxo de 
elétrons por um 
circuito exterior.
7
▪ O tubo em U invertido é a ponte salina.
Contém uma solução de KCl que proporciona 
um meio eletricamente condutor entre as 
duas soluções.
▪ Uma barra de zinco é mergulhada na solução 
de ZnSO4 e uma barra de cobre é mergulhada 
na solução de CuSO4 . Estas barras são 
chamadas de eléctrodos.
→O eléctrodo onde ocorre a oxidação é o ânodo.
→O eléctrodo onde ocorre a redução é o cátodo.
CÉLULA GALVÁNICA
▪ As reações de oxidação e de redução nos eléctrodos são as 
seguintes:
Zn eléctrodo (ânodo) : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
semi reação de oxidação
Cu eléctrodo (cátodo): Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)
semi reação de redução
▪ Os elétrons fluem no circuito exterior do eléctrodo de Zn 
(ânodo) para o eléctrodo de Cu (cátodo).
▪ As aberturas da ponte salina estão rolhadas com bolas de 
algodão para impedir a solução de KCl de fluir para as soluções.
CÉLULA GALVÁNICA
▪ O fato dos elétrons se moverem de um 
eletrodo para outro indica a existência de 
uma diferença de potencial entre os dois 
eléctrodos.
▪ A diferença de potencial entre os dois 
eléctrodos é chamada força electromotriz, ou 
f.e.m. (ε).
▪ A pode ser medida ligando um voltímetro a 
ambos os eléctrof.e.m dos. 
▪ A f.e.m é normalmente expressa em volt (V).
CÉLULA GALVÁNICA
▪ No eletrodo, os íons descarregam-se captando ou cedendo 
elétrons, formando átomos ou radicais neutros.
▪ Os átomos ou espécies neutras podem 
*ser libertados
*ser depositados
*reagir quimicamente.
REAÇÃO NO ELETRODO
▪ As linhas verticais (│) representam interfaces ou junções
▪ A linha dupla vertical representa a ponte salina (‖)
NOTAÇÃO CONVENCIONAL DAS CÉLULAS GALVÂNICAS
Ponte SalinoÂnodo Catodo
Semi reação
Oxidação
Semi reação
Redução
12
NOTAÇÃO CONVENCIONAL DAS CÉLULAS GALVÂNICAS
▪Cu(s) + Ag+(aq) → Cu2+(aq) + Ag(s)
▪Pt│H2 (p=1 bar) │H
+ (aq, 1,0 M) ‖ Fe3+(aq, 1,0 M), Fe2+(aq, 1,0 M) │ Pt
▪ Tabela de potenciais padrões 
de eléctrodos permite prever:
-tensão que será produzida 
pela célula
-espontaneidade da reação 
redox
-comparar força relativa de 
agentes oxidantes ou 
redutores
POTENCIAL PADRÃO DE UM ELETRODO
▪ A força electromotriz padrão da pilha, ε0pilha, é a soma do potencial 
de oxidação padrão com o potencial de redução padrão: 
ℇ𝑝𝑖𝑙ℎ𝑎
𝑜 = ℇâ𝑛𝑜𝑑𝑜
𝑜 − ℇ𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜
𝑜
ℇ𝑝𝑖𝑙ℎ𝑎
𝑜 = ℇ𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎çã𝑜
𝑜 − ℇ𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜
𝑜
Lembre-se que as tabelas de potenciais estão na forma de redução, por tanto, se precisar do 
potencial de oxidação: ℇ𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎çã𝑜
𝑜 = −ℇ𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜
𝑜 (–valor da tabela)
f.e.m. PADRÃO DE UMA PILHA
▪ Pt(s)|H2(g), 1atm|H
+(1M)
ELETRODO PADRÃO DE HIDROGÊNIO
2 H+(aq, 1M) + 2e- → H2(g, 1 atm)
▪Quando todos os solutos são 1M e 
todos os gases 1 atm, a tensão 
associada a uma reação de redução a 
ocorrer num eléctrodo é designada 
por potencial de redução padrão. 
▪Portanto o potencial de redução 
padrão do eletrodo de H2 definido 
como sendo zero.
▪ℇ𝐻2
𝑜 = 0 𝑉 de potencial
▪ Pt(s)|H2(g), 1atm|H
+(1M)
ℇ𝐻2
𝑜 = 0 𝑉 de potencial
ELETRODO PADRÃO DE HIDROGÊNIO
17
POTENCIAIS
DE REDUÇÃO
PADRÃO A
25 °C
Agente 
Oxidante 
Fraco
Agente 
Oxidante 
Forte
Agente 
Redutor 
Fraco
Agente 
Redutor 
Forte
Ânodo
Zn(s) → Zn2+ (aq, 1M) + 2e-
Cátodo
2H+(aq, 1 M) + 2e- → H2(g, 1 atm)
Reacção global:
Zn(s) + 2H+(aq, 1M) → Zn2+(aq) + H2 (g, 1atm)
PILHA CONSTITUÍDA POR UM ELETRODO DE Zn E EPH
Para a pilha analisada anteriormente
▪ ℇ Τ𝑍𝑛 𝑍𝑛2+
𝑜 (Zn/Zn2+ significa Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-)
é o potencial de oxidação padrão da semi-reacção de oxidação
▪ ℇ𝐻+∕𝐻2
𝑜 (H+/H2 significa 2H
+(aq) + 2e- → H2(g))
é o potencial de redução padrão e é definido como valor zero
Portanto, para a nossa pilha:
ℇ𝑝𝑖𝑙ℎ𝑎
𝑜 = ℇ Τ𝑍𝑛 𝑍𝑛2+
𝑜 + ℇ𝐻+∕𝐻2
𝑜
+0,76 = ℇ Τ𝑍𝑛 𝑍𝑛2+
𝑜 + 0
O potencial de oxidação padrão do zinco é +0,76 V 
f.e.m. PADRÃO DA PILHA CONSTITUÍDA PELO ELÉCTRODO DE Zn E PELO EPH
PILHA CONSTITUÍDA POR UM ELETRODO Cu E EPH
Ânodo: H2 (g, 1 atm) → 2H
+ (aq, 1 M) + 2e-
Cátodo: Cu2+ (aq, 1M) + 2e- → Cu(s)
Reacção global
Cu2+(aq, 1M) + H2(g, 1atm) → 2H
+(aq, 1M) + Cu(s)
▪Em condições padrão e a 25 °C a 
f.e.m. da pilha constituída pelo 
eléctrodo de Cu e EPH é dada por:
ℰ𝑝𝑖𝑙ℎ𝑎
𝑜 = ℰ Τ𝐻2 𝐻+
𝑜 − ℰ Τ𝐶𝑢2+ 𝐶𝑢
𝑜
−0,34 𝑉 = 0 − ℰ Τ𝐶𝑢2+ 𝐶𝑢
𝑜▪Portanto o potencial de redução 
padrão do cobre é +0,34 V e o seu 
potencial de oxidação padrão
ℰ Τ𝐶𝑢 𝐶𝑢2+
𝑜 = ‒0,34 V.
21
▪Calcule o valor de ℰ0 para a reação seguinte. 
Escreva sua forma abreviada e determine se 
a reação é produto favorecida.
2𝐼− 𝑎𝑞 + 𝑍𝑛2+ 𝑎𝑞
⟶ 𝐼2 𝑔 + 𝑍𝑛(𝑠)
f.e.m. PADRÃO DE UMA PILHA
▪Balanceie a equação em meio ácido. 
Calcule o potencial padrão e determine 
se é produto favorecida. Escreva a forma 
abreviada da reação.
2𝐶𝑙𝑂3
− 𝑎𝑞 + 𝐶𝑒3+ 𝑎𝑞
⟶ 𝐶𝑙− 𝑎𝑞 + 𝐶𝑒4+(𝑎𝑞)
22
▪Considere as semirreações dadas na tabela
𝐶𝑢2+ 𝑎𝑞 + 2𝑒− → 𝐶𝑢(𝑠) +0,34 𝑉
𝐹𝑒2+ 𝑎𝑞 + 2𝑒− → 𝐹𝑒(𝑠) −0,44 𝑉
𝑍𝑛2+ 𝑎𝑞 + 2𝑒− → 𝑍𝑛(𝑠) −0,76 𝑉
f.e.m. PADRÃO DE UMA PILHA
(a) Com base nos valores de ε0, qual metal 
é oxidado mais facilmente?
(b) Que metais nessa lista são capazes de 
reduzir Fe2+(aq) a Fe(s)?
(c) Escreva uma equação química 
balanceada para a reação entre 
Fe2+(aq) e Cu(s). Essa reação é produto-
favorecida ou reagente favorecida?
EQUILÍBRIO REDOX E A ENERGIA LIVRE DE GIBBS
A energia de Gibbs é dada por: ∆𝐺 = −𝑛 ∙ ℱ ∙ ℰ𝑝𝑖𝑙ℎ𝑎
n = número de elétrons transferidos; 1ℱ = 96,500 J/V·mol; ℰ𝑝𝑖𝑙ℎ𝑎 é expressa em volts.
▪ Para as reacções em que os reagentes e os produtos estão no
estado padrão: ∆𝐺𝑜= −𝑛 ∙ ℱ ∙ ℰ𝑝𝑖𝑙ℎ𝑎
𝑜
Tendo em conta que a variação da energia livre padrão, ∆G0, 
associada a uma reação está relacionada com a sua constante de 
equilíbrio através de: ∆𝐺𝑜= −𝑅𝑇𝑙𝑛 𝐾
Igualando as equações, obtemos
K
nF
RT
pilha ln
0 =
ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES REDOX
∆G0 εopilha Reação em condições padrão
‒ Positiva Espontânea
0 0 Em equilíbrio
+ Negativa Não espontânea.
Reacção espontânea no 
sentido inverso.
∆𝐺𝑜= −𝑛 ∙ ℱ ∙ ℰ𝑝𝑖𝑙ℎ𝑎
𝑜
25
▪Calcule Δ𝐺0 e a constante de equilíbrio para a seguinte reação
2𝐹𝑒3+ 𝑎𝑞 + 2𝐼− aq → 𝐹𝑒2+ 𝑎𝑞 + 𝐼2(𝑠)
ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES REDOX
EQUAÇÃO DE NERNST
▪ Permite calcular o potencial redox 
em soluções aquosas não padrão
Em que: 
Q : é a expressão da lei da ação das massas 
da reação.
F = 96,500 J/V·mol
R = 8,315 J K-1 mol-1
Condições padrão
Temperatura =25 °C = 298,2 K; p = 1 atm; C = 
1M; pH = 7
Q
nF
RT ln0 −= 
▪ Substituindo os valores de R, T e 
F em condições padrão, e 
reescrevendo a equação em 
termos do logaritmo decimal, 
obtém-se:
Q
n
log
0591,00 −= 
27
▪Calcule a voltagem produzida por uma célula voltaica utilizando a 
reação a seguir, se todas as espécies dissolvidas têm concentração 
de 2,5x10‒2 M.
𝑍𝑛 𝑠 + 2𝐻2𝑂 𝑙 + 2𝑂𝐻
− 𝑎𝑞 → [𝑍𝑛(𝑂𝐻)4]
2− 𝑎𝑞 + 𝐻2(𝑔)
EQUAÇÃO DE NERNST
▪Electrólise: decomposição simultânea do 
electrólito.
▪A montagem típica de uma electrólise 
chama-se célula de electrólise ou célula 
electrolítica.
▪Electrólito: composto que conduz 
electricidade ou em solução ou em 
estado de fusão (l).
ELETRÓLISE
ELETRÓLITOS E NÃO ELETRÓLITOS
ELETRÓLISE DO CLORETO DE SÓDIO FUNDIDO
Pilha de Dows
Reacção global:
2Na+ + 2Cl-→ 2Na(l) + Cl2(g)
Cloreto de 
Sódio
Fundido, 
NaCl(l)
p.f. NaCl = 801 °C
p.f. Na = 97,8 °C
Utilizada na 
produção de 
Na(l) e de Cl2 em 
escala industrial
ELECTRÓLISE DE NaCl(aq)
▪ Reação no ânodo:
2Cl- → Cl2(g) +2e
-
▪ Reação no cátodo:
2e- + 2H2O → H2(g) + 2OH
-
▪ Reação da célula:
2H2O + 2Cl
- → Cl2(g) + H2(g) + 2OH
-
ELECTRÓLISE DA ÁGUA
▪A reacção ocorre com facilidade numa 
solução 0,1 M H2SO4 porque neste 
caso existem ions em número 
suficiente para conduzir a 
electricidade.
Ânodo (oxidação): 
2H2O(l) → O2(g) + 4H
+(aq)+ 4e-
Cátodo (redução):
H+ (aq) + e- → ½ H2(g)
Global: 
2H2O (l) → 2 H2(g) + O2(g) 
Ânodo Cátodo
(platina)
(platina)
Solução 
diluída de 
H2SO4
▪ Reações com transferência de elétrons entre 
as espécies químicas
Cu2+(aq) + 2e‒ → Cu(s)
2+
2+
2+
2+
2+
𝐶𝑢2+ 𝑎𝑞 + 2𝑒− → 𝐶𝑢(𝑠)
ELETRÓLISE E ESTEQUIOMETRIA
2+
2 mol de 𝑒− 1 mol de Cu(s)
63,5 g-Cu(s)63,5 g-Cu(s)
1 mol de Cu(s)
63,5 g-Cu(s)
ELETRÓLISE E ESTEQUIOMETRIA
https://www.maxifolheados.com.br/pagina/banho-de-alta-qualidade-conheca-o-
processo-que-faz-a-magica-acontecer
1ª Peças brutas
2ª Cobre alcalino
3ª Cobre ácido
4ª Ouro 24k - Pré ouro
5ª Ouro 18k – Folheação
6ª Ouro 22k - Cor final
7ª Camada Especial de Proteção
http://www.galvanix.com.br/galvanizacao.html
CORRENTE E CARGA
▪ Corrente: fluxo de carga (quantidade 
de elétrons passando) em um período 
de tempo
𝐼 =
𝑞
𝑡
I: corrente em Amperes (A), coulomb/s
q: carga em coulombs, C
t: tempo, s
Lembre-se que 1ℱ = 96,485 𝐶/𝑚𝑜𝑙-𝑒−
ELETRÓLISE E ESTEQUIOMETRIA
▪Em um processo de galvanoplastia 
“instantânea”, uma corrente de 
2,50x103 A passa através de uma 
célula eletrolítica por 5,00 min. Qual é 
a quantidade, em mols, de elétrons 
conduzida pela célula.
ELETRÓLISE E ESTEQUIOMETRIA
▪Uma célula de eletrólise que depoista
ouro (a partir de Au+(aq)) opera por 
15,0 min com uma corrente de 2,30 
A. Qual é a massa de ouro 
depositada?
BATERIAS
Uma bateria é uma pilha eletroquímica, ou mais 
frequentemente um conjunto de pilhas 
eletroquímicas ligadas em série, que pode ser 
usado como fonte de corrente eléctrica direta a 
voltagem constante. 
Diferentes tipos de baterias 
de uso corrente:
• Bateria de pilha seca (usada em lanternas 
rádios portáteis )
• Bateria de mercúrio (usada em medicina, em 
“pacemakers”, auxiliares de audição e na 
indústria eletrônica)
• Acumuladores de chumbo (usado nos 
automóveis)
• Baterias sólidas de lítio
• Pilhas de combustível (utilizadas para produzir 
eletricidade)
• BIO-BATTERY
BATERIA DE PILHA SECA
Isolamento
Cátodo de grafite
Camada de MnO2
Pasta úmida de ZnCl2 e NH4Cl
Ânodo de zinco
A mais comum é a pilha de Leclanché
BATERIA DE MERCÚRIO
Cátodo de aço
Isolamento
Solução electrolítica de 
KOH e Zn(OH)2 e HgO
Caixa de zinco (ânodo)
▪ Fornece uma voltagem mais 
constante do que a pilha de 
Leclanché.
▪ Tem uma capacidade 
consideravelmente mais elevada e 
uma vida mais longa.
▪ Estas características tornam a 
bateria de mercúrio ideal para o uso 
em “pacemakers”, auxiliares de 
audição, relógios eléctricos.
ACUMULADOR DE CHUMBO
41
Electrólito
de H2SO4
Placas positivas (grelhas de 
chumbo cheias de PbO2)
Placas negativas (grelhas de chumbo 
cheias de chumbo poroso)
Ânodo
Cátodo
ACUMULADOR DE CHUMBO
▪ É constituído por seis pilhas idênticas em série.
Ânodo: Pb(s) + SO4
2-(aq) → PbSO4(s) + 2e
-
Cátodo: PO2(s) + 4H
+(aq) + 2e-→ PbSO4(s) + 2H2O(l)
Global: Pb(s) + PbO2(s) + 4H
+(aq) + 2SO4
2-(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l)
▪ É recarregável. Recarregar a bateria significa inverter a reacção
electroquímica normal através da aplicação de uma voltagem exterior ao
ânodo e ao cátodo.
Ânodo: PbSO4(s) + 2e
-→ Pb(s) + SO4
2-(aq) 
Cátodo: PbSO4(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + 4H
+ (aq) + 2e-
Global: 2PbSO4(s) + 2H2O(l) →Pb(s) + PbO2(s) + 4H
+(aq) + 2SO4
2-(aq)
PILHA DE COMBUSTÍVEL DE H2-O2
Eléctrodos de carbono poroso 
contendo catalisadores 
Oxidação
2H2(g) + 4OH
- (aq) → 4H2O(l) + 4e
-
Redução
O2(g) + 2H2O(l) + 4e
- → 4OH-(aq)
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)
BIO-BATTERY
▪ A Bio-Battery ™, desenvolvida pela CFD Research Corporation, é uma nova 
fonte de energia que converte os combustíveis comumente disponíveis 
diretamente em energia elétrica.
▪ A bateria biológica utiliza enzimas para converter os combustíveis em 
energia de forma semelhante à maneira como os sistemas biológicos usam 
enzimas para converter alimentos em energia. O coração do dispositivo é 
um anodo nanocompósito que contém enzimas capazes de oxidar açúcar,álcool ou diesel (JP-8), liberando elétrons e gerando energia.
▪ A bateria biológica tem inúmeras vantagens sobre as baterias existentes. A 
maior vantagem é que a densidade de energia teórica é 10 vezes maior do 
que a das atuais baterias de íons de lítio de última geração.
▪ Outra vantagem é a flexibilidade de combustível, pois a enzima permite 
seletivamente o uso de múltiplos combustíveis sem interferência ou 
envenenamento do catalisador. A bateria biológica também utiliza 
biocatalizadores renováveis, ao contrário de catalisadores de metais de 
transição caros e tóxicos de outras baterias.
▪ Finalmente, o dispositivo não possui assinatura térmica ou acústica. Além 
disso, a Bio-Battery permite recarga instantânea (através do fornecimento 
de mais açúcar) em comparação com as baterias tradicionais, que exigem 
acesso à energia por mais de duas horas para recarga.
CORROSÃO
▪Consiste na deterioração de metais através de um
processo electroquímico.
▪ Exemplos: Ferrugem, escurecimento de prata, película
verde formada sobre o cobre e o bronze.
FORMAÇÃO DA FERRUGEM
▪ O ferro, em 
contato com o 
ambiente (ar 
húmido ou água) 
sofre corrosão, o 
processo ocorre 
em duas etapas:
▪Uma região da superfície do metal funciona como ânodo, ocorrendo a 
oxidação:
Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e-
▪Os elétrons fornecidos pelo ferro reduzem o oxigénio a água no cátodo:
O2(g) + 4H
+(aq) + 4e- → 2H2O(l)
▪A reação redox global é:
2Fe(s) + O2(g) + 4H
+(aq) → 2 Fe2+(aq) + H2O(l)
▪Os íons Fe2+ formados no ânodo ainda são oxidados pelo oxigénio:
4Fe2+(aq) + O2(g) + (4+2x)H2O(l) → 2 Fe2O3·xH2O(s) + 8H
+(aq)
Esta forma hidratada do óxido de ferro (III) é conhecida por ferrugem.
FORMAÇÃO DA FERRUGEM