Apostila de Química Tecnológica

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Universidade Luterana do Brasil 
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 Disciplina: Química Tecnológica 
 Professor: Wanderlei O. Gonsalez 
 
 
 
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Introdução 
 
Química 
 
Conceito: É a parte da ciência que estuda as transformações, propriedades e composição 
das substâncias. 
Ramos da química 
 
Química geral: estuda as leis e conceitos básicos que regem os fenômenos químicos. 
Química orgânica: estuda os compostos do carbono. 
Química inorgânica: estuda os compostos inorgânicos ou minerais. 
Química analítica: estuda os processos de análise, podendo ser qualitativa ou 
quantitativa. 
Físico-Química: estuda a relação dos fenômenos químicos com os físicos. 
Bioquímica: estuda os fenômenos químicos que ocorrem nos organismos vivos. 
Química aplicada (engenharia química): estuda a aplicação dos conhecimentos 
químicos na indústria. 
 
Histórico 
 
Os primeiros registros que se tem da química datam de 5000 anos A.C. Tanto os 
egípcios, quanto chineses e fenícios já conheciam o ouro, a prata, o cobre, o estanho, o 
chumbo, o mercúrio, o ferro, o carvão e o enxofre. 
Duas ligas metálicas na época eram obtidas: 
- Bronze: 90% de cobre e 10% estanho 
 
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- Aço: mistura de ferro com 1% de carvão (0,8% de carbono). 
Os egípcios preparavam lã, vidro, couro, cerveja, corantes, sabões e outros 
produtos. 
A química para os gregos era como uma filosofia. 
 
 
A VISÃO DE MUNDO DOS GREGOS 
Essas duas concepções avançadas de naturalismo e racionalismo impeliram o 
desenvolvimento de uma série de teorias cada vez mais sofisticadas para explicar o 
mundo natural. Forçados a reconciliar as exigências conflitantes da observação sensorial 
com o novo rigor lógico, Empédocles, Anaxágoras e, por fim, os atomistas tentaram 
explicar a aparente mutação e multiplicidade do mundo através de uma reinterpretação e 
modificação do monismo absoluto de Parmênides - a realidade sendo una, imóvel e 
imutável- em termos de sistemas mais pluralistas. Cada um desses sistemas adotava o 
conceito de Parmênides, segundo o qual o real não poderia em última análise vir a ser 
ou desaparecer, mas interpretava o aparente nascimento e destruição dos objetos 
naturais como consequência de múltiplos elementos fundamentais imutáveis que - 
somente estes - seriam verdadeiramente reais e se combinavam e descombinavam 
diversificadamente para formar os objetos do mundo. Esses elementos, em si, não 
existem nem desaparecem, apenas suas combinações em constante mutação estão 
sujeitas a essa mudança. Empédocles postulava quatro elementos primários essenciais: a 
terra, a água, o ar, e o fogo - que eram eternos, uniam-se e separavam-se pelas forças 
primárias do Amor e da Discórdia. Anaxágoras propunha que o Universo se constituísse 
de um número infinito de minúsculas sementes qualitativamente diferentes. Em vez de 
explicar o movimento da matéria em termos de forças cegas quase míticas (como o 
Amor e a Discórdia), preconizava a ideia da Mente primordial transcendental (Nous), 
que colocava o Universo em movimento e dava-lhe forma e ordem. 
 
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No entanto, o mais abrangente sistema em meio a essas novidades foi o do 
atomismo. Tentando completar a busca dos jônicos por uma substância elementar 
constituinte do mundo material e ao mesmo tempo derrotando o argumento de 
Parmênides contra a mudança e a multiplicidade, Leucipo e seu sucessor Demócrito 
construíram uma explanação complexa de todos os fenômenos em termos puramente 
materialistas: o mundo compunha-se exclusivamente de átomos materiais existentes por 
si só, sem causa aparente e inquebrantáveis - uma substância unitária imutável, como 
exigia Parmênides, embora de número infinito. Essas minúsculas partículas invisíveis e 
indivisíveis moviam-se permanentemente num vazio sem limites e, por meio de suas 
colisões inteiramente casuais e combinações diversificadas, produziam os fenômenos do 
mundo visível. Os átomos eram qualitativamente idênticos, apenas diferiam em forma e 
tamanho - ou seja: em termos quantitativos e, portanto, mensuráveis. Demócrito ainda 
respondeu à objeção de Parmênides, afirmando que o que "não é" poderia sim, existir, 
no sentido de ser um vazio - um espaço desocupado, mas real, que proporcionava lugar 
para que os átomos se movimentassem e se combinassem. Os átomos eram 
movimentados mecanicamente, não por alguma inteligência como o Nous, mas pelo 
acaso cego da necessidade natural (ananke). Todo o conhecimento humano 
simplesmente provinha do impacto dos átomos materiais sobre os sentidos. Entretanto, 
grande parte das sensações humanas, como quente e frio ou amargo e doce, não 
derivavam das qualidades inerentes dos átomos, mas da "convenção" dos seres 
humanos. As qualidades eram percepções humanas subjetivas, pois os átomos apenas 
possuíam diferenças quantitativas. O real era a matéria no espaço, os átomos 
movimentando-se ao acaso no vazio. Quando um homem morria, sua alma perecia; mas 
a matéria se conservava e não perecia. Apenas mudavam as combinações dos átomos - 
os mesmos átomos continuavam colidindo e formando corpos diferentes em diversos 
estágios de expansão e diminuição, de conglomeração e rompimento, assim criando e 
dissolvendo no tempo um número infinito de mundos por todo o vazio. 
 
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No atomismo, o resíduo mitológico da substância auto-animada - sustentado 
pelos primeiros filósofos - estava agora inteiramente eliminado: só o vazio provocava os 
movimentos casuais dos átomos, que eram totalmente materiais e desprovidos de ordem 
ou objetivo divino. Para alguns, esta explicação era considerada o mais lúcido esforço 
racional para evitar as distorções da subjetividade e dos desejos humanos, apreendendo 
assim os mecanismos singelos do Universo. Para outros, no entanto, muito fora deixado 
sem solução - a questão das formas e sua duração, a questão do objetivo do mundo, a 
necessidade de uma resposta mais satisfatória para o problema de uma primeira causa 
do movimento. Parecia estar ocorrendo avanços significativos na compreensão do 
mundo, ainda que muito do que era dado como certo na cultura primitiva anterior à 
Filosofia agora se tornasse problemático. 
- Anaxágoras – (500 a 428): 460 A.C. surge o conceito da mente universal 
(Nous). 
- Parmênides – 470 A.C. postula a tese da oposição lógica entre as aparências e a 
imutável realidade unitária. 
- Empédocles – 490 a 430 – o universo é composto pela combinação em 
diferentes proporções de quatro “raízes” (depois se tornou elementos): água, ar, terra e 
fogo, imóveis e imutáveis. 
- Leucipo – século V A.C. – criador do atomismo antigo 
- Demócrito – 460 a 370 A.C. – seguidor de Leucipo na criação do atomismo. 
 
Trecho extraído do A EPOPÉIA DO PENSAMENTO OCIDENTAL. Tarnas, Richard, 
editora Bertrand Brasil. Rio de Janeiro. Sexta edição. 2003. p.36,37 
 
Estrutura 
 
 Átomo: do grego – sem divisão. 
 Constituinte universal da matéria (concepção grega), porém, foi inglês John 
Dalton em 1808 que introduziua ideia científica do átomo. Baseou-se nas leis ponderais 
das reações químicas, que já haviam sido observadas. 
 Resumidamente: 
 
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a) Todo átomo é uma minúscula partícula material indestrutível (massa e 
dimensões inalteráveis). 
b) Átomos do mesmo elemento químico são idênticos entre si. 
c) Os diversos átomos podem combinar-se entre si, resultando em diferentes 
espécies de matéria. 
Exemplo: Cloro (Cl) – gás cloro (Cl2) ou Sódio (Na) + Cloro – Sal de cozinha 
(NaCl). 
Na visão de Dalton a matéria era um aglomerado de átomos (bolinhas 
indivisíveis) colados uns aos outros (doce de sagu) que se combinavam na proporção de 
1:1, denominando-se de moléculas. 
 Os trabalhos de Gay-Lussac e Avogadro demonstraram que os átomos se 
combinam em diferentes proporções. 
 A indivisibilidade do átomo foi questionada por Ernest Rutherford que 
conseguiu demonstrar a existência de partículas α e β e raios γ nos fenômenos 
radiativos. 
Proposições: 
a) O átomo deve ser constituído de uma parte central (núcleo) e deve ter carga 
positiva, pois repele as partículas α, que possuem carga positiva. 
b) Pela análise do n° de partículas que sofrem desvios em relação as que 
atravessam normalmente “o tamanho do núcleo deve ser extremamente pequeno 
em relação ao átomo”. Os cálculos indicam: raio do núcleo = 1/10.000 (10-4) a 
1/100.000(10-5) do raio do átomo. 
c) Se o átomo possuísse só carga negativa, ficaria muito positivo, por isso 
Rutherford admitiu que houvesse elétrons para equilibrar as cargas. Porém para 
que houvesse equilíbrio dinâmico “os elétrons devem girar ao redor do núcleo, 
em órbitas circulares”. 
Questão para reflexão: 
 
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 Segundo Maxwell no magnetismo qualquer carga elétrica acelerada emite 
energia em forma de onda eletromagnética. Logo, o elétron deveria perder energia, 
porque Ec = 1/2 m.V2, portanto velocidade reduziria. Para manter a velocidade teria 
que reduzir o raio da trajetória devido a Vtang.= ¶D x n. 
Qual a consequência para a estrutura? 
 Os postulados de Bohr (físico dinamarquês Niels Bohr) são baseados na 
mecânica quântica: 
a) “Os elétrons giram em redor do núcleo em órbitas circulares bem 
definidas e, espontaneamente, ao fazê-lo, eles não irradiam energia. ” 
b) “Quando um elétron passa e uma órbita para outra, ele emite ou absorve, 
determinada energia dada pela expressão: 
ΔE = h.f onde: 
 h – constante de Planck = 6,6.10-3 erg.seg 
 f – frequência da radiação absorvida ou emitida 
A energia “absorvida ou emitida por um elétron” é sempre de um fóton. 
 
Camadas eletrônicas ou níveis eletrônicos 
 
 São regiões de maior ou menor distância ao núcleo do átomo e se relacionam 
com o nível ou estado energético do elétron, sendo que cada camada pode ter um 
máximo de elétrons. 
Distribuição eletrônica 
 
Os átomos até hoje conhecidos tem 7 camadas de estabilidade que são: K, L, M, 
N, O, P e Q. 
 
 
 
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Regra de distribuição: 
 
1) As camadas são preenchidas na ordem K, L, M,..., sucessivamente. Nessa ordem 
coloque o número máximo de elétrons que aceita cada camada até completar o 
total de elétrons do átomo. 
2) Verifique o número de elétrons na camada mais externa. 
- Cancelar esse número e deixe apenas 8 ou 18 elétrons, isto é, aquela que 
imediatamente inferior ao cancelado. 
- A diferença entre o número cancelado e 8 ou 18 (imediatamente inferior), deve ser 
escrito na camada seguinte. 
3) Se a nova camada com mais de 8 elétrons, deve-se repetir a operação a partir do 
item 2. 
Exemplo: 
Configuração eletrônica do átomo de cálcio: Z= 20 
K = 2, L = 8 e M = 10, então M = 8 e N = 2 (≠ 10-8) 
 
Camada Nº elétrons (máx.) 
K 2 
L 8 
M 18 
N 32 
O 32 
P 18 
Q 8 
 
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A regra não é válida para os elementos de transição que se constituem nos 
elementos com uma das camadas (última ou antepenúltima) que possuem subnível 
incompleto. 
Exemplo: 
A – 2-8-18-18-7 (não de transição) 
B – 2-8-18-14-1 (transição) 
 
A Evolução da Teoria de Rutherford-Bohr 
 
Para os elementos como o H, deutério e Hélio ionizado a teoria funcionava bem, 
porém para elementos mais complexos com muitos elétrons surgiam dificuldades 
em explicar os espectros resultantes. 
Surgiu a hipótese de que os elétrons com o mesmo número quântico principal n 
podem ter diferentes energias. 
Sommerfeld sugeriu que poderia haver órbitas elípticas com diferentes 
excentricidades para o mesmo número quântico principal n. 
Exemplo: 
Camada “M” - n=3 três tipos de elipses 
Foi introduzido o conceito de 2º. número quântico, chamado de azimutal l. 
O intervalo que l pode assumir vai de 0 a (n-1), logo para N= 4, temos: 
4-1=3, então os valores possíveis para l são: 0, 1, 2 e 3. 
Resultando em 4 elipses, sendo que quanto maior o valor de l mais arredondada a 
elipse (circunferência), maior a energia do elétron. 
Os elétrons descrevem órbitas com diferentes momentos angulares. 
3º. Número quântico – Número quântico magnético (ml) 
Pode-se considerar a trajetória de um elétron com corrente elétrica, portanto 
ocorre um campo magnético perpendicular ao plano da trajetória (elipse ou 
circunferência). 
 
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Quando se coloca um átomo numa região de intenso campo magnético, o vetor 
criado pelo elétron sofre uma orientação, tornando-se paralelo ao campo magnético 
e, ao efetuar “saltos” de elétrons dentro de um campo magnético surgem novos tipos 
de emissões, chamado de “efeito Zeeman” 
Os diferentes vetores têm diferentes orientações, logo acumulam diferentes 
níveis de energia nesses elétrons que depende da intensidade do campo magnético. 
O campo magnético criado pela trajetória do elétron chama-se de momento 
magnético. A cada momento pode-se associar um vetor com orientação espacial e 
recebe o um terceiro número, que se denomina de número quântico magnético com 
valores inteiros no intervalo de –l....,0,..., + l. 
Exemplo: l= 3 tem-se: ml: -3,-2,-1,0,+1,+2 e +3. 
4º. Número quântico – Número quântico de Spin (ms) 
O elétron é considerado uma carga esférica que gira em torno do eixo axial, ou 
seja, é considerado um eletroímã. Logo, vai se orientar dentro do campo magnético 
criado pelo movimento de translação ao redor do núcleo, podendo ser paralelo ou 
antiparalelo. 
Os valores assumidos podem ser -1/2 ou +1/2. 
RESUMO 
a) Número quântico principal --- n = 1,2,3.... 
b) Número quântico secundário (azimutal) --- l = 0,1,2,3..., (n-1) 
c) Número quântico magnético --- ml = -l,..., -1,0, +1,..., +l 
d) Número quântico de Spin --- ms = -1/2 ou +1/2Princípio de Exclusão de Pauli 
 
Num átomo nunca existem dois elétrons com seus quatro números quânticos iguais. 
Exemplo: para a camada L: n = 2 
 
 
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n l ml ms 
2 0 0 - 1/2 
2 0 0 + 1/2 
2 1 -1 - 1/2 
2 1 -1 + 1/2 
2 1 0 - 1/2 
2 1 0 + 1/2 
2 1 +1 - 1/2 
2 1 +1 + 1/2 
 
Na camada L, portanto se admite no máximo 8 elétrons. 
 
Princípio das Incertezas 
 
Jamais poderemos determinar simultaneamente a posição de uma partícula e a 
sua velocidade num dado instante. Isto é, quanto mais exata for a determinação da 
posição de uma partícula, num dado instante, maior incerteza teremos na sua 
velocidade e vice-versa. Logo para um elétron em movimento ao redor do núcleo 
pode-se calcular a energia, porém há indeterminação na velocidade e posição desse 
elétron num dado instante. 
Não é possível estabelecer trajetória como postulou Bohr para um elétron com 
energia e momento angular determinados. O que existe é uma região de máxima 
probabilidade de encontrar um elétron. 
Na camada K há somente um tipo de orbital, que é chamado de “1s” e tem forma 
esférica. 
 
 
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Na camada L, número quântico principal 2 há duas formas de orbitais: “s” e “p”. 
O orbital “2s’ é uma coroa esférica que envolve “1s”. 
Os orbitais “2p” são três: “2px”, “2py” e “2pz” orientados de acordo com o 
sistema de eixos tri-ortogonais. Cada orbital “p” tem a forma de alteres. 
 
O conjunto dos subníveis de mesmo número quântico principal estabelece a 
camada ou nível eletrônico. 
Exemplo: Camada L: 
 
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“2s”-------------“2s” 
“2p”-------------- “2px”, “2py” e “2pz” 
 
Na camada M temos os seguintes subníveis: “3s”, “2p” e “2d”. O subnível “3s” 
constitui-se do orbital “3s”, o qual é uma coroa esférica que envolve “2s”. 
O subnível “3p” é formado pelos orbitais “3px”, “3py” e “3pz também dispostos 
num sistema de eixos tri-ortogonais. 
O subnível “3d” é formado por cinco orbitais “3dxy”, “3dyz”, “3dxz, “3dx2-y2 e 
“3dz2 também dispostos num sistema de eixos tri-ortogonais. Os orbitais “d” tem uma 
forma mais diversificada: quatro deles tem forma de 4 lóbulos de sinais alternados 
(dois planos nodais, em diferentes orientações espaciais), e o último é um duplo lóbulo 
rodeado por um anel (um duplo cone nodal). 
 
 
 
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A camada M tem número quântico principal n=3, sendo os subníveis possíveis: n-3, 
logo l = 0,1 e 2. 
 
Cada subnível recebeu a seguinte denominação: 
l Subnível 
0 s (sharp) 
1 p (principal) 
2 d (difuse) 
3 f (fundamental) 
4 g (teórico) 
5 h (teórico) 
 
Num subnível, enquanto todos os orbitais não receberem o 1º. elétron, nenhum 
deles receberá o 2º. elétron. 
 
Características do átomo 
 
1. Número atômico (Z) 
A carga positiva do núcleo, chamada de carga nuclear, contém praticamente toda 
a massa do átomo, logo depende apenas dos prótons, porque os nêutrons não 
possuem carga elétrica. 
Exemplo: 
Átomo Número de prótons Carga nuclear 
H 1 +1 
O 8 +8 
U 92 +92 
 
 
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De acordo com (IUPAC) o número atômico é colocado acima do átomo que 
representa. Ex. : 
 
2. Número de massa (A) 
É a soma do número de prótons (P) mais os números de nêutrons (N). 
A = Z + N 
Ex.: Na Z = 11 e P = 12 Logo: A = 23 
3. Isótopo 
São aqueles átomos que possuem mesmo número atômico e diferente número de 
massa. 
Exemplo: 
1) Oxigênio A = 16 e Z = 8; Oxigênio A = 17 e Z = 8 
Oxigênio A = 18 e Z = 8 
2) Carbono A = 12 e Z = 6; Carbono A = 13 e Z = 6 e Carbono A = 14 e Z = 6 
4. Isóbaros 
São átomos de números atômicos diferentes, porém com o mesmo número de 
massa. 
1) Cálcio: A = 40 e Z = 20 é isóbaro de Argônio: A = 40 e Z = 18 
2) Carbono A = 14 e Z = 6 isóbaro de Nitrogênio: A = 14 e Z = 7 
5. Isótonos 
São átomos de números atômicos diferentes, com diferentes números de massa e 
com mesmo número de nêutrons. 
Boro: A = 11 e Z = 5 é isótono de Carbono: A = 12 e N = 6 
 
 
 
 
 
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Ligações Químicas 
Imagine-se dois imãs aproximando-se. Se os polos forem contrários surgirá uma 
força de atração entre ambos, unindo-os e formando uma união estável. 
Dois átomos aproximando-se surgem forças de atração, porque a eletrosfera de 
um atrai o núcleo do outro. Se aproximar-se demais haverá repulsão. Logo, há uma 
região de equilíbrio entre atração e repulsão. 
Se o equilíbrio for ESTÁVEL chama-se de: LIGAÇÃO QUÍMICA 
Um átomo ao ligar-se quimicamente para atingir uma configuração estável 
deverá ganhar ou perder elétrons. 
Regra do OCTETO: O átomo adquire estabilidade quando possui 8 elétrons na 
camada periférica. Também estabilizará o átomo que possuir 2 elétrons na camada K. 
Exceções: Existem compostos nos quais os átomos estabilizam com 4, 6, 12, 18 e assim 
por diante. 
Conceito de valência: É a capacidade de combinação dos elementos. 
Exemplo: 
HF – monovalência 
H2O – bivalência 
AlCl3 – trivalência 
Os elétrons que ocupam o último nível energético de um átomo são os 
responsáveis pelas ligações químicas. São chamados de elétrons de valência. 
 São representados por pontos ou cruzes junto ao símbolo do átomo e 
denomina-se símbolo eletrônico. 
Representação (Estrutura de Lewis): 
 
 
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Classificação dos elementos 
1. Gases nobres ou raros: Possuem valência zero (último nível eletrônico 
completo). Não se combinam, são inertes. 
Alguns reagem como o Xe com o F, por exemplo. 
2. Cátions: São os que possuem valência positiva (metais). 
3. Ânions: São os que possuem valência negativa (não-metais). 
Dependendo das forças, dividem-se em: 
 
1) Ligação eletrovalente ou iônica 
É aquela onde os compostos são iônicos. Reação entre cátions e ânions. As 
forças que mantém o equilíbrio são eletrostáticas. 
De maneira geral: 
a) Perdem elétrons (cátions): os átomos com menos de 4 elétrons na última 
camada. 
Exemplo: Metais 
Na – Z= 11 
Configuração: 1s22s22p63s1 perdendo 1eo 1s22s22p6 
 
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 Átomo (Na) íon sódio (Na+) 
b) Ganham elétrons (ânions): os átomos com mais de 4 elétrons na última camada. 
Exemplo: Não-metais 
Cl – Z= 17 
Configuração: 1s22s22p63s23p5 ganhando 1eo 1s22s22p63s23p6 
 Átomo de cloro (Cl) íon cloreto (Cl-) 
 Os cátions são elementos de pequeno potencial de ionização (metais) e os ânions 
tem grande eletronegatividade (ametais ou não-metais). 
 Os cátions estão na tabela nos grupos 1A e 2A, metais alcalinos e alcalinos 
terrosos, respectivamente, enquanto os ânions estão nos grupos 6A e 7A (ametais), 
calcogênios e halogênios, respectivamente. 
 
2) Ligação covalente ou molecular 
É aquela que resulta do emparelhamento dos elétrons entre dois átomos. 
Quando dois átomos eletronegativos reagem entre si, ambos tendem a receber 
elétrons e não a ceder, logo compartilham para atingir uma configuração estável. 
Exemplo: ligação entre dois átomos ametálicos ou átomos de hidrogênio. 
 
1H 1s1 H+ 
 
H+ + H+ H H 1s2 
Formas de ligações covalentes: 
a) Simples: quando há o emparelhamento de apenas um par de elétrons na ligação. 
Exemplo: Molécula de hidrogênio. 
b) Dupla: quando dois pares de elétrons são emparelhados. 
Exemplo: Molécula de oxigênio. 
c) Tripla: quando três pares de elétrons são emparelhados. 
Exemplo: moléculas de nitrogênio. 
↓ 
↑
 
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Representação (Estrutura de Kekulé): 
 
1 traço ( ) – ligação simples 
2 traços (=) – ligação dupla 
3 traços (≡) – ligação tripla 
 
Tipos de ligações covalentes 
 
Eletronegatividade: De acordo com Pauling é a tendência de um átomo de atrair 
elétrons em sua direção, quando combinado, formando um composto. 
 
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a) Apolar 
Quando dois átomos A e B, unidos por uma ligação covalente, A tendo a mesma 
eletronegatividade de B, o par eletrônico ficará a mesma distância de A e B, isto é, 
ligação covalente pura. 
b) Polar 
Quando dois átomos A e B, unidos por uma ligação covalente, A sendo mais 
eletronegativo do que B, o par eletrônico ficará mais próximo de A, isto é, ficará 
maior a densidade eletrônica em torno e A. 
c) Coordenativas ou coordenovalentes ou dativas 
Quando o par de elétrons vem de apenas um dos átomos, sendo que o outro não 
contribui com nenhum elétron. 
Exemplos: 
 
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 Disciplina: Química Tecnológica 
 Professor: Wanderlei O. Gonsalez 
 
 
 
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Caráter de uma ligação 
Quando a diferença de eletronegatividade entre o s átomos ligados é zero, é 
chamada de covalente apolar e, quando a diferença for maior do que 1,7, é iônica. 
 
Polaridade das moléculas 
Momento dipolar: É o produto da carga, em módulo, pela distância que separa 
essas cargas. 
µ = Q.d 
Logo quanto maior o valor de µ, mais polar a ligação. 
Se µ = 0 ---- molécula apolar 
Se µ ≠ 0 ---- molécula polar 
 Exemplo: molécula de água e dióxido de carbono. 
 
 
 
 
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 Disciplina: Química Tecnológica 
 Professor: Wanderlei O. Gonsalez 
 
 
 
21 
 
 
Caráter de uma ligação 
Quando a diferença de eletronegatividade entre os átomos ligados é zero, é 
chamada de covalente apolar e, quando a diferença for maior do que 1,7, é iônica. 
 
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 
Período 
 
1 H 2,2 
He 
 
 
2 Li 1,0 
Be 
1,5 
B 
2,0 
C 
2,5 
N 
3,0 
O 
3,5 
F 
4,0 
Ne 
 
 
3 Na 0,9 
Mg 
1,2 
Al 
1,5 
Si 
1,8 
P 
2,1 
S 
2,5 
Cl 
3,0 
Ar 
 
 
4 K 0,8 
Ca 
1,0 
Sc 
1,3 
Ti 
1,5 
V 
1,6 
Cr 
1,6 
Mn 
1,5 
Fe 
1,8 
Co 
1,9 
Ni 
1,8 
Cu 
1,9 
Zn 
1,6 
Ga 
1,6 
Ge 
1,8 
As 
2,0 
Se 
2,4 
Br 
3,0 
Kr 
 
 
5 Rb 0,8 
Sr 
1,0 
Y 
1,2 
Zr 
1,4 
Nb 
1,6 
Mo 
1,8 
Tc 
1,9 
Ru 
2,2 
Rh 
2,2 
Pd 
2,2 
Ag 
1,9 
Cd 
1,7 
In 
1,7 
Sn 
1,8 
Sb 
1,9 
Te 
2,1 
I 
2,5 
Xe 
 
 
6 Cs 0,7 
Ba 
0,9 * 
Hf 
1,3 
Ta 
1,5 
W 
1,7 
Re 
1,9 
Os 
2,2 
Ir 
2,2 
Pt 
2,2 
Au 
2,4 
Hg 
1,9 
Tl 
1,8 
Pb 
1,9 
Bi 
1,9 
Po 
2,0 
At 
2,2 
Rn 
 
 
7 Fr 0,7 
Ra 
0,9 
** 
 
Rf 
 
Db 
 
Sg 
 
Bh 
 
Hs 
 
Mt 
 
Ds 
 
Rg 
 
Uub 
 
Uut 
 
Fl 
 
Uup 
 
Lv 
 
Uus 
 
Uuo 
 
 
 
 
 
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22 
 
 
 
 
Sendo 1 D (Debye) = 3,34 x 10-30 C.m 
3) Ligação metálica 
As substâncias metálicas podem ser consideradas como constituídas por um 
conjunto de átomos idênticos unidos por uma ligação especial chamada ligação 
metálica. 
Exemplo: 
1) Na 1s22s22p63s1 
 
Nao o Na 
2) Fe 1s22s22p63s2 3p64s2 3d6 
 
Fe: :Fe 
 
A teoria que explica a ligação metálica deve cumprir dois quesitos: 
 
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23 
 
 
 - Ligação entre um grande número de átomos idênticos num metal puro; 
 - Ligação entre átomos de metais diferentes (ligas metálicas); 
Logo não pode ser baseada em ligações direcionais. 
Muitas propriedades metálicas se mantêm mesmo no estado líquido (Hg) ou em 
solução num solvente adequado (Na em amônia líquida). 
 - A teoria também deve explicar a grande mobilidade dos elétrons; 
 
Teoria dos elétrons livres 
 Drude (1900) imaginou um metal como sendo um retículo cristalino. Explicação 
qualitativa. Porém, falhava quantitativamente. 
 
Problemas do modelo 
O modelo oferecia uma boa explicação para a condutividade de corrente elétrica 
em metais e a condutividade térmica, mas falhava ao não explicar as diferenças entre as 
capacidades caloríficas dos metais em comparação com a dos materiais isolantes. 
 Num isolante elétrico, esperava-se que a capacidade calorífica fosse zero, porque 
não existem elétrons livres. Contudo, os metais e os isolantes elétricos possuem 
aproximadamente a mesma capacidade calorífica à temperatura ambiente. 
 
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Teoria da ligação de valência 
 Considera um metal simples como Li, estrutura CCC com 8 vizinhos próximos e 
mais 6 no nível seguinte a uma distância um pouco maior. 
Diversos arranjos são possíveis: 
 Li Li–Li Li Li–Li Li–Li 
 
 Li Li–Li Li Li–Li Li–Li 
 
Teoria dos orbitais moleculares ou das bandas 
Configuração do átomo de lítio: 
 1s 2s 2p 
 
 
 
↑↓ ↑ 
 
Metais 
 Semicondutores 
Isolantes 
 
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25 
 
 
A molécula Li2 existe sob a forma de vapor – ligação OAs 2s. 
Pré-requisito para propriedades metálicas – OAs vazios. C excitado, N, O, F e Ne – 
não tem OAs vazios na camada de valência e todos são não metais. 
Os OAs vazios podem formar ligações adicionais de duas maneiras: 
 1) Formação de ligação coordenadas: recebem pares isolados de elétrons de 
outros átomos ou ligantes. 
 2) Aglomerado (cluster): cada átomo compartilha seus elétrons com diversos 
vizinhos e participando também dos elétrons destes. 
 
Condutores, isolantes e semicondutores: 
Condutores elétricos (metais): 
 A banda de valência está ou apenas parcialmente preenchida ou existe uma 
sobreposição das bandas de valência e de condução. 
 
 
 
 
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26 
 
 
Isolantes elétricos (não-metais): 
 A banda de valência está completa e não ocorre perturbação envolvendo níveis 
dentro da própria banda. 
 Há uma diferença de energia entre a banda de valência e a banda vazia mais 
próxima (gap). 
 Os elétrons não podem ser promovidos para o nível vazio. 
Semicondutores elétricos: 
 Os semicondutores intrínsecos são basicamente isolantes, porém devido ao 
intervalo de energia entre as bandas adjacentes ser muito pequeno a energia térmica ou 
elétrica promove um pequeno número de elétrons da banda de valência para a banda de 
condução vazia. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Diferenças de energia no diamante, Si e Ge 
Elemento Diferenças de energia 
 (kj.mol-1) 
 
C 502 
 
Si* 100 
 
Ge* 67 
 
* Semicondutores. 
 
4) Ligação intermolecular 
São as ligações que ocorrem entre moléculas. A probabilidade de haver ligação 
é maior nos estados líquido e sólido, porque no gasoso estão muito isoladas. 
 As forças intermoleculares afetam diretamente o ponto de fusão e ebulição das 
substâncias. 
 
 Provocam 
 
 
 
 
 
 
Forças intermoleculares 
a) Forças de Van der Waals 
São forças de fraca intensidade que podem ser divididas em: 
Ligações 
Intermoleculares 
fortes 
PF 
elevado 
PE 
Quanto + polar 
a ligação + fácil a liquefação 
da substância 
 
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28 
 
 
- Dipolo-dipolo: Ocorre entre moléculas polares. 
A atração se dá pela atração polos contrários, isto é, o polo positivo de uma 
molécula atrai o polo negativo de outra. 
PEHBr =-73◦C 
 
 
- Dipolo induzido-dipolo induzido: Ocorre entre moléculas apolares. 
Como os elétrons estão em movimento na eletrosfera, sofrem deformações 
momentâneas, formando dipolos instantâneos (intervalo de tempo muito curto). 
Quando duas moléculas apolares estão muito próximas pode ocorrer uma fixação 
desses dipolos instantâneos, assim se forma o dipolo induzido. 
b) Pontes de hidrogênio 
São forças intensas (maiores que as de Van der Waals) encontradas nas ligações 
entre moléculas polares. 
Exemplos: HF, H2O 
 
 
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29 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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30 
 
 
Resumo das Propriedades das Substâncias 
 
 
 
Funções inorgânicas 
 
 São grupos ou famílias de substâncias simples com propriedades semelhantes. 
 São divididas em: 
1. Ácidos 
2. Hidróxidos (bases) 
3. Óxidos 
4. Sais 
5. Hidretos 
 
 
 
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31 
 
 
Ácidos 
 
No presente momento consideraremos o seguinte conceito de ácido, que é 
bastante restrito, contudo para os propósitos é adequado. Então, ácido é toda 
substância cuja fórmula se inicia com o elemento hidrogênio. 
Podemos dividir os ácidos em: 
 a) Hidrácidos: não oxigenados. 
 Notação geral: Hx E 
 b) Oxiácidos: oxigenados. 
 Notação geral: Anidrido + Água = oxácido 
 HxEzOy 
 Exemplo: CO2 + H2O H?C?O? 
 
Regra: 
a) No reagente há dois átomos de hidrogênio, logo deverá haver no oxácido 2 
átomos de H no produto. 
b) Três átomos de O, idem no produto. 
c) Um átomo de C: idem no produto. 
 Então temos: H2CO3 
Ácidos e bases 
1. Teoria de Arrhenius (conceito aquoso) 
 a) Ácido é qualquer substância química que pode formar íons H+ em solução 
aquosa. 
Exemplo: 
 HCl + H2O H3O+ + Cl- 
 Igualmente o CO2 é um ácido, porque reage com a água: 
 CO2 + H2O H2CO3 
 H2CO3 H3O+ + HCO3- 
 
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32 
 
 
Em geral, os óxidos de não-metais reagem com a água, resultando em soluções 
ácidas. Tais óxidos são chamados de anidridos ácidos. 
 b) Base é qualquer substância química que pode formar íons OH- em solução 
aquosa. 
 Exemplo: H2O 
 NaOH(s) Na+ + OH- 
 NH3 + H2O NH4+ + OH- 
Analogamente aos ácidos, os óxidos (metálicos) também sofrem reação com 
água para formar hidróxidos (bases). São os anidridos básicos. 
 
 Na2O + H2O 2 NaOH(aq) 
 
PROPRIEDADES – ÁCIDOS E BASES 
 
PROPRIEDADES EM COMUM DE ÁCIDOS E BASES: 
 - Alteram as cores de pigmentos vegetais de modo específico; 
 - Ácido muda a cor do papel tornassol azul para vermelho; 
 - Limão adicionadoao chá muda sua cor; 
 - Ácido neutraliza o efeito da base; 
 - Base muda a cor do papel tornassol vermelho para azul; 
 - Base muda a cor da fenolftaleína para rosa; 
- Base neutraliza o efeito do ácido; 
 
 
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33 
 
 
 Intervalo de viragem 8,0 a 9,5 
 
PROPRIEDADES – ÁCIDOS: 
 
• Sabor azedo; 
• Reagem com base, sofrendo neutralização e formando sal e água; 
• Reagem com metais para produzir gás H2; 
• Dissolvem metais; 
• Reagem com carbonatos para produzir CO2; 
• São eletrólitos, ou seja, em solução aquosa conduzem corrente elétrica; 
 
 
PROPRIEDADES – BASES: 
• Sabor amargo; 
• Cáustico, podem corroer ou destruir o tecido vivo; 
• Sensação de escorregadio ou ensaboado; 
• Reagem com ácidos, sofrendo neutralização, e formando sal e água; 
HCl + NaOH NaCl + H2O 
• São eletrólitos, ou seja, em solução aquosa conduzem corrente elétrica; 
 
ÁCIDO – CLASSIFICAÇÃO E NOMENCLATURA 
Quanto à presença de oxigênio são classificados como: 
 a) Oxi-ácidos - os que contém oxigênio; 
 b) Hidrácidos – os que não contém oxigênio; 
 
Nomenclatura: 
a) Oxi-ácidos: 
 
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34 
 
 
Ânion Ácido 
Eto Ídrico 
Ato Ico 
Ito Oso 
 
a.1) Nox fixo - terminação em ICO 
 Ácido + nome do elemento + ICO 
 Ex.: H2CO3 → ácido carbônico 
 H3BO3 → ácido bórico 
 
a.2) Nox variável - ICO (nox maior); OSO (nox menor) 
 Ácido + nome do elemento + ICO (nox maior) ou OSO (nox menor). 
 HNO3 → ácido nítrico H2SO4→ ácido sulfúrico 
 HNO2 → ácido nitroso H2SO3 → ácido sulfuroso 
 
Formam-se três ou quatro oxiácidos 
Ácido per.......................ICO 
Ácido.............................ICO 
Ácido.............................OSO 
Ácido hipo.....................OSO 
 H+1ClO4-2 → ácido perclórico. 
HClO3 → ácido clórico. 
HClO2 → ácido cloroso 
HClO → ácido hipocloroso 
b) Hidrácidos 
 ácido elemento + ÍDRICO 
 HF → ácido fluorídrico 
 
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 HBr → ácido bromídrico 
Metais que formam ácidos: 
HMnO4 – ácido permangânico 
H2CrO4 – ácido crômico 
H2MnO4 - ácido mangânico 
H2Cr2O7 – ácido dicrômico 
ÁCIDO – IONIZAÇÃO: 
 
Monoácidos: um hidrogênio ionizável 
 Ex: H3PO2, HClO4 , HNO3 
Diácidos: dois hidrogênios ionizáveis 
 Ex: H2CO3, H3PO4, H2SO4 
Triácidos, tetraácidos, igualmente 
 Hidrácidos – todos os hidrogênios são ionizáveis 
 Oxi-ácidos – somente os hidrogênios ligados ao oxigênio são ionizáveis 
 
ÁCIDO - FORÇA 
Grau de ionização de um ácido: 
 
 Onde: 
 α = grau de ionização 
 ηi = n° de moléculas ionizadas 
 ηd = n° de moléculas dissolvidas 
Os ácidos podem ser classificados de acordo com α. 
Ácidos fortes α > 50% HClO4 
 
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36 
 
 
 HCl 
 HNO3 
 H2SO4 
Ácidos moderados 5% < α < 50% H3PO4 
 HF 
Ácidos fracos α < 5% H2CO3 
 H3BO3 
 HCN 
 
Para os oxi-ácidos: faz-se a diferença entre o número de átomos de 
oxigênio e o número de átomos de Hidrogênio. 
 Se a diferença for igual a: 
 2 ou 3 – forte 
 1 – moderado 
 0 – fraco 
Exemplos: 
 HClO4 : 4 – 1 = 3 (forte) H3PO4 : 4 – 3 = 1 (moderado) 
 H2SO4 : 4 – 2 = 2 (forte) H3BO3 : 3 – 3 = 0 (fraco) 
 Exceção: H2CO3 – ácido fraco (α: 0,18%) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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37 
 
 
Hidróxidos (bases) 
Classificação e Nomenclatura 
Bases de metais de carga fixa: 
Elementos metálicos Carga em ligação iônica 
 Alcalino +1 
 Alcalinos terrosos +2 
 Prata +1 
 Zinco +2 
 Alumínio +3 
 hidróxido de ___________ (Sistema Stock) 
 nome do metal 
 Bases de metais de carga variável: 
 Todos os demais metais: Ex: Cu, Hg, Au, Fe, Ni, Cr, Co, Sn, Pb, Mn 
A utilização dos sufixos está caindo em desuso, contudo ainda encontramos 
nos textos de química. 
 No sistema de Stock (recentemente adotado) o estado de oxidação do 
elemento é indicado pelo algarismo romano escrito após o nome do elemento. 
 Assim, tem-se: Cobre I e Cobre II e para os cromos com valência +2 e 
+3, Cromo II e Cromo III. 
hidróxido de _______+ carga do cátion (algarismos Romanos) 
 nome do metal 
 Outro modo: carga menor: hidróxido ……+ oso 
 hidróxido ……+ ico 
 Base de Arrhenius: NH3 (composto molecular): 
 
 NH3(g) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq) 
 
Classificação quanto ao número de hidroxilas: Monobases, dibases, tribases, etc.. 
 
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38 
 
 
Bases – Força 
 
 Similarmente aos ácidos, a maioria das bases é fraca. 
 A força de uma base depende de sua tendência de aceitar um próton pelo 
íon OH. 
 Por exemplo, o odor de peixe morto é devido a aminas, que são bases 
fracas por decomposição anaeróbia de compostos nitrogenados. 
 Bases Fortes: bases de metais alcalinos e alcalino-terrosos [exceto 
Mg(OH)2] 
Bases Fracas: as demais [incluindo Mg(OH)2 e amônia] 
 
Sais 
 
São o produto da reação entre um radical ácido e um metal ou cátion 
amônio. 
Notação geral: Mex Ry MeyRx 
 
São compostos iônicos resultantes da neutralização entre ácidos e bases 
com eliminação de água. 
O cátion vem da base 
O ânion vem do ácido 
Ex: HCl + NaOH → NaCl + H2O 
Reação de Neutralização: H+ + OH- → HOH 
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O 
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + H2O 
 
 
 
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39 
 
 
Sais – Nomenclatura 
_____________________ de_____________ _______________ 
nome do ânion nome do metal se metal de carga 
 variável, acrescentar a carga (Romanos) 
 
 Sais Hidratados: Água de cristalização ou água de hidratação é a 
água que se encontra dentro do retículo cristalino. 
 Cada hidrato constitui um composto diferente, com estrutura 
cristalina própria. 
 Exemplos: 
 CaSO4. 2 H2O – sulfato de cálcio di-hidratado (gesso) 
 CuSO4. 5 H2O – sulfato de cobre II penta-hidratado 
 Na2SO4. 10 H2O – sulfato de sódio deca-hidratado 
Muitos hidratos perdem água ao serem aquecidos CaCl2.6H2O, por 
exemplo, sofre desidratação progressiva, formando compostos com 4, 2, 1 ou 
nenhuma molécula de H2O (CaCl2 anidro). 
Compostos anidros tem aplicação como agentes desidratantes, pois eles 
tendem a recuperar a água perdida. 
Hidrogeno-sais - Neutralização parcial do ácido: 
 NaH2PO4 – di-hidrogeno-fosfato de sódio ou fosfato diácido de 
sódio 
 Na2HPO4 – hidrogeno-fosfato de sódio ou fosfato ácido de sódio 
 Hidróxi-sais - Neutralização parcial da base: 
 Al(OH)2Cl – di-hidróxi-cloreto de alumínio ou cloreto dibásico de 
Al 
 Al(OH)Cl2 – (mono)hidróxi-cloreto de alumínio ou cloreto 
(mono)básico de Al 
 
 
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40 
 
 
Óxidos 
 
São aquelas substâncias formadas por dois tipos de elementos, sendo um 
deles o oxigênio. 
 Notação geral: E+O-2 = E2Ox 
Exemplo: 
 
1) Lítio + Oxigênio = Li2O 
2) Magnésio + Oxigênio= MgO 
3) Alumínio + Oxigênio = Al2O3 
4) Ferro+2 + Oxigênio = FeO 
5) Ferro+3 + Oxigênio = Fe2O 
Nestes compostos o oxigênio é o mais eletronegativo. 
Óxidos Moleculares – Não-metal +oxigênio (lig. covalente) 
Nomenclatura 
 mono mono 
 di+ óxido de di+ elemento 
 tri tri 
 CO → monóxido de carbono 
 CO2 → dióxido de carbono 
 NO2 → dióxido de nitrogênio 
 N2O → monóxido de dinitrogênio 
 N2O3 → trióxido de dinitrogênio 
Óxidos Iônicos - Metal + oxigênio (lig. iônica) 
 Exceções: Mn2O7, MnO3 e CrO (covalentes) 
 
 
 
 
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41 
 
 
Nomenclatura 
 
 Óxido de (elemento) + carga do cátion (algarismos Romanos) – se tiver carga 
variável: 
 - Carga menor – óxido de (elemento) + oso 
 - Carga maior - óxido de (elemento) + ico 
Na2O → óxido de sódio 
CaO → óxido de cálcio 
Al2O3 → óxido de alumínio 
K2O → óxido de potássio 
MgO → óxido de magnésio 
Au2O3 → óxido de ouro-III ou áurico 
Cu2O → óxido de cobre-I ou cuproso 
Fe2O3 → óxido de ferro-III ou férrico 
PbO → óxido de chumbo-IV ou plúmbico 
 
Óxidos Ácidos ou Anidridos 
 
 Óxidos que podem ser obtidos a partir da desidratação de um ácido. 
 
 H2SO4 – H2O → SO3 (anidrido sulfúrico ou trióxido de enxofre) 
 
 Nomenclatura: anidrido __________________________ 
 nome do ácido que origina o óxido 
 Óxidos ácidos reagem com a água formando ácido. 
 Ex.: SO3 + H2O → H2SO4 
 Óxidos ácidos reagem com bases formando sal e água. 
 
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 Disciplina: Química Tecnológica 
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 Ex: SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O 
 
Óxidos básicos 
 
 Óxidos que podem ser obtidos a partir da desidratação de uma base. 
 
 Ex: NaOH - H2O → Na2O 
 
 Óxidos básicos reagem com a água formando base. 
 Ex: Na2O + H2O → NaOH 
 Óxidos básicos reagem com ácidos formando sal e água. 
 Ex: Na2O + 2 HCl → 2 NaCl + H2O 
 
Óxidos neutros ou indiferentes 
 
 Não reagem com água, ácidos ou bases. 
 CO, NO e N2O 
 
Óxidos anfóteros 
 
 Reagem com ácidos ou bases formando sal e água. 
 Não reagem com água. 
Exemplos: ZnO, Al2O3, SnO, SnO2, PbO e PbO2. 
 ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O 
 ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O 
 Zincato de sódio 
 
Peróxidos (NOx-1): H2O2, Na2O2 
 
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Superóxidos (NOX -1/2): KO2, RbO2, CsO2 
 
 Na2O4 ou NaO2 → superóxido de sódio 
CaO4 → superóxido de cálcio 
Os superóxidos são de fácil formação, basta aquecê-los em atmosfera de O2. 
 K(s) + O2(g) → KO2(s) 
 Os superóxidos são sólidos cristalinos alaranjados extremamente oxidantes. 
Oxidam a própria água. 
 2 KO2(s) + H2O → O2(g) + HO2- + OH- + 2 K+ 
 
Hidretos 
 
São compostos constituídos por dois elementos, sendo um deles o hidrogênio. 
Notação geral: EHx 
 Exemplo: NaH, MgH2 
 
 
 
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Equação química: 
 
É a representação gráfica e abreviada de uma reação química. Sendo formada 
por dois membros: 
 - 1º. Membro – constitui-se de substâncias chamadas reagentes, gerando: 
 - 2º. Membro – substâncias denominadas produtos. 
 A equação química expressa o fenômeno tanto qualitativo, quanto quantitativo, 
isto é, indica tanto as substâncias que reagiram, os produtos resultantes, quanto a 
quantidade envolvida na reação. 
Exemplo: 
 N2 + 3H2 2NH3 
AgNO3 (aq) + HCl(aq) HNO3 (aq) + AgCl 
CaCO3 (s) Δ CaO + CO2 
Lei da conservação da massa: a matéria não pode ser perdida em nenhuma 
reação química. 
 
 
 
 
 
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Regras gerais: 
1) Equilibre os átomos dos metais 
2) Equilibre os átomos dos ametais 
3) Equilibre os átomos de hidrogênio 
4) Equilibre os átomos de oxigênio 
 
Principais tipos de reações químicas 
1) Reação de Síntese 
São também chamadas de reações de combinação ou adição, onde duas ou mais 
substâncias combinam-se para formar (sintetizar) uma nova substância. 
 1.1) Síntese parcial – quando os reagentes são substâncias simples. 
 Exemplo: Ca + [O] CaO 
 1.2) Síntese total – quando os reagentes têm pelo menos uma substância composta. 
 Exemplo: 2CO + O2 2CO2 
2) Reação de análise ou decomposição 
São aquelas em que uma única substância é decomposta em duas ou mais 
substâncias diferentes. 
Podem ser: 
 2.1) Pirólise – decomposição pelo calor. 
 Exemplo: 
2HgO 2 Hg + O2 
 Δ 
 2.2) Eletrólise – decomposiçãopela corrente elétrica. 
 Exemplo: 
 2 NaCl(fundido) 2Na + Cl2 
 2.3) Fotólise – decomposição pela luz 
Exemplo: 
H2O2 H2O + O2 
 
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3) Reações de simples troca 
São conhecidas também como de deslocamento ou se substituição simples, onde 
uma única substância simples reage com uma substância composta, gerando outra 
substância simples e outra composta. 
Exemplo: HCl + Zn ZnCl + H2 
4) Reação de dupla troca 
Ocorrem entre substâncias compostas. 
Exemplo: HCl + NaOH NaCl + H2O 
 
Estequiometria 
 Do grego: stoicheion = elemento e metrein = medir 
 A massa atômica é dada em u.m.a. 
Exemplo: 
Átomo Massa atômica (u.m.a.) Números de massa 
 
1,01 1 
 
 
2,01 2 
 
12,0 12 
 
15,9 16 
 
 Átomo-grama: a massa atômica de um elemento químico expressa em gramas é 
denominada de átomo-grama. 
Exemplo: a massa atômica do C = 12 u.m.a., logo um átomo-grama de C é 12 
gramas de Carbono 
 
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Número de Avogadro: Em um átomo-grama de qualquer átomo há 6,02.1023 
átomos. 
Exemplos: 
1 atg de Al = 27 g contém 6,02.1023 átomos. 
1 atg de O = 16 g contém 6,02.1023 átomos. 
Massa molecular 
 
 É a relação que há entre a massa da molécula considerada e a massa de 
1/12 do carbono 12 adotado como padrão 
Calcula-se a massa molecular de uma substância, somando-se as massas 
atômicas dos átomos dos elementos que constituem a molécula dessa substância. 
 Exemplo: H2 = 2 O2 = 32 H2O = 18 
 A molécula-grama e fórmula-grama é a própria massa ou fórmula 
expressa em gramas. 
A molécula-grama é abreviada por mol, sendo sua massa 6,02.1023 moléculas. 
Assim, um mol de O2 = 32 g tem 6,02.1023 moléculas de oxigênio ou um mol de H2O = 
18 g tem 6,02.1023 moléculas de água. 
 
Fórmula mínima ou empírica 
É a proporção mínima entre os átomos que formam a substância. Indica os 
elementos da substância, a proporção, porém não confirma a quantidade exata de 
átomos que formam a molécula da substância. 
 Exemplo: glicose (1C:2H:1O) 
 Fórmula mínima: CH2O 
 Qual a composição verdadeira (fórmula molecular)? 
CH2O ou C2H4O2 ou C3H6O3 ou C4H8O4 ou CxH2xOx 
 
Fórmulas mínimas a partir de análises: Análise por combustão 
 
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 As fórmulas mínimas são determinadas pela análise por combustão: 
 
 
C6H12O6 
 
Fórmula molecular e fórmula e mínima de algumas substâncias: 
 
 
 
 
Para certos compostos, quando uma molécula não pode ser reduzida para n° 
inteiros menores, a fórmula molecular é igual a fórmula mínima. 
Substâncias (ligações covalentes) são representadas por fórmulas moleculares se 
for conhecido o n° de átomos de cada um dos elementos. 
 
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 Substâncias não moleculares são representadas pelas fórmulas mínimas. 
Exemplo: compostos iônicos. 
 
Informações quantitativas a partir de equações balanceadas 
 
A equação balanceada fornece o número de moléculas que reagem para 
formar produtos. 
 Interpretação: a proporção da quantidade de matéria de reagente 
necessária para se chegar à proporção da quantidade de matéria do produto. 
 Essas proporções são denominadas proporções estequiométricas. 
 NB: As proporções estequiométricas são proporções ideais. 
 As proporções ideais de reagentes e produtos no laboratório devem ser 
medidas em gramas e convertidas para mols. 
 
 
 
 
 
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Substâncias gasosas 
 
1) O gás não possui forma própria (assume a forma do recipiente que o contém). 
2) O volume ocupado por certa quantidade gás é igual ao volume do recipiente que 
o contém (volume gasoso). 
3) As moléculas estão em constante movimento desordenado, chocando-se contra 
as paredes do recipiente. 
Propriedades de um gás: massa, volume, temperatura e pressão. 
a) Massa de um gás: 
n = m/PM 
b) Volume: 1 L = 1.000 mL ou 1.000cm3 
c) Temperatura: 0 ºC = 273 K 
Relação: K = ºC + 273 
d) Pressão: 1 atm = 760 mm Hg = 76 cm Hg 
 
Lei de Boyle (Lei isotérmica) 
 
 Uma dada massa fixa de um gás, a temperatura constante, ocupa um volume 
inversamente proporcional à pressão exercida sobre ela. 
 Logo, em temperatura e massa constante temos: P1 V1 = P2 V2 
 
Lei de Charles (Lei isobárica) 
 
 Uma determinada massa fixa de um gás, a pressão constante, ocupa um volume 
diretamente proporcional a temperatura absoluta. 
 Logo, em pressão e massa constante temos: V1/T1 = V2/T2 
 
 
 
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Lei geral dos gases 
 Combinando-se a lei de Boyle com a lei de Charles fica: 
P1V1/T1 = P2V2/T2 
 
Transformação isovolumétrica 
 
Lei de Gay-Lussac: mantendo-se a massa e o volume constante a pressão é 
diretamente proporcional a sua temperatura absoluta.
 
É definida por: P1/T1 = P2/T2 
 
Equação de estado (Clapeyron) 
 
 As grandezas de um gás, isto é, massa, volume, pressão, temperatura estão 
relacionadas entre si de acordo com seguinte equação matemática: 
PV = m/PM x RT 
 Sendo: 
P – pressão em atm 
V – volume em L 
m – massa em g 
MM – massa molecular em g/mol 
R – constante dos gases = 0,082 atm.L/mol.K 
T – em K 
Pode-se determinar diretamente a densidade de um gás a partir da equação de 
Clapeyron: 
d = m/V então: d = PM.P/RT 
 
 
 
 
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Cálculo estequiométrico 
 
As condições de pressão de 1 atm = 76 cm de Hg e temperatura de 0 ºC = 273 K 
são chamadas de Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP). 
Volume molar: é o volume ocupado pela massa de 1 mol de uma substância. 
O volume de um mol de qualquer substância nas CNTP é de 22,4 L. 
 
 
Reagente limitante 
 
É o reagente que é completamente consumido numa reação química, pois é o 
que determina a quantidade de produto formada. 
Os demais reagentes são os reagentes em excesso. 
Exemplo: 10 moles H2 e 7 moles O2 
 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) 
2 móis H2 1 mol O210 x = 5 
 
Cálculo de rendimento 
 
Produção teórica: é a produção determinada a partir do consumo total do 
reagente limitante. 
Produção real: é a quantidade obtida na reação, sendo sempre menor do que a 
teórica (nunca será superior). 
 
CR, % = PR x 100 
 Pt 
Exemplo: Considere a seguinte reação: 
2Na3PO4(aq) + 3Ba(NO3)2(aq) Ba3(PO4)2(s) + 6NaNO3(aq) 
 
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Se uma solução de 3,50g Na3PO4 seja misturada a outra com 6,40g de Ba(NO3)2. 
Calcule: 
a) Quanto se forma de Ba3(PO4)2? 
b) Qual o reagente limitante? 
c) Qual o rendimento? 
d) 
Solução 
Se duas ou mais substâncias estão misturadas, a mistura pode ser classificada de 
acordo com o número de fases: 
 a) Homogênea – única fase (monofásica); 
 b) Heterogênea – mais de uma fase (polifásica). 
 Fase: cada parte homogênea de um sistema heterogêneo. 
 São visualmente contínuos e tem as mesmas propriedades em diferentes partes 
da mistura. 
São misturas homogêneas de duas ou mais substâncias puras que possuem 
propriedades uniformes. 
 Exemplo: NaCl dissolvido em água – resultado sistema monofásico (solução). 
 A mistura de sal e açúcar, por menor que sejam o tamanho das partículas não 
será uma solução, pois apresenta duas fases, será apenas uma mistura física. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Tipos de Soluções 
Tipo Exemplo 
Gasosa 
Gás dissolvido em gás Qualquer mistura gasosa 
Líquida 
Gás dissolvido em líquido Qualquer gás dissolvido em água 
Líquido dissolvido em líquido Etanol dissolvido em água 
Sólido dissolvido em líquido Sal dissolvido em líquido 
Sólida 
Gás dissolvido em sólido H2 dissolvido em platina 
Líquido dissolvido em sólido Hg dissolvido em ouro 
Sólido dissolvido em sólido Qualquer liga metálica monofásica (C 
em Fe) 
 
 
Componente de uma mistura: 
 Solvente: em geral é o que está em maior quantidade e o mesmo estado de 
agregação da solução. 
 Tem a capacidade de desagregar os demais componentes. 
 Soluto: componente que se encontra dissolvido no solvente. 
 Comumente há mais de um soluto em uma solução. 
Ex.: 1) Água e sal – solvente e soluto, respectivamente. 
 2) Latão – Cu (solvente – maior quantidade) e Zn (soluto). 
 
 
 
 
 
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O processo de dissolução 
 
 No processo da preparação de soluções com fases condensadas, as forças 
intermoleculares se tornam reordenadas. 
 Considere o NaCl dissolvido em água: 
- As ligações de H da água tem que ser quebradas; 
- O NaCl se dissocia em Na+ e Cl-; 
- Formam-se forças íon-dipolo: Na+ … δ-OH2 e Cl- … δ+H2O; 
- Diz-se que os íons são solvatados pela água; 
- Se a água é o solvente, diz-se que os íons são hidratados. 
 
 
Solubilidade 
Coeficiente de solubilidade (solubilidade): É a capacidade de uma substância de se 
dissolver em outra, formando um sistema estável. 
 Sua medida (grau) descreve a quantidade máxima de soluto que se dissolve em 
um determinado volume de solvente a certa pressão e temperatura. 
 Líquidos Miscíveis: têm geralmente estruturas moleculares semelhantes. 
 Ex.: água (H2O) + metanol (CH3OH) 
 Líquidos Imiscíveis: baixa solubilização. Eles se dispõem em camadas (fases) 
de acordo com sua densidade. 
 Ex.: água e azeite. 
 
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Efeito da temperatura na solubilidade 
 Em geral o aumento da temperatura aumenta solubilidade dos sólidos, mas para 
os gases dissolvidos em líquidos na medida em que aumenta a temperatura da solução 
diminui a solubilidade. 
Tal comportamento é o inverso no que diz respeito ao aumento da pressão. 
 C.S. KNO3 → 246 g/100 mL H2O, 1000C, 1 atm 
 C.S. KNO3 → 13g/100 mL H2O, 00C, 1 atm 
 Unidade: [g soluto/100 mL solvente] ou [g soluto/100 g solvente]. 
 A solubilidade do NaCl é de 36 g/100 g de água a 20°C 
 Sacarose C12H22O11: 204 g / 100 g água a 20° C - massa do soluto muito maior 
 Compostos ligeiramente solúveis: Ca(OH)2: 0,17 g / 100g água a 20° C 
 Compostos escassamente solúveis ou insolúveis: AgCl : 0,0001 g / 100 g água a 
20° C 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Solubilidade dos compostos iônicos em água 
 Regra 
Geral 
Exceções importantes 
 Nitratos Solúveis Nenhuma 
Cloretos, 
brometos ou 
iodetos 
Solúveis Compostos de Ag+, Hg22+, Pb2+ 
Sulfatos Solúveis Compostos de Sr2+, Ba2+, Hg22+ e 
Pb2+ 
Sulfetos Insolúveis Compostos de NH4+ e cátions dos 
grupos I e II 
Carbonatos ou 
fosfatos 
Insolúveis Compostos de NH4+ e cátions do 
grupo I 
Fluoretos Insolúveis Compostos de Ag+, NH4+ e cátions 
do grupo I 
Hidróxidos Insolúveis Compostos de NH4+ , cátions do 
grupo I e Ca2+, Sr2+ e Ba2+ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Solubilidade em função da temperatura para o KNO3 
Temperatura (oC) Solubilidade (g/100 g 
de água) 
0 13,3 
10 20,9 
20 31,6 
30 45,8 
40 63,9 
50 85,5 
60 110,0 
70 138,0 
80 169,0 
90 202,0 
100 246,0 
 
 
 
 
 
 
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Solubilidade em função da temperatura 
 
 
 
 
 
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61 
 
 
Classificação das soluções quanto à natureza das partículas dispersas 
 
 
Solução molecular: As partículas dispersas do soluto são moléculas. A solução 
molecular é também chamada de solução não-eletrolítica e não conduzem a corrente 
elétrica. 
 Exemplo: água e açúcar. 
 
 
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Solução iônica: As partículas dispersas do soluto são íons ou íons e moléculas 
(dependendo do sal ou do ácido). É também chamada de solução eletrolítica e conduz 
corrente elétrica. 
 Os íons são os responsáveis pela condução da corrente elétrica numa solução. 
 Exemplos: água e sal (cloreto de sódio). 
Exemplo: Uma solução saturada de nitrato de potássio (KNO3) constituída, além 
do sal, por 100 g de água, está a temperatura de 60 ºC. 
 Essa solução é resfriada a 25 ºC, ocorrendo precipitação de parte do sal 
dissolvido. 
Dado o gráfico, calcule: 
 
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63 
 
 
 
1) Massa do sal que precipitou? 
As solubilidades: 
- a 60 ºC = 70 g de KNO3 
- a 25 ºC = 40 g de KNO3 
Reduzindo a temperatura de 60 ºC para 25 ºC, precipitarão: 70 g – 40 g = 30 g. 
2) Massa do sal que permaneceu em solução? 
 Permaneceu em solução o valor do coeficiente de solubilidade na temperatura de 
25 ºC, ou seja, uma massa de 40 g. 
 
Solubilidade 
 
Efeitos da pressão 
 A solubilidade de um gás em um líquido é uma função da pressão do gás. 
 
 
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Quanto maior a pressão, mais próximas as moléculas de gás estarão do solvente 
e maior a chance da molécula de gás atingir a superfície e entrar na solução. 
 Logo, quanto maior for a pressão, maior a solubilidade. 
 Se Sg é a solubilidade de um gás, k é uma constante e Pg é a pressão parcial de 
um gás, então, a Lei de Henry fornece: 
 
 
 
As bebidas carbonadas são engarrafadas com uma pressão parcial de CO2 > 1 
atm. 
 Abrindo-se a garrafa, a pressão parcial de CO2 diminui e também sua 
solubilidade. 
 Logo, bolhas de CO2 escapam da solução. 
gg kPS =
 
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SATURAÇÃO 
Saturada: máxima quantidade de soluto capaz de ser dissolvido pelo solvente. 
 Insaturada: contém quantidade de soluto inferior a máxima. 
 Supersaturada: contém uma quantidade de soluto superior a máxima. 
 Diluída: pouco soluto e muito solvente. 
 Concentrada: muito soluto e pouco solvente. 
 
Solução de acetato de sódio: 
 a) adição de um cristal de CH3COONa. 
 b) e c) O excesso de CH3COONa cristaliza-se na solução. 
 
 
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UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO 
São as diversas formas de expressar a concentração de uma solução. 
 
Simbologia empregada: 
m1 = massa do soluto m2 = massa do solvente 
m = massa da solução 
n1 = no de moles de soluto n2 = no de moles do solvente 
n = no moles da solução 
V1 = volume de soluto V2 = volume de solvente 
V = volume da solução 
Concentração molar (Molaridade): É a quantidade de soluto, em mol, 
dissolvidos num volume de solução em litros. 
M = n1 / V = mols/L 
Concentração molal (Molalidade): É o número de mols do soluto pela massa do 
solvente. 
m = n1/ m2 
Concentração normal (Normalidade): É o número de equivalentes do soluto pelo 
volume da solução. 
 
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67 
 
 
N = neq / V 
 
DILUIÇÃO 
Preparo de uma diluição: 
 - Solução estoque ou solução mãe; 
 - Alíquota - Fração da quantidade total de uma solução; 
 - Solução diluída; 
M1.V1 = M2.V2 
M1: concentração molar da solução concentrada 
V1: volume da solução concentrada 
M2: concentração molar da solução diluída 
V2: volume da solução diluída 
EXEMPLO: Considerando a diluição do HCl, que está sob forma de uma 
solução aquosa 12 M. 
 Calcule o volume desta solução original necessário para preparar 2,00 L de HCl 
0,50 M. 
M1 = 12 M V1 =? 
M2 = 0,5 M V2 = 2 L 
 M1.V1 = M2.V2 
V1 = 83 mL 
Termodinâmica 
hérme = calor dy’namis = energia 
 É o estudo das transformações dos materiais e é formada por um conjunto de 
leis. 
 O objetivo é a determinação da “situação” – estritamente, do estado – na 
qual mais nenhuma modificação macroscópica seja percebida, ao que se chama de 
estado de equilíbrio termodinâmico. 
 
L 
Universidade Luterana do Brasil 
ULBRA – Campus Canoas 
 
 
 
 
 
 
 Disciplina: Química Tecnológica 
 Professor: Wanderlei O. Gonsalez 
 
 
 
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 Estado de equilíbrio: é a situação limite para a qual um sistema tende a 
convergir de forma espontânea, a partir de uma determinada situação inicial. 
 
 
Sistemas termodinâmicos 
Sistema: é uma quantidade de matéria de massa e identidades fixas do universo, 
que é objeto do estudo (interesse). 
 O meio externo é chamado de vizinhança, que é separado pelas fronteiras, que 
podem ser móveis ou fixas. 
 Característica: Deve ser macroscópico (muitas partículas). 
 
Classificação: 
Sistema aberto: é aquele que troca matéria e energia com a vizinhança. 
 Sistema fechado: é aquele que não troca matéria com a vizinhança, mas pode 
trocar energia. 
 Sistema isolado: é aquele que não troca matéria nem energia com a vizinhança. 
 Parede: é o que separa o sistema da vizinhança. Pode ser material ou não. 
Fronteiras adiabáticas – impermeáveis ao calor. 
 Fronteiras diatérmicas – permeáveis ao calor. 
 
Funções de estado ou variáveis de estado 
 Definem o estado do sistema, não dependem da história da amostra, como por 
exemplo: massa, volume, temperatura e pressão. 
Dividem-se em: 
 1) Intensivas – Não se alteram com o “tamanho” do sistema. 
 2) Extensivas – aumentam (ou diminuem) o seu valor, acompanhando o aumento 
(ou diminuição) do “tamanho” do sistema. 
 
 
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Universidade Luterana do Brasil 
ULBRA – Campus Canoas 
 
 
 
 
 
 
 Disciplina: Química Tecnológica 
 Professor: Wanderlei O. Gonsalez 
 
 
 
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Ciclo 
É quando, o sistema após passar por vários estados, retorna ao estado inicial. 
 Num ciclo, os valores finais menos os iniciais de qualquer das variáveis de 
estado são necessariamente iguais a zero. No caso contrário, ela é do tipo variável de 
processo. 
 Exemplo: Calor e trabalho são tipicamente variáveis de processo, porque 
dependem do “caminho” (dado pelos diversos estados) seguido entre os estados inicial 
e final. 
Processo: é qualquer troca nas propriedades de um sistema. 
 Reversível: é quando o “caminho” pode ser substituído por uma sucessão de 
estados de equilíbrio, pode-se retornar, isto é, ocorre a