Química aplicada a metalurgia

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1. INTRODUÇÃO A QUÍMICA 
O que é a química? A Química é um ramo das Ciências da Natureza que estuda a matéria, 
suas propriedades, constituição, transformações e a energia envolvida nesses processos. 
A Matéria é o principal objeto de estudo da Química e pode ser definida como tudo aquilo 
que ocupa lugar no espaço e tem massa, ou seja, todo o mundo material ao nosso redor e, 
inclusive, nós mesmos. Independentemente do formato, origem (presente no nosso 
planeta ou no universo) ou se vivo ou morto, não existe nenhum material que esteja fora 
do alcance da Química. 
A Química tem um enorme impacto sobre a tecnologia e a nossa sociedade, pois seus 
estudos desempenham um papel fundamental no desenvolvimento de todos os ramos das 
ciências. Afinal de contas, é por meio do estudo da matéria que podemos entender as 
propriedades e as possíveis transformações que cada substância pode sofrer para, então, 
usar esse conhecimento em nosso benefício. 
2. MODELOS ATÔMICOS 
Quando falamos de átomo, logo nos vêm à mente os diferentes modelos atômicos 
propostos ao longo da história da ciência. Os filósofos gregos primeiramente propuseram 
a ideia de que a matéria era formada de partículas bem pequenas e que essas partículas 
eram indivisíveis. Essas partículas foram denominadas de átomos. 
Embora tenha ficado por muito tempo no esquecimento, a ideia de átomo, ou melhor, a 
ideia da existência de uma partícula que fosse indivisível, reapareceu nos estudos 
realizados sobre as reações químicas no século XIX. 
Com a finalidade de explicar alguns fatos experimentais observados nas reações 
químicas, no ano de 1808, o cientista John Dalton introduziu a ideia de que todo e 
qualquer tipo de matéria seria formado por partículas indivisíveis, denominadas de 
átomos. 
Com o passar do tempo, os estudos ficaram cada vez mais profundos na busca de uma 
explicação concreta, um modelo atômico útil, pois um modelo só é útil enquanto explica 
de forma correta determinado fenômeno ou experimento sem entrar em conflito com 
experimentos anteriormente realizados. 
 
Na busca por um modelo plausível, ou seja, um modelo que melhor explicasse um 
fenômeno, vários modelos foram elaborados, mas somente três deles ganharam destaque. 
São os Modelos de Thomson, Rutherford e Bohr. 
2.1 Modelo Atômico de Thomson 
O modelo atômico de Thomson é conhecido como “pudim de passas” e enuncia que o 
átomo é uma esfera de carga elétrica positiva, não maciça e que nele se encontram cargas 
negativas estáticas distribuídas uniformemente, de modo que sua carga elétrica total é 
nula. 
 
2.2 Modelo Atômico de Rutherford 
Rutherford, com a intenção de aprofundar seus estudos, foi para a Inglaterra submeter-se 
à orientação de Thomson nas investigações sobre as propriedades dos raios X e das 
emissões radioativas. Em seus estudos, ele conseguiu, por meio de experimentos, 
bombardear uma fina lâmina de ouro com partículas alfa (núcleo do átomo de hélio). Ele 
percebeu que a maioria das partículas alfa emitidas atravessava a lâmina sem sofrer 
qualquer desvio. Todavia, uma pequena parte das partículas sofria um desvio. Com isso, 
ele pôde concluir que o átomo possuía um pequeno núcleo e uma grande região vazia. 
Em seu experimento, Rutherford enunciou que os elétrons eram dotados de cargas 
negativas, mas no núcleo se encontravam as cargas positivas. Dessa forma, baseando-se 
no sistema planetário, Rutherford propôs para o átomo de hidrogênio um modelo 
semelhante. 
 
 
2.3 Modelo Atômico de Bohr 
De acordo com Rutherford, em um átomo, os elétrons se deslocavam em órbita circular 
ao redor do núcleo. Porém, esse modelo contrariava a física clássica, que segundo suas 
teorias, o átomo não poderia existir dessa forma, uma vez que os elétrons perderiam 
energia e acabariam por cair no núcleo. Como isso não ocorria, pelo átomo ser uma 
estrutura estável, o cientista dinamarquês Niels Bohr aperfeiçoou o modelo proposto por 
Rutherford, formulando sua teoria sobre distribuição e movimento dos elétrons. Baseado 
na teoria quântica proposta por Plank, Bohr elaborou os seguintes postulados: 
I- Os elétrons descrevem ao redor do núcleo órbitas circulares, chamadas de camadas 
eletrônicas, com energia constante e determinada. Cada órbita permitida para os elétrons 
possui energia diferente. 
II- Os elétrons ao se movimentarem numa camada não absorvem nem emitem energia 
espontaneamente. 
III- Ao receber energia, o elétron pode saltar para outra órbita, mais energética. Dessa 
forma, o átomo fica instável, pois o elétron tende a voltar à sua orbita original. Quando o 
átomo volta à sua órbita original, ele devolve a energia que foi recebida em forma de luz 
ou calor. 
 
 
Questões: 
1. Uma importante contribuição do modelo de Rutherford foi considerar o átomo 
constituído de: 
a) elétrons mergulhados numa massa homogênea de carga positiva. 
b) uma estrutura altamente compactada de prótons e elétrons. 
c) um núcleo de massa desprezível comparada com a massa do elétron. 
d) uma região central com carga negativa chamada núcleo. 
e) um núcleo muito pequeno de carga positiva, cercada por elétrons. 
2. Relacione as características atômicas com os cientistas que as propôs: 
I. Dalton 
II. Thomson 
III. Rutherford 
( ) Seu modelo atômico era semelhante a um “pudim de passas”. 
( ) Seu modelo atômico era semelhante a uma bola de bilhar. 
( ) Criou um modelo para o átomo semelhante ao “Sistema solar” 
3. Ao longo dos anos, as características atômicas foram sendo desvendadas pelos 
cientistas. Foi um processo de descoberta no qual as opiniões anteriores não poderiam ser 
desprezadas, ou seja, apesar de serem ideias ultrapassadas, fizeram parte do histórico de 
descoberta das características atômicas. 
Vários foram os colaboradores para o modelo atômico atual, dentre eles Dalton, 
Thomson, Rutherford e Bohr. Abaixo você tem a relação de algumas características 
atômicas, especifique o cientista responsável por cada uma destas teorias: 
I. O átomo é comparado a uma bola de bilhar: uma esfera maciça, homogênea, indivisível, 
indestrutível e eletricamente neutra. (________________________) 
II. O átomo é comparado a um pudim de ameixas: uma esfera carregada positivamente e 
que elétrons de carga negativa ficam incrustados nela. (________________________) 
 
III. Átomo em que os elétrons se organizam na forma de camadas ao redor do núcleo. 
(________________________) 
III. Átomo que apresenta um núcleo carregado positivamente e ao seu redor gira elétrons 
com carga negativa. (________________________) 
3. ESTRUTURA ATÔMICA 
A estrutura do átomo é formada pelo núcleo, que é constituído por duas partículas 
(prótons e nêutrons), e pela eletrosfera, que detém os elétrons. Os átomos são partículas 
infinitamente pequenas que constituem toda matéria no universo. Ao longo do tempo, a 
ideia de como seria a estrutura atômica foi mudando de acordo com as novas descobertas 
feitas pelos cientistas. 
Um modelo é uma representação da realidade (não a própria realidade), assim, os modelos 
atômicos são representações dos principais componentes do átomo e de sua estrutura e 
explicam determinados comportamentos físicos e químicos da matéria. Isso é feito porque 
ainda não é possível ao ser humano enxergar um átomo isolado nem mesmo com 
ultramicroscópios. 
Para se ter uma ideia do quanto o átomo é pequeno, saiba que a menor partícula visível 
em um microscópio comum contém mais de dez bilhões de átomos! O átomo é tão 
pequeno que, se colocássemos um milhão deles lado a lado, não atingiríamos a espessura 
de um fio de cabelo. Entre os modelos atômicos, o mais usado atualmente para o 
entendimento da estrutura do átomo e suas propriedadesé o de Rutherford-Bohr. Segundo 
esse modelo, a estrutura do átomo é constituída de duas partes principais: o núcleo e a 
eletrosfera. 
 
 
➢ Núcleo: Constituindo-se como a parte central do átomo, ele é compacto, maciço e muito 
denso, além de ser formado pelas partículas de maior massa, que são os prótons e os 
nêutrons. 
 
➢ Prótons: O próton é uma partícula fundamental na estrutura atômica. Juntamente com os 
nêutrons, forma todos os núcleos atômicos, exceto para o hidrogênio, onde o núcleo é 
formado de um único próton. A massa de um átomo é a soma das massas dos prótons e 
nêutrons. Como a massa do elétron é muito pequena (tem cerca de 1/1836,15267377 da 
massa do próton), ela não é considerada para a determinação da massa total do átomo. 
São partículas de carga elétrica positiva (carga relativa = +1) e a sua massa relativa é igual 
a 1. 
O fato de que os prótons formam o núcleo e dão a ele uma carga total positiva foi 
descoberto por Eugen Goldstein, em 1886, através de uma modificação na ampola de 
Crookes e alguns experimentos. Ele viu que, sob voltagens elevadíssimas, apareciam 
emissões (raios anódicos - restos de átomos do gás que estavam dentro da ampola e que 
tiveram seus elétrons arrancados pela descarga elétrica). Ao colocar um campo elétrico 
ou magnético externo à ampola, esses raios eram desviados no sentido do polo negativo. 
Isso significava que existiam partículas subatômicas positivas, que foram chamadas de 
prótons. 
Mais tarde, Ernest Rutherford (1871-1937) realizou seus experimentos o que o levou à 
descoberta da localização do próton: no núcleo. 
➢ Nêutrons: são partículas de massa igual à dos prótons (1), mas como o próprio nome 
indica, eles são neutros, ou seja, não possuem carga elétrica. 
 
Os nêutrons foram descobertos, em 1932, por James Chadwick (1891-1974), que 
percebeu que o núcleo do berílio radioativo emitia partículas neutras com a massa 
praticamente igual à massa dos prótons (na verdade, é um pouquinho maior). 
O diâmetro do núcleo depende da quantidade de prótons e nêutrons que o átomo possui, 
mas, em média, fica em torno de 10-14 m e 10-15 m. 
O núcleo atômico concentra praticamente toda a massa do átomo, sendo uma parte muito 
pequena mesmo: tanto o próton como o nêutron são cerca de 100 mil vezes menores do 
que o próprio átomo inteiro! A título de comparação, imagine que aumentássemos o 
núcleo do átomo do elemento hidrogênio (que possui somente um próton) até o tamanho 
de uma bola de tênis, o elétron mais próximo ficaria a uns três quilômetros de distância! 
Mesmo se um átomo fosse aumentado até ficar da altura de um prédio de 14 andares, seu 
núcleo seria do tamanho de um mero grão de sal no sétimo andar. 
➢ Eletrosfera: É uma região onde os elétrons ficam girando ao redor do núcleo. Apesar de 
ser uma região de volume muito maior que o do núcleo, ela é praticamente vazia, pois 
cada elétron é 1836 vezes menor que 1 próton (ou que 1 nêutron). É por isso que a massa 
do átomo se concentra praticamente toda no núcleo. Os elétrons são partículas de carga 
elétrica negativa (-1). 
Os elétrons foram descobertos, em 1897, por Joseph John Thomson (1856-1940), o 
criador do modelo atômico de Thomson, de forma resumida, ele usou a ampola de 
Crookes já mencionada e percebeu que os raios catódicos eram sempre atraídos pelo polo 
positivo, o que provava que o átomo possuía partículas negativas, que foram chamadas 
de elétrons. 
Os elétrons giram ao redor do núcleo bilhões de vezes por milionésimo de segundo, dando 
forma ao átomo e fazendo-o comportar-se como se fosse sólido. 
 
 
Resumidamente, podemos fazer uma tabela para diferenciar as três partículas 
subatômicas principais que fazem parte da estrutura do átomo: 
 
Os átomos de todos os elementos químicos são compostos por essas três partículas 
subatômicas. O que difere um elemento químico de outro é a quantidade em que essas 
partículas aparecem, principalmente a quantidade de prótons no núcleo, que é chamada 
de número atômico. 
4. ELEMENTO QUÍMICO 
Elemento químico é o conjunto de átomos de mesmo número atômico. O número atômico 
é a quantidade de prótons que um átomo possui em seu núcleo. Desse modo, a menor 
parte ou partícula que conserva as propriedades de um elemento químico é um átomo só 
com aquele determinado número atômico. 
Para entender como isso se dá, pense em uma gota do elemento químico mercúrio (Hg). 
Ela pode ser subdivida em outras gotas menores, que continuarão sendo mercúrio, pois 
conservam as mesmas propriedades. Do mesmo modo, o elemento químico é um conjunto 
de átomos com o mesmo número atômico, mas a menor parte é apenas um átomo. 
Assim, na Tabela Periódica, apresentada em ordem crescente de número atômico, é 
exatamente esse número que identifica e diferencia os elementos químicos uns dos outros. 
Para identificar um elemento químico fora da Tabela Periódica, costuma-se colocar o 
símbolo do elemento no centro, número de massa (A) na parte superior e o número 
atômico (Z) na parte inferior. A figura abaixo mostra como isso pode ser feito para 
representar um elemento químico: 
 
 
Essa representação está de acordo com as normas da União da Química Pura e Aplicada 
(IUPAC). A seguir temos os elementos químicos sódio (Na) e cloro (Cl) sendo 
representados dessa forma: 
 
Assim, o número atômico 11 identifica os átomos de sódio e o número atômico 17 
identifica os átomos de cloro. 
A massa do átomo é representada pela letra (A). O que caracteriza um elemento é o 
número de prótons do átomo, conhecido como número atômico do elemento que é 
representado pela letra (Z). O número da massa (A) do átomo é formada pela soma do 
número atômico (Z) com o número de nêutrons (N), ou seja, A = Z + N. 
Obs.: No estado fundamental, a quantidade de elétrons e de prótons é igual. 
5. DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
O modelo atômico de Rutherford-Böhr mostra que o átomo possui um núcleo com prótons 
e nêutrons, além de uma eletrosfera formada por várias camadas eletrônicas, com valores 
de energia específicos para cada tipo de átomo. Para os elementos conhecidos atualmente, 
existem, no máximo, sete camadas que são representadas, respectivamente (de dentro 
para fora), pelas letras K, L, M, N, O, P e Q. 
 
A distribuição eletrônica refere-se ao modo em que os elétrons estão distribuídos nas 
camadas ou níveis de energia que ficam ao redor do núcleo do átomo. Por exemplo, 
abaixo temos os elétrons do berílio. Ele possui 4 elétrons no total, distribuídos em duas 
camadas eletrônicas. Assim, a sua distribuição eletrônica é dada por: 
 
 
No entanto, os elétrons não se distribuem de qualquer forma nessas camadas, havendo, 
portanto, algumas regras a serem seguidas para essa distribuição. Por exemplo, a primeira 
camada (K) suporta no máximo 2 elétrons, e a camada de valência (a última camada a ser 
preenchida) pode possuir no máximo 8 elétrons. 
Esses e outros fatores ocorrem porque os elétrons distribuem-se nas camadas eletrônicas 
de acordo com subníveis de energia, que são identificados pelas letras s, p, d, f, que 
aumentam de energia nessa ordem respectiva. Cada nível comporta uma quantidade 
máxima de elétrons distribuídos nos subníveis de energia. 
Para tornar mais fácil a distribuição dos elétrons dos átomos nas camadas eletrônicas, o 
cientista Linus Pauling (1901-1994) criou uma representação gráfica que facilitou a 
visualização da ordem crescente de energia e a realização da distribuição eletrônica. Essa 
representação passou a ser chamada de Diagrama de Pauling, sendo também conhecida 
como Diagrama de distribuição eletrônica ou, ainda, Diagrama dos níveis energéticos, e 
está exposta abaixo: 
 
 
Antes de você poder realizara distribuição eletrônica de um átomo por meio do Diagrama 
de Pauling, é necessário saber qual a quantidade máxima de elétrons que pode ser 
distribuída em cada nível e subnível. 
 
 
 
Considerando a quantidade máxima de elétrons por cama e subnível, o diagrama de Linus 
Pauling em ordem crescente de energia pode ser escrito da seguinte forma: 
 
Exemplo: Faça a distribuição eletrônica para o Vanádio (Z=23). 
 
• Ordem energética: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 
• Ordem geométrica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2 
• Número total de elétrons por nível ou camada: K = 2, L = 8, M = 11, N = 2 
• Número de elétrons no subnível mais energético: o subnível mais energético é o 
último a ser preenchido, isto é, o 3d. Assim, o número de elétrons nele é 3. 
• Número de elétrons no subnível mais externo: o subnível mais externo é o que fica 
mais afastado do núcleo, isto é, o 4S. Assim, o número de elétrons nele é 2. 
 
5.1 Distribuição eletrônica nos íons 
A distribuição eletrônica nos íons é semelhante à dos átomos neutros. No entanto, é 
importante salientar que os elétrons que o átomo irá ganhar ou perder (para se transformar 
num íon) serão recebidos ou retirados da última camada eletrônica, e não do subnível 
mais energético. 
Exemplo: o átomo de ferro (número atômico = 26) tem a seguinte distribuição eletrônica: 
1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 3𝑠2 3𝑝6 4𝑠2 3𝑑6 
Quando o átomo de ferro perde 2 elétrons e se transforma no íon Fe2+, este terá a seguinte 
distribuição eletrônica: 
1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 3𝑠2 3𝑝6 3𝑑6 
Evidentemente, se o átomo de ferro perder 3 elétrons e se transformar no íon Fe³+, este 
terá a seguinte distribuição eletrônica: 
1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 3𝑠2 3𝑝6 3𝑑5 
Exercícios 
Faça a distribuição eletrônica para os elementos Al, Cu, S, Mg, Mn, Ag, Au, indicando os 
subníveis de energia. 
6. TABELA PERIÓDICA 
 No ano de 1869, Dimitri Mendeleev iniciou os estudos a respeito da organização da tabela 
periódica através de um livro sobre os cerca de 60 elementos conhecidos na época, cujas 
propriedades ele havia anotado em fichas separadas. Ao trabalhar com esses dados ele 
percebeu que organizando os elementos em função da massa de seus átomos, determinadas 
propriedades se repetiam diversas vezes, e com uma mesma proporção, portanto era uma 
variável periódica. Lembrando que periódico é tudo o que se repete em intervalos de 
tempo bem definidos, como é o caso das estações do ano e das fases da lua, por exemplo. 
Ela foi criada com o intuito de organizar as informações já constatadas a fim de facilitar o 
acesso aos dados. Quando foi proposta muitos elementos ainda não haviam sido 
descobertos, muito embora seu princípio seja seguido até hoje com 118 elementos. Alguns 
outros modelos de tabela vêm sendo propostos, como por exemplo a que apresenta forma 
de espiral proposta por Philip Stewart com base na natureza cíclica dos elementos 
químicos, porém a mais utilizada ainda é a de Mendeleev. 
A tabela tem os elementos químicos dispostos em ordem crescente de número atômico e 
são divididos em grupos (ou famílias) devido a características que são comuns entre eles. 
Cada elemento químico é representado por um símbolo, por exemplo a prata é 
 
representada por Ag devido a seu nome no latim argentum. Cada elemento possui ao lado 
de seu símbolo o número atômico e o número de massa. 
6.1 Características da Tabela Periódica 
a) Período – O número do período é igual ao número de níveis de energia ou camadas 
eletrônicas que o átomo possui. 
b) Família – Segue regras diferentes para a classificação. Mas é importante ressaltar que, 
dependendo do caso, ela pode ser usada para prever o número de elétrons na camada de 
valência e subnível mais energético. Veja: 
• Famílias 1 e 2 – o número da família é igual ao número de elétrons que o elemento 
possui na sua camada de valência. 
Ex.: Família 2, 2 elétrons na camada de valência. 
12Mg = 1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 3𝑠2 
• Família 13 até 18 – elementos com o elétron mais energético no subnível p. Para 
descobrir a quantidade de elétrons na última camada, basta subtrair 10 do número da 
família. 
Ex.: Família 16 → 16 − 10 = 6 → 6 elétrons na camada de valência. 
8O = 1𝑠2 2𝑠2 2𝑝4 
Família 3 até 12 – elementos de transição, excluindo os de transição interna da família 3. 
Nestas famílias, a soma do subnível mais energético com os elétrons da camada de 
valência (que será sempre s², ou seja, 2 elétrons) resultará no número da família. 
Ex.: Família 12 → 2 + 10 = 12 → 2 elétrons no subnível s e mais 10 no subnível d. 
30Zn = 1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 3𝑠2 3𝑝6 4𝑠2 3𝑑10 
6.2 Propriedades Periódicas 
a) Raio Atômico: É a propriedade que se relaciona com o tamanho do átomo e, para 
comparar esta medida, é preciso levar em conta dois fatores: 
 
• Quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo. 
• O átomo que apresenta menor número atômico e mesmo número de camadas, terá um 
raio atômico maior, pois a atração entre prótons e elétrons será menor. 
Figura: Sentido de crescimento do raio atômico na tabela periódica. 
 
a) Energia de Ionização: Energia necessária para retirar 1 elétron de 1 átomo (ou íon) 
isolado (no estado gasoso). 
• Quanto maior o tamanho do átomo, menor será a energia de ionização. 
• Em uma mesma família está energia aumenta de baixo para cima; 
• Em um mesmo período a Energia de Ionização aumenta da esquerda para a direita. 
Figura: Sentido de crescimento da energia de ionização na tabela periódica. 
 
b) Eletronegatividade: É a capacidade que um átomo possui de atrair elétrons para perto 
de si, em comparação a outro átomo. 
• Na tabela periódica a eletronegatividade aumenta de baixo para cima e da esquerda 
para a direita. 
• Essa propriedade se relaciona com o raio atômico, sendo que, quanto menor o 
tamanho de um átomo maior será a força de atração sobre os elétrons. 
 
Figura: Sentido de crescimento da eletronegatividade na tabela periódica. 
 
c) Eletropositividade ou caráter metálico: É a capacidade que um átomo possui de doar 
elétrons, em comparação a outro átomo. Esta propriedade é inversa da eletronegatividade. 
Figura: Sentido de crescimento da eletropositividade na tabela periódica. 
 
6.3 Classificação dos elementos segundo suas propriedades 
Metais 
• Eletropositivos (formam cátions); 
• Bons condutores de calor; 
• Bons condutores de eletricidade; 
 
• Maleáveis (podem ser transformados em lâminas); 
• Dúcteis (sofrem grandes deformações antes de romperem); 
• Portadores de brilho metálico característico; 
• Sólidos a 25ºC e 1atm (exceção do mercúrio). 
Ametais 
• Eletronegativos (formam ânions); 
• Não são bons condutores de eletricidade e calor; 
• Podem ser usados como isolantes; 
• Não possuem brilho como os metais. 
Gases Nobres 
São 6 elementos cuja a característica principal é a inércia química. São muito estáveis na 
forma de átomos e não possuem nenhuma tendência a formar íons espontaneamente. 
Hidrogênio 
Elemento único e será sempre estudado a parte. 
 
 
 
6.4 Metais: Características químicas e físicas 
Os metais são um grupo de elementos que possuem características semelhantes entre si, 
no que diz respeito à sua composição química e propriedades físicas. São encontrados em 
toda a natureza. O domínio das técnicas para o uso dos metais foi um elemento essencial 
no desenvolvimento da humanidade. 
Podemos pensar na cunhagem de moedas, um sistema de troca de valores que modificou 
as relações comerciais. A troca de metais valiosos, como o ouro e a prata, por altos valores 
monetários, o uso de metais na eletrônica e nas redes de energia elétrica, a forja de espadas 
e armas de fogo: os metais são materiais extremamente versáteis, necessáriosem vários 
campos da tecnologia e da economia na sociedade. 
Além disto, os metais estão presentes no organismo humano e são necessários para a 
manutenção da vida. A ausência de ferro no organismo pode causar uma anemia grave, 
assim como a ausência de cálcio pode causar osteoporose. Há, ainda, os metais essenciais 
para o sistema nervoso, como o sódio e o potássio. 
Características químicas dos metais 
Os metais são um grupo de elementos químicos que possuem, dentre outras 
características, um átomo que possui pouca força de atração com os elétrons da última 
camada. Em outras palavras, são elementos que possuem elétrons livres nas camadas de 
valência. Ao manter estes elétrons livres, os metais tornam possível que sejam realizadas 
ligações iônicas com outros materiais. Por este motivo os metais são bons condutores de 
energia elétrica e de energia térmica. 
São divididos em três grupos, conforme suas propriedades de ionização e ligação com 
metalóides: metais alcalinos, metais alcalinos-terrosos e não metais. Com exceção dos 
metais alcalinos e alcalinos-terrosos, todos os outros metais são estáveis. 
Os metais nobres são bastante oxidativos, principalmente na presença de um metal não 
nobre, sofrendo o processo de oxidação. 
Nos processos químicos, os metais formam bases de Arhenius, que são bases formadas 
pelo ânion hidroxila. Também formam sais básicos e sais anfóteros. 
 
Do ponto de vista da estrutura atômica, os metais possuem uma estrutura denominada 
como Cristalina. 
Características físicas dos metais 
Os metais são materiais encontrados na natureza quase sempre em estado sólido, se 
estiverem expostos a temperatura ambiente (em torno de 25°C). Apenas o mercúrio (Hg) 
é encontrado na forma líquida. Possuem brilho e cor característicos, em geral prata, com 
algumas exceções como o ouro, de cor amarelada, e o cobre, de cor avermelhada. Outras 
características físicas dos metais são: 
– Brilho: quando um metal é polido, ele reflete um brilho, ou lustre, característico deste 
material. O brilho é a relação entre a quantidade de luz incidente e a quantidade de luz 
refletida. O brilho ocorre porque os metais possuem elétrons livres na superfície, que 
absorvem e refletem a luz. 
– Maleabilidade: propriedade de transformar-se em lâminas e chapas, sem que haja 
rompimento. 
– Ductibilidade: capacidade de formar filamentos, sem que estes se rompam. 
– Condutibilidade: grande capacidade de transmitir energia elétrica e calor. 
– Pontos de fusão e ebulição elevados: esta característica permite que os metais sejam 
utilizados em processos de altas temperaturas. 
Ligas metálicas. 
As ligas metálicas são combinações químicas e físicas entre metais ou entre metais e 
outros materiais, como o carbono. As ligas metálicas foram desenvolvidas para facilitar 
o trabalho com os metais, uma vez que trabalhar com o material puro pode ser complicado 
para algumas tarefas, principalmente na indústria. 
Um bom exemplo de material gerado a partir de uma liga metálica é o aço. O aço é obtido 
a partir de uma liga metálica de ferro com um acréscimo de 2% de carbono. Esta mistura 
torna o material mais barato, mais resistente, sem risco de oxidação e mais maleável do 
que o ferro puro encontrado na natureza. 
 
É possível realizar ligas com quase todos os metais existentes. As ligas de cobre são 
bastante utilizadas nas indústrias hidroelétricas, com fins de tornar a produção de energia 
mais eficaz. 
Os metais e a vida cotidiana 
Como elementos da natureza, os metais estão presentes em todas as partes. Muitas vezes, 
ouvimos que, após um longo esforço físico, um atleta precisa repor os sais minerais. São 
os minerais presentes no organismo humano e fundamentais para o bom funcionamento 
do corpo, pois ajudam a absorvem e manter a água no organismo. Bebidas como 
isotônicos e água de coco possuem estes minerais e ajudam nesta hidratação. 
Os metais são usados também para a fabricação de panelas, eletrodomésticos, 
computadores, estruturas da construção civil, medicação (como é o caso do lítio, usado 
na psiquiatria), criação de próteses e maquinários para a indústria. 
Do ponto de vista econômico, a extração de metais em grandes garimpos movimenta um 
número de pessoas bastante significativo. Por outro lado, as consequências ambientais 
deste extrativismo mineral são enormes. Por isto, há estudos para tentar substituir estes 
materiais por outros menos poluentes. Porém, até o momento, não foi descoberto nenhum 
outro material com as mesmas qualidades. 
Existem muitos tipos de metais, chegando hoje ao total de sessenta e oito. Dentre eles 
existem alguns bem diferentes, como o mercúrio (que é líquido) e o sódio (que é leve). 
Os mais conhecidos e utilizados há muitos anos são o ferro, cobre, estanho, chumbo, ouro 
e a prata. 
Os metais podem ser separados em grupos: os ferrosos, compostos por ferro, e os não-
ferrosos e as ligas. 
Metais ferrosos: é composto principalmente de ferro. Eles podem ter pequenas 
quantidades de outros metais ou outros elementos adicionados, tais como carbono, 
manganês, níquel, cromo, silício, titânio, tungstênio, etc., para dar as propriedades 
necessárias. 
Metais Não-ferrosos: são metais que não contem qualquer ferro como componente. Os 
metais puros comuns são: alumínio, cobre, chumbo, zinco, estanho, prata e ouro. 
 
Ligas: Liga é um metal novo que é formado pela mistura de dois ou mais metais e às 
vezes outros elementos juntos. 
Os metais mais usados são: ferro, alumínio, cobre, titânio, zinco, magnésio etc. 
Ferro é o componente básico de aço. Quando o carbono, um não metal, é adicionado ao 
ferro em quantidades de 2,1%, o resultado é uma liga conhecida como aço. Por outro lado, 
os metais não-ferrosos mais utilizados são o alumínio, cobre, titânio, ouro etc. 
Veja abaixo os principais tipos de metais e suas aplicações: 
 
6.5 Aço 
Sua História 
O ferro foi descoberto ainda na pré-história, porém, o aço, como conhecemos atualmente, 
só foi desenvolvido em 1856, alcançando grande repercussão no meio industrial. Isso 
porque o aço é mais resistente que o ferro fundido e pode ser produzido em grandes 
quantidades, servindo de matéria-prima para muitas indústrias. 
Com o avanço tecnológico dos fornos e a crescente demanda por produtos feitos de ferro 
e aço, as indústrias siderúrgicas aumentaram a produção. No entanto, o crescimento deste 
 
setor trouxe também um aumento da extração de madeira para produção de carvão e da 
emissão de gases poluentes na atmosfera pela queima de carvão vegetal. Segundo a 
Worldsteel (associação global do ferro), a produção mundial de aço bruto, em 2014, foi 
de 1,66 bilhão de toneladas, correspondendo à um crescimento de 1,2% em relação ao 
ano anterior. 
O ferro e o aço são encontrados na agricultura (ceifadeiras, colheitadeiras, semeadores, 
arados, etc.), nos transportes (caminhões, carros, navios, aviões etc.), na construção civil, 
na indústria automobilística, em embalagens, aparelhos domésticos e muitas outras 
utilidades. 
As latas de aço e flandres são amplamente utilizadas no mercado nacional de embalagens 
principalmente para o armazenamento de alimentos, óleos lubrificantes, tampas metálicas 
e outros. 
Composição 
Para a obtenção das chapas de aço é necessário extrair da natureza o minério de ferro, 
denominado hematita, e a partir de sua redução com carvão vegetal, produz-se uma chapa 
do metal com alto grau de pureza. 
As latas de aço produzidas com chapas metálicas, conhecidas como folhas de flandres, 
são compostas por ferro e uma pequena parte de estanho (0,20%) ou cromo (0,007%), 
materiais que as protegem contra a oxidação (ferrugem). 
Reciclagem de aço 
A reciclagem de aço remontaà própria história de utilização do metal. Reciclado, mantém 
suas propriedades como dureza, resistência e versatilidade. As latas normalmente jogadas 
no lixo podem retornar a nós em forma de novas latas, ou como vários utensílios – arames, 
partes de automóvel, dobradiças, maçanetas e muitos outros. 
Nas áreas de armazenamento, as latas são prensadas para aumentar sua densidade e 
melhorar as condições de transporte. São enviadas às indústrias siderúrgicas junto com as 
demais sucatas metálicas, para se transformarem em tarugos ou folhas de flandres. 
 
As latas de aço lançadas na natureza sofrem oxidação num prazo médio de 3 anos, 
transformando-se em óxidos ou hidróxidos de ferro. Se recuperadas, podem ser recicladas 
infinitamente. 
Produção 
Para a obtenção dos metais através dos minérios é feita a redução deste minério, ou seja, 
a separação do metal dos demais componentes. 
Este é o processo primário e é feito a altas temperaturas com elevado consumo energético. 
Reciclagem de Metal 
A reciclagem do metal é considerada o processo secundário de obtenção deste material, 
e neste caso é feita a fusão do metal já usado com um consumo de energia menor. 
Portanto, uma das mais importantes vantagens da reciclagem dos metais é a economia de 
energia, quando se compara sua produção desde a extração do minério e o 
beneficiamento. Sua reciclagem ocorre em diferentes unidades industriais dependendo do 
tipo e no caso dos metais pesados, o processo é mais complexo. 
Os materiais ferrosos podem ser facilmente separados dos demais através de uma 
máquina com imã que atrai os objetos de aço. 
7. LIGAÇÕES QUÍMICAS 
É fato que são poucos os elementos encontrados na natureza de forma isolado. Apenas 6 
são encontrados na forma de átomos isolados e são os gases nobres. A partir da 
configuração eletrônica destes elementos e da estabilidade que eles possuem estipulou-se 
a seguinte regra, denominada a Regra do Octeto: 
“Os átomos dos diferentes elementos ligam-se entre si, cedendo, recebendo ou 
compartilhando elétrons, na tentativa de adquirir uma configuração igual à de um gás 
nobre: oito elétrons na camada de valência, ou dois elétrons, se a camada de valência for 
a 1ª camada”. 
Obs.: Existem exceções (como sempre)! Aí vão algumas: 
Ex: BF3, PCl5 e AlF3 respectivamente. 
 
 
7.1 Tipos de Ligações 
7.1.1 Ligação Iônica 
A ligação iônica é aquela que ocorre pela atração elétrica entre íons positivos e negativos 
e formam compostos iônicos (≠ de molécula). 
Esses íons são formados, de modo geral, quando se encontram juntos átomos de metais e 
ametais, sendo que ocorre transferência de elétrons dos metais para os ametais. 
Figura: Representação da captura de elétron. 
 
7.1.2 Ligação Metálica: 
Na ligação entre átomos de um elemento metálico, ocorre a liberação parcial dos elétrons 
mais externos, com a consequente formação de íons positivos. Uma amostra de metal é 
constituída por esses cátions, os quais são estabilizados pelos elétrons que foram liberados 
e envolve a estrutura como uma nuvem eletrônica. 
Figura: Representação de uma nuvem de elétrons. 
 
 
7.1.3 Ligação Covalente: 
Se caracteriza pelo compartilhamento de pares de elétrons de valência entre os átomos 
que participam da ligação, em vista de adquirirem estabilidade. Desta maneira são 
formadas as moléculas. 
Figura: Representação do compartilhamento de elétrons: 
 
Podemos representar a ligação covalente entre os átomos e a formação de moléculas 
através de 3 fórmulas diferentes (usaremos o gás hidrogênio como exemplo): 
a) Fórmula eletrônica ou Fórmula de Lewis: Indicam-se todos os elétrons da última 
camada de cada átomo, colocando lado a lado aqueles que estão sendo compartilhados. 
b) Fórmula estrutural: Evidencia a estrutura da ligação, ou seja, cada par de elétrons 
compartilhado é representado por um traço. 
c) Fórmula molecular: Mostra apenas o tipo e a quantidade de átomos que formam 1 
molécula. De um modo geral, é montada da seguinte maneira. Escrevem-se os símbolos 
dos átomos em ordem crescente de eletronegatividade (o menos eletronegativo primeiro). 
Cada símbolo é seguido de um índice que indica o número de átomos na molécula. O 
índice 1 não precisa ser escrito. 
 
 
 
7.2 Polaridade das ligações 
Os modelos usados para representar as ligações iônicas e covalentes são as situações 
extremas na ligação. A ligação covalente pura, onde os átomos compartilham um par de 
elétrons igualmente só acontece quando dois átomos idênticos estiverem ligados entre si. 
Quando dois átomos diferentes formarem uma ligação covalente, o par de elétrons será 
desigualmente compartilhado. O resultado é uma ligação covalente polar, uma ligação na 
qual os dois átomos têm cargas residuais ou parciais. Mas por que as ligações são polares? 
Porque nem todos os átomos estão ligados aos seus elétrons de valência com a mesma 
força, nem todos os átomos assumem elétrons adicionais com a mesma facilidade. 
Portanto, os elétrons da ligação não são igualmente compartilhados entre os átomos. O 
átomo para o qual o par é deslocado tem uma maior “parte” do par de elétrons e, assim 
adquiri uma carga parcial negativa. Ao mesmo tempo, o átomo na outra terminação da 
ligação adquire uma carga parcial positiva. Tal comportamento caracteriza uma ligação 
polar. 
Figura: Polaridade de uma ligação iônica. 
 
Em compostos iônicos, o deslocamento do par do ligante para um dos dois átomos é 
essencialmente completo e os símbolos + e – juntamente com os símbolos dos átomos 
são representados nas estruturas de Lewis. 
Linus Pauling propôs um parâmetro chamado eletronegatividade para decidir se uma 
ligação é polar e determinar qual átomo da ligação é negativo ou positivo: 
• Eletronegatividade é a habilidade de um átomo em uma molécula de atrair elétrons para 
si. Seu comportamento é uma das propriedades periódicas da tabela, como já foi visto. 
 
A escala de eletronegatividade de Pauling facilita nosso estudo: 
 
Uma decorrência importante do estudo da eletronegatividade dos elementos é que, em 
função da diferença de eletronegatividade (Δ) entre os átomos envolvidos, podemos 
classificar as ligações covalentes como: 
a) Ligações apolares: apresentam diferença de eletronegatividade igual a zero. 
b) Ligações polares: apresentam diferença de eletronegatividade diferente de zero. 
É importante salientar o seguinte: quando essa diferença ultrapassa o valor de 1,7 a 
atração exercida por um dos átomos sobre o par eletrônico é tão grande que a ligação 
covalente se “rompe”, tornando-se uma ligação iônica. 
7.3 Ligações Intermoleculares 
São as forças de atração que mantém as moléculas unidas. Atualmente se resumem em 4 
tipos de forças: Forças de van der Waals ou dipolo induzido, Forças de Keesom-Dipolo 
permanente, Forças de London - Dipolo instantâneo e pontes de hidrogênio. 
As forças de van der Waals ou de dipolo induzido são forças fracas que ocorrem entre 
moléculas apolares ou entre átomos de gases nobres. 
Forças de Keesom-Dipolo permanente: As forças de dipolo permanente são responsáveis 
pela atração existente entre moléculas polares. 
Forças de London - Dipolo instantâneo: Os elétrons que constituem a nuvem eletrônica 
de uma molécula estão em constante movimento, assim, se pudéssemos tirar fotografias 
dessa nuvem, elas não representariam a mesma imagem. Ou seja, em moléculas apolares, 
há possibilidade de tornar-se polar durante um curto período de tempo. Entretanto, esse 
tempo é o bastante para que deforme a nuvem de outra molécula apolar e induza-a, de 
modo a formar dois polos distintos (positivo e negativo). 
Pontes de Hidrogênio são forças de atração de natureza elétrica, do tipo dipolopermanente, porém bem mais intensas. Elas ocorrem quando a molécula possui 
 
hidrogênio ligado a elemento muito eletronegativo como o flúor, o oxigênio ou o 
nitrogênio. Assim temos a ordem de ligação da mais forte para a mais fraca, a seguir: 
Pontes de Hidrogênio > Dipolo Permanente > Induzido 
E usando esta ordem é possível prever qual ligação possui ponto de fusão e ebulição maior 
que a outra. 
8. REAÇÃO QUÍMICA 
Reação química é a união de dois ou mais átomos, moléculas ou íons, união esta que 
resulta em uma alteração química. 
8.1 Tipos De Reação: 
• Síntese ou adição: 
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 → 𝑐𝐶 
• Decomposição ou análise: 
𝑐𝐶 → 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 
• Deslocamento ou Reação de simples troca: 
𝐴𝐵 + 𝐶 → 𝐴𝐶 + 𝐵 (𝐶 é 𝑚𝑎𝑖𝑠 𝑟𝑒𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝐵) 
𝐴𝐵 + 𝐶 → 𝐶𝐵 + 𝐴 (𝐶 é 𝑚𝑎𝑖𝑠 𝑟𝑒𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝐴) 
• Reação de dupla troca: 
𝐴𝐵 + 𝐶𝐷 → 𝐴𝐷 + 𝐶𝐵 
A reação de dupla troca ocorre quando AD e/ou CB for: 
- menos solúvel 
- eletrólito mais fraco 
- mais volátil que AB e/ou CD. 
 
 
8.2 Metais: 
• Metais alcalinos fazem reação muito violenta (perigo!) com a água, mesmo a frio. 
• Metais alcalino-terrosos fazem reação branda com a água, a frio. 
• O magnésio faz reação muito lenta com a água fria; com a água quente é mais rápida, 
porém branda. 
• Os metais menos reativos que o Mg e mais reativos que o H só reagem com vapor de 
água a alta temperatura. 
• Os metais menos reativos que o H não reagem com a água em nenhuma condição. 
Indícios Da Ocorrência De Uma Reação: 
• Mudança de coloração no sistema e/ou; 
• Liberação de gás (efervescência) e/ou; 
• Precipitação (formação de composto insolúvel). 
8.3 Reações De Óxi-Redução 
É a reação na qual o elemento sofre variações no seu número de oxidação devido a 
ocorrência de transferência de elétrons. 
Em uma reação, a espécie que sofre oxidação é chamada de agente redutor e a espécie 
que sofre redução é chamada de agente oxidante. 
Oxidação: É o fenômeno que indica que uma espécie química perdeu elétrons, tendo 
aumento do seu número de oxidação. 
Redução: É o fenômeno que indica que uma espécie química ganhou elétrons, tendo 
diminuição do seu número de oxidação. 
Número de oxidação (nox): É o número que indica a carga real, para os íons ou carga 
parcial para átomos em ligações covalentes. 
 
 
9. FUNÇÕES QUÍMICAS 
Dentro do estudo das substâncias químicas, encontramos as funções químicas que foram 
divididas em grupos, que são conjuntos de substâncias que apresentam propriedades 
químicas semelhantes, isto é, por possuírem estruturas parecidas. 
Funções químicas são também chamadas de funções inorgânicas, onde as principais 
quatro funções são: 
-Ácidos; 
-Bases (ou hidróxidos); 
-Sais; 
-Óxidos. 
9.1 Ácidos 
As substâncias que são compostos moleculares que se dissociam em íons em solução 
aquosa, são os ácidos. São capazes de conduzir corrente elétrica, e como exemplo 
podemos citar o Ácido Clorídrico, Ácido Bórico, Ácido Fórmico, etc. Estes possuem 
hidrogênio que é liberado como cátion quando dissolvidos. Os elementos que formam 
ácidos se formam por ligações covalentes e ganham elétrons. 
Entre suas principais características, estão o sabor azedo, como o do limão, por exemplo. 
Boa condução da eletricidade, e a alteração da cor dos indicadores, que são substâncias 
que tem propriedade de mudar a cor para identificar caráter ácido ou básico da solução. 
Vamos verificar abaixo os ácidos mais conhecidos: 
HCL – ácido clorídrico; 
HNO3 – ácido nítrico; 
H2SO4 – ácido sulfúrico; 
H3PO4 – ácido fosfórico. 
Conforme observamos acima, os ácidos possuem a presença obrigatória do hidrogênio. 
 
Onde os ácidos são usados? 
Ácido muriático 
• Pode ser usado para limpar o excesso de rejunte e cimento em pisos de cerâmica. 
• Este ácido também é encontrado em nosso estômago, junto ao suco gástrico 
trabalhando na digestão dos alimentos. 
• É usado também na prospecção de petróleo, injetado nas rochas, ajuda a dissolver 
parte delas, facilitando o fluxo do petróleo até a sua superfície. 
Ácido acético 
• Presente no vinagre; 
• Usado na aspirina; 
• Utilizado para tingir tecidos; 
• Preservar madeiras. 
Ácido sulfúrico 
• Utilizado para refinação de petróleo; 
• Utilizado na indústria siderúrgica; 
• Na fabricação de adubos e tintas; 
• Presente nas baterias dos carros. 
9.2 Bases 
As bases também são chamadas de hidróxidos, são compostos químicos que se ionizam 
na água, como os ácidos. O ânion formado é sempre OH, conhecido como radical 
hidroxila. As bases possuem gosto adstringente, como por exemplo: fruta verde, como 
banana ou caju. 
Onde as bases são usadas? 
Hidróxido de sódio 
• Conhecido também como soda cáustica; 
• É utilizado na fabricação de papel; 
• Fabricação de sabão; 
• Utilizado para desentupir canos. 
Hidróxido de cálcio 
• Conhecido como cal hidratado; 
• Usado na fabricação do açúcar refinado; 
• Usado na mistura com cimento nas massas de construção. 
Hidróxido de amônia 
• Conhecido como amoníaco; 
• Presente em alguns produtos de limpeza doméstica. 
 
9.3 Sais 
Os sais são compostos que em solução aquosa (em água), sofrem dissociação e 
apresentam pelo menos um cátion diferente de H e um ânion diferente OH. Essa 
propriedade faz com que os sais conduzam corrente elétrica quando em solução aquosa. 
Os sais possuem sabor salgado. 
Alguns exemplos de sais e seus íons quando em água: 
NaCL – cloreto de sódio (Na: cátion sódio) e (CL: ânion cloreto) 
KCL – cloreto de potássio (K: cátion potássio) e (CL: ânion cloreto) 
Reação de neutralização 
Os ácidos combinam-se facilmente com as bases, e o resultado é sempre um sal e água, 
como por exemplo: HCI + NaOH → NaCL + H2O. 
Esse tipo de reação é chamada de reação de neutralização, isto porque com a base 
podemos anular o efeito de um ácido, e com um ácido podemos anular o efeito de uma 
base, e sendo assim temos uma reação de neutralização. 
Onde a reação de neutralização pode ser usada? 
• A substancia injetada pela picada de abelha é ácida, e a dor causada pode ser 
aliviada por uma base, como por exemplo: sabão ou cal hidratado; 
• Uma substância injetada por um marimbondo é alcalina e a dor de sua ferroada 
pode ser aliviada usando vinagre ou suco de limão. 
9.4 Óxidos 
O óxido é formado por compostos que envolvem apenas dois elementos químicos, um 
dos quais obrigatoriamente é o oxigênio. 
São exemplos de óxidos: 
• ZnO – óxido de zinco; 
• CO2 – dióxido de carbono ou gás carbônico; 
• SO2 – dióxido de enxofre; 
• K2O – óxido de potássio. 
Onde são encontrados os óxidos? 
Gás carbônico 
• É um óxido muito importante para os seres vivos, e é fundamental para as 
plantas realizarem a fotossíntese; 
• É encontrado nos refrigerantes e alguns refrescos, tornando-os mais saborosos. 
• É encontrado na ferrugem; 
 
• Encontrado no ferro de grades, portões, automóveis, arames, todos reagem aos 
poucos com o oxigênio do ar. 
De um modo geral, os metais são encontrados na natureza sob a forma de óxidos, por 
exemplo, o ferro é obtido a partir de dois minérios: magnetita (Fe3O4) e hematita 
(Fe2O3) 
10. NOMENCLATURA 
10.1 Ácidos 
Para ácidos não oxigenados, usamos a terminação IDRICO. 
Exemplo: 
 • HCl – ácido clorídrico 
 • H2S – ácido sulfídrico 
 • H2Se – ácido selenídrico 
Para ácidos oxigenados, a coisa complica um pouco. Se o elemento possuir somente uma 
valência, usamos a terminação ICO. 
Exemplo: 
• H2CO3 – ácido carbônico 
• H3BO3 – ácido bórico 
Se o elemento tiver 2 valências, para a maior usamos ICO e para a menor OSO. 
Exemplos: 
• H2SO3 – ácido sulfuroso 
• H2SO4– ácido sulfúrico 
• HNO2 – ácido nitroso 
• HNO3 – ácido nítrico 
Se o elemento tiver 3 ou mais valências, usamos o prefixo HIPO junto com o sufixo OSO, 
e o prefixo PER junto com o sufixo ICO, nesta ordem. 
Exemplos: 
• HClO – ácido hipocloroso 
• HClO2 – ácido cloroso 
• HClO3 – ácido clórico 
• HClO4 – ácido perclórico 
Existem casos em que o elemento forma diversos ácidos, porém sempre com a mesma 
valência. Usamos então os prefixos ORTO, META e PIRO. 
 
Exemplos: 
• H3PO4 – ácido ortofosfórico 
• HPO3 – ácido metafosfórico 
• H4P2O7 – ácido pirofosfórico 
Note que nos três ácidos o fósforo tem valência +5. 
10.2 Bases 
Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “hidróxido de” seguida 
do nome do elemento. Exemplo: 
• NaOH – hidróxido de sódio 
• Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio 
Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do 
nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. 
Exemplo: 
• Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II 
• Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III 
10.3 Óxidos 
Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “óxido de” seguida do 
nome do elemento. Exemplo: 
• BaO – óxido de bário 
• K2O – óxido de potássio 
Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome 
do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. Exemplo: 
• Cu2O – óxido cuproso ou óxido de cobre I 
• CuO – óxido cúprico ou óxido de cobre II 
• NiO – óxido niqueloso ou óxido de níquel II 
• Ni2O3 – óxido niquélico ou óxido de níquel III 
10.4 Sais 
Os sais derivam da reação de um ácido ou óxido com uma base. Os sais sem 
oxigênio mudam a terminação IDRICO para a terminação ETO. Exemplo: 
• CaS – sulfeto de cálcio, vem do ácido sulfídrico. 
• RbH – fluoreto de rubídio, vem do ácido fluorídrico. 
Os sais oxigenados de menor valência mudam a terminação OSO para ITO. Exemplo: 
• Na2SO3 – sulfito de sódio, vem do ácido sulfuroso. 
 
• LiNO2 – nitrito de lítio, vem do ácido nitroso. 
Os sais oxigenados de maior valência mudam a terminação ICO para ATO. Exemplo: 
• Na2SO4 – sulfato de sódio, vem do ácido sulfúrico 
• NaClO3 – clorato de sódio, vem do ácido clórico. 
Os prefixos HIPO, PER, ORTO, META E PIRO são mantidos inalterados nos sais, 
mudando apenas as terminações de OSO para ITO e de ICO para ATO. Exemplos: 
• NaPO3 – metafosfato de sódio, vem do ácido metafosfórico 
• Ca2P2O7 – pirofosfato de cálcio, vem do ácido pirofosfórico. 
11. ESTEQUIOMETRIA 
Existe um grande número de compostos químicos na natureza que sofrem incontáveis 
reações. Pela construção e exploração de um entendimento sistemático de reatividade, os 
químicos também produziram um impressionante arranjo de compostos não naturais. 
Tornar qualquer síntese comercialmente exequível exige entendimento minucioso e 
quantitativo das reações envolvidas. As relações quantitativas entre as quantidades de 
reagentes e produtos em uma reação química são chamadas de estequiometria. 
11.1 Grandezas Químicas 
11.1.1 Massa Atômica 
A massa atômica, ou mais corretamente a massa do átomo de um dado isótopo (também 
chamada de peso atômico) é a massa deste átomo em seu estado fundamental. 
Esta massa é expressa em unidade de massa atômica (representada pelo símbolo uma ou 
simplesmente u). 
11.1.2 Massa Molecular 
Tanto as fórmulas quanto as equações químicas têm significado quantitativo; os índices 
inferiores nas fórmulas e nos coeficientes nas equações representam quantidades precisas. 
A fórmulas H2O indica que a molécula dessa substância contém exatamente dois átomos 
de hidrogênio e um átomo de oxigênio. Mas, como relacionamos os números de átomos 
e moléculas com as quantidades que medimos no laboratório? Apesar de não podermos 
contar átomos ou moléculas diretamente, podemos determinar indiretamente seus 
números se conhecemos as massas. Assim, antes que possamos seguir os aspectos 
quantitativos de fórmulas e equações químicas, precisamos examinar as massas dos 
átomos e moléculas. 
A massa molecular de uma substância é determinada pela soma das massas atômicas dos 
elementos que fazem parte dessa molécula. 
Exemplos: 
C12H22O11 
 
C → 12 u x 12 = 144 u 
H → 1u x 22 = 22 u 
O → 16 u x 11 = 176 u 
------------------------------- 
M.M. = 342 u 
Assim, quando dizemos que a Sacarose (C12H22O11) tem massa molecular 342 u é porque 
a massa de sua molécula é 342 vezes 1/12 da massa do isótopo 12 do carbono. 
11.1.3 Mol – Número De Avogadro: 
Mesmo as menores amostras com que trabalhamos contêm enormes números de átomos, 
íons ou moléculas. Por exemplo, uma colher de chá de água (aproximadamente 5 mL) 
contém 2 x 1023 moléculas de água, um número tão grande que praticamente dificulta a 
compreensão. Por isso, os químicos inventaram uma unidade de contagem especial para 
descrever números grandes de átomos e moléculas. 
No dia-a-dia usamos unidades de contagem cm dúzia (12 objetos) e grosa (144 objetos) 
para lidar com quantidades modestamente grandes. Em química, a unidade para lidar com 
o número de átomos, íons ou moléculas em uma amostra de tamanho normal é o mol. Um 
mol é quantidade de matéria que contém tantos objetos (átomos, moléculas ou o que 
consideramos) quantos número de átomos em exatamente 12 g de 12C isotopicamente 
puro. A partir de experimentos, os cientistas determinaram que esse número é 6,0221421 
x 1023 e o chamaram de número de Avogadro, em homenagem ao cientista italiano 
Amedeo Avogadro (1776-1856). 
Um mol de átomos, um mol de moléculas ou um mol de qualquer coisa contém o 
número de Avogadro desses objetos. 
1 mol de átomos de 12C = 6,02 x 1023 átomos de 12C 
11.1.4 Massa Molar De Um Elemento Químico 
É a massa em gramas numericamente igual a sua massa atômica. Exemplo: 
Sódio (Na) 
Massa Atômica = 23 u 
Massa Molar = 23g/mol (massa de 6,02 x 1023 átomos de sódio) 
A Massa Molar De Uma Substância: É a massa em gramas numericamente igual a sua 
massa molecular. Para determinarmos a massa molar das moléculas temos que multiplicar 
o índice de cada elemento pela sua massa atômica e depois devemos somar os resultados. 
 
 
Ex1: Dados: H = 1; S = 32; O = 16. 
𝐻2𝑆𝑂4 
𝐻 → 2 . 1 = 2 
𝑆 → 1 . 32 = 32 
𝑂 → 4 . 16 = 64 
Logo: 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 = 98 𝑔 = 6 x 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 
11.1.5 Volume Molar 
É o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás submetido a uma determinada temperatura 
e pressão. 
Constante De Avogadro: Antigamente conhecida como número de Avogadro (em 
homenagem a Amedeo Avogadro), é uma constante fundamental que representa um mol 
de entidades elementares (átomos, moléculas, íons, elétrons ou partículas), que é 
aproximadamente igual a 6,02 × 1023. 
11. 2 Cálculo Estequiométrico 
É o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos envolvidos em uma reação 
química efetuado com o auxílio da equação química correspondente. A relação 
quantitativa entre as espécies é estabelecida pelos seus coeficientes estequiométricos. 
11.3 Resolução De Problemas 
Para resolução de problemas estequiométricos deve-se seguir as etapas seguintes: 
1-Escrever a equação da reação química; 
2-Ajustar os coeficientes da equação; 
3-Destacar 2 substâncias para trabalhar: a da pergunta e a do dado fornecido; 
4-Estabelecer relação quantitativa entre essas 2 substâncias, usando os seus coeficientes 
estequiométricos; 
 
5-Resolver o problema usando regra de três com o dado fornecido e a pergunta do 
problema; 
# Relembrando 
1 𝑚𝑜𝑙 → 6,02 . 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 
𝐶𝑁𝑇𝑃: 22,4 𝐿 
Exemplos: 
1) 108g de metal alumínio reagemcom o ácido sulfúrico, produzindo o sal e hidrogênio, 
segundo a reação abaixo: 
𝐴𝑙 + 𝐻2𝑆𝑂4 → 𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 + 𝐻2 
Determine: 
a) o balanceamento da equação: 
2𝐴𝑙 + 3𝐻2𝑆𝑂4 → 1𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 + 3𝐻2 
Isto quer dizer que 2 mols de Al reagem com 3 mol de H2SO4 reagindo com 1 mol de 
Al2(SO4)3 e 3 mols de H2. 
b) a massa de ácido sulfúrico necessário para reagir com o alumínio: 
1° passo: 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 − 98 𝑔 
3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 − 𝑥 
𝑥 = 3 . 98 
𝑥 = 294 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 
2° passo: 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐴𝑙 − 27 𝑔 
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐴𝑙 − 𝑥 
𝑥 = 2 . 27 
𝑥 = 54 𝑔 𝑑𝑒 𝐴𝑙 
3° passo: 
 
294 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 − 54 𝑔 𝑑𝑒 𝐴𝑙 
𝑥 − 108 𝑔 𝑑𝑒 𝐴𝑙 
54 . 𝑥 = 108 . 294 
𝑥 =31752/54 
𝒙 = 𝟓𝟖𝟖 𝒈 𝒅𝒆 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 
Relacionar a massa de ácido com a massa de alumínio, como no 3° passo. Antes, no 1° e 
no 2°passo, transformar o número de mol em gramas. 
Reagente Limitante E Em Excesso: Para garantir que a reação ocorra e para ocorrer 
mais rápido, é adicionado, geralmente, um excesso de reagente. Apenas um dos reagentes 
estará em excesso. O outro reagente será o limitante. Estes cálculos podem ser 
identificados quando o problema apresenta dois valores de reagentes. É necessário 
calcular qual destes reagentes é o limitante e qual deles é o que está em excesso. Depois 
de descobrir o reagente limitante e em excesso, utiliza-se apenas o limitante como base 
para os cálculos estequiométricos. 
Exemplos: 
1) Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de zinco de acordo com a seguinte 
reação: 
𝑍𝑛 + 𝑆 → 𝑍𝑛𝑆 
Reagiu 30g de zinco e 36g de enxofre. Qual é o regente em excesso? 
Balancear a reação química: 
1𝑍𝑛 + 1𝑆 → 1𝑍𝑛𝑆 
Dados: 
Zn = 30g 
S = 36g 
Transformar a massa em gramas para mol: 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 − 65,39 𝑔 
𝑥 − 30 𝑔 
 
65,39. 𝑥 = 30 
𝑥 =30/65,39 
𝑥 = 0,46 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆 − 32 𝑔 
𝑥 − 36 𝑔 
32 . 𝑥 = 36 
𝑥 =36/32 
𝑥 = 1,12 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆 
Pela proporção da reação 1 mol de Zn reage com 1 mol de S. 
Então 0,46 mol de Zn reage com quantos mols de S? Pode ser feita uma regra de três para 
verificar qual regente está em excesso: 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 − 1 𝑚𝑜𝑙 𝑆 
0,46 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛 − 𝑥 
𝑥 = 1 . 0,46 
𝒙 = 𝟎, 𝟒𝟔 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑺 
Então 1 mol de Zn precisa de 1 mol de S para reagir. Se temos 0,46 mol de Zn, precisamos 
de 0,46 mol de S, mas temos 1,12 mol de S. Concluímos que o S está em excesso e, 
portanto, o Zn é o regente limitante. 
2) Quantos gramas de ZnS será formado a partir dos dados da equação acima? 
Para resolver esta pergunta, utiliza-se somente o valor do reagente limitante. 
65,39 𝑔 − 97,39 𝑔 
30 𝑔 − 𝑥 
65,39 . 𝑥 = 30 . 97,39 
𝑥 =2921,7/65,39 
 
𝒙 = 𝟒𝟒, 𝟔𝟖 𝒈 𝒅𝒆 𝒁𝒏 
12. SOLUÇÕES 
São misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Nas soluções, o componente que 
está presente em menor quantidade é o soluto, enquanto, o componente predominante é 
chamado solvente. São encontradas em três estados físicos: sólidas, líquidas e gasosas. 
As soluções são divididas em: 
• Diluídas: a proporção do soluto é pequena em relação ao solvente. 
• Concentradas: a proporção do soluto é grande em relação ao solvente. 
• Homogêneas: São aquelas que apresentam um aspecto uniforme, com uma única fase 
(monofásicas). 
• Heterogêneas: São aquelas que apresentam mais de uma fase. 
12.1 Unidades de concentração 
Podemos estabelecer diferentes relações entre a quantidade de soluto, de solvente e de 
Solução. Tais relações são denominadas genericamente concentrações. Onde: 
• Índice 1 para o soluto 
• Índice 2 para o solvente 
• Sem índice para a solução 
12.2 Concentração comum (C) 
Relação entre a massa do soluto em gramas e o volume da solução em litros. 
𝐶 =
𝑚1
𝑉
 𝑔/𝐿 
12.3 Concentração molar ou Molaridade (M) 
Relação entre o número de mol do soluto e o volume da solução em litro. 
𝑀 =m1/ 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 × 𝑉 
𝑀 =n1/𝑉 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) 
 
Exemplo 5.1: Um acadêmico do curso de Química necessita preparar uma solução de 
ácido bórico (H3BO3) 0,5 mol/L para ser utilizada como fungicida. Para preparar tal 
solução, ele dispõe de 2,5 g do ácido. Qual deve ser o volume, em mL, de solução com a 
concentração desejada que possa ser preparado utilizando toda a massa disponível? 
Solução: 
Com o valor da molaridade determinado e a massa do ácido conhecido, podemos 
calcular o volume da solução a partir da equação dada acima. É necessário, assim, 
conhecer a massa molar do ácido bórico. Obtida com auxílio de uma tabela periódica, o 
valor aproximado da massa molecular é 62 g/mol. 
Arranja-se a equação deixando em evidência o volume. 
𝑉 = 𝑚/𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑥 𝑀 
=2,5 𝑔/62(𝑔/𝑚𝑜𝑙). 0,5𝑚𝑜𝑙𝐿= 0,0806 𝐿 
= 80,6 𝑚𝐿 
Logo, deve ser adicionado solvente até que a solução desejada tenha um volume de 80,6 
mL. 
12.4 Parte por milhão (ppm) 
Relação entre uma quantidade muito pequena de soluto dissolvida em quantidade muito 
grande de solvente. 
𝑝. 𝑝. 𝑚 =m1/m2 (𝑚𝑔/𝐾𝑔) 
12.5 Título, Porcentagem em massa (t) 
Quociente entre a massa do soluto e da solução. Sua resposta é dada em porcentagem. 
𝑡 =m1/m 
𝑜𝑢 𝑡 =m1/m1+m2 
Exemplo: Em 200g de solução alcoólica de fenolftaleína contendo 8,0% em massa de 
soluto. Qual a massa de fenolftaleína, em gramas, contida na solução? 
Solução: 
 
Para resolver esse problema, aplica-se a equação acima evidenciando a massa do soluto, 
sendo nosso a grandeza que queremos determinar. 
𝑚1 = 𝑡 𝑥 𝑚 = 0,08. 200 𝑔 = 16 𝑔 
A massa de fenolftaleína na solução alcoólica é de 16 g. 
12.6 Título, Porcentagem em volume (tV) 
Quociente entre o volume do soluto da solução. Sua resposta é dada em porcentagem. 
𝑡𝑉 = v1/v 
Exemplo: Na cidade de São Paulo (SP), por exemplo, a qualidade do ar é considerada 
inadequada se o teor de monóxido de carbono (CO) atingir 15 ppm (V/V). Nessa situação, 
qual é o volume de CO existente em cada metro cúbico de ar? 
Solução: 
O ppm é uma forma de expressar uma concentração qualquer. Quando se trata de gases 
é normal representá-los pela equação acima, sendo o valor do título em ppm (10-6). Logo 
a equação rearranjada, fica da seguinte forma: 
15𝑥10−6 =𝑣1/1𝑚3 
Para calcular o volume de CO basta evidenciar v1. 
𝑣1 = 15𝑥10−6. 1 𝑚3 = 15𝑥10−6 𝑚³ = 15 𝑐𝑚³ 
Portanto, para cada metro cúbico de ar, 15 cm³ são de monóxido de carbono. Outra 
forma de compreender o problema é expressar o volume em outra unidade. Logo, em 
1000 L (1 m³) de ar, 15 mL (15 cm³) são de CO. 
12.7 Normalidade (N) 
Relação entre o número de equivalente-grama do soluto pelo volume da solução. 
𝑁 =𝑁ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒−𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎 (𝑛𝑒)/𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 (𝑉) 
𝑛𝑒 =𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 (𝑚1)/𝐸𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒−𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎 (𝐸) 
𝐸 =𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑀𝑀)/𝑋 
O X representa para: 
 
• Os ácidos, o número de hidrogênios ionizáveis; 
• As bases, o número de hidróxidos; 
• Os sais, o total de valência dos cátions ou ânions; 
• Os óxidos, o total de valência do elemento combinado 
com oxigênio, etc. 
Exemplo: Qual a massa de ácido sulfúrico (H2SO4) contida em 80 mL de sua solução 
0,1N? 
Solução: 
Para calcular a massa do ácido em questão, primeiramente, combinam-se as equações 
dadas acima. 
𝑁 =𝑚1 . 𝑋/𝑀𝑀 . 𝑉 
9 Deixando a massa em evidência, obtemos a seguinte equação: 
𝑚1 =𝑁 . 𝑀𝑀 . 𝑉/𝑋 
Com a normalidade e volume da solução conhecidos, resta apenas os valores da massa 
molar e do X. Com o auxílio de uma tabela periódica, obtêm-se o valor de 98 g/mol para 
a massa molecular do ácido sulfúrico. O valor de X requer uma análise equação deionização do ácido. 
𝐻2𝑆𝑂4 → 2𝐻+ + (𝑆𝑂4)2− 
Chega-se a conclusão de que dois íons de hidrogênio são ionizados para cada molécula 
de ácido sulfúrico. Logo, o valor de X é 2. 
𝑚1 =0,1 𝑚𝑜𝑙𝐿. 98𝑔𝑚𝑜𝑙. 0,08 𝐿2= 0,392 𝑔 
Portanto, a massa de ácido sulfúrico na solução é de 0,392 g. 
12.8 Densidade (d) 
A densidade da solução relaciona a massa como volume da própria solução. Ela indica a 
massa da solução correspondente a uma unidade de volume (por exemplo: 1 mililitro). A 
densidade da solução não é uma forma de expressar a concentração da solução. 
𝑑 = 𝑚/𝑉(𝑔/𝑚𝐿) 
 
12.9 Diluição 
Diluir uma solução, significa adicionar a ela uma porção do próprio solvente puro. Nesse 
procedimento o volume e a concentração das soluções são variáveis, no entanto, a 
quantidade de soluto permanece constante. 
• Em relação à Concentração comum: 
𝐶𝑖×𝑉𝑖 = 𝐶𝑓×𝑉𝑓 
• Em relação à Molaridade: 
𝑀𝑖×𝑉𝑖 = 𝑀𝑓×𝑉𝑓 
• Em relação ao Título: 
𝑡𝑖×𝑀𝑖 = 𝑡𝑓×𝑀𝑓 
12.10 Mistura de Soluções 
Se não ocorrer reação química, podem-se ter dois tipos de misturas: 
• Solutos e solventes iguais Solução A + Solução B = Solução Final 
𝐶𝐴. 𝑉𝐴 + 𝐶𝐵. 𝑉𝐵 = 𝐶𝑓(𝑉𝐴 + 𝑉𝐵) (5.14) 
• Solutos diferentes e solventes iguais 
•Ocorre a diluição dos dois solutos. Concentrações finais dos solutos serão menores que 
as iniciais. As quantidades permanecem constantes, porém eles estarão dispersos num 
volume maior. 
12.11 Solubilidade 
A dissolução de uma substância depende de inúmeros fatores, entre eles, da polaridade 
das moléculas e de suas ligações. De um modo geral, os solventes polares dissolvem 
melhor solutos também polares, do mesmo modo que os 
solutos apolares se dissolvem melhor solventes apolares, ou seja: “Semelhante dissolve 
semelhante”. 
12.12 Fenômenos de saturação 
Em função do ponto de saturação, classificamos as soluções em: 
 
• Não-saturadas (ou insaturadas): Contém uma quantidade de soluto inferior ao 
coeficiente de solubilidade, numa dada quantidade de solvente, a uma 
determinada temperatura. 
• Saturadas: Contém uma quantidade de soluto igual ao coeficiente de solubilidade, numa 
dada quantidade de solvente, a uma determinada temperatura. 
• Supersaturadas: Contém a quantidade de soluto superior ao coeficiente de solubilidade, 
numa dada quantidade de solvente, a uma determinada temperatura inicial. Após o 
aquecimento da solução, o corpo de fundo se solubiliza, deixando a solução 
supersaturada. 
12.13 Coeficiente de solubilidade 
Adicionando gradativamente um determinado soluto em um solvente, à pressão e 
temperatura constante e sob agitação contínua, verifica-se que, em dado momento o 
soluto não se dissolve mais. A partir deste ponto, qualquer quantidade adicional de soluto 
precipitará. Dizemos, então, que a solução atingiu seu coeficiente ou grau de solubilidade. 
12.14 Curva de solubilidade 
São gráficos que apresentam a variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias 
em função da temperatura. 
Figura-Curva de solubilidade do nitrato de prata em água. 
 
 
Figura– Curvas de solubilidade de vários sais em água. 
 
Existem diferentes comportamentos de solubilidade em gráficos, porém, para interpretá-
los a regra geral resume-se a: quem está acima da curva do gráfico está saturado com 
corpo de fundo, quem está na curva, saturado, e quem está abaixo, insaturado. 
 
EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
1) O monitoramento da concentração de glicose (C6H12O6) plasmática é um exame clínico 
importante na medicina preventiva, sendo o diagnóstico considerado normoglicêmico 
 
(regular) quando os valores da concentração se encontram entre 70 e 100mg/dL. Os 
exames de dois pacientes confirmaram a concentração de glicose em 1,8 x 10-3 mol/L 
(paciente 1) e 7,2 x 10-3 mol/L (paciente 2). Diante destas informações, o diagnóstico dos 
pacientes 1 e 2 indica, 
respectivamente, um quadro: 
a) hipoglicêmico e hiperglicêmico. 
b) hipoglicêmico e normoglicêmico. 
c) normoglicêmico e hiperglicêmico. 
d) normoglicêmico e hipoglicêmico. 
e) hiperglicêmico e hipoglicêmico. 
2) A concentração de íons fluoreto em uma água de uso doméstico é de 5,0x10-5 mol/litro. 
Se uma pessoa tomar 3,0 litros dessa água por dia, ao fim de um dia, a massa de fluoreto, 
em miligramas, que essa pessoa ingeriu é igual a: 
(Dado: Massa molar de fluoreto = 19,0 g/mol) 
3) Uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4), para ser utilizada em baterias de 
chumbo de veículos automotivos, deve apresentar concentração igual a 4 mol/L. O 
volume total de uma solução adequada para se utilizar nestas baterias, que pode ser obtido 
a partir de 500 mL de solução de H2SO4 de concentração 18mol/L é igual a: 
4) Misturando-se 20 mL de solução de NaCl, de concentração 6,0mol/L, com 80mL de 
solução de NaCl, de concentração 2,0 mol/L, são obtidos 100 mL de solução de NaCl, 
de concentração, em mol/L, igual a quanto? 
5) Quatro tubos contêm 20 mL (mililitros) de água cada um. Coloca-se nesses tubos 
dicromato de potássio (K2Cr2O7) nas seguintes quantidades: 
Massa de K2Cr2O7 (g) 
Tubo A 1,0 
Tubo B 2,5 
Tubo C 5,0 
 
Tubo D 7,0 
A solubilidade do sal, a 20°C, é igual a 12,5 g por 100 mL de água. Após agitação, em 
quais dos tubos coexistem, nessa temperatura, solução saturada em fase sólida? 
GABARITO 
1) Letra C. 
2) 2,85 mg. 
3) 2,25 L. 
4) 2,8 mol/L. 
5) Tubos C e D.