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Universidade Federal do Paraná (UFPR) 
 
3.3.1.1 Aspectos macroscópicos da Química ....................................................................................... 1 
3.3.1.2 Estrutura da matéria e teoria atômica ..................................................................................... 43 
3.3.1.3 Classificação periódica e propriedades dos elementos e seus compostos ............................. 54 
3.3.1.4 Ligação química ..................................................................................................................... 69 
3.3.1.5 Ácidos e bases ....................................................................................................................... 83 
3.3.1.6 Estequiometria química ........................................................................................................ 111 
3.3.1.7 Unidades e grandezas em Química ..................................................................................... 127 
3.3.1.8 Soluções, propriedades coligativas e forças intermoleculares .............................................. 133 
3.3.1.9 Termoquímica ...................................................................................................................... 158 
3.3.1.10 Equilíbrio químico ............................................................................................................... 166 
3.3.1.11 Cinética química ................................................................................................................. 186 
3.3.1.12 Eletroquímica ..................................................................................................................... 195 
3.3.1.13 Estrutura dos compostos de carbono ................................................................................. 209 
3.3.1.14 Isomeria em Compostos Orgânicos ................................................................................... 249 
3.3.1.15 Ocorrência e obtenção de compostos orgânicos e suas propriedades principais ............... 260 
 
 
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Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
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conceitual. Em qualquer situação, solicitamos a comunicação ao nosso serviço de atendimento ao cliente 
para que possamos esclarecê-lo. Entre em contato conosco pelo e-mail: professores @maxieduca.com.br 
 
Substâncias e Misturas 
 
As substâncias químicas correspondem a moléculas, que podem ser representadas por fórmulas, 
como a água, H2O. Estas são formadas por elementos químicos, ou seja, aqueles que são encontrados 
na tabela periódica. Analisando-se o exemplo da própria água, tem-se que, tanto o Hidrogênio como o 
Oxigênio, estão na tabela periódica, nas famílias 1 e 8, respectivamente. 
 
Substância Pura 
 
Uma substância pura é exatamente o que o termo indica: uma única substância com composição 
característica e definida e com um conjunto definido de propriedades, isto é, que possuem composição 
fixa. Exemplos de substâncias puras são: a água, o sal, o ferro, o açúcar comestível e o oxigênio. Nas 
substâncias puras o ponto de fusão e ebulição ocorrem em temperaturas constantes: 
 
 
 
As substâncias puras podem ser classificadas como simples ou compostas. 
 
-Substância simples 
As substâncias formadas por um ou mais átomos de um mesmo elemento químico é classificada 
como substância pura simples ou, simplesmente, substância simples. 
 
 
-Substância composta 
Quando as moléculas de determinada substância são formadas por dois ou mais elementos químicos, 
ela é classificada como substância pura composta ou, simplesmente, substância composta. 
 
 
3.3.1.1 Aspectos macroscópicos da Química 
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Símbolos e fórmulas 
-Símbolos: representa um elemento químico 
-Fórmula: representa uma substância pura, simples ou composta. 
 
Exemplos: 
-O é o símbolo do elemento químico oxigênio 
-O2 é a fórmula da substância simples oxigênio 
-O3 é a fórmula da substância simples ozônio 
 
Misturas 
Uma mistura é um sistema formado por duas ou mais substâncias puras, denominadas componentes. 
Em uma mistura o fusão e/ou ebulição não ocorrem em temperaturas constantes. A temperatura varia 
durante a fusão ou durante a ebulição, ou durante ambas. Estas não possuem ponto de fusão e ponto de 
ebulição, e sim intervalo de fusão e intervalo de ebulição: 
 
 
Existem misturas que, como exceção, comportam-se como se fossem substâncias puras durante a 
fusão: são as chamadas misturas eutéticas. 
Exemplo: algumas ligas metálicas, dentre elas a solda usada em eletrônica (37% de chumbo e 63% 
de estanho). 
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Por outro lado, também existem misturas que, como exceção, comportam-se como se fossem 
substâncias puras durante o processo de ebulição; são chamadas de misturas azeotrópicas. 
Exemplo: água e álcool na proporção de 4% de água e 96% de álcool 
 
 
 
Uma vez que as misturas apresentam composição variável, têm também propriedades — como ponto 
de fusão, ponto de ebulição, densidade — diferentes daquelas apresentadas pelas substâncias quando 
estudadas separadamente. 
 
Tipos de misturas 
As misturas podem ser classificadas em homogêneas e heterogêneas. A diferença entre elas é que 
a mistura homogênea é uma solução que apresenta uma única fase enquanto a heterogênea pode 
apresentar duas ou mais fases. Fase é cada porção que apresenta aspecto visual uniforme. 
 
Misturas homogêneas 
Nesse tipo de mistura não há superfícies de separação visíveis entre seus componentes, mesmo que 
a observação seja realizada a nível de um microscópio eletrônico. 
Exemplo: Solução de água e açúcar 
 
As misturas homogêneas são normalmente chamada de solução 
 
Misturas heterogêneas 
As misturas heterogêneas são aquelas em que são possíveis as distinções de fases (regiões visíveis 
da mistura onde se encontram os componentes), formada por duas ou mais fases. As substâncias podem 
ser diferenciadas a olho nu. 
Exemplos: 
- água + óleo 
- granito 
- água + enxofre 
- água + areia + óleo 
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Sistema homogêneo e Heterogêneo: Fases 
Sistema homogêneo 
Apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinado. Pode 
ser um mistura (solução) ou uma substância pura. 
 
 
 
 
 
 
Sistema heterogêneo 
É aquele que apresenta mais de uma fase, ou seja, não possui um aspecto uniforme, é descontínuo. 
 
Os sistemas heterogêneos também podem ser constituídos de substâncias puras. Por exemplo, água 
+ gelo: os componentes são os mesmos, mas, por estarem em estados físicos diferentes, apresentam 
aspecto heterogêneo. 
 
 Exemplos: 
 
Substância pura 
 
Fases: 
São diferentes porções homogêneas, limitadas por superfícies de separação visíveis (com ou sem 
aparelhos de aumento), que constituem um sistema heterogêneo.Um sistema homogêneo apresenta sempre uma única fase, isto é, constitui um sistema monofásico. 
Entretanto, sistema heterogêneo constitui sempre um sistema polifásico (muitas fases), que pode ser 
bifásico, trifásico, tetrafásico e etc. 
 
 
 
 
 
 
 
Processos de separação de misturas 
Análise imediata 
Na natureza, raramente encontramos substâncias puras. Assim, para obtermos uma determinada 
substância, é necessário usar métodos de separação. O conjunto de processos físicos que não alteram 
a natureza das substâncias é denominado análise imediata. Para cada tipo de mistura — heterogênea ou 
homogênea — usamos métodos diferentes. 
 
Decantação 
Processo utilizado para separar dois tipos de misturas heterogêneas. 
 
Substância pura Mistura homogênea 
Mistura homogênea 
Informações importantes: 
-Uma mistura de vários gases constitui sempre um sistema monofásico 
-Uma mistura de n sólidos constitui um sistema com n fases na maioria das vezes. 
 
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a) Líquido e sólido 
A fase sólida (barro), por ser mais densa, sedimenta-se, ou seja, deposita-se no fundo do recipiente, 
e a fase líquida pode ser transferida para outro frasco. A decantação é usada, por exemplo, nas estações 
de tratamento de água 
 
 
b) Líquido e líquido 
Separa líquidos imiscíveis (exemplo: água e óleo) com a utilização de um funil de decantação. Após a 
decantação, abre-se a torneira, deixando passar o líquido mais denso. 
 
 
 
Centrifugação 
A centrifugação é uma maneira de acelerar o processo de decantação envolvendo sólidos e líquidos 
realizada num aparelho denominado centrífuga. Na centrífuga, devido ao movimento de rotação, as 
partículas de maior densidade, por inércia, são arremessadas para o fundo do tubo. 
 
Filtração 
É utilizada para separar substâncias presentes em misturas heterogêneas envolvendo sólidos e 
líquidos. 
-Filtração simples: A fase sólida é retida no papel de filtro, e a fase líquida é recolhida em outro frasco. 
 
 
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-Filtração a vácuo: A água que entra pela trompa d’água arrasta o ar do interior do frasco, diminuindo 
a pressão interna do kitassato, o que torna a filtração mais rápida. 
 
 
Destilação 
É utilizada para separar cada uma das substâncias presentes em misturas homogêneas envolvendo 
sólidos dissolvidos em líquidos e líquidos miscíveis entre si. 
 
-Destilação Simples: Na destilação simples de sólidos dissolvidos em líquidos, a mistura é aquecida, 
e os vapores produzidos no balão de destilação passam pelo condensador, onde são resfriados pela 
passagem de água corrente no tubo externo, se condensam e são recolhidos no erlenmeyer. A parte 
sólida da mistura, por não ser volátil, não evapora e permanece no balão de destilação 
 
 
-Destilação fracionada: Na destilação fracionada, são separados líquidos miscíveis cujas temperaturas 
de ebulição (TE) não sejam muito próximas. Durante o aquecimento da mistura, é separado, inicialmente, 
o líquido de menor TE; depois, o líquido com TE intermediária, e assim sucessivamente, até o líquido de 
maior TE. À aparelhagem da destilação simples é acoplada uma coluna de fracionamento. Conhecendo-
se a TE de cada líquido, pode-se saber, pela temperatura indicada no termômetro, qual deles está sendo 
destilado. 
 
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Ventilação 
Esse método é usado, por exemplo, para separar a palha do grão de arroz. É aplicada uma corrente 
de ar, e a palha, que é mais leve, voa. 
 
Tamisação 
Feita com uma peneira muito fina chamada tamise, separa sólidos maiores dos menores. Ex: 
cascalhos e pequenas pedras preciosas. 
 
Sublimação 
As substâncias participantes desse processo podem ser separadas das impurezas através da 
sublimação e posterior cristalização. 
 
 
Separação Magnética 
É um método que utiliza a força de atração do ímã para separar materiais metálicos ferromagnéticos 
dos demais. Uma mistura de limalha (pó) de ferro com outra substância, pó de enxofre, por exemplo, pode 
ser separada com o emprego de um ímã. Aproximando o ímã da mistura, a limalha de ferro prende-se a 
ele, separando-se do enxofre. 
 
 
 
Liquefação fracionada 
Separa gases com pontos de fusão diferentes. Nesse processo um dos gases se liquefaz primeiro, 
podendo assim ser separado do outro gás. 
 
 
 
Cromatografia em papel 
Esta técnica é assim chamada porque utiliza para a separação e identificação das substâncias ou 
componentes da mistura a migração diferencial sobre a superfície de um papel de filtro de qualidade 
especial (fase estacionária). A fase móvel pode ser um solvente puro ou uma mistura de solventes. 
Este método é muito útil para separar substâncias muito polares, como açúcares e aminoácidos. 
Possui o inconveniente de poder-se cromatografar poucas quantidades de substância de cada vez. 
A cromatografia funciona graças ao fato das moléculas possuírem uma propriedade chamada 
polaridade em comum e tenderem a se atrair mutuamente. Uma molécula polar é simplesmente aquela 
que possui uma região rica em elétrons e uma outra região que é pobre em elétrons. Estas regiões às 
vezes são representadas como sendo negativamente e positivamente carregadas, respectivamente. 
Moléculas polares são unidas por forças de atração entre cargas opostas de moléculas diferentes. 
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Moléculas de água têm regiões ricas em elétrons nos átomos de oxigênio e regiões pobres em elétrons 
nos átomos de hidrogênio. 
Assim, as moléculas de água são polares e, por conseguinte, organizam-se de maneira que a região 
de carga positiva de uma molécula é atraída pela região de carga negativa de outra. 
Estas interações provêem uma explicação para o elevado ponto de ebulição da água. A água (H2O) é 
uma molécula muito mais simples que o etanol (H3C-H2C-OH), mas tem um ponto de ebulição muito mais 
alto - etanol = 46ºC; água =100ºC, 1atm 
 
Assim, as duas amostras da mesma molécula (uma conhecida, usada como padrão, e outra 
desconhecida) são analisadas sob condições idênticas, ambas terão o mesmo Rf 
Esta razão será também diferente (de forma ideal) do Rf de qualquer outra molécula presente na 
mistura, suportando, desta forma, a identificação do desconhecido. Um princípio básico dos processos 
cromatográficos é que uma diferença de Rf é considerada como prova de que as amostras são diferentes, 
entretanto valores idênticos apenas suportam a identidade dos compostos, porque duas diferentes 
estruturas podem ter o mesmo Rf sob um determinado conjunto de condições. 
A cromatografia em papel é uma das técnicas mais simples e que requerem menos instrumentos para 
realização, porém também apresenta as maiores restrições para realização em termos analíticos. 
As técnicas cromatográficas são essenciais para a separação de substâncias puras de misturas 
complexas e são amplamente utilizadas nas análises de alimentos, drogas, sangue, produtos derivados 
de petróleo e produtos de fissão nuclear. 
 
Extração Líquido-Líquido 
A extração líquido-líquido (ELL) é um processo de separação que se utiliza da propriedade de 
miscibilidade de líquidos. Por exemplo, em uma situação onde temos dois líquidos, A e B, miscíveis entre 
si, e queremos separar A de B, podemos usar um terceiro líquido, C, que seja mais miscível com A do 
que com B (veja figura). A separação entre o extrato, A e C, e o refinado, A e B, é feita com uma ampola 
de decantação ou um funil de separação. 
 
 
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A ELL (extração líquido-líquido) ou extração é empregada como alternativa a outros processos de 
separação, quando estes não são recomendáveis ou não são viáveis. Além disso, pode ser realizado à 
temperatura ambiente ou temperaturamoderada; existe ainda a possibilidade de utilização de solventes 
com boa capacidade de extração ou seletivos; como também possibilita controle de pH, força iônica e 
temperatura, de forma a evitar a desnaturação de enzimas e proteínas (sistemas aquosos bifásicos de 
biomoléculas); 
 
Extração de Produtos Naturais a partir de Vegetais 
Esse método de extração de substâncias é usado em uma área da Química, denominada “Química de 
Produtos Naturais”. Quando um químico deseja saber quais substâncias uma determinada planta contém, 
ele submete partes da planta (caule, folhas, casca) a um tratamento com solventes de polaridades 
diversas e analisa, posteriormente, as substâncias extraídas. Por outro lado, quando se deseja extrair de 
uma determinada planta uma substância que se conhece, o tratamento é feito com um solvente no qual 
a substância é muito mais solúvel. Esse processo também retira da planta outras substâncias e o químico 
tem que executar então, processos para purificar a substância desejada. 
 
Extração por Solventes 
A Extração com solventes é uma técnica relativamente moderna, usada para obter maior rendimento 
ou produtos que não podem ser obtidos por nenhum outro processo. As plantas são imersas no solvente 
adequado acetona ou qualquer outro derivado do petróleo e a separação realiza-se quimicamente, pela 
destilação em temperaturas especiais que causam somente a condensação do óleo e não dos solventes. 
Neste caso, os óleos obtidos geralmente não são usados em aromaterapia, pois geralmente contêm 
vestígios do solvente. A Extração com solventes consiste basicamente na transferência de íons, 
específicos, de uma solução pouco concentrada para outra, mais concentrada, por meio de um fenômeno 
de um soluto de distribuir entre dois solventes imiscíveis, em contato. 
 
Questões 
 
01. (UFMG) Uma amostra de uma substância X teve algumas de suas propriedades determinadas. 
Todas as alternativas apresentam propriedades que são úteis para identificar essa substância, exceto: 
(A) densidade 
(B) massa da amostra 
(C) solubilidade em água 
(D) temperatura de fusão 
(E) temperatura de ebulição 
 
02. Um copo contém uma mistura de água, acetona, cloreto de sódio e cloreto de prata. A água, a 
acetona e o cloreto de sódio estão numa mesma fase líquida, enquanto que o cloreto de prata se encontra 
numa fase sólida. Descreva como podemos realizar, em um laboratório de química, a separação dos 
componentes desta mistura. De sua descrição devem constar as etapas que você empregaria para 
realizar esta separação, justificando o(s) procedimento(s) utilizado(s). 
 
03. (UFAC) Com relação às substâncias O2, H2, H2O, Pb, CO2, O3, CaO e S8, podemos afirmar que: 
(A) todas são substâncias simples. 
(B) somente O2, H2 e O3 são substâncias simples. 
(C) todas são substâncias compostas. 
(D) somente CO2, CaO e S8 são substâncias compostas. 
(E) as substâncias O2, H2, Pb, O3 e S8 são simples 
 
04. Duas amostras de uma solução aquosa de CuSO4, de coloração azul, foram submetidas, 
respectivamente, às seguintes operações: 
I. filtração através de papel de filtro; 
II. destilação simples. 
Qual é a coloração resultante: 
A) do material que passou pelo filtro na operação I? 
B) do produto condensado na operação II? 
Justifique suas respostas. 
 
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05. Dos materiais abaixo, quais são misturas e quais são substâncias puras? Dentre as substâncias 
puras, quais são simples e quais são compostas? 
Água dos rios; 
Ferro; 
Aço; 
Gás carbônico; 
Salmoura; 
Refrigerante; 
Leite; 
Metano; 
Vinagre; 
Ouro 18 quilates; 
Amálgama (liga de mercúrio, prata e zinco); 
Gasolina; 
Ar atmosférico; 
Etanol anidro; 
Água destilada; 
Gás nitrogênio; 
Cobre; 
Gás oxigênio. 
 
06. (CEFET-PR) Para um químico, ao desenvolver uma análise, é importante verificar se o sistema 
com o qual está trabalhando é uma substância pura ou uma mistura. Dependendo do tipo de mistura, 
podemos separar seus componentes por diferentes processos. Assinale a alternativa que apresenta o 
método correto de separação de uma mistura. 
(A) Uma mistura homogênea pode ser separada através de decantação. 
(B) A mistura álcool e água pode ser separada por filtração simples. 
(C) A mistura heterogênea entre gases pode ser separada por decantação. 
(D) Podemos afirmar que, ao separarmos as fases sólidas e líquida de uma mistura heterogênea, elas 
serão formadas por substâncias puras. 
(E) O método mais empregado para a separação de misturas homogêneas sólido-líquido é a 
destilação. 
 
07 (Fuvest-SP) Para a separação das misturas: gasolina-água e nitrogênio-oxigênio, os processos 
mais adequados são respectivamente: 
(A) decantação e liquefação. 
(B) sedimentação e destilação. 
(C) filtração e sublimação. 
(D) destilação e condensação. 
(E) flotação e decantação. 
 
08. (UFPE) Associe as atividades do cotidiano abaixo com as técnicas de laboratório apresentadas a 
seguir: 
• Preparar cafezinho com café solúvel 
• Preparar chá de saquinho 
• Coar um suco de laranja 
1. Filtração 3. Extração 
2. Solubilização 4. Destilação 
A sequência correta é: 
(A) 2, 3 e 1. 
(B) 4, 2 e 3. 
(C) 3, 4 e 1. 
(D) 1, 3 e 2. 
(E) 2, 2 e 4. 
 
09. (UFPR) O processo de destilação é importante para a separação de misturas. Assinale a alternativa 
correta sobre o processo de destilação da água. 
(A) Na passagem do líquido, ocorre a quebra das ligações covalentes entre os átomos de hidrogênio 
e de oxigênio. 
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(B) A temperatura de ebulição varia durante a destilação da água. 
(C) A fase vapor é constituída por uma mistura dos gases hidrogênio e oxigênio. 
(D) A temperatura de ebulição depende da pressão atmosférica local. 
(E) A temperatura de ebulição depende do tipo de equipamento utilizado no processo. 
 
10. (PUC RJ) A despeito dos sérios problemas ambientais, o mercúrio é ainda muito utilizado nos 
garimpos devido à sua singular capacidade de dissolver o ouro, formando com ele um amálgama. Em 
muitos garimpos, o ouro se encontra na forma de partículas dispersas na lama, ou terra, dificultando assim 
a sua extração. Nestes casos, adiciona-se mercúrio à bateia, forma-se o amálgama (que não se mistura 
com a lama) e, em seguida, é feita a sua separação. Após separado da lama, o amálgama é aquecido 
com um maçarico até a completa evaporação do mercúrio, restando assim apenas o ouro. 
Sobre a temática apresentada, é INCORRETO afirmar que: 
(A) o mercúrio é um metal líquido a 25 °C e 1 atm de pressão. 
(B) a diferença nas temperaturas de ebulição é aproveitada para separar o mercúrio do ouro, já que 
estes não formam mistura eutética. 
(C) mercúrio e ouro formam um sistema heterogêneo. 
(D) a separação do sistema amálgama-lama constitui um processo físico. 
(E) os vapores de mercúrio eliminados durante a última etapa da extração podem contaminar os 
garimpeiros e também os ecossistemas em torno do garimpo. 
 
 
Respostas 
01. Resposta B 
A massa é uma propriedade que independe da natureza do material. 
 
02. Resposta: 
No primeiro passo devemos fazer uma filtração comum, retendo o AgCl(s) no filtro; em seguida, 
aqueceríamos a mistura em um aparelho de destilação separando a acetona primeiro e só em seguida a 
água do sal. 
 
03. Resposta E. 
 
04. Resposta: 
A) As soluções são materiais homogêneos e o papel de filtro não retém nenhuma substância, portanto 
o material que passou pelo filtro conserva a coloração azul da solução. 
B) Pela destilação simples, a água passa para vapor, sendo condensada a seguir. O produto 
condensado. Portanto, é incolor. 
 
05. Resposta: 
Água dos rios: mistura 
Ferro: substância pura simples 
Aço: mistura 
Gás carbônico: substância pura composta 
Salmoura: mistura 
Refrigerante: mistura 
Leite: mistura 
Metano: substância pura composta 
Vinagre: mistura 
Ouro 18 quilates: mistura 
Amálgama(liga de mercúrio, prata e zinco): mistura 
Gasolina: mistura 
Ar atmosférico: mistura 
Etanol anidro: substância pura composta 
Água destilada: substância pura composta 
Gás nitrogênio: substância pura simples 
Cobre: substância pura simples 
Gás oxigênio: substância pura simples 
 
 
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06. Resposta E. 
a) Incorreta. A decantação é uma técnica empregada para separar misturas heterogêneas do tipo 
sólido-líquido. 
b) Incorreta. O álcool e a água são líquidos miscíveis que não se separam por técnicas físicas como a 
filtração simples. Nesse caso, são necessárias técnicas químicas como a destilação fracionada. 
c) Incorreta. Vide letra a. 
d) Incorreta. Não podemos afirmar que, ao separarmos as fases sólida e líquida de uma mistura 
heterogênea, elas serão formadas por substâncias puras, porque, por exemplo, o líquido pode, na 
verdade, ser uma mistura homogênea, como álcool e água, e não um líquido puro. 
e) Correta. A destilação simples é o método mais empregado para a separação de misturas 
homogêneas sólido-líquido. 
 
07. Resposta A 
A gasolina e a água são líquidos praticamente insolúveis e podem ser separados por decantação, por 
exemplo, em um funil de bromo. O oxigênio e o nitrogênio são separados por liquefação e posterior 
destilação fracionada. 
 
08. Resposta A 
No preparo do café, você solubiliza-o em água, o conteúdo do chá de saquinho é extraído com a ajuda 
da água quente, e as partes indesejáveis da laranja, no caso as sementes, são filtradas para o preparo 
do suco. 
 
09. Resposta D. 
 
10. Resposta C. 
O mercúrio é o único metal que dissolve o ouro, por isso é usado nos garimpos. Ele separa o ouro da 
ganga, ou seja, as rochas onde o metal está incrustado. Quando se põe a ganga em contato com o 
mercúrio, só o ouro se dissolve. Depois, a solução de ouro é separada do material sólido por um processo 
de decantação. Restando, então, ouro e mercúrio que, submetidos a destilação (a mistura é aquecida e 
o mercúrio evapora) se separam. 
 
Alotropia1 
Uma substância simples é aquela que apresenta apenas um elemento químico, como por exemplo, o 
gás oxigênio O2. Quando uma substância simples varia o número de átomos, ou sua estrutura cristalina, 
outra substância é formada e a este fenômeno atribuímos o nome de Alotropia. Em síntese a Alotropia 
ocorre quando um elemento químico forma duas ou mais substâncias simples diferentes. 
Quando tratamos de formas alotrópicas obtidas a partir da variação na atomicidade devemos lembrar 
do gás oxigênio e do gás ozônio. Suas fórmulas são O2 e O3 respectivamente, havendo a variação de um 
átomo de oxigênio entre eles. Esta variação lhes confere propriedades diferentes e ao mesmo tempo 
essenciais para o funcionamento da vida na Terra, pois o gás oxigênio é necessário para a respiração e 
o gás ozônio é um dos responsáveis pela proteção contra os raios ultravioleta sendo encontrado na 
camada que inclusive leva o seu nome, a camada de ozônio. 
O enxofre é um elemento que possui variações alotrópicas, as principais são: enxofre ortorrômbico, ou 
apenas rômbico e enxofre monoclínico. As estruturas das moléculas ocorrem em forma de anel com oito 
átomos de enxofre (S8), porém possuem arranjos diferentes entre si originando assim diferentes cristais. 
O enxofre rômbico e o monoclínico são encontrados em regiões vulcânicas e utilizados para obtenção 
de ácido sulfúrico (H2SO4) industrialmente, bem como fazem parte da composição de fertilizantes. 
 
1 Disponível em: <http://www.infoescola.com/quimica/alotropia/> 
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Diamante. Foto: everything possible / Shutterstock.com 
 
Grafite. Foto: Fablok / Shutterstock.com 
 
O fósforo pode apresentar diversas formas alotrópicas. As mais conhecidas o fósforo vermelho e o 
fósforo branco sendo o último extremamente reativo e consequentemente instável. Possuem fórmula 
molecular P4 variando apenas sua estrutura e são utilizados em artigos de pirotecnia além de aditivos de 
óleos industriais. 
Outro exemplo que ilustra bem a formação de alótropos devido a variação da estrutura são as formas 
alotrópicas do carbono: grafite e diamante. O grafite possui uma estrutura em forma de lâminas e o 
diamante possui uma estrutura mais compacta o que confere a ele uma maior estabilidade. O diamante 
é o mineral com maior dureza conhecido e devido a isso é utilizado inclusive como broca para perfuração, 
além é claro da sua comercialização como pedra preciosa. O grafite é facilmente desgastável por isso é 
utilizado em lápis além é claro da utilização em peças refratárias e lubrificantes. Outra forma alotrópica 
do carbono é o fulereno que é muito utilizado pela medicina como antiviral, antioxidante e antimicrobiano. 
 
Formas alotrópicas do carbono. Ilustração: magnetix / Shutterstock.com 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
14 
 
Atualmente tem se desenvolvido muito a pesquisa na área da Nanociência relacionada aos nanotubos, 
que são estruturas de carbono em forma de “rolo” ou tubo extremamente pequenas. Esses nanotubos 
possuem grandeza na escala de 10-9 a 10-12 metros e são obtidos através de folhas de grafite enroladas 
quimicamente. Esses materiais são largamente utilizados em circuitos eletrônicos e são muito estáveis, 
resistentes e conduzem bem corrente elétrica. Desta forma são de extrema importância para o 
desenvolvimento tecnológico em geral. 
Reações Químicas 
 
As reações químicas são transformações que envolvem alterações, quebra e/ou formação, nas 
ligações entre partículas (átomos, moléculas ou íons) da matéria, resultando na formação de nova 
substância com propriedades diferentes da anterior. Algumas evidências da ocorrência de uma reação 
química são mudança de cor, evolução de calor ou luz, formação de uma substância volátil, formação de 
um gás, entre outros. 
No nosso cotidiano, há muitas reações químicas envolvidas, como por exemplo, no preparo de 
alimentos, a própria digestão destes alimentos no nosso organismo, a combustão nos automóveis, o 
aparecimento da ferrugem, a fabricação de remédios, etc. 
 
 
 
Equações químicas 
A equação química é a forma de se escrever uma reação química que envolve os reagentes e 
produtos. As substâncias iniciais de uma reação química, as que reagem, são chamadas de reagentes. 
Já as substâncias finais de uma reação, as que se formam, são chamadas de produto.2 
 
-Representação de uma Equação Química: 
 
 
 
 
Nas equações químicas são utilizados símbolos e números para descrever os nomes e as proporções 
das diferentes substâncias que entram nessas reações. Os reagentes são mostrados no lado esquerdo 
da equação e os produtos no lado direito. Na reação a matéria não e criada e nem destruídas, os átomos 
somente são reorganizados de forma diferente, por isso, uma equação química deve ser balanceada: o 
número de átomos da esquerda precisa ser igual o número de átomos da direita. Sendo assim, balancear 
uma equação é fazer com que ela entre em equilíbrio. 
 
-Exemplo de uma Equação Química não equilibrada: 
 
H2 + Cl2  HCl 
 
A equação acima está desbalanceada, pois temos nos reagentes (H2 e Cl2) dois átomos de cada 
elemento, e no produto (HCl) somente uma molécula. 
 
-Exemplo de uma Equação Química equilibrada: 
 
H2 + Cl2  2 HCl 
 
Agora, a equação representada acima está balanceada, uma vez que a adição do coeficiente 2 nos 
produtos que indica a existência de duas moléculas de ácido clorídrico (HCl). Esse número que antecede 
o elemento, no caso o número 2, é chamado de coeficiente estequiométrico. A função desse coeficiente 
é indicar a quantidade de cada substância que participa da reação. 
 
2 Mundoeducação.uol.com.br 
Reagentes Produto 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
15Podemos saber praticamente tudo sobre uma reação química através de sua equação, ela pode 
oferecer, por exemplo, as seguintes informações através de símbolos tais como: 
 
-Quando a reação é reversível: ↔ 
-Presença de luz: λ 
-Catalisadores ou aquecimento: ? 
-Formação de um precipitado: ↓ 
 
A Equação Química pode ainda demonstrar o estado físico do átomo participante da reação, através 
das letras respectivas entre parênteses: 
 
Gás (g) Vapor (v) Líquido (l) Sólido (s) Cristal (c). 
 
Tipos de reações 
Reação de síntese ou adição 
Na reação de síntese, uma substância composta é formada pela junção de duas ou mais substâncias 
(simples ou compostas).3 
 
A + B  C 
OBS: Essa reação se faz presente em flashes fotográficos descartáveis e foguetes sinalizadores. 
 
Exemplo 1: Ao se queimar uma fita de magnésio, o oxigênio presente no ar reage com o magnésio da 
fita, originando o óxido de magnésio:4 
 
2Mg(s) + 1 O2(g) → 2MgO(s) 
 
Exemplo 2: Reação do óxido de cálcio com a água, produz o hidróxido de cálcio: 
 
CaO + H2O → Ca(OH)2 
 
Exemplo 3: As soluções aquosas de ácido clorídrico e hidróxido de amônio, liberam dois gases: o HCl 
e o NH3. Se colocarmos estes dois gases em contato, eles gerarão uma névoa que é o cloreto de amônio: 
 
HCl + NH3 → NH4Cl 
 
Reação de Análise ou Decomposição 
A reação de decomposição ou de análise é um dos tipos de reações químicas na qual determinado 
composto, por ação espontânea se instável e não espontânea se estável, ao se desfragmentar 
quimicamente, dá origem à pelo menos dois produtos diferentes. Como exemplifica a reação a seguir: 
 
2AB(s)  2A(s) + B2(g) 
 
Nessa reação, um composto simples AB se decompõe em duas substâncias simples A e B. Os 
símbolos subscritos (s, g) significam o estado de agregação das matérias envolvidas: sólido e gasoso, 
respectivamente 
 
Exemplo: Ocorre na decomposição do NaCl em Sódio sólido e Cloro gasoso: como o NaCl é 
extremamente estável, é necessário algum processo (geralmente eletroquímico) para que os átomos de 
cada molécula-íon sejam separados. 
 
Vários fatores podem causar a decomposição de um composto, entre eles, vamos destacar três: 
 
(1) Pirólise: Quando algumas substâncias compostas são submetidas ao aquecimento, elas se 
decompõem. Esse tipo de reação é chamado de pirólise, isto é, quebra de um composto por meio do 
fogo. 
Exemplo: Esse tipo de reação ocorre na produção do bio-óleo ou alcatrão pirolítico, que é considerado 
uma alternativa energética para os combustíveis derivados do petróleo. A vantagem do bio-óleo é que ele 
 
3 THEODORE L. Brown, H. EUGENE LeMay, BRUCE E. Bursten. Química: A ciência central, São Paulo – SP: Editora Prentice-Hall, 2005. 9ª Edição. 992 pág. 
4 http://www.infoescola.com/ 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
16 
 
não possui metais pesados como chumbo e mercúrio, que podem poluir o meio ambiente e contaminar 
seres vivos; não possui enxofre, que sofre reações na atmosfera e gera as chuvas ácidas, e também 
libera menos cinzas. 
Outros exemplos de reações de decomposição pela ação do calor: 
 
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) 
 
2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g) 
 
5(2) Fotólise: Esse tipo de reação quando a luz causa a decomposição dos compostos. 
Exemplo 1: A fotólise ocorre no processo fotossintético realizado pelos vegetais a fim de produzir 
energia. A reação mais importante da fotossíntese é a fotólise da água, que ocorre na fase clara. 
 
2H2O  O2 + 4H+ + 4e- 
 
Exemplo 2: A água oxigenada (peróxido de hidrogênio), também está sujeito à fotólise, como 
representado na equação química: 
 
H2O2 (aq) H2O (l) + 1/2O2 (g) 
 
(3) Eletrólise: Nas reações de eletrólise as substâncias se decompõem pela passagem de corrente 
elétrica 
 
Reação de simples troca ou deslocamento 
Esse tipo de reação ocorre quando uma substância simples reage com uma composta originando 
novas substâncias: uma simples e outra composta. 
 
A + XY → AY + X 
 
Exemplo: Quando uma lâmina de zinco é introduzida em uma solução aquosa de ácido clorídrico, vai 
ocorrer a formação de cloreto de zinco e o gás hidrogênio vai ser liberado. 
 
Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2(aq) + H2 (g) 
A reação e classificada como de deslocamento uma vez que o zinco “deslocou” o hidrogênio 
 
Reação de substituição ou dupla troca 
A reação de dupla troca ocorre quando dois reagentes reagem formando dois produtos, ou seja, se 
duas substâncias compostas reagirem dando origem a novas substâncias compostas recebem essa 
denominação. 
 
AB + XY → AY + XB 
Importante: Para a ocorrência da reação de dupla troca, pelo menos uma das três condições abaixo 
deve ocorrer: 
-Formar-se pelo menos um produto insolúvel; 
-Formar-se pelo menos um produto menos ionizado (mais fraco); 
-Formar-se pelo menos um produto menos volátil. 
 
Exemplo: a reação entre o ácido sulfúrico com hidróxido de bário produz água e sulfato de bário. 
 
H2SO4 (aq) + Ba(OH)2(aq) → 2 H2O(l) + BaSO4(s) 
 
O produto sulfato de bário: BaSO4(s) é um sal branco insolúvel. 
 
Balanceamento das reações químicas 
Segundo Danton os átomos normalmente se conservam nas transformações químicas, mas nem 
sempre uma equação é indicada de forma que isso fique aparente. Isso porque é preciso fazer um 
"acerto", o balanceamento químico do número de átomos que constituem os reagentes e os produtos. 
 
5 SOUZA, Líria Alves De. "Tipos de Reações Químicas"; Brasil Escola. 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
17 
 
Neste tópico falaremos um pouco sobre um tipo bem específico de balanceamento, aquele que é feito 
logo no início, quando não se tem muita prática. Para melhor entendimento, recomendamos o uso de 
"bolinhas" ou os símbolos criados por Dalton. Além de ilustrarem melhor a operação, elas ajudam a fixar 
a ideia logo no início. Confira o exemplo: 
 
Vamos balancear a equação da formação da água. Tendo como reagentes uma molécula de 
Hidrogênio com dois átomos e uma molécula de gás oxigênio, também com dois átomos, precisamos 
chegar à fórmula H2O. 
Repare que sobra um átomo de oxigênio e para que ocorra o balanceamento, não pode haver sobra. 
Por isso é preciso acrescentar outra molécula de Hidrogênio com dois átomos. Assim ao invés de uma, 
serão produzidas duas moléculas de água. 
 
 
A equação balanceada ficaria da seguinte forma: 
. 
Repare que a soma dos átomos dos reagentes é igual ao número de átomos do produto. É isso que 
confirma: a equação foi balanceada. 
 
Confira outro exemplo: BaO + As2O5 → Ba3 (AsO4)2 
 
Neste caso ao invés de sobrar, faltam átomos de Bário e Oxigênio. Para isso é preciso acrescentar 
moléculas de BaO até que a necessidade seja suprida, tomando cuidado para que não haja sobra. 
 
Acrescentando mais duas moléculas de BaO, tudo se resolve. Basta transcrever os coeficientes das 
fórmulas químicas na equação e pronto. Repare mais uma vez que o número de átomos se conserva. 
 
Fórmulas das substâncias 
As ciências se comunicam por meio de códigos. A música, por exemplo, utiliza símbolos para representar 
os variados sons, e desta forma, uma partitura musical será acessível a qualquer músico do mundo. A 
Química também possui os seus códigos e, sem dúvida, os mais importantes são os símbolos dos elementos 
químicos e as fórmulas das substâncias. No caso da substância água, foi verificado experimentalmente, que: 
→ A água era formada pelos elementos químicos hidrogênio e oxigênio. 
→ Em qualquer quantidade de água, os átomos de hidrogênio e oxigênio estavam combinados na 
proporção de 2:1, respectivamente. 
Em função destas observações, concluiu-se que a água passou a ser representada pela fórmula H2O. 
 
H2O1ou H2O 
 
Onde os números 1 e 2, denominados de índice, indicam a quantidade de átomos de cada elemento 
químico. Normalmente, o índice 1 não precisa escrito.Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
18 
 
Balanceamento das equações químicas por oxirredução 
Como nas reações de óxido-redução ocorre transferência de elétrons, para balanceá-las devemos 
igualar o número de elétrons perdidos e recebidos. Para isso, devemos inicialmente determinar o número 
de elétrons perdidos ou recebidos para cada espécie química, que corresponde à variação do Nox (ΔNox). 
Com base nesse conhecimento, vamos determinar a quantidade necessária de cada espécie para 
obter a igualdade do número de elétrons. 
 
Regras para realizar o balanceamento das equações por oxirredução 
O balanceamento tem como fundamento que o total de elétrons cedidos pelo redutor seja IGUAL ao 
total de elétrons recebidos pelo oxidante. 
 
1º) Determinar, na equação química, os valores de todos os Nox e verificar qual espécie se oxida e 
qual se reduz, analisando os valores dos Nox dos elementos nos reagentes e nos produtos. 
 
2º) Escolher entre as espécies que sofrem redução e oxidação uma delas para iniciar o balanceamento. 
 
3º) Calcular os Δoxid e Δred . Veja abaixo: 
Δoxid = número de elétrons perdidos x atomicidade do elemento 
Δred = número de elétrons recebidos x atomicidade do elemento 
 
4º) Se possível, os Δoxid e Δred podem ser simplificados. Exemplificando: 
Δoxid = 4 Δred = 2 
 
Resumindo.. 
Δoxid = 2 Δred = 1 
 
5º) Para igualar os elétrons nos processos de oxidação e redução: 
O Δoxid se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se reduz. 
O Δred se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se oxida. 
 
6º) Os coeficientes das demais substâncias são determinados por tentativas, baseando-se na 
conservação dos átomos. 
 
Exemplo1: 
Uma lâmina de alumínio (Al) foi mergulhada numa solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4), 
ocorrendo a formação de cobre metálico (Cu) e de sulfato de alumínio [Al2(SO4)3]. 
 
 
 
A reação esquematizada acima pode ser representada, na forma iônica, da seguinte maneira: 
 
Al(s) + Cu2+ (aq) Al3+ (aq) + Cu(s) 
 
Primeiramente, devemos determinar o Nox de cada espécie e suas variações da seguinte maneira: 
 
 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
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O Al perde 3 e– ΔNox = 3 
O Cu2+ recebe 2 e– ΔNox = 2 
 
A seguir devemos igualar o número de elétrons: 
1 átomo de Al perde 3 e– 2 átomos de Al perdem 6 e– 
1 íon de Cu2+ recebe 2 e– 3 íons de Cu2+ recebem 6 e– 
Esses números de átomos correspondem aos coeficientes dessas espécies; a partir deles 
determinamos os coeficientes das outras espécies, obtendo a equação balanceada: 
 
2Al(s) + Cu2+ (aq) 2 Al3+ (aq) + 3 Cu(s) 
Exemplo 2: Quando uma solução aquosa de permanganato de potássio (KMnO4), de cor violeta, é 
tratada com ácido clorídrico (HCl), ela sofre uma descoloração, ou seja, torna-se incolor. 
A reação pode ser esquematizada da seguinte maneira: 
 
KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O 
 
Primeiramente, determinamos a variação do Nox (ΔNox) de cada elemento: 
 
 
 
Todo o manganês (Mn) presente no KMnO4 sofreu redução, originando o MnCl2: 
 
O cloro contido no HCl da origem ao KCl, MnCl2 e Cl2. Entretanto, apenas uma parte dos seus átomos 
oxidou-se, originando o Cl2: 
 
 
Associando o ΔNox com a quantidade de Cl2 formada, observamos que cada elemento cloro que forma 
Cl2 perde 1 elétron; como são necessários 2 cloros para formar cada Cl2, nessa formação foram perdidos 
2 elétrons. Assim, temos: 
-KMnO4 = ΔNox = 5; 
-Cl2 = 2 ΔNox = 2. 
 
Agora iremos determinar os coeficientes para cada espécie em que houve variação do Nox, sabendo 
que isso pode ser feito simplesmente atribuindo o ΔNox de uma espécie como coeficiente da outra 
espécie. Assim, temos: 
-KMnO4 = ΔNox = 5 ⇒ 5 será o coeficiente do Cl2; 
-Cl2 = 2 (ΔNox) = 2 ⇒ 2 será o coeficiente do KMnO4. 
 
Conhecendo os coeficientes do KMnO4 e do Cl2, podemos determinar os outros pelo método das 
tentativas, e teremos a equação balanceada: 
 
2KMnO4 + 16HCl  2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O 
 
Velocidade da Equação Química 
 
A velocidade das reações químicas é alterada principalmente por variações na superfície de contato, 
na concentração dos reagentes, na temperatura e pelo uso de catalisadores. 
A velocidade das reações químicas é uma área estudada pela Cinética Química. Esse estudo é 
importante porque é possível encontrar meios de controlar o tempo de desenvolvimento das reações, 
tornando-as mais lentas ou mais rápidas, conforme a necessidade. 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
20 
 
Alguns dos fatores que interferem na velocidade das reações são: 
- Temperatura: um aumento na temperatura provoca um aumento na velocidade das reações 
químicas, sejam elas endotérmicas ou exotérmicas, pois isso faz com que se atinja mais rápido o 
complexo ativado; 
- Concentração: um aumento na concentração dos reagentes acelera a reação, pois haverá um maior 
número de partículas dos reagentes por unidade de volume, aumentando a probabilidade de ocorrerem 
colisões efetivas entre elas; 
- Pressão: Esse fator interfere unicamente em sistemas gasosos. O aumento da pressão aumenta 
também a rapidez da reação, pois deixa as partículas dos reagentes em maior contato; 
- Superfície de contato: Quanto maior a superfície de contato, maior a velocidade com que a reação 
se processa, pois, conforme explicado nos dois últimos itens, a reação depende do contato entre as 
substâncias reagentes; 
-Catalisador: O uso de catalisadores específicos para determinadas reações pode acelerá-las. Essas 
substâncias não participam da reação em si, pois são totalmente regeneradas ao final dela. 
 
Questões 
 
01. O consumo de ácido sulfúrico pode ser utilizado como um indicador do desenvolvimento de um 
país. Industrialmente, esse ácido pode ser obtido a partir da pirita de ferro, que consiste basicamente em 
sulfeto ferroso (FeS). Classifique as equações de obtenção industrial do ácido sulfúrico mostradas a 
seguir: 
I. FeS + O2 → Fe + SO2 
II. 2 SO2 + 2 O2 → 2 SO3 
III. SO3 + H2O → H2SO4 
 
(A) Dupla troca, síntese, síntese. 
(B) Dupla troca, análise, análise. 
(C) Síntese, simples troca, dupla troca. 
(D) Simples troca, análise, análise. 
(E) Simples troca, síntese, síntese. 
 
02. (FURRN-adaptado/2015) No filme fotográfico, quando exposto à luz, ocorre a reação: 
 
2 AgBr →2 Ag + Br2 
Essa reação pode ser classificada como: 
(A) pirólise. 
(B) eletrólise. 
(C) fotólise. 
(D) síntese. 
(E) simples troca 
 
03. (UFCE) 1. A equação: 
Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2 mostra que: 
 
(A) a reação não está balanceada. 
(B) há maior quantidade de átomos de alumínio nos produtos que nos reagentes. 
(C) os coeficientes que ajustam a equação são 2 , 3 , 1 e 3. 
(D) a massa dos reagentes não é igual à dos produtos. 
 
04. Assinale a alternativa que corretamente completa a frase a seguir: 
“Reações de análise ou decomposição são aquelas em que um único reagente transforma-se em dois 
ou mais produtos, sendo que, algumas recebem nomes especiais: a reação de ____ ocorre mediante 
decomposição provocada pelo calor; reação de ______ocorre mediante decomposição provocada pela 
luz; e reação de ______ ocorre mediante decomposição provocada pela passagem da corrente elétrica.” 
(A) síntese – deslocamento – dupla troca 
(B) adição – simples troca – deslocamento 
(C) pirólise – eletrólise – fotólise 
(D) pirólise – fotólise – eletrólise 
(E) fotólise – pirólise – eletrólise 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
21 
 
05. (UFRJ) A reação que representa a formação do cromato de chumbo II, que é um pigmento 
amarelo usado em tintas, é representada pela equação: 
Pb(CH3COO)2 + Na2CrO4 → PbCrO4 + 2 NaCH3COO 
Que é uma reação de: 
(A) oxirredução 
(B) dupla troca 
(C) síntese 
(D) deslocamento 
(E) decomposição 
 
06.Dê nomes às reações (reação de síntese, decomposição, simples troca ou dupla troca), de acordo 
com os reagentes e produtos, justificando a resposta:a) Zn + Pb(NO3)2 → Zn(NO3)2 + Pb 
b) FeS + 2 HCl → FeCl2 + H2S 
c) 2 NaNO3 → 2 NaNO2 + O2 
d) N2 + 3 H2 → 2 NH3 
 
07. UFMS A desidratação do sulfato de cobre, CuSO4 .x H2O, por aquecimento, é um processo que 
ocorre em 4 etapas, como mostrado abaixo. 
I. sulfato de cobre trihidratado é obtido pela perda de duas moléculas de água; 
II. forma-se o composto monohidrato; 
III. obtenção do sulfato de cobre anidro, ou seja, “seco”; 
IV. o sal anidro, quando fortemente aquecido, se decompõe em óxido de cobre II e trióxido de enxofre, 
como segue: CuSO4 → CuO + SO3. 
É correto afirmar que: 
01. O sulfato de cobre hidratado inicial tem fórmula CuSO4 . 5H2O; 
02. A equação que melhor representa a etapa II é CuSO4 . 5H2O → CuSO4 . H2O + 2H2O; 
04. Perdem-se quatro moléculas de água nas etapas I e II; 
08. 1 mol de sulfato de cobre anidro pesa 159,5 g; 
16. a equação total de desidratação para obtenção de sulfato de cobre anidro é 
CuSO4 . 5H2O → CuO + SO3; 
32. a etapa IV representa uma reação de óxido-redução. 
Dê, como resposta, a soma das alternativas corretas. 
 
08 Mackenzie-SP 
I. SO3 + H2O → H2SO4 
II. H2 + 1 O2 → H2O 
 
Das sínteses expressas pelas equações acima, realizadas em condições adequadas, é INCORRETO 
afirmar que: 
(A) na reação I tanto os reagentes como o produto são substâncias compostas. 
(B) na síntese da água, o balanceamento da equação está incorreto. 
(C) na reação I forma-se um ácido. 
(D) a soma dos menores coeficientes inteiros do balanceamento na equação I é igual a 3. 
(E) na reação II os reagentes são substâncias simples. 
 
09.I.E. Superior de Brasília-DF As nações mais desenvolvidas precisam dedicar mais atenção aos 
problemas daquelas menos favorecidas, em especial quanto às necessidades básicas das populações. 
A alimentação, por exemplo, é uma questão crítica em países como os da maioria do Continente Africano. 
Algumas providências simples têm efeito quase imediato na reversão do quadro de subnutrição humana. 
No Nordeste do Brasil, por exemplo, outra área crítica em termos nutricionais, experiências bem 
sucedidas têm sido levadas a cabo por abnegados voluntários no combate a esse grave problema. Uma 
das técnicas utilizadas consiste em introduzir um prego amarrado por um barbante nas panelas onde são 
cozidos alimentos pobres em ferro, como o arroz. Com isso, íons imprescindíveis ao organismo humano 
são acrescentados à alimentação dos cidadãos com menor poder aquisitivo. Utilizando o texto acima 
como referência e seus conhecimentos de Química, julgue os itens. 
( ) Os íons citados são provenientes do metal ferro, principal constituinte do prego. 
( ) O metal ferro que compõe o prego não pertence ao mesmo elemento químico do 
íon ferro. 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
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( ) Para que o prego contribua com íons para o arroz é necessário que o metal ferrosofra oxidação. 
( ) O ferro é um metal alcalino como o sódio. 
( ) O ferro é um elemento encontrado em quantidades significativas no solo do bioma Cerrado. 
 
10 Unifor-CE Considere algumas transformações que ocorrem no ambiente: 
I. Formação de dióxido de enxofre: S(s) + O2 (g)→ SO2(g) 
II. Interação da “chuva ácida” com mármore: 2H+ (aq) + CaCO3(s)→ CO2(g) + H2O(l) + Ca 2+(aq) 
III. Interação do monóxido de nitrogênio com ozônio (na estratosfera): 
NO(g) + O3(g) → NO2(g) + O2(g) 
 
Dos processos descritos, reconhece-se interação que envolve oxirredução em: 
(A) I, somente 
(B) II, somente 
(C) III, somente 
(D) I e III, somente 
(E) I, II e III 
 
Respostas 
 
01. Resposta E. 
I. FeS + O2 → Fe + SO2 = reação de simples troca ou deslocamento (uma substância composta (FeS) 
reage com uma substância simples (O2) e produz uma nova substância simples (Fe) e uma nova 
substância composta (SO2) pelo deslocamento entre seus elementos). 
II. 2 SO2 + 2 O2 → 2 SO3 = reação de síntese ou adição (duas substâncias reagem e produzem uma 
única substância mais complexa). 
III. SO3 + H2O → H2SO4 = reação de síntese ou adição. 
 
02. Resposta C. 
A fotólise é um tipo de reação de decomposição que ocorre na presença de luz. 
 
03. Resposta 
Todas as alternativas estão corretas. 
a) A reação não está balanceada porque enquanto nos reagentes temos 1 Al, 1 S e 4 O, nos produtos 
temos 2 Al, 3 S e 12 O. 
b) Há maior quantidade de átomos de alumínio nos produtos (dois) que nos reagentes (um). 
c) Os coeficientes que ajustam a equação são 2 , 3 , 1 e 3: 
2 Al + 3 H2SO4 → 1 Al2(SO4)3 + 3 H2 
Agora sim temos a mesma quantidade de átomos de todos os elementos nos dois membros da 
equação. 
d) A massa dos reagentes não é igual à dos produtos. 
Só o fato de a equação não estar balanceada já nos indica isso. Mas para comprovar, temos que 
consultar a massa dos elementos na tabela periódica (Al = 27, H = 1, S = 32, O = 16). Assim, temos: 
 Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2 
27 g + (2 + 32 + 64) g = (54 + 32 + 192) + 2 
 125 g ≠ 280 g. 
 
04. Resposta D. 
Pirólise, fotólise e eletrólise 
 
05. Resposta B 
 Dupla troca 
06. Resposta 
 a) A equação acima se refere a uma reação de simples troca (ou deslocamento): uma substância 
simples (Zn) reagiu com uma composta Pb(NO3)2 e originou uma nova substância simples (Pb) e outra 
composta Zn(NO3)2. 
b) Reação de dupla troca: duas substâncias compostas reagiram entre si originando duas novas 
substâncias compostas. 
c) Reação de decomposição (ou análise): uma única substância (NaNO3) originou dois produtos. 
d) Reação de síntese (ou adição): duas substâncias originaram um único produto (NH3). 
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23 
 
07. Resposta 
01 + 04 + 08 = 13 
 
08. Resposta: B 
 
09. Resposta: 
V – F – V – F – V 
 
10 Resposta:C 
Leis Ponderais 
 
No final do século XVIII, os cientistas Antoine Laurent Lavoisier e Joseph Louis Proust, através de 
estudos experimentais, concluíram que as reações químicas obedecem a determinadas leis. Essas leis 
são chamadas de leis ponderais e relacionam as massas das substâncias, reagentes e produtos 
participantes de uma reação química. 
 
-Lei de Lavoisier: 
A primeira delas, a Lei da Conservação de Massas, ou Lei de Lavoisier é uma lei da química que 
muitos conhecem por uma célebre frase dita pelo cientista conhecido como o pai da química, Antoine 
Lavoisier: 
 
“Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma” 
 
Ao realizar vários experimentos, Lavoisier concluiu que: 
 
“Num sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos” 
 
 
 
Exemplo: 
Mercúrio metálico + oxigênio → óxido de mercúrio II 
 100,5 g 8,0 g 108,5 g 
-Lei de Proust 
O químico Joseph Louis Proust observou que em uma reação química a relação entre as massas das 
substâncias participantes é sempre constante. A Lei de Proust ou a Lei das proporções definidas diz que 
dois ou mais elementos ao se combinarem para formar substâncias, conservam entre si proporções 
definidas. 
Em resumo a lei de Proust pode ser resumida da seguinte maneira: 
 
"Uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas 
sempre na mesma proporção em massa". 
 
Exemplo: A massa de uma molécula de água é 18g e é resultado da soma das massas atômicas do 
hidrogênio e do oxigênio. 
H2 – massa atômica = 1 → 2 x 1 = 2g 
O – massa atômica = 16 → 1 x 16 = 16g 
Reagente
s 
Produto 
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24 
 
Então 18g de água tem sempre 16g de oxigênio e 2g de hidrogênio. A molécula água está na proporção 
1:8. 
mH2 = 2g = 1 
____ ___ _ 
m O 16g 8 
 
 
 
 
 
-Lei de Dalton 
Em 1808, John Dalton propôs uma teoria para explicar essas leis ponderais, denominada teoria 
atômica, criando o primeiro modelo atômico científico, em que o átomo seria maciço e indivisível. A teoria 
proposta por ele pode ser resumida da seguinte maneira: 
1. Tudo que existe na natureza é formadopor pequenas partículas microscópicas denominadas 
átomos; 
2. Estas partículas, os átomos, são indivisíveis (não é possível seccionar um átomo) e indestrutíveis 
(não se consegue destruir mecanicamente um átomo); 
3. O número de tipos de átomos (respectivos a cada elemento) diferentes possíveis é pequeno; 
4. Átomos de elementos iguais sempre apresentam características iguais, bem como átomos de 
elementos diferentes apresentam características diferentes. Sendo que, ao combiná-los, em proporções 
definidas, definimos toda a matéria existente no universo; 
5. Os átomos assemelham-se a esferas maciças que se dispõem através de empilhamento; 
6. Durante as reações químicas, os átomos permaneciam inalterados. Apenas configuram outro 
arranjo. 
 
Ao mesmo tempo da publicação dos trabalhos de Dalton foi desenvolvido o estudo sobre a natureza 
elétrica da matéria, feita no início do século XIX pelo físico italiano Volta, que criou a primeira pilha elétrica. 
Isso permitiu a Humphry Davy descobrir dois novos elementos químicos: o potássio (K) e o sódio (Na). A 
partir disso, os trabalhos a respeito da eletricidade foram intensificados. 
Em meados de 1874, Stoney admitiu que a eletricidade estava intimamente associada aos átomos em 
que quantidades discretas e, em 1891, deu o nome de elétron para a unidade de carga elétrica negativa. 
 
A descoberta do elétron 
Em meados do ano de 1854, Heinrich Geissler desenvolveu um tubo de descarga que era formado por 
um vidro largo, fechado e que possuía eletrodos circulares em suas pontas. Ele notou que quando se 
produzia uma descarga elétrica no interior do tubo de vidro, utilizando um gás que estivesse sob baixa 
pressão, a descarga deixava de ser barulhenta, e no tubo uma cor aparecia –que iria depender do gás, 
de sua pressão e da voltagem a ele aplicada–. Um exemplo dessa experiência é o tubo luminoso de neon 
que normalmente se usa em estabelecimentos como placa. 
Já em 1875, William Crookes se utilizou de gases bastante rarefeitos, ou seja, que estavam em 
pressões muito baixas, e os colocou em ampolas de vidro. A eles depositou voltagens altíssimas e assim, 
emissões denominadas raios catódicos surgiram. Isso porque esses raios sempre se desviam na direção 
e sentido da placa positiva, quando são submetidos a um campo elétrico externo e uniforme, o que prova 
que os raios catódicos são de natureza negativa. 
Esse desvio ocorre sempre da mesma maneira, seja lá qual for o gás que se encontra no interior da 
ampola. Isso fez os cientistas imaginarem que os raios catódicos seriam formados por minúsculas 
partículas negativas, e que estas existem em toda e qualquer matéria. A tais partículas deu-se o nome de 
elétrons. Assim, pela primeira vez na história, constatava-se a existência de uma partícula subatômica, o 
elétron. 
 
Modelo atômico de Thomson 
No final do século XIX, Thomson, utilizando uma aparelhagem semelhante, demonstrou que esses 
raios poderiam ser considerados como um feixe de partículas carregados negativamente, uma vez que 
que eram atraídos pelo polo positivo de um campo elétrico externo e independiam do gás contido no tubo. 
Thomson concluiu que essas partículas negativas deveriam fazer parte dos átomos componentes da 
matéria, sendo denominados elétrons. Após isto, propôs um novo modelo científico para o átomo. Para 
Thomson, o átomo era uma esfera de carga elétrica positiva “recheada” de elétrons de carga negativa. 
As Leis de Lavoisier e de Proust são chamadas de Leis Ponderais porque estão 
relacionadas à massa dos elementos químicos nas reações químicas. 
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25 
 
Esse modelo ficou conhecido como “pudim de passas”. Este modelo derruba a ideia de que o átomo é 
indivisível e introduz a natureza elétrica da matéria. 
 
A descoberta do próton 
Em 1886, Goldstein, físico alemão, provocando descargas elétricas num tubo a pressão reduzida (10 
mmHg) e usando um cátodo perfurado, observou a formação de um feixe luminoso (raios canais) no 
sentido oposto aos raios catódicos e determinou que esses raios era constituídos por partículas positivas 
 
Os raios canais variam em função do gás contido no tubo. Quando o gás era hidrogênio, obtinham-se 
os raios com partículas de menor massa, as quais foram consideradas as partículas fundamentais, com 
carga positiva, e denominadas próton pelo seu descobridor, Rutherford, em 1904. 
 
A descoberta da radioatividade 
Wilhelm Conrad Röntgen foi um físico alemão que, em 8 de novembro de 1895, realizando 
experimentos em que utilizava gases altamente rarefeitos em uma ampola de Crookes, descobriu 
acidentalmente que, a partir da parte externa do tubo, eram emitidos raios que conseguiam sensibilizar 
chapas fotográficas. Ele chamou esses raios de raios X. 
Isso possibilitou que, em 1886, Becquerel descobrisse a radioatividade e a descoberta do primeiro 
elemento capaz de emitir radiações semelhantes ao raio X: o urânio. Logo a seguir o casal Curie descobriu 
dois outros elementos radioativos: o polônio e o rádio. 
Com a finalidade de estudar as radiações emitidas pelos elementos radioativos, foram realizados 
vários tipos de experimentos, dentre os quais o mais conhecido é o representado a seguir, em que as 
radiações são submetidas a um campo eletromagnético externo. 
 
A experiência de Rutherford 
Em meados do século de XX, dentre as inúmeras experiências realizadas por Ernest Rutherford e seus 
colaboradores, uma ganhou destaque, uma vez que mostrou que o modelo proposto por Thomson era 
incorreto. 
A experiência consistiu em bombardear uma fina folha de ouro com partículas positivas e pesadas, 
chamada de α, emitidas por um elemento radioativo chamado polônio. 
 
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Rutherford observou que: 
a) grande parte das partículas α passaram pela folha de ouro sem sofrer desvios (A) e sem altera a 
sua superfície; 
b) algumas partículas α desviaram (B) com determinados ângulos de desvios; 
c) poucas partículas não atravessaram a folha de ouro e voltaram (C). 
 
O modelo de Rutherford 
A experiência da “folha de ouro” realizada pelo neozelandês Ernest Rutherford foi o marco decisivo 
para o surgimento de um novo modelo atômico, mais satisfatório, que explicava de forma mais clara uma 
série de eventos observados: 
O átomo deve ser constituído por duas regiões: 
a) Um núcleo, pequeno, positivo e possuidor de praticamente toda a massa do átomo; 
b) Uma região positiva, praticamente sem massa, que envolveria o núcleo. A essa região se deu o 
nome de eletrosfera. 
 
 
 
Para que fique mais claro, vamos agora relacionar o modelo de Rutherford com as conclusões 
encontrados em sua experiência. 
 
Observações Conclusões 
Grande parte das partículas alfa 
atravessa a lâmina sem desviar o curso. 
Boa parte do átomo é vazio. No espaço vazio 
(eletrosfera) provavelmente estão localizados os 
elétrons. 
Poucas partículas alfa (1 em 20000) não 
atravessam a lâmina e voltavam. 
Deve existir no átomo uma pequena região onde está 
concentrada sua massa (o núcleo). 
Algumas partículas alfa sofriam desvios 
de trajetória ao atravessar a lâmina. 
O núcleo do átomo deve ser positivo, o que provoca 
uma repulsão nas partículas alfa (positivas). 
 
Em resumo: o modelo de Rutherford representa o átomo consistindo em um pequeno núcleo rodeado 
por um grande volume no qual os elétrons estão distribuídos. O núcleo carrega toda a carga positiva e a 
maior parte da massa do átomo. Devido ao modelo atômico de Thomson não ser normalmente usados 
para interpretar os resultados dos experimentos de Rutherford, Geiger e Marsden, o modelo de Rutherford 
logo o substituiu. De fato, isto é a base para o conceito do átomo. 
Partículas 
alfa 
Núcleo do 
átomo 
Átomo 
de Ouro 
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O átomo moderno 
Quando Rutherford realizou seu experimento com um feixe de partículasalfa, e propôs um novo 
modelo para o átomo, houve algumas controvérsias. Entre elas era que o átomo teria um núcleo composto 
de partículas positivas denominadas prótons. No entanto, Rutherford concluiu que, embora os prótons 
contivessem toda a carga do núcleo, eles sozinhos não podem compor sua massa. 
O problema da massa extra foi resolvido quando, em 1932, o físico inglês J. Chadwick descobriu uma 
partícula que tinha aproximadamente a mesma massa de um próton, mas não era carregada 
eletricamente. Por ser a partícula eletricamente neutra, Chadwick a denominou de nêutron. 
 
 
 
Hoje, acreditamos que, com uma exceção, o núcleo de muitos átomos contém ambas as partículas: 
prótons e nêutrons, chamados núcleons. (A exceção é o núcleo de muitos isótopos comuns de hidrogênio 
que contém um próton e nenhum nêutron.) Como mencionamos, é geralmente conveniente designar 
cargas em partículas em termos de carga em um elétron. De acordo com esta convenção, um próton tem 
uma carga de +1, um elétron de -1, e um nêutron de 0. 
 
 
Em resumo, podemos então descrever um átomo como apresentando um núcleo central, que é 
pequeníssimo, mas que contém a maior parte da massa do átomo e é circundado por uma enorme região 
extra nuclear contendo elétrons (carga -1). O núcleo contém prótons (carga +1) e nêutrons (carga 0). O 
átomo como um todo não tem carga devido ao número de prótons ser igual ao número de elétrons. A 
soma das massas dos elétrons em um átomo é praticamente desprezível em comparação com a massa 
dos prótons e nêutrons. 
 
Número atômico e número de massa 
Um átomo individual (ou seu núcleo) é geralmente identificado especificando dois números inteiros: o 
número atômico Z e o número de massa A. 
O número atômico (Z) é o número de prótons no núcleo. Como um átomo é um sistema eletricamente 
nêutron, se conhecermos o seu número atômico, teremos então duas informações: o número de prótons 
e o número de elétrons. 
 
O número de massa A é o número total de núcleons (prótons mais nêutrons) no núcleo. 
 
 
 
 
Número de prótons= número de elétrons 
Número de massa= número de prótons + número de nêutrons 
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Pode-se ver destas definições que o número de nêutrons no núcleo é igual a A - Z. 
Um átomo específico é identificado pelo símbolo do elemento com número atômico Z como um índice 
inferior e o número de massa como um índice superior. Assim, 
 
 
Indica um átomo do elemento X com o número atômico Z e número de massa A. Por exemplo: 
 
 
Refere-se a um átomo de oxigênio comum número atômico 8 e um número de massa 16. 
 
Todos os átomos de um dado elemento têm o mesmo número atômico, porque todos têm o mesmo 
número de prótons no núcleo. Por esta razão, o índice inferior representando o número atômico é algumas 
vezes omitido na identificação de um átomo individual. Por exemplo, em vez de escrever 16O8, é suficiente 
escrever 16O, para representar um átomo de oxigênio -l6. 
 
Íons 
 
 
 
Os átomos podem perder ou ganhar elétrons, originando novos sistemas, carregados eletricamente: 
os íons. 
Nos íons, o número de prótons é diferente do número de elétrons. 
Os átomos, ao ganharem elétrons, originam íons negativos, ou ânions, e, ao perderem elétrons, 
originam íons positivos, os cátions. 
 
Cátions (íons positivos) 
Em um cátions, o número de prótons é SEMPRE maior do que o número de elétrons. Veja abaixo um 
exemplo de cátion: 
-Cl (Z=17) 
Número de prótons: 17  carga:: +17 
Número de elétrons: 17  carga: -17 
Carga elétrica total: +16-16= 0 
 
-Cl+ ( Z=17) 
Número de prótons: 17 carga: +17 
Número de elétrons: 16  carga: -16 
Carga elétrica total: +17 -16= +1 
 
Ânions (íons negativos) 
Em um ânion, o número de prótons é menor do que o número de elétrons. Vamos agora relacionar o 
átomo de enxofre (S) com seu ânion bivalente (S2-). 
 
-S (Z=16) 
Número de prótons: 16 carga: +16 
Número de elétrons: 16  carga: -16 
Carga elétrica total: +16 -16 =0 
 
-S (Z=16) 
Número de prótons: 16 carga: +16 
Número de elétrons: 19  carga: -18 
Carga elétrica total: +16 -18 = -2 
 
 
ÍONS: Número de prótons ≠ Número de elétrons 
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29 
 
O elemento químico 
Um elemento químico é definido como sendo o conjunto formado por átomos de mesmo número 
atômico (Z). 
A cada elemento químico atribui-se um nome; a cada nome corresponde um símbolo e, 
consequentemente, a cada símbolo corresponde um número atômico. 
 
Elemento químico Símbolo Número atômico 
Hidrogênio H 1 
Oxigênio O 8 
Cálcio Ca 20 
Cobre Cu 29 
Prata Ag 47 
Platina Pt 78 
Mercúrio Hg 80 
 
Relações atômicas 
-Isótopos: 
Átomos de um dado elemento podem ter diferentes números de massa e, portanto, massas diferentes 
porque eles podem ter diferentes números de nêutrons em seu núcleo. Como mencionado, tais átomos 
são chamados isótopos. 
 
Exemplo: considere os três isótopos de oxigênio de ocorrência natural: 16O8, 17O8 e 18O8; cada um 
destes tem 8 prótons no seu núcleo. (Isto é o que faz com que seja um átomo de oxigênio.). 
 
Átomos Prótons Nêutrons Elétrons 
H1
1 1 0 1 
H1
2 1 1 1 
H1
3 1 2 1 
08
16 8 8 8 
08
17 8 9 8 
08
18 8 10 8 
U92
234 92 142 92 
U92
235 92 143 92 
U92
238 92 146 92 
 
Cada isótopo também apresenta (A - Z) nêutrons, ou 8, 9 e 10 nêutrons, respectivamente. Devido aos 
isótopos de um elemento apresentar diferentes números de nêutrons, eles têm diferentes massas. 
 
-Isóbaros: 
São átomos de diferentes números de próton, mas que possuem o mesmo número de massa (A). 
Assim, são átomos de elementos químicos diferentes, mas que têm mesma massa, já que um maior 
número de prótons será compensado por um menor número de nêutrons, e assim por diante. Desse 
modo, terão propriedades físicas e químicas diferentes. 
 
-Isótonos: 
São átomos de diferentes números de prótons e de massa, mas que possuem mesmo número de 
nêutrons. Ou seja, são elementos diferentes, com propriedades físicas e químicas diferentes. 
 
Questões 
 
01. (FUVEST) O átomo constituído de 17 prótons, 18 nêutrons e 17 elétrons, possui número atômico 
e número de massa igual a: 
(A) 17 e 17 
(B) 17 e 18 
(C) 18 e 17 
(D) 17 e 35 
(E) 35 e 17 
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02. (PUC-SP). A notação Fe26
56 indica: 
(A) 26 átomos de ferro de número de massa 56. 
(B) 26 átomos grama de ferro de número de massa 56. 
(C) Um isóbaro de ferro de número de massa 56. 
(D) Um isótono de ferro de número de massa 56. 
(E) Isótopo de ferro de número de massa 56. 
 
03. Um átomo de número atômico Z e número de massa A: 
(A) tem A nêutrons. 
(B) tem A elétrons. 
(C) tem Z prótons. 
(D) tem A – Z nêutrons. 
(E) tem Z elétrons. 
 
04. (MACK) Indique a alternativa que completa corretamente as lacunas do seguinte período: “Um 
elemento químico é representado pelo seu ___________ , é identificado pelo número de __________ e 
pode apresentar diferente número de __________ .” 
(A) nome – prótons – nêutrons. 
(B) nome – elétrons – nêutrons. 
(C) símbolo – elétrons – nêutrons. 
(D) símbolo – prótons – nêutrons. 
(E) símbolo – – elétrons – nêutron 
 
05. (PUC-PR) Dados os átomos de 238U92 e 210Bi83, o número total de partículas (prótons, elétrons e 
nêutrons) existentes na somatória será: 
(A) 641 
(B) 528 
(C) 623 
(D) 465 
(E) 496 
 
06. No fim do século XIX começaram a aparecer evidências de que o átomo não era a menor partícula 
constituinte da matéria. Em 1897 tornou-se pública a demonstração da existência de partículas negativas, 
por um inglês de nome: 
(A) Dalton; 
(B) Rutherford; 
(C) Bohr; 
(D) Thomson; 
(E) Proust 
 
07. Com relação à estrutura do átomo, assinalar a alternativa correta: 
(A) o átomo é maciço 
(B) a massa do átomo está fundamentalmente concentrada no seu núcleo 
(C) no núcleo encontram-se prótons e elétrons 
(D) a massa do elétron é igual à massa do próton 
(E) átomos deum mesmo elemento químico são todos iguais 
 
08 (UFU-MG). O átomo é a menor partícula que identifica um elemento químico. Ele possui duas 
partes, a saber: uma delas é o núcleo, constituído por prótons e nêutrons, e a outra é a região externa – 
a eletrosfera-, por onde circulam os elétrons. Alguns experimentos permitiram a descoberta das 
características das partículas constituintes do átomo. 
Em relação a essas características, indique a alternativa correta. 
(A) prótons e elétrons possuem massas iguais e cargas elétricas de sinais opostos. 
(B) entre as partículas atômicas, os elétrons têm maior massa e ocupam maior volume no átomo. 
(C) entre as partículas atômicas, os prótons e os nêutrons têm maior massa e ocupam maior volume 
no átomo. 
(D) entre as partículas atômicas, os prótons e os nêutrons têm mais massa, mas ocupam um volume 
muito pequeno em relação ao volume total do átomo. 
 
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09. (UFRJ). Alguns estudantes de Química, avaliando seus conhecimentos relativos a conceitos 
básicos para o estudo do átomo, analisam as seguintes afirmativas: 
I. Átomos isótopos são aqueles que possuem mesmo número atômico e números de massa diferentes. 
II. O número atômico de um elemento corresponde à soma do número de prótons com o de nêutrons. 
III. O número de massa de um átomo, em particular, é a soma do número de prótons com o de elétrons. 
IV. Átomos isóbaros são aqueles que possuem números atômicos diferentes e mesmo número de 
massa. 
V. Átomos isótonos são aqueles que apresentam números atômicos diferentes, número de massas 
diferentes e mesmo número de nêutrons. 
 
Esses estudantes concluem, corretamente, que as afirmativas verdadeiras são as indicadas por: 
(A) I, III e V 
(B) I, IV e V 
(C) II e III 
(D) II, III e V 
(E) II e V 
 
10. (UFCE). Na tentativa de montar o intrincado quebra-cabeça da evolução humana, pesquisadores 
têm utilizado relações que envolvem elementos de mesmo número atômico e diferentes números de 
massa para fazer a datação de fósseis originados em sítios arqueológicos. Quanto a esses elementos, é 
correto afirmar que são: 
(A) isóbaros 
(B) isótonos 
(C) isótopos 
(D) alótropos 
(E) isômeros 
 
Respostas 
 
01. Resposta D. 
O número de prótons é igual ao número atômico, portanto, o número atômico desde átomo é 17. 
O número de massa corresponde a soma do número de prótons mais o número de nêutrons, portanto 
o este número (17+18) é 35. 
 
02. Resposta A. 
26: representa o número atômico do Ferro 
56: Representa o número de massa, isto é prótons (26) + neutros (30). 
 
03. Resposta D. 
O número de nêutrons e calculado através da subtração entre o número de massa (A) e o número 
atômico (Z), portanto, o número de nêutrons é A - Z. 
 
04. Resposta D. 
 
05. Resposta C 
Vamos calcular primeiro o número de nêutrons para os dois elementos, usando a fórmula 
n = A – Z 
238U92: 238 -92 = 146 
210Bi83: 210 – 83 = 127 
 
Soma dos nêutrons: 146 + 127 = 273 
De acordo com a fórmula P = Z = e temos: 
-Soma dos prótons: 175; 
-Soma dos elétrons: 175; 
-Soma total (de prótons, elétrons e nêutrons) para os dois elementos será = 623. 
 
06. Resposta D. 
 
 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
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07. Resposta B 
A massa do átomo (A) é constituída por prótons e neutros e está concentrada no núcleo do átomo. 
 
08. Resposta D 
a) (INCORRETA), prótons e elétrons NÃO possuem massas iguais. 
b) (INCORRETA), entre as partículas atômicas, os elétrons NÃO têm maior massa e NÃO ocupam 
maior volume no átomo. 
c) (INCORRETA), entre as partículas atômicas, os prótons e os nêutrons têm maior massa, mas NÃO 
ocupam maior volume no átomo. 
 
09. Resposta B. 
II. (INCORRETA) O número atômico de um elemento corresponde ao número de prótons. 
III. (INCORRETA) O número de massa de um átomo é resultante da soma do número de prótons e 
nêutrons, dado pela fórmula A = p + n . 
 
10. Resposta C. 
a) (INCORRETA), isóbaros possuem o mesmo número de massa (A), mas se diferem na numeração 
atômica (Z). 
b) (INCORRETA), isótonos são átomos com número de nêutrons (n) iguais que se diferem pelo número 
atômico (Z) e de massa (A). 
d) (INCORRETA), alótropos se diferem pelo arranjo geométrico. 
e) (INCORRETA), isômeros possuem partículas atômicas idênticas, mas se diferem no arranjo 
molecular. 
 
Estudo dos Gases 
 
O estudo do comportamento dos gases deve ser feito sempre a partir de suas três variáveis de estado: 
pressão, temperatura e volume. 
 
Equação geral dos gases 
Todo gás é constituído de partículas (moléculas) que estão em contínuo movimento desordenado. 
Esse movimento de um grande número de moléculas provoca colisões entre elas e, por isso, sua trajetória 
não é retilínea num espaço apreciável, mas sim caminham em ziguezague. Essas colisões podem ser 
consideradas perfeitamente elásticas. O estado em que se apresenta um gás, sob o ponto de vista 
microscópico, é caracterizado por três variáveis: pressão, volume e temperatura. São denominadas 
variáveis de estado. 
 
I. Volume 
O volume de qualquer substância é o espaço ocupado por esta substância. No caso dos gases, o 
volume de uma dada amostra é igual ao volume do recipiente que a contém. As unidades usuais de 
volume são: litro (L), mililitro (ml), metro cúbico (m3), decímetro cúbico (dm3) e centímetro cúbico (cm3). 
 
 
II. Temperatura 
É a medida do grau de agitação térmica das partículas que constituem uma substância. No estudo dos 
gases, é utilizada a escala absoluta ou Kelvin (K) e, no Brasil, a escala usual é a Celsius ou centígrado 
(°C). Portanto, para transformar graus Celsius (t) em Kelvin, temos: 
 
 
 
III. Pressão 
A pressão é definida como força por unidade de área. No estado gasoso, a pressão é o resultado do 
choque de suas moléculas contra as paredes do recipiente que as contém. A medida da pressão de um 
T = t + 273 
Ct+273 
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33 
 
gás é feita através de um aparelho chamado manômetro. O manômetro é utilizado na medida da pressão 
dos gases, dentro de recipientes fechados. 
 
Leis Físicas dos Gases 
Uma dada massa de gás sofre uma transformação quando ocorrem variações nas suas variáveis de 
estado. Começamos o estudo modificando-se apenas duas das grandezas e a outra se mantém 
constante. 
 Lei de Boyle-Mariotte 
“À temperatura constante, uma determinada massa de gás ocupa um volume inversamente 
proporcional à pressão exercida sobre ele”. 
 
Esta transformação gasosa, onde a temperatura é mantida constante, é chamada de transformação 
isotérmica. 
 
Experiência da Lei de Boyle-Mariotte 
 
 
 
A lei de Boyle-Mariotte pode ser representada por um gráfico pressão-volume. Neste gráfico, as 
abscissas representam a pressão de um gás, e as ordenadas, o volume ocupado. 
 
 
A curva obtida é uma hipérbole, cuja equação representativa é PV = constante. Portanto, podemos 
representar: 
 
 
 Lei de Charles/Gay-Lussac 
“À pressão constante, o volume ocupado por uma massa fixa de gás é diretamente proporcional à 
temperatura absoluta." 
 
Esta transformação gasosa, onde a pressão é mantida constante, é chamada de transformação 
isobárica. As relações entre volume e temperatura podem ser representadas pelo esquema: 
 
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34 
 
 
Graficamente, encontramos: 
 
A reta obtida é representada pela equação: V = (constante) · T ou V/T = constante 
 
Com isso, ficamos com: 
 
 
 Lei de Charles/Gay-Lussac 
“A volume constante, a pressão exercida por uma determinada massa fixa de gás é diretamente 
proporcional à temperatura absoluta.” 
 
Esta transformação gasosa, onde o volume é mantido constante, é denominada de transformação 
isocórica, isométrica ou isovolumétrica. As relações entre pressão e temperatura são representadas a 
seguir: 
 
 
Graficamente, encontramos: 
Apostila gerada especialmente para: WalterMello Mazzini 054.594.089-38
 
35 
 
 
A reta obtida é representada pela equação: P = (constante) · T ou P/T = constante 
 
Com isso, ficamos com: 
 
Gás Perfeito ou Ideal 
Obedece rigorosamente às Leis Físicas dos Gases em quaisquer condições de temperatura e pressão. 
 
Gás Real 
Não segue o comportamento do gás ideal, principalmente em pressões muito altas e/ou em 
temperaturas baixas, porque ocorre alta redução de volume e as partículas, muito próximas, passam a 
interferir umas no movimento das outras. Um gás real aproxima-se do comportamento de um gás ideal à 
medida que diminui a pressão e aumenta a temperatura. 
 
Equação Geral dos Gases 
Esta equação é utilizada quando ocorre transformação gasosa em que as três variáveis de estado (P, 
V e T) se modificam simultaneamente. Ela é obtida por meio da relação matemática entre as 
transformações gasosas estudadas anteriormente. 
 
 
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36 
 
 
 
Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP, CN ou TPN) 
 
São definidas como condições normais de temperatura e pressão quando o gás é submetido a uma 
pressão de 1 atm e à temperatura de 0 °C. Portanto, podemos colocar: 
P = 1 atm = 760 mmHg 
T = 0 °C = 273 K 
 
 
 
Lei de Avogadro 
 
 
 
 
Sendo n a quantidade em mols de cada gás, podemos concluir que: 
 
 
 
Determinou-se experimentalmente o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás nas CNTP e foi 
encontrado o valor aproximadamente igual a 22,4 L. Portanto, podemos dizer que: 
 
Equação de Clapeyron 
As leis de Boyle e Charles/Gay-Lussac podem ser combinadas com a lei de Avogadro para relacionar 
volume, pressão, temperatura e quantidade em mols de um gás. Tal relação é chamada de equação de 
estado de um gás. Ela pode ser encontrada das seguintes formas: 
 
Lei de Boyle-Mariotte 
V é proporcional a quando T e n são constantes. 
 
Lei de Charles/Gay-Lussac 
V é proporcional a T onde P e n são constantes. 
P é proporcional a T onde V e n são constantes. 
 
Lei de Avogadro 
“Volumes iguais de gases quaisquer, à mesma 
temperatura e pressão, encerram o mesmo 
número de moléculas” 
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37 
 
V é proporcional a n quando T e P são constantes. Agrupando as quatro expressões encontramos: 
V é proporcional a · (T) · (n) ou 
V = R · · (T) · (n), onde R representa a constante de proporcionalidade e é chamada de constante 
universal dos gases. A equação de estado pode então ser representada por: 
 
𝑷. 𝑽 = 𝒏. 𝑹. 𝑻 
Esta equação também é denominada de equação de Clapeyron, em homenagem ao físico francês que 
a determinou. A constante R pode assumir dois valores distintos, de acordo com a unidade de pressão 
utilizada, dentre os quais temos: 
 
 
 
6Misturas gasosas 
As misturas gasosas são muito comuns no cotidiano. É possível descobrir sua pressão e volume total 
através das pressões e volumes parciais dos gases componentes da mistura. 
Estamos cercados mais por misturas de gases do que por gases isolados. O ar que respiramos é um 
exemplo de mistura de vários gases, sendo que os principais são o nitrogênio (N2), que corresponde a 
cerca de 80% do ar; e o oxigênio (O2), que é quase 20%. 
Visto que são tão presentes em nosso cotidiano, é necessário analisar duas grandezas importantes 
quando se trata de misturas gasosas, que são: pressão parcial e volume parcial. A seguir, ambos serão 
explicados: 
 
1. Pressão parcial dos gases: 
A pressão parcial de um gás é a pressão que ele exerceria se estivesse sozinho, nas mesmas 
condições de temperatura e volume da mistura. 
Segundo Dalton, a soma das pressões parciais dos gases que formam a mistura resulta na pressão 
total (p) da mistura. Por exemplo, se a pressão do ar for de 1,0 atm, a pressão parcial do N2 será de 0,8 
(80% da pressão total) e a pressão parcial de O2 será igual a 0,2 % (20% da pressão total da mistura). 
 
Essa Lei de Dalton é mostrada também pela fração em quantidade de matéria (X). Essa fração no caso 
do nitrogênio é dada por 0,8 mol. 
1,0 mol 
 
PN2= p . XN2 
 
PN2= 1,0 atm . 0,8 = 0,8 atm. 
 
Pode-se também calcular cada pressão parcial por meio da equação de estado dos gases: 
Equação de estado dos gases: PV = nRT 
 
2. Volume parcial dos gases: 
Similarmente à pressão parcial, o volume parcial corresponde ao volume que um gás ocupa nas 
condições de temperatura e pressão da mistura. 
A Lei de Amagat diz que a soma dos volumes parciais é igual ao volume total, assim como o caso da 
pressão visto anteriormente. Por isso, usamos a equação de estado dos gases, com a única diferença 
que agora se coloca o volume parcial do gás e não a pressão: 
 
P. VN2= nN2 . RT 
 
 
6 http://www.brasilescola.com/ 
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38 
 
Também é possível calcular o volume parcial de cada gás componente da mistura por meio da fração 
em quantidade de matéria. 
 
Teoria cinética dos gases 
 
São considerados primitivos os conceitos de sólido, liquido e gás. Assim, uma rocha é um solido, a 
água que escorre da torneira é um liquido e o ar que respiramos é um gás. Mas o fato dos gases 
apresentarem propriedades extremamente distintas dos sólidos e líquidos chamou a atenção de inúmeros 
cientistas em meados do século XVIII, que passaram, então, a estudar esse estado físico da matéria. 
Algumas das propriedades que esses cientistas estudaram são: 
 
“Um gás não tem volume próprio” 
 
O volume de um gás corresponde ao volume do recipiente onde ele está inserido. Se colocarmos 1Kg 
de ar em um recipiente de 100L, o volume será de 100L , mas se colocarmos 1Kg de ar em um volume 
de 200L , o volume do gás será de 200L. 
 
“Um gás não tem forma própria” 
 
O gás assume a forma do recipiente onde está inserido. Nesse aspecto, os gases são semelhantes 
aos líquidos, que também não apresentam forma própria. Entretanto, os sólidos independem da forma do 
ambiente onde está inserido, isto é, os sólidos apresentam forma própria. 
 
“Os gases apresentam grande compressibilidade e expansibilidade” 
 
Assim, ao dobrarmos a pressão exercida sobre um gás, o seu volume diminui pela metade 
(compressibilidade); por outro lado, ao reduzirmos a pressão exercida pela metade, seu volume tende a 
dobrar (expansibilidade). 
 
“A liquefação e a vaporização são acompanhadas por uma elevada variação no volume” 
 
Entretanto, a fusão de um sólido e a solidificação de um líquido são acompanhadas por pequenas 
variações de volume. 
Resumindo: 
 
 Gás Líquido Sólido 
Volume Variável (volume do 
recipiente onde está 
contido) 
Próprio Próprio 
Forma Variável (forma do 
recipiente onde está 
contido) 
Variável (forma de 
recipiente onde está 
contido) 
Próprio 
Compressibilidade e 
Expansibilidade 
Grande Muito pequena Muito 
pequena 
Variação de volume nas 
mudanças de estado físico 
Gás Líquido 
 
 
 Líquido Sólido 
Gás Sólido 
 
 
Para explicar essas e outras propriedades dos gases foi criado um modelo gasoso, que constitui a 
chamada teoria cinética dos gases. A teoria cinética dos gases se baseia em quatro postulados: 
1 – o gás é formado por moléculas que se encontram em movimento desordenado e permanente. 
Cada molécula pode ter velocidade diferente das demais. 
 
2 – cada molécula do gás interage com as outras somente por meio de colisões (forças normais de 
contato). A única energia das moléculas é a energia cinética. 
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39 
 
3 – todas as colisões entre as moléculas e as paredes do recipiente que contém o gás são 
perfeitamente elásticas. A energia cinética total se conserva, mas a velocidade de cada molécula pode 
mudar. 
4 – as moléculas são infinitamente pequenas. A maior parte do volume ocupado por um gás é espaço 
vazio. 
Partindo desses postulados, Boltzmanne Maxwell mostram que a energia cinética média do total de 
moléculas de um gás ideal é proporcional à temperatura conforme a expressão: 
 
 
 
Onde k é a constante de Boltzmann e N é o número de moléculas. O valor de k pode ser calculado a 
partir da constante dos gases R e do número de Avogadro NA por: 
 
 
 
A expressão obtida mostra que a temperatura é proporcional à energia cinética média das moléculas 
de um gás ideal. Assim, vemos que a temperatura é uma média do grau de agitação das moléculas de 
um gás. Usando o número de mols, temos: 
 
 
 
 
Questões 
 
01. (FUVEST – SP) Um recipiente indeformável, hermeticamente fechado, contém 10 litros de um gás 
perfeito a 30ºC, suportando a pressão de 2 atmosferas. A temperatura do gás é aumentada até atingir 
60º C. 
A) Calcule a pressão final do gás. 
B) Esboce o gráfico pressão versus temperatura da transformação descrita. 
 
02. (FAAP – SP) A 27º C, um gás ideal ocupa 500 cm3. Que volume ocupará a -73º C, sendo a 
transformação isobárica? 
 
03. (UNIMEP – SP) 15 litros de uma determinada massa gasosa encontram-se a uma pressão de 8,0 
atm e à temperatura de 30º C. Ao sofrer uma expansão isotérmica, seu volume passa a 20 litros. Qual 
será a nova pressão do gás? 
 
04. O nitrogênio é considerado um gás ideal quando está em condições normais de temperatura e 
pressão. Dada uma massa igual a 2 Kg/m³, determine a massa de 10 litros de nitrogênio à pressão de 
700 mmHg e à 40 °C. 
 
05. O estado de um gás perfeito é caracterizado pelas variáveis de estado. Quais são elas? Quais 
suas definições? 
 
06. (F.M. Itajubá - MG) O comportamento de um gás real aproxima-se do de um gás ideal quando: 
A) submetido a baixas temperaturas. 
B) submetido a baixas temperaturas e baixas pressões. 
C) submetido a altas temperaturas e altas pressões. 
D) submetido a altas temperaturas e baixas pressões. 
E) submetido a baixas temperaturas e altas pressões. 
 
07. (UF-AC). Qual deve ser a temperatura de certa quantidade de um gás ideal, inicialmente a 200 K, 
para que tanto o volume quanto a pressão dupliquem? 
 
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40 
 
A) 1200 K 
B) 2400 K 
C) 400 K 
D) 800 K 
E) n.d.a 
 
08. (UNB) Os microprocessadores atuais são muito pequenos e substituíram enormes placas contendo 
inúmeras válvulas. Eles são organizados de forma que apresentem determinadas respostas ao serem 
percorridos por um impulso elétrico. Só é possível a construção de dispositivos tão pequenos devido ao 
diminuto tamanho dos átomos. Sendo estes muito pequenos, é impossível contá-los. A constante de 
Avogadro - e não o número de Avogadro - permite que se calcule o número de entidades - átomos, 
moléculas, formas unitárias, etc. - presentes em uma dada amostra de substância. O valor dessa 
constante, medido experimentalmente, é igual a 6,02.X1023 mol-1. Com relação ao assunto, julgue os 
seguintes itens. 
(01) A constante de Avogadro é uma grandeza, sendo, portanto, um número (6,02 . 1023) multiplicado 
por uma unidade de medida (mol-1). 
(02) A constante de Avogadro, por ser uma grandeza determinada experimentalmente, pode ter seu 
valor alterado em função do avanço tecnológico. 
(03) Massas iguais de diferentes elementos químicos contêm o mesmo número de átomos. 
(04) Entre os elementos químicos, o único que, em princípio, não está sujeito a uma variação de massa 
atômica é o isótopo do carbono de massa 12,00 u 
 
09. Sabendo que a massa atômica do magnésio é igual a 24 u, determine a massa, em gramas, de 
um átomo desse elemento. (Dado: Número de Avogadro = 6,0 . 1023). 
(A) 24 g. 
(B) 4,0 g. 
(C) 24 . 10-23 g. 
(D) 4,0 . 1023 g. 
(E) 4,0 . 10-23 g. 
 
10. Uma dada massa de gás perfeito está em um recipiente de volume 8,0 litros, a temperatura de 
7,0oC, exercendo a pressão de 4,0 atm. Reduzindo-se o volume a 6,0 litros e aquecendo-se o gás, a sua 
pressão passou a ser de10 atm. Determine a que temperatura o gás foi aquecido. 
 
Respostas 
01. Resposta: A: 
Considerando-se que o volume do gás é constante, temos que a transformação é isocórica. 
Assim, 
P1 = 2atm 
P2= ? 
T1 = 30ºC (passar para Kelvin) = 273 + 30 = 303 K 
T2 = 60ºC (passar para Kelvin) = 273 + 60 = 333 K 
 
Substituindo os valores fornecidos pelo problema na equação da transformação isocórica, temos: 
P1/T1 = P2/T2 
2/303 = P2/333 
P2 = 2,2 atm 
Assim, podemos concluir que a pressão e a temperatura são grandezas diretamente proporcionais. 
Letra B) A partir da resolução do item anterior, podemos esboçar o gráfico da pressão em função da 
temperatura (pressão x temperatura). 
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41 
 
 
02. Resolução 
Sabe-se que: 
T1 = 27ºC = 300 K 
T2 = -73ºC = 200 K 
V1 = 500 cm3 
V2 = ? 
 
Da transformação isobárica temos que: 
V1/T1 = V2/T2 
500/300 = V2/200 
V2 = 333,33 cm3 
V2 = 3,33x 10-4 m3 
Podemos concluir que, para a transformação isobárica, o volume e a temperatura são diretamente 
proporcionais. 
 
03. Resolução 
Do enunciado temos: 
V1 = 15 litros 
V2 = 20 litros 
P1 = 8,0 atm 
P2 = ? 
T = 30º C = 303 K (TEMPERATURA CONSTANTE) 
Utilizando a equação da transformação isotérmica, temos: 
P1V1 = P2V2 
8x15 = P2x20 
P2 = 6 atm 
De acordo com a transformação isotérmica, a pressão e o volume, em uma transformação gasosa, são 
grandezas inversamente proporcionais. 
Obs.: Para a solução de problemas envolvendo as transformações gasosas devemos utilizar SEMPRE 
a temperatura na escala absoluta (Kelvin). 
 
04. Resolução 
Dados: 
P1= 760 mmHg 
T1: 273 K 
µ= 2Kg/ m³ 
 
Dados: 
T2= 40º C= 313 K 
V2= 10L 
P2= 700 mmHg 
 
Calculando V1 do nitrogênio: 
𝑃1 . 𝑉1
𝑇1
=
𝑃2 . 𝑉2
𝑇2
 
 
760. 𝑉1
273
= 700.
10
313
 
 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
42 
 
V1= 8L 
 
Calculando a massa específica do nitrogênio: 
µ = 𝑚
𝑉
 
 
2 = 𝑚
0,008
 
 
M=0,016 Kg 
 
05. Resolução 
As variáveis de estado são três: volume, temperatura e pressão. 
Volume: é o volume do recipiente que o contém. 
Temperatura: é a responsável por medir o estado de agitação molecular. 
Pressão: a pressão é ocasionada pelo choque que ocorre em suas partículas contra as paredes do 
recipiente que o contém. 
 
06. Resposta: D. 
Um gás real aproxima-se do ideal quanto mais alta for sua temperatura e menor sua pressão. 
 
07. Resposta: D. 
Dados: 
T1= 200 K 
V2= 2 V1 
 P2= 2P1 
 
𝑃1. 𝑉1
𝑇1
= 𝑃2.
𝑉2
𝑇2
 
 
𝑃1. 𝑉1
200
=
2𝑃1. 2𝑉2
𝑇2
 
 
T2= 800 K 
 
08. Respostas 
(01) Verdadeiro. 
(02) Verdadeiro. 
(03) Falso. Os átomos de diferentes elementos químicos possuem massas atômicas diferentes. Assim, 
se pegarmos massas iguais de diferentes elementos químicos, o número de átomos de cada elemento 
químico nessas massas será diferente (comparando massas iguais, quanto menor a massa atômica do 
elemento, maior o número de átomos desse elemento nessa massa). 
(04) Verdadeiro. 
 
09. Resposta: E 
1 mol de átomos de Mg ↔ 24 g/mol ↔ 6,0 . 1023 átomos/mol 
x = 1 átomo . 24 g/mol 
 6,0 . 1023 átomos/mol 
x = 4,0 . 10-23 g. 
 
10. Resposta: 
 Aplicando a lei geral dos gases perfeitos, temos: 
 Onde, T0 = 7 +273 = 280K 
Substituindo na equação, os valores fornecidos pelo enunciado do exercício temos: 
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43 
 
 
Logo, T = 525K 
Fazendo a transformação para a escala Celsius, temos: T = 525 – 273 = 252 oC 
 
 
 
Atomística 
 
Histórico 
A preocupação com a constituição da matéria surgiu em meados do século V a. C., na Grécia. Alguns 
filósofos gregos acreditavam que toda a matéria era formada por quatro elementos: água, terra, fogo e 
ar, que eram representados por: 
 
A estes elementos foram atribuídas “qualidades” denominadas: quente, frio, úmido e seco, conforme 
pode ser observado na figura abaixo: 
 
 
 
De acordo com esses filósofos tudo no meio em que vivemos seria formado pela combinação desses 
quatro elementos em diferentes proporções. Entretantopor volta de 400 a. C., os filósofos Leucipo e 
Demócrito elaboraram uma teoria filosófica (não científica) segundo a qual toda matéria era formada 
devido a junção de pequenas partículas indivisíveis denominadas átomos (que em grego significa 
indivisível). Para estes filósofos, toda a natureza era formada por átomos e vácuo. 
No final do século XVIII, Lavoisier e Proust realizaram experiências relacionado as massas dos 
participantes das reações químicas, dando origem às Leis das combinações químicas (Leis ponderais). 
 
3.3.1.2 Estrutura da matéria e teoria atômica 
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44 
 
Modelos atômicos 
 
Os modelos atômicos são teoria baseadas na experimentação feita por cientistas para explicar como 
é o átomo. Os modelos não existem na natureza. São apenas explicações para mostrar o porquê de um 
fenômeno. Muitos cientistas desenvolveram suas teorias. Com o passar dos tempos, os modelos foram 
evoluindo até chegar ao modelo atual. 
Seguem abaixo os modelos atômicos: 
 
 Modelo Atômico Clássico 
As partículas presentes no núcleo, chamadas prótons, apresentam carga positiva. A partícula 
conhecida como nêutron foi isolada em 1932 por Chadwick, embora sua existência já fosse prevista por 
Rutherford. 
Dessa forma, o modelo atômico clássico constitui-se de um núcleo, no qual se encontram os prótons 
e nêutrons, e de uma eletrosfera, na qual estão os elétrons girando ao redor do núcleo em órbitas. 
 
 
Considerando-se a massa do próton como padrão, observou-se que sua massa era 
aproximadamente igual à massa do nêutron e 1836 vezes maior que o elétron. Logo: 
 
 
 
A essas três partículas básicas, prótons, nêutrons e elétrons, é comum denominar partículas 
elementares ou fundamentais. Algumas características físicas das partículas atômicas 
fundamentais: 
 
 
 
Modelo Atômico de Dalton 
Em 1808, John Dalton propôs uma teoria para explicar essas leis ponderais, denominada teoria 
atômica, criando o primeiro modelo atômico científico, em que o átomo seria maciço e indivisível. A teoria 
proposta por ele pode ser resumida da seguinte maneira: 
Dalton utilizava círculos de mesmo diâmetro com inscrições para representar os átomos dos diferentes 
elementos químicos. Assim, ele estabeleceu os postulados a seguir: 
I) Todas as substâncias são constituídas de minúsculas partículas, denominadas átomos, que não 
podem ser criados e nem destruídos. Nas substâncias, eles se encontram unidos por forças de atração 
mútua. 
 
II) Cada substância é constituída de um único tipo de átomo. Substância simples ou elementos são 
formados de “átomos simples”, que são indivisíveis. Substâncias compostas são formadas por “átomos 
compostos”, capazes de se decompor, durante as reações químicas em “átomos simples”. 
III) Todos os átomos de uma mesma substância são idênticos na forma, no tamanho, na massa e nas 
demais propriedades; átomos de substâncias diferentes possuem forma, tamanho, massa propriedades 
diferentes. A massa de um ”átomo composto” é igual à soma das massas de todos os “átomos simples” 
componentes. 
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45 
 
IV) Os “átomos compostos” são formados por um pequeno número de “átomos simples”. 
 
Modelo atômico de Thomson 
Pesquisando sobre raios catódicos e baseando-se em alguns experimentos, J.J. Thomson propôs um 
novo modelo atômico. Thomson demonstrou que esses raios podiam ser interpretados como sendo um 
feixe de partículas carregadas de energia elétrica negativa. A essas partículas denominou-se elétrons. 
Por meio de campos magnético e elétrico pôde-se determinar a relação carga/massa do elétron. 
Consequentemente, concluiu-se que os elétrons (raios catódicos) deveriam ser constituintes de todo 
tipo de matéria pois observou que a relação carga/massa do elétron era a mesma para qualquer gás 
empregado. O gás era usado no interior de tubos de vidro rarefeitos denominadas Ampola de Crookes, 
nos quais se realizavam descargas elétricas sob diferentes campos elétricos e magnéticos. 
Esse foi o primeiro modelo a divisibilidade do átomo, ficando o modelo conhecido como “pudim de 
passas". Segundo Thomson, o átomo seria um aglomerado composto de uma parte de partículas 
positivas pesadas (prótons) e de partículas negativas (elétrons), mais leves. 
 
 
Modelo Atômico de Rutherford 
Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a trajetória de partículas a (partículas positivas) emitidas pelo 
elemento radioativo polônio, bombardeou uma fina lâmina de ouro. Ele observou que: 
- a maioria das partículas a atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvio em sua trajetória (logo, 
há uma grande região de vazio, que passou a se chamar eletrosfera); 
- algumas partículas sofriam desvio em sua trajetória: haveria uma repulsão das cargas positivas 
(partículas a) com uma região pequena também positiva (núcleo). 
- um número muito pequeno de partículas batiam na lâmina e voltavam (portanto, a região central é 
pequena e densa, sendo composta portanto, por prótons). 
 
Diante das observações, Rutherford concluiu que a lâmina de ouro seria constituída por átomos 
formados com um núcleo muito pequeno carregado positivamente (no centro do átomo) e muito denso, 
rodeado por uma região comparativamente grande onde estariam os elétrons. 
Nesse contexto, surge ainda a ideia de que os elétrons estariam em movimentos circulares ao redor 
do núcleo, uma vez que se estivesse parados, acabariam por se chocar com o núcleo, positivo. 
O pesquisador acreditava que o átomo seria de 10000 a 100000 vezes maior que seu núcleo. 
 
Rutherford observou que: 
- o átomo é um enorme vazio; 
- o átomo tem um núcleo muito pequeno; 
- o átomo tem núcleo positivo (+), já que partículas alfa desviavam algumas vezes; 
- os elétrons estão ao redor do núcleo (na eletrosfera) para equilibrar as cargas positivas. 
 
 
 
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46 
 
Modelo Atômico Rutherford-Bohr 
O modelo proposto por Rutherford foi aperfeiçoado por Bohr. Baseando-se nos estudos feitos em 
relação ao espectro do átomo de hidrogênio e na teoria proposta por Planck em 1900 (Teoria Quântica), 
segundo a qual a energia não é emitida em forma contínua, mas em ”pacotes”, denominados quanta de 
energia. Foram propostos os seguintes postulados: 
1. Na eletrosfera, os elétrons descrevem sempre órbitas circulares ao redor do núcleo, chamadas de 
camadas ou níveis de energia. 
2. Cada camada ocupada por um elétron possui um valor determinado de energia (estado 
estacionário). 
3. Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham uma determinada quantidade de energia, não 
sendo possível ocupar estados intermediários. 
4. Ao saltar de um nível para outro mais externo, os elétrons absorvem uma quantidade definida de 
energia (quantum de energia). 
 
5. Ao retornar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum de energia (igual ao absorvido em 
intensidade), na forma de luz de cor definida ou outra radiação eletromagnética (fóton). 
 
6. Cada órbita é denominada de estado estacionário e pode ser designada por letras K, L, M, N, O, P, 
Q. As camadas podem apresentar: 
K = 2 elétrons 
L = 8 elétrons 
M = 18 elétrons 
N = 32 elétrons 
O = 32 elétrons 
P = 18 elétrons 
Q = 2 elétrons 
7. Cada nível de energia é caracterizado por um número quântico (n), que pode assumir valores 
inteiros: 1, 2, 3, etc. 
 
 
O modelo atômico de Bohr 
 
Em 1911, Ernest Rutherford, baseando-se na célebre experiência do espalhamento de partículas alfa 
por uma fina lâmina de ouro, propôs uma modelo planetário para o átomo. Este modelo foi combatido na 
época, pois a Física sabia que uma partícula carregada, quando em movimento acelerado, liberta energia. 
O elétron, sendo uma partícula com carga negativa girando ao redor do núcleo, deveria perder energia 
e acabaria por cair no núcleo. 
 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
47Em 1913, Niels Böhr (1885-1962) propôs um novo modelo atômico, relacionando a distribuição dos 
elétrons na eletrosfera com sua quantidade de energia. Esse modelo baseia-se nos seguintes postulados: 
a) Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo. 
b) Cada uma dessas órbitas tem energia constante (órbita estacionária). Os elétrons que estão 
situados em órbitas mais afastadas do núcleo apresentarão maior quantidade de energia. 
c) Quando um elétron absorve certa quantidade de energia, salta para uma órbita mais energética. 
Quando ele retorna à sua órbita original, libera a mesma quantidade de energia, na forma de onda 
eletromagnética (luz). 
Essas órbitas foram denominadas níveis de energia. Hoje são conhecidos sete níveis de energia ou 
camadas, denominadas K, L, M, N, O, P e Q.7 
 
O modelo de Böhr permite relacionar as órbitas (níveis de energia) com os espectros descontínuos 
dos elementos. 
 
 
 
Os subníveis 
 
O trabalho de Böhr despertou o interesse de vários cientistas para o estudo dos espectros 
descontínuos. Um deles, Sommerfield, percebeu, em 1916, que as raias obtidas por Böhr eram na 
verdade um conjunto de raias mais finas e supôs então que os níveis de energia estariam divididos em 
regiões ainda menores, por ele denominadas subníveis de energia. 
O número de cada nível indica a quantidade de subníveis nele existentes. Por exemplo, o nível 1 
apresenta um subnível, o nível 2 apresenta dois subníveis, e assim por diante. Esses subníveis são 
representados pelas letras s, p, d, f, g, h. 
Estudos específicos para determinar a energia dos subníveis mostraram que: 
-existe uma ordem crescente de energia nos subníveis; 
 
 
 
-os elétrons de um mesmo subnível contêm a mesma quantidade de energia; 
-os elétrons se distribuem pela eletrosfera ocupando o subnível de menor energia disponível. 
 
A criação de uma representação gráfica para os subníveis facilitou a visualização da sua ordem 
crescente de energia. Essa representação é conhecida como diagrama de Linus Pauling. 
 
 
Usberco, J.; Salvador, E. 2002. Química. Editora Saraiva. 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
48 
 
 
 
O preenchimento da eletrosfera pelos elétrons em subníveis obedece à ordem crescente de energia 
definida pelo diagrama de Pauling: 
 
 
 
Cada um desses subníveis pode acomodar um número máximo de elétrons: 
 
 
 
Distribuição eletrônica por subnível 
 
Como num átomo o número de prótons (Z) é igual ao número de elétrons, conhecendo o número 
atômico poderemos fazer a distribuição dos elétrons nos subníveis. Vejamos alguns exemplos: 
 
 
 
 
Perceba que o subnível 4s2 aparece antes do subnível 3d1, de acordo com a ordem crescente de 
energia. No entanto, pode-se escrever essa mesma configuração eletrônica ordenando os subníveis pelo 
número quântico principal. Assim, obteremos a chamada ordem geométrica ou ordem de distância: 
 
 
 
Note que, na ordem geométrica, o último subnível — mais externo do núcleo — é o 4s2, sendo que 
esse subnível mais distante indica a camada de valência do átomo. Portanto: 
 
O subnível mais energético nem sempre é o mais afastado do núcleo. 
 
No caso do escândio, o subnível mais energético é o 3d1, apresentando 1 elétron, enquanto o mais 
externo é o 4s2, com 2 elétrons. A distribuição eletrônica do 21Sc por camadas pode ser obtida tanto pela 
ordem energética como pela ordem geométrica e é expressa por: 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
49 
 
K = 2; L = 8; M = 9; N = 2 
 
Distribuição eletrônica de íons 
 
Os íons se formam quando um átomo “perde” ou “ganha” elétrons, e isso ocorre inicialmente com os 
elétrons da camada de valência (mais externa). 
 
-Cátions (íons positivos) 
 
Quando um átomo perde elétrons, irá originar um cátion. 
 
-Ânions (íons negativos) 
 
Quando um átomo “ganha” elétrons, irá originar um ânion. 
 
Modelo atômico de Scrodinger 
 
O movimento do elétron ao redor do núcleo atômico foi descrito pela primeira vez em 1927 pelo físico 
teórico austríaco Erwin Schrödinger, por intermédio de equações matemáticas que relacionam a natureza 
da partícula, a carga, a energia, e a massa do elétron, propondo o Modelo Atômico de Schrödinger. 
Com base nesse novo modelo atômico, o elétron é uma partícula-onda que se movimenta no espaço, 
mas estará com maior probabilidade no interior de uma esfera concêntrica ao núcleo (orbital). Devido à 
sua velocidade, o elétron permanece dentro do orbital, assemelhando-se a uma nuvem eletrônica. 
Para tanto, são aplicados os números quânticos, que são códigos matemáticos que permitem que cada 
elétron seja caracterizado pela sua quantidade de energia. Essa caracterização de cada elétron no átomo 
é feita por quatro números quânticos: principal, secundário, magnético e spin. Num mesmo átomo, não 
há dois elétrons com números quânticos iguais. 
Principal (n) – número inteiro que varia de 1 a 7. O número quântico principal indica a qual nível de 
energia pertence o elétron, sendo assim, quando o valor de n aumenta, a energia do elétron também 
aumenta, e ele se distancia do núcleo. Corresponde às sete camadas K, L, M, N, O, P e Q do modelo de 
Rutherford-Bohr. 
Secundário (l) – associa-se ao subnível de energia do elétron. Esse número assume os valores 0, 1 2 
e 3, no entanto, normalmente é descrito pelas letras s, p, d e f, respectivamente. 
Magnético – faz referência ao orbital em que o elétron é encontrado, pois cada subnível é formado por 
diversos orbitais (apenas o subnível s possui apenas 1 orbital). 
Seus valores alteram de – a + , incluindo o 0. 
-Subnível s: 0 
-Subnível p: -1 0 1 
-Subnível d: -2 -1 0 1 2 
-Subnível f: -3 -2 -1 0 1 2 
Spin – associa-se à rotação do elétron. Esse número quântico é usado para diferenciar os elétrons de 
um mesmo orbital. Como há somente dois sentidos possíveis, o spin adota exclusivamente os valores -
1/2 e +1/2, o que indica 50% de probabilidade de um elétron estar girando em cada sentido. 
 
Modelo atômico de Broglie 
O cientista francês Louis de Broglie estudou a natureza das ondas dos elétrons. Em 1924, lançou a 
hipótese de que, se a luz apresenta natureza dual, uma partícula também apresentaria características 
ondulatórias. Assim, procurou associar a natureza dual da luz com o comportamento do elétron e afirmou 
que “a todo elétron em movimento está associada uma onda característica”, postulado que princípio da 
dualidade ou princípio de De Broglie. 
Com base nos conceitos de De Broglie, o movimento de um elétron está associado a um dado 
comprimento de onda. Assim surge a questão: para que uma partícula possa ser dita como onda, qual 
seria o comprimento de onda estabelecido a ela? Como resposta a esta questão, o físico francês propôs 
a fórmula Λ = h / P, onde λ representa o comprimento de onda de De Broglie, h representa a constante 
de Planck (tamanho de um quantum) e P se refere ao produto da massa pela velocidade da partícula. 
Essa proposta de De Broglie para a dualidade partícula-onda envolve não apenas os elétrons, mas toda 
a matéria, tais como prótons, nêutrons, átomos e moléculas. 
A dualidade partícula-onda constitui um princípio fundamental do comportamento da estrutura atômica, 
tornando possível uma compreensão mais abrangente da natureza do átomo, bem como das ligações 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
50 
 
químicas por eles estabelecidas. O modelo atômico atual é um modelo matemático/ probabilístico, sendo 
o princípio da dualidade um dos seus pilares. 
 
Princípio da incerteza 
 
De acordo com Werner Heisenberg, para encontrar a posição correta de um elétron, é necessário que 
ele interaja com algum instrumento de medida, como por exemplo, uma radiação. A radiação deve ter um 
comprimento de onda na ordem da incerteza com que se quer determinar esta posição. 
Quanto menor for o comprimento de onda, maior é a precisão do localonde está o elétron. 
Quando se consegue descobrir o local provável onde está o elétron, este elétron já não estará neste 
local. 
 
Questões 
 
01. Assinale a alternativa que completa melhor os espaços apresentados na frase abaixo: 
“O modelo de Rutherford propõe que o átomo seria composto por um núcleo muito pequeno e de carga 
elétrica ..., que seria equilibrado por …, de carga elétrica …, que ficavam girando ao redor do núcleo, uma 
região periférica denominada ...” 
(A)neutra, prótons, positiva e núcleo 
(B)positiva, elétrons, positiva, eletrosfera. 
(C)negativa, prótons, negativa, eletrosfera. 
(D)positiva, elétrons, negativa, eletrosfera. 
(E) negativa, prótons, negativa, núcleo. 
 
02.Relacione os nomes dos cientistas e filósofos apresentados na coluna à esquerda com suas 
descobertas na coluna à direita, e assinale a alternativa correta 
 
1) Demócrito 
2) Thomson 
3) Rutherford 4) Dalton 
5) Chadwick 
( ) Descobridor do nêutron. 
( ) Seu modelo atômico era semelhante a uma bola de bilhar. 
( ) Seu modelo atômico era semelhante a um “pudim de passas”. 
( ) Foi o primeiro a utilizar a palavra átomo. 
( ) Criou um modelo para o átomo.3,4,2,5,1 
(A) 5,4,2,1,3 
(B) 5,3,2,5,1 
(C) 5,4,3,1,2 
(D) 1,2,3,4,5 
 
3. U. Católica-DF Os fogos de artifício utilizam sais de diferentes metais adicionados à pólvora e, 
quando explodem, produzem cores variadas. As diversas cores são produzidas quando os elétrons dos 
íons metálicos retornam para níveis de menor energia, emitindo radiações coloridas. Esse fenômeno pode 
ser explicado pela Teoria Atômica proposta por: 
 
Sais de Coloração 
Bário Verde 
Césio Azul claro 
Potássio Violeta 
Sódio Amarelo 
Cálcio Vermelho 
 
(A) Thomsom 
(B) Dalton 
(C) Bohr 
(D) Lavoisier 
(E) Rutherford 
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51 
 
4. UnB-DF Um importante cientista na evolução do conhecimento químico foi John Dalton (1766-1844). 
Com base nos trabalhos de Lavoisier, de Proust (1754-1826) e de outros cientistas da época, Dalton 
resgatou os conceitos acerca da indivisibilidade do átomo introduzidos por Demócrito e Leucipo, filósofos 
gregos que tiveram suas ideias rejeitadas por Platão e Aristóteles, influentes filósofos na época (400 a.C.). 
A teoria atômica, como ficou conhecido o conjunto de proposições de Dalton para explicar as leis da 
Química na época aceitas, foi importante para o desenvolvimento dos conceitos químicos. A esse 
respeito, julgue os itens abaixo. 
( ) O modelo atômico de Dalton não é suficiente para explicar a estequiometria das reações químicas. 
( ) De acordo com o modelo proposto por Dalton, todos os átomos de um mesmo elemento apresentam 
as mesmas propriedades químicas. 
( ) A concepção de átomo indivisível, defendida por Dalton, é cientificamente válida até hoje. 
( ) De acordo com Dalton, átomos não podem ser criados ou destruídos no curso de reações químicas 
ordinárias. 
 
5. Unifor-CE 
I. diferem de elemento para elemento; 
II. são as unidades envolvidas nas transformações químicas; 
III. são indivisíveis; 
IV. consistem de unidades com um núcleo e uma eletrosfera onde se localizam os elétrons. 
 
Dessas afirmações, estão incluídas na teoria atômica de Dalton (1808), somente: 
(A) I 
(B) I e II 
(C) III e IV 
(D) II, III e IV 
(E) I, II e III 
 
6. (PUC-PR) Dados os átomos de 238U92 e 210Bi83, o número total de partículas (prótons, elétrons e 
nêutrons) existentes na somatória será: 
(A) 641 
(B) 528 
(C) 623 
(D) 465 
(E) 496 
 
7. UFR-RJ Dados os elementos A, B e C sabe-se que: 
• A e C são isótopos, sendo que A tem um nêutron a menos que C. 
• B e C são isóbaros. 
• C tem número de massa e número atômico 4 vezes maior que os do flúor. 
• B tem o mesmo número de nêutrons do átomo A. 
Indique, para os elementos A, B e C: 
(A) os números atômicos e os números de massas; 
(B) os números de prótons, nêutrons e elétrons; 
(C) as configurações eletrônicas. 
 
8. UEMG Devido à sua estrutura, um átomo de sódio tem as características abaixo, exceto. 
(A) Seu isótopo de massa 23 contém 12 nêutrons. 
(B) Fica com 10 elétrons quando se torna cátion. 
(C) Possui 2 elétrons no primeiro nível e 9 elétrons no segundo nível. 
(D) Tem 11 prótons no núcleo. 
 
9. U. Alfenas-MG Sobre as partículas que constituem um átomo pode-se afirmar que: 
(A) os elétrons têm grande contribuição tanto na massa do átomo, quanto na sua carga; 
(B) a neutralidade das espécies ocorre devido à presença de prótons, elétrons e nêutrons; 
(C) praticamente os prótons e os nêutrons é que são responsáveis pela massa do átomo; 
(D) a massa atômica e o número de massa medem exatamente o mesmo; 
(E) através do número de massa é possível se conhecer a estabilidade do átomo. 
 
10. F.M. Itajubá-MG As afirmativas incompletas: 
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52 
 
1. Átomos de mesmo número atômico e número de nêutrons diferentes são denominados 
............... . 
2. Os átomos 20A40 e 20C42 são ............... . 
3. Átomos com diferentes números atômicos e mesmo número de nêutrons são denominados 
............... . 
4. Átomos com diferentes números atômicos e mesmo número de massa são denominados 
............... . 
5. Os átomos 20Y42 e 18X40 são ............... . 
6. Os átomos 20A40, 19B40 e 18E40 são ............... . 
 
Tornar-se-ão completas se, na mesma ordem numérica, introduzirmos as palavras: 
(A) Isótonos, isóbaros, isótonos, isóbaros, isótopos, isótonos. 
(B) Isótopos, isótonos, isóbaros, isóbaros, isótopos, isótonos. 
(C) Isóbaros, isótopos, isótopos, isótopos, isótopos, isótonos. 
(D) Isótopos, isótopos, isótonos, isóbaros, isótonos, isóbaros. 
(E) Isótopos, isótopos, isóbaros, isótonos, isóbaros, isótonos. 
 
Respostas 
 
01. Resposta C 
Por definição o modelo de Rutherford propõe que o átomo seria composto por um núcleo muito 
pequeno e de carga elétrica positiva, que seria equilibrado por elétrons, de carga elétrica negativa, que 
ficavam girando ao redor do núcleo, numa região periférica denominada eletrosfera.” 
 
02. Resposta B 
Analisando cada item. Temos que: 
(Chadwick) É o descobridor do nêutron. 
(Dalton) Seu modelo atômico era semelhante a uma bola de bilhar. 
(Thomson) Seu modelo atômico era semelhante a um “pudim de passas”. 
(Demócrito) Foi o primeiro a utilizar a palavra átomo. 
(Rutherford) Criou um modelo para o átomo semelhante ao Sistema Solar. 
 
03. Resposta C 
 
04. Resposta 
E – C – E – C 
 
05. Resposta E 
 
06. Resposta C 
Vamos calcular primeiro o número de nêutrons para os dois elementos, usando a fórmula 
n = A – Z 
 
238U92: 238 -92 = 146 
210Bi83: 210 – 83 = 127 
Soma dos nêutrons: 146 + 127 = 273 
 
De acordo com a fórmula P = Z = e temos: 
-Soma dos prótons: 175; 
-Soma dos elétrons: 175; 
-Soma total (de prótons, elétrons e nêutrons) para os dois elementos será = 623. 
 
07. Resposta 
a) A B C 
Z = 36 Z = 37 Z = 36 
A = 75 A = 76 A = 76 
 
b) A B C 
P = 36 p = 37 p = 36 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
53 
 
n = 39 n = 39 n = 40 
e– = 36 e– = 37 e– = 36 
c) 36A = 1s22s22p63s23p64s23d104p6 
 
37B = 1s22s22p63s23p64s23d104p65s1 
36C = 1s22s22p63s23p64s23d104p6 
 
08. Resposta C 
09. Resposta C 
10. Resposta D 
 
Energia nuclear 
 
Há diversos materiais, naturais ou sintetizados pelo ser humano, que são radiativos, isto é emitem 
radiações. As radiações conhecidas como alfa, beta e gama têm várias características, como por 
exemplo, o poder de penetração em diferentes tecidos vivos e objetos. Fala-se em poluição radiativa 
quando atividades humanas ou acidentes, delas decorrentes, introduzem materiais radiativos no 
ambiente, e provocam um aumento nos índices de radiação. 
Estas atividades estão relacionadas à extração e processamento de materiais radiativos; produção, 
armazenamento e transporte de combustível nuclear, produção, uso e testes de armas nucleares, 
operação dereatores nucleares; e uso de materiais radiativos na medicina, na indústria e na pesquisa. 
Os efeitos da radiação nos organismos vivos são, entre outros, mutações genéticas, câncer, necroses e 
alterações de metabolismo. Conforme a intensidade e a natureza da radiação, ela pode ser fatal. 
 O decaimento radioativo ocorre segundo as leis da probabilidade. O processo é complexo e explicá-
lo aqui fugiria ao escopo deste artigo. Assim, basta saber que nele o núcleo se transforma em outro 
elemento ao ter sua carga elétrica mudada pela emissão de radiação, mudando o número de prótons e/ou 
nêutrons 
Esse decaimento pode ocorrer sucessivamente, causando uma cadeia de desintegrações, até que 
resulte um elemento estável. O tempo que certo número de núcleos de um radioisótopo leva para que 
metade de sua população decaia para outro elemento por desintegração é denominado meia-vida do 
radioisótopo. 
A desintegração pelo decaimento pode ocorrer espontaneamente ou ser provocada pela instabilidade 
criada em núcleos estáveis, pelo bombardeio com partículas ou com radiação eletromagnética. Na 
natureza, os elementos apresentam-se geralmente como uma mistura de diferentes isótopos, estáveis ou 
radioativos. Por exemplo, o urânio, que tem 92 prótons (Z = 92), é encontrado como uma mistura de 
99,3% de urânio-238 (238U, com 146 nêutrons) e 0,7% de urânio-235 (235U, 143 nêutrons), além de 
frações muito pequenas de outros isótopos – o número que segue o nome do elemento químico ou 
antecede sua sigla é o chamado número de massa (A), ou seja, a soma de seus prótons e nêutrons. 
Para colocar uma usina nuclear em funcionamento é necessário, antes de mais nada, urânio 
enriquecido. Para se ter uma ideia, 0,5kg de U-235 enriquecido - quantidade usada para fornecer energia 
a submarinos e porta-aviões nucleares - é equivalente a 3,8 milhões de litros de gasolina. 
Em geral, o urânio é formado em péletes (formato de pílula) com diâmetro próximo ao de uma moeda 
de R$0,10 e espessura de 2,5cm. Estes péletes são dispostos em hastes longas agrupadas em feixes, 
os quais ficam submersos em água dentro de um recipiente de pressão. A água, por sua vez, tem a 
função de refrigerar o sistema. 
Para que o reator funcione, o feixe precisa ser levemente supercrítico. Isso significa que, caso fosse 
deixado sozinho, o urânio derreteria. Portanto, para que isso não ocorra, são inseridas no feixe hastes de 
controle (também chamadas de hastes de comando ou, ainda, barras de controle), as quais são feitas de 
material capaz de absover os nêutrons, utilizando um dispositivo que pode abaixar e/ou elevar as hastes. 
Assim, elevar e baixar as hastes controla o nível das reações nucleares. Portanto, quando se deseja 
maior produção de calor a partir do núcleo de urânio, as hastes são elevadas para fora do feixe, enquanto 
para produzir menor quantidade de calor, as hastes são abaixadas dentro do feixe. Além disso, as hastes 
possuem outras funções: baixá-las totalmente dentro do feixe podem desligar o reator, no caso de um 
acidente, ou tornar possível a troca de combustível. 
O calor liberado durante a reação nuclear é responsável pelo aquecimento da água, a qual é 
transformada em vapor. Esse vapor aciona uma turbina, a qual faz girar um gerador, responsável por 
produzir a energia. 
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Depois de deixar a turbina, o vapor passa por um trocador de calor, que funciona como um 
condensador, onde o vapor é resfriado por uma fonte externa natural localizada próxima à usina 
(normalmente trata-se da água de um rio, lago ou mar) e volta na forma líquida ao circuito principal, 
iniciando novamente todo o processo. É por isso que as usinas nucleares costumam se encontrar em 
regiões próximas ao mar. 
Em algumas usinas, o vapor do reator passa através de um trocador de calor intermediário a fim de 
transformar a água de um outro circuito em vapor, o qual será o responsável pelo acionamento da turbina 
a vapor. Além disso, em alguns reatores, o fluido de resfriamento é um gás (CO2) ou metal líquido, 
permitindo que o núcleo seja operado em temperaturas mais elevadas. 
Uma das grandes vantagens da utilização de energia nuclear para gerar eletricidade é a não 
contribuição para o efeito estufa, comparada à queima de combustíveis fósseis (carvão, gás ou petróleo) 
que produz elevada emissão de gases poluentes. Outras vantagens são: maior independência para os 
países importadores de combustíveis fósseis, utilização de pequenas áreas de terreno para instalação da 
usinas etc. 
As desvantagens da utilização de energia nuclear englobam os riscos de acidente nas usinas 
nucleares (que podem provocar graves danos à população e ao meio ambiente); possibilidade de 
utilização na fabricação de bombas atômicas; os resíduos radioativos (lixo atômico), apesar da pouca 
quantidade gerada, não têm utilização posterior; envolve elevados custos de construção e operação das 
usinas. 
 
 
 
Tabela Periódica 
 
Classificação periódica dos elementos 
Histórico 
 
Um dos esforços mais antigos, no sentido de se encontrar uma relação no comportamento dos 
elementos com propriedades similares em grupos de três, denominadas tríades. Nessas tríades, a massa 
atômica de um elemento era aproximadamente a média aritmética dos pesos atômicos dos outros dois. 
Isto foi proposto pelo químico alemão J.W. Dobereiner, em 1829. 
No ano de 1862, Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois ordenou os valores de massas atômicas 
ao longo de linhas espirais traçadas nas paredes de um cilindro, dando origem ao parafuso telúrico, em 
que os elementos que apresentavam propriedades similares estavas reunidos numa linha vertical. 
 
 
3.3.1.3 Classificação periódica e propriedades dos elementos e seus 
compostos 
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Em 1866, John A. R. Newlands desenvolveu um rearranjo dos elementos químicos denominados leis 
das oitavas. Essa forma de classificação consistia em colocar os elementos agrupados de sete em sete, 
em ordem crescente de massa atômica. A partir dessa classificação Newlands observou que o primeiro 
elemento tinha propriedades semelhantes ao oitavo, e assim por diante. Diante disso, ele chamou esta 
descoberta de Lei das oitavas uma vez que as características se repetiam de sete em sete, como as notas 
musicais. 
 
 
 
Em meados de 1869, Lothar Meyer e Dimitri Ivanovich Mendeleev, independentemente, criaram 
tabelas periódicas dos elementos (semelhantes às usadas atualmente) onde os elementos eram 
colocados em ordem crescente de massas atômicas. Essas tabelas foram criadas quando tinham 
conhecimento de apenas 63 elementos químicos.8 
Mendeleev ordenou os elementos em linhas horizontais, chamadas de períodos, e em linhas verticais, 
de grupos, contendo elementos com propriedades similares. Veja a seguir a tabela de Mendeleev. 
 
 
 
Nesta tabela é possível observar que existe espaços vazios e asteriscos. Estes espaços representam 
elementos não conhecidos e os asteriscos os elementos que foram previstos por Mendeleev. 
Esta classificação proposta por Mendeleev foi utilizada até 1913, quando Mosely verificou que as 
propriedades dos elementos eram dadas pela sua carga nuclear (número atômico-Z). Sabendo-se que 
em um átomo o número de prótons é igual ao número de elétrons, ao fazermos suas distribuições 
eletrônicas, verificamos que a semelhança de suas propriedades químicas está relacionada com o 
número de elétrons de sua camada de valência, ou seja, pertencem à mesma família. 
Com base nessa constatação, foi proposta a tabela periódica atual, na qual os elementos químicos: 
-estão dispostos em ordem crescente de número atômico (Z); 
-originam os períodos na horizontal (em linhas); 
-originam as famílias ou os grupos na vertical (em colunas). 
 
 
 
 
 
 
8 Usberco, J.; Salvador, E. 2002. Química. Editora Saraiva. 
Tabela periódica atual:Os elementos são agrupados em ordem crescente de seu número 
atômico (Z), observando-se a repetição periódica de muitas de suas propriedades. 
 
 
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Como utilizar a tabela periódica? 
 
Cada quadro da tabela fornece os dados referentes ao elemento químico: símbolo, massa atômica, 
número atômico, nome do elemento, elétrons nas camadas e se o elemento é radioativo. 
As colunas verticais constituem as famílias ou grupos, nas quais os elementos estão reunidos 
segundo suas propriedades químicas. 
As filas horizontais são denominadas períodos. Neles os elementos químicos estão dispostos na 
ordem crescente de seus números atômicos. O número da ordem do período indica o número de níveis 
energéticos ou camadas eletrônicas do elemento. 
 
Famílias ou Grupos 
As Famílias da Tabela Periódica são distribuídas de forma vertical, em 18 colunas. Os elementos 
químicos que estão localizados na mesma coluna da Tabela Periódica são considerados da mesma 
família pois possuem propriedades físicas e químicas semelhantes. Esses elementos fazem parte de um 
mesmo grupo porque apresentam a mesma configuração de elétrons na última camada 
A tabela periódica atual é constituída por 18 famílias. A numeração das Famílias da Tabela Periódica 
se inicia no 1A (representado em nossa tabela periódica com o número 1) e continua até o zero ou 8A 
(representado em nossa tabela periódica pelo número 18). Existe também a Família B. 
 
 
-Famílias A ou zero 
Os elementos que constituem essas famílias são denominados elementos representativos, e seus 
elétrons mais energéticos estão situados em subníveis s ou p. Nas famílias A, o número da família indica 
a quantidade de elétrons na camada de valência. Elas recebem ainda nomes característicos. 
 
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-Famílias B 
Os elementos dessas famílias são denominados genericamente elementos de transição. Uma parte 
deles ocupa o bloco central da tabela periódica, de IIIB até IIB (10 colunas), e apresenta seu elétron mais 
energético em subníveis d. 
 
 
 
A outra parte deles está deslocada do corpo central, constituindo as séries dos lantanídeos e dos 
actinídeos. Essas séries apresentam 14 colunas. O elétron mais energético está contido em subnível f (f1 
a f14). 
O esquema a seguir mostra o subnível ocupado pelo elétron mais energético dos elementos da tabela 
periódica. 
 
 
Períodos ou séries 
Cada fila horizontal da tabela periódica constitui o que chamados de período ou série de elementos. 
Cada período corresponde ao número de camadas eletrônicas existentes nos elementos que os 
constituem. Os períodos são sete conforme pode ser observado no esquema abaixo. 
 
Informações importantes: 
1. A família 0 recebeu esse número para indicar que sua reatividade nas condições ambientes é 
nula. 
2. O elemento hidrogênio (H), embora não faça parte da família dos metais alcalinos, está 
representado na coluna IA por apresentar 1 elétron no subnível s na camada de valência. 
3. O único gás nobre que não apresenta 8 elétrons na camada de valência é o He: 1s2. 
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Períodos Camadas eletrônicas 
1 1 (K) 
2 2 (K, L) 
3 3 (K, L, M) 
4 4 (K, L, M, N) 
5 5 (K, L, M, N, O) 
6 6 (K, L, M, N, O, P) 
7 7 (K, L, M, N, O, P) 
 
Vejamos agora alguns exemplos de localização na tabela periódica: 
 
1H — 1s1 1° camada (K) 
4Be — 1s2 2s2. 2° camada (K, L) 
11Na— 1s2 2s2 2p6 3s1: 3°camada (K, L, M) 
13Al — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1: 3° camada. 
 
Lantanídeos e Actinídeos 
 
As séries dos lantanídeos e dos actinídeos correspondem, respectivamente, aos apêndices embaixo 
da tabela. 
 
 
Importante: 
a) Lantânio (La) e Actíneo (Ac) não pertencem às séries 
b) Essas séries são chamadas Elementos de transição Interna 
c) Os lantanídeos também são chamados lantanoides ou terras-raras. 
d) Os actinídeos também são chamados actinoides 
e) O uso dos termos “lantanoide” e actinoide” foi reconhecido pela IUPAC. 
 
Classificação dos elementos químicos 
 
Uma outra maneira de classificar os elementos pode ser feita relacionando o subnível energético de 
cada um. 
Assim temos: 
 
Elementos Subnível mais energético Localização 
Representativos s ou p Grupos A e gases nobres 
De transição d Grupos B 
De transição interna f Lantanídeos e Actinídeos 
 
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Outra maneira de classificar os elementos é agrupá-los, segundo suas propriedades físicas e químicas, 
em: metais, ametais, semimetais, gases nobres e hidrogênio. 
 
 
 
-Metais 
 Os metais, em número de 81, são os mais numerosos elementos conhecidos. Eles estão situados do 
centro para a esquerda da Tabela Periódica. 
Características gerais: 
-Apresentam brilho metálico. 
-conduzem corrente elétrica e calor. 
-São maleáveis (maleabilidade). 
- Podem ser reduzidos a fios (ductilidade). 
-Apresentam, via de regra, poucos elétrons (menos de 4) na última camada; 
- Tendem a perder elétrons; 
-São sólidos a temperatura ambiente (25°C), com exceção do mercúrio (líquido). 
 
-Ametais ou não-metais 
São poucos (11 elementos), estão situados à direita da Tabela Periódica, antes dos gases nobres. 
Características gerais: 
- Não apresentam brilho metálico; 
- São maus condutores de corrente elétrica; 
-Não podem ser reduzidos a fios (ductilidade) e lâminas (maleabilidade); 
-São utilizados na produção de pólvora e na fabricação de pneus; 
-Apresentam, geralmente, muitos elétrons (mais do que 4) na camada de valência (última camada); 
-Tendem a ganhar elétrons em uma ligação química. 
 
 
Importante: 
A linha vermelha, de acordo com sugestão da Sociedade Brasileira de Química, separa os metais 
dos ametais. Os elementos próximos à linha são conhecidos por semimetais. 
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-Semimetais 
São poucos (7) e estão situados na Tabela Periódica entre os metais e os não metais 
Características gerais: 
Apresentam brilho metálico têm pequena condutibilidade elétrica fragmentam-se, isto é, apresentam 
propriedades intermediárias as apontadas anteriormente. 
 
-Hidrogênio 
É um elemento atípico, pois possui a propriedade de se combinar com metais, ametais e semimetais. 
Nas condições ambientes, é um gás extremamente inflamável. 
 
-Gases nobres 
Como o próprio nome sugere, nas condições ambientes apresentam-se no estado gasoso e sua 
principal característica química é a grande estabilidade, ou seja, possuem pequena capacidade de se 
combinar com outros elementos. 
 
Elementos Cisurânicos 
São todos os elementos cujo número atômico é inferior ao 92, ou seja, as que antecedem o urânio. 
Sendo todos elementos naturais, encontrados na superfície terrestre, com exceção dos quatros seguintes, 
que são artificiais: 
Tecnécio (43) 
Promécio (61) 
Astato (85) 
Frâncio (87) 
 
Elementos químicos artificiais 
Os elementos artificiais são átomos de elementos químicos não encontrados na superfície terrestre e 
que foram sintetizados, isto é, criados em laboratório. Esses elementos possuem número atômico 
superior a 92, que é o número atômico do Urânio. Por isso foram denominados de elementos 
transurânicos. 
 
Elementos radioativos 
Os elementos radioativos são aqueles cujos isótopos mais abundante encontram-se, na tabela, do 
polônio em diante. 
 
Propriedades aperiódicas e periódicas 
 
A tabela periódica pode ser utilizada para relacionar as propriedades dos elementos com suas 
estruturas atômicas. Essas propriedades podem ser de dois tipos: aperiódicas e periódicas. 
 
Propriedades aperiódicas 
As propriedades aperiódicas são aquelas cujos valores variam (crescem ou decrescem) à medida que 
o número atômico aumenta e que não se repetem em períodos determinados ou regulares. Exemplos: a 
massa atômica de um elemento sempreaumenta de acordo com o número atômico desse elemento, o 
calor específico, a dureza, o índice de refração etc. 
 
1. Massa atômica 
A massa atômica é a unidade de peso de átomos feita por comparação com uma grandeza padrão 
(1/12 da massa de um átomo isótopo do carbono-12). Esta propriedade sempre aumenta de acordo com 
o aumento do número atômico, sem fazer referência à localização do elemento na tabela periódica. 
 
 
 
 
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2. Calor específico 
O calor específico é a quantidade de calor que um grama de uma substância precisa absorver para 
aumentar sua temperatura em 1 °C, sem que haja alteração no seu estado físico. O calor específico de 
um elemento no estado sólido sempre diminui com o aumento do número atômico. 
 
3. Dureza 
A dureza é uma propriedade mecânica característica de materiais sólidos que representa a resistência 
destes materiais ao risco ou à penetração quando pressionados. Esta propriedade muito depende do 
estado em que se encontra o material, bem como das forças de ligação entre os seus átomos, moléculas 
ou íons. Quanto maior é o número atômico, maior também é a dureza do elemento químico. 
 
4. Índice de refração 
O índice de refração é uma propriedade física descrita como sendo a razão entre a velocidade da luz 
em dois meios diferentes (no ar e num corpo transparente mais denso). Tal propriedade também aumenta 
com o aumento do número atômico. 
 
Propriedades periódicas 
As propriedades periódicas são aquelas que, à medida que o número atômico aumenta, assumem 
valores crescentes ou decrescentes em cada período, ou seja, repetem-se periodicamente. Exemplo: o 
número de elétrons na camada de valência. 
Vamos agora detalhar algumas propriedades periódicas da Tabela. 
 
1. Raio atômico 
O raio atômico é uma propriedade periódica difícil de ser medida. Pode-se considerar que corresponde 
à metade da distância (d) entre dois núcleos vizinhos de átomos do mesmo elemento químico ligados 
entre si. 
Em uma família (grupo) tente a aumentar de cima para baixo (sentido em que aumenta também o 
número de camadas preenchidas pela eletrosfera de um átomo. 
Em um período, o raio atômico tende a aumentar da direita para a esquerda. Isso ocorre porque o 
número de prótons e elétrons aumenta para a direita. Logo, no lado direito do período, os átomos têm o 
mesmo número de camadas, maior números de prótons e elétrons e, portanto, a força de atração entre 
eles é maior. Isso provoca uma contração da eletrosfera e a consequente diminuição do raio atômico. 
 
 
 
 
2. Raio iônico 
Quando um átomo ganha ou perde elétrons, transforma-se em íon. Nessa transformação, há aumento 
ou diminuição das dimensões do tamanho do átomo inicial. 
- Raio de cátion: Quando um átomo perde elétron, a repulsão da nuvem eletrônica diminui, diminuindo 
o seu tamanho. Inclusive pode ocorrer perda do último nível de energia e quanto menor a quantidade de 
níveis, menor o raio. 
 
Exemplo: 
 
Resumindo... Nas famílias o raio atômico tende a aumentar com o aumento do número. Nos 
períodos, ele tende a aumentar com a diminuição do número atômico. 
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Portanto: raio do átomo > raio do cátion 
Raio do ânion: quando um átomo ganha elétron, aumenta a repulsão da nuvem eletrônica, aumentando 
o seu tamanho. 
 
Exemplo: 
 
 
Portanto: raio do átomo < raio do ânion 
 
3. Energia de Ionização 
A maior ou menor facilidade com que o átomo de um elemento perde elétrons é importante para a 
determinação do seu comportamento. Um átomo (ou íon) em fase gasosa perde elétron(s) quando recebe 
energia suficiente. Essa energia é chamada de energia (ou potencial) de ionização. 
Quanto maior o raio atômico, menor será a atração exercida pelo núcleo sobre o elétron mais afastado; 
portanto, menor será a energia necessária para remover esse elétron.9 
 
Generalizando: Quanto maior o tamanho do átomo, menor será a primeira energia de ionização. 
-Numa mesma família: a energia de ionização aumenta de baixo para cima; 
- Num mesmo período: a E.I. aumenta da esquerda para a direita. 
 
 
 
Ao retirarmos o primeiro elétron de um átomo, ocorre uma diminuição do raio. Por esse motivo, a 
energia necessária para retirar o segundo elétron é maior. Assim, para um mesmo átomo, temos: 
1ª E.I. < 2ª E.I. < 3ª E.I. 
 
Esse fato fica evidenciado pela analogia a seguir, referente ao átomo de magnésio (Z = 12): 
1s2 2s2 2p6 3s2. 
Afinidade eletrônica (AE) ou Eletroafinidade 
A Eletroafinidade é a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, “captura” um 
elétron. 
X 0 (g) + e– X– (g) + energia 
 
9 Usberco, J.; Salvador, E. 2002. Química. Editora Saraiva. 
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63 
 
A medida experimental da afinidade eletrônica é muito difícil e, por isso, seus valores foram 
determinados para poucos elementos. Veja na tabela abaixo alguns valores conhecidos de 
eletroafinidade. 
A VIIA 
Li 
60 KJ 
F 
328 KJ 
K 
48 KJ 
Br 
325 KJ 
 
 
Resumindo... A variação da afinidade eletrônica na tabela periódica: aumenta de baixo para cima e 
da esquerda para a direita. 
 
4. Eletronegatividade e Eletropositividade 
A eletronegatividade e a eletropositividade são duas propriedades periódicas que indicam a 
tendência de um átomo, numa ligação química, em atrair elétrons compartilhados. Ou ainda, podem 
representar a força com que o núcleo atrai a eletrosfera. 
 
-Eletropositividade: tendência que um átomo tem de perder elétrons. É muito característico dos 
metais. Pode ser também chamado de caráter metálico. É o inverso da eletronegatividade. 
A eletropositividade aumenta conforme o raio atômico aumenta. 
Quanto maior o raio atômico, menor será a atração do núcleo pelo elétron mais afastado, maior a 
facilidade do átomo em doar elétrons, então, maior será a eletropositividade. 
Os gases nobres também não são considerados, por conta da sua estabilidade. 
A eletropositividade aumenta nas famílias, de cima para baixo, e nos períodos, da direita para a 
esquerda. 
O elemento mais eletropositivo é o frâncio (Fr), que possui eletronegatividade 0,70. 
 
-Eletronegatividade: a força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. 
A eletronegatividade dos elementos não é uma grandeza absoluta, mas, sim, relativa. Ao estudá-la, 
na verdade estamos comparando a força de atração exercida pelos átomos sobre os elétrons de uma 
ligação. Essa força de atração tem relação com o raio atômico: quanto menor o tamanho do átomo, maior 
será a força de atração, pois a distância núcleo-elétron da ligação é menor. A eletronegatividade não é 
definida para os gases nobres. 
As variações de eletronegatividade podem ser representadas pela ilustração a seguir: 
 
 
Importante: 
Na tabela periódica, a eletronegatividade cresce de baixo para cima e da esquerda para a direita. A 
eletronegatividade relaciona-se com o raio atômico: de maneira geral, quanto menor o tamanho de um 
átomo, maior será a força de atração sobre os elétrons. 
Numa família ou num período, quanto menor o raio, maior a afinidade eletrônica. 
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O cientista Linus Pauling propôs uma escala de valores para a eletronegatividade: 
 
 
 
ATENÇÃO CANDIDATO, passarei agora um macete para que você memorize a escala de 
eletronegatividade proposta por Linus Pauling: “Fui Ontem No Clube Briguei I Sai Carregado 
para o hospital”. 
4. Densidade 
Experimentalmente, verifica-se que: 
a) Entre os elementos das famílias IA e VIIA, a densidade aumenta, de maneira geral, de acordo com 
o aumento das massas atômicas, ou seja, de cima para baixo. 
b) Num mesmo período, de maneira geral, a densidade aumenta das extremidades para o centro da 
tabela. 
Assim, os elementos de maior densidade estão situados na partecentral e inferior da tabela periódica, 
sendo o ósmio (Os) o elemento mais denso (22,5 g/cm3). 
 
 
5.Temperatura de fusão (TF) e temperatura de ebulição (TE) 
Experimentalmente, verifica-se que: 
a) Nas famílias IA e IIA, os elementos de maiores TF e TE estão situados na parte superior da tabela. 
Na maioria das famílias, os elementos com maiores TF e TE estão situados geralmente na parte inferior. 
b) Num mesmo período, de maneira geral a TF e a TE crescem das extremidades para o centro da 
tabela. 
Assim, a variação das TF e TE na tabela periódica pode ser representada como no esquema acima. 
 
 
 
6. Volume atômico 
Usamos a expressão “volume atômico”. Na verdade, usamos essa expressão para designar — para 
qualquer elemento — o volume ocupado por uma quantidade fixa de número de átomos. 
O volume atômico sempre se refere ao volume ocupado por 6,02 x 1023 átomos, e pode ser calculado 
relacionando-se a massa desse número de átomos com a sua densidade. 
Assim, temos: 
 
 
 
Por meio de medidas experimentais, verifica-se que: 
- numa mesma família, o volume atômico aumenta com o aumento do raio atômico; 
- num mesmo período, o volume atômico cresce do centro para as extremidades. 
De maneira geral, a variação do volume atômico pode ser representada pelo seguinte esquema: 
 
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Questões 
 
01. (PUC-MG) Considerando os elementos da coluna VA, na ordem crescente de números atômicos, 
é CORRETO afirmar que: 
(A) o ponto de fusão aumenta. 
(B) o caráter metálico diminui. 
(C) a eletronegatividade aumenta. 
(D) o raio atômico diminui. 
(E) o potencial de ionização aumenta 
 
02. Baseando-se nas configurações eletrônicas em ordem crescente de energia dos elementos abaixo, 
assinale a alternativa correta. 
(a) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2. 
(b) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d2. 
(c) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p2. 
(d) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f2. 
 
A) A e C pertencem ao mesmo grupo, mas estão em períodos diferentes. 
B) B é elemento de transição. 
C) C e D estão no mesmo período da tabela periódica. 
D) C está no grupo 2A (ou 2). 
E) A, B, C, D são todos metais alcalino terrosos. 
 
03. Sobre a posição de um determinado elemento químico na Tabela Periódica sabe-se que: 
I. Pertence a um dos dois períodos longos; 
II. Inicia a primeira série dos elementos de transição; 
III.O elemento químico que o precede é o cálcio. 
Tomando como base essas informações, consulte a Tabela Periódica e escreva o nome, o número 
atômico, a massa atômica e a configuração eletrônica de um átomo e de um íon bivalente desse elemento 
químico. 
 
04. (Cesgranrio-RJ). Na Tabela Periódica, os elementos estão organizados em ordem crescente de: 
(A) Número de massa 
(B) Massa atômica 
(C) Número atômico 
(D) Raio atômico 
(E) Eletronegatividade 
 
05. (UFPA) Um átomo, cujo número atômico é 18, está classificado na Tabela Periódica como: 
(A) metal alcalino 
(B) metal alcalino terroso 
(C) metal terroso 
(D) ametal 
(E) gás nobre 
 
06. Faça a associação correta com respeito às famílias ou grupos da Tabela Periódica: 
1. Metais Alcalinos A. Grupo 18 
2. Metais Alcalino terrosos B. Grupo 17 
3. Calcogênios C. Grupo 16 
4. Halogênios D. Grupo 15 
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5. Família do Carbono E. Grupo 14 
6. Família do Nitrogênio F. Grupo 1 
7. Gases Nobres G. Grupo 2 
 
07. Um elemento X apresenta a configuração 5s2 5p3 na camada de valência. Indique o grupo e a 
família desse elemento na tabela periódica: 
(A) 5º período e família dos calcogênios. 
(B) 15º período e família dos halogênios. 
(C) 3º período e família do nitrogênio. 
(D) 5º período e família do nitrogênio. 
(E) 5º período e família dos gases nobres 
 
08. (Ufac). O número atômico do elemento que se encontra no período III, família 3A é: 
(A) 10 
(B) 12 
(C) 23 
(D) 13 
(E) 31 
 
09. O livro “A Tabela Periódica”, de Primo Levi, reúne relatos autobiográficos e contos que têm a 
química como denominador comum. Cada um de seus 21 capítulos recebeu o nome de um dos seguintes 
elementos da tabela periódica: Argônio, Hidrogênio, Zinco, Ferro, Potássio, Níquel, Chumbo, Mercúrio, 
Fósforo, Ouro, Cério, Cromo, Enxofre, Titânio, Arsênio, Nitrogênio, Estanho, Urânio, Prata, Vanádio, 
Carbono. 
Escreva o símbolo do elemento que dá nome a um capítulo e corresponde a cada uma das seis 
descrições a seguir. 
I – É metal alcalino. 
II – É líquido na temperatura ambiente. 
III – É o de menor potencial de ionização do grupo 15. 
IV – É radioativo, usado em usinas nucleares. 
V – Aparece na natureza na forma de gás monoatômico. 
VI – É lantanídeo. 
 
10. UnB-DF Os acumuladores, mais comumente chamados de baterias, cuja utilização sofreu um 
aumento considerável com o advento dos aparelhos eletroeletrônicos, geralmente contêm substâncias 
simples e/ou compostas que envolvem, entre outros, os seguintes elementos químicos: zinco (Zn), 
mercúrio (Hg), lítio (Li), cádmio (Cd), prata (Ag) e carbono (C). 
Acerca das propriedades periódicas desses elementos químicos, julgue os itens abaixo. 
( ) Prata e cádmio pertencem a uma mesma família. 
( ) Os átomos de cádmio são maiores que os de zinco. 
( ) Mercúrio e zinco pertencem a um mesmo período tabela periódica. 
( ) Os átomos de lítio e carbono têm valores de eletronegatividade muito próximos. 
 
11. UFGO Leia o texto que se segue e responda à questão. 
Grupo cria molécula com gás nobre 
Os gases nobres são conhecidos pela estabilidade. Todos possuem oito elétrons na camada exterior 
(exceto o hélio, que tem apenas dois), o que faz deles os mais esnobes elementos químicos 
– não gostam de se misturar. 
Ser um gás nobre é o sonho de todo elemento. É por essa razão que eles se unem em compostos. 
Os átomos comuns costumam doar ou receber elétrons de outros átomos – formando moléculas 
– a fim de completar seu octeto, ou seja, ficar com oito elétrons na última camada – exatamente como 
seus primos ricos. 
Quanto menor o átomo do gás nobre, mais próximos do núcleo estão os elétrons da última camada, o 
que faz com que mais energia seja necessária para furtá-los. 
A definição química de nobreza: 
Gases chamados de nobres não costumam interagir com outros elementos. 
Adaptado da Folha de S. Paulo. 24 ago. 2000. p. A18. 
 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
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Com base nas informações desse texto e utilizando-se dos conhecimentos da Química, pode-se 
afirmar que: 
( ) os gases nobres não se misturam com outros gases; 
( ) ao doar ou receber elétrons de outros átomos, um elemento se transforma em gás nobre; 
( ) quanto menor o átomo do gás nobre, maior será o primeiro potencial de ionização; 
( ) a palavra interagir foi utilizada como sinônimo de reação química. 
 
12. UFRJ Um dos elementos químicos que tem se mostrado muito eficiente no combate ao câncer de 
próstata é o Selênio (Se). Com base na Tabela de Classificação Periódica dos Elementos, os símbolos 
de elementos com propriedades químicas semelhantes ao Selênio são: 
(A) Cl, Br, I 
(B) Te, S, Po 
(C) P, As, Sb 
(D) As, Br, Kr 
 
13. UFRJ Cálcio é um dos elementos principais da estrutura óssea dos seres humanos. Uma doença 
muito comum em pessoas idosas, principalmente em mulheres após a menopausa, é a osteoporose, que 
consiste na desmineralização óssea causada pela perda de Ca+2, provocando fraturas frequentes e 
encurvamento da coluna vertebral. Uma das formas utilizadas pelos médicos para estudar a osteoporose 
consiste em administrar aos pacientes uma dieta contendo sais de estrôncio e acompanhar a taxa de 
absorção do mesmo pelo organismo. O estrôncio tem a capacidade de substituir o cálcioem seus 
compostos. A partir da estrutura atômica dos dois elementos, explique por que o estrôncio pode ser 
utilizado no lugar do cálcio. 
Respostas 
 
01. Resposta A 
Uma vez que o número atômico aumenta, aumenta também o ponto de fusão, 
 
02. Resposta B 
A → 4 camadas  4.º período 
Elemento representativo: 
Subgrupo A número do grupo = número de e– 
Grupo IIA ou 2 de valência, ou seja, 2e– 
Metal alcalino terroso 
B → Elemento de transição 
Subgrupo B número do grupo: IIIB – IVB 
Grupo: IVB ou 4 d1 d2 
4.º período → 4 camadas 
C → Elemento representativo 
4 camadas ∴ 4.º período número do grupo: 4s2 4p2 (4e–) 
Subgrupo A 
Grupo IVA ou 14 
D → Elemento de transição interna 
Grupo IIIB ou 3 
6 camadas ∴ 6.º período. 
 
03. Resolução: 
Elemento químico: Escândio 
 Número atômico Z: 21 
MA: 45 
Configuração do átomo: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 
Configuração do íon: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 
 
04. Resposta C 
Na tabela periódica atual (moderna) os elementos são classificados de acordo com a ordem crescente 
de seu número atômico (Z). 
 
05. Resposta E 
De acordo com a distribuição eletrônica no diagrama de Pauling de 18 elétrons é: 
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1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6. 
A distribuição em camadas é: K=2; L= 8; M 8. 
Observe que esse elemento possui 8 elétrons na última camada, então ele é da família 8 A ou 18, que 
é a dos gases nobres. 
Ao olhar na Tabela Periódica, vemos que se trata do gás argônio (Ar). 
 
06. Resolução: 
1. Metais Alcalinos → F. Grupo 1 
2. Metais Alcalino terrosos → G. Grupo 2 
3. Calcogênios → C. Grupo 16 
4. Halogênios → B. Grupo 17 
5. Família do Carbono → E. Grupo 14 
6. Família do Nitrogênio → D. Grupo 15 
7. Gases Nobres → A. Grupo 18 
 
07. Resposta D 
Analisando a configuração eletrônica da camada de valência desse elemento, é possível observar que 
ele possui cinco camadas ou níveis, portanto seu período é o 5º. 
Somando os elétrons distribuídos na última camada camadas, temos o total de 5 elétrons (2 + 3), o 
que nos indica que ele pertence à família 15 ou V A, que é a família do nitrogênio. 
Realizando a distribuição eletrônica completa no diagrama de Pauling abaixo, descobrimos que o seu 
número atômico é igual a 51. Conferindo na Tabela Periódica, trata-se do Sb (Antimônio), que realmente 
está no quinto período e na família 15. 
K 1s2 
L 2s2 2p6 
M 3s2 3p6 3d10 
N 4s2 4p6 4d10 4f 
O 5s2 5p3 
 
08. Resposta D 
Ao observar a Tabela Periódica encontramos o elemento Alumínio, cujo número atômico é 13. Mas se 
não tivermos uma Tabela à disposição, basta realizar a distribuição no diagrama de Pauling, que indica o 
período III e a família 3A, ou seja: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1. Agora basta somar todos os elétrons distribuídos: 
2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. 
 
09. Resolução: 
I – K 
II – Hg 
III – As 
IV – U 
V – Ar 
VI-Cério 
 
10. Resposta 
E – C – E – E 
 
11. Resposta 
E – E – C – C 
 
12. Resposta: B 
 
13. Resposta: 
Cálcio e estrôncio são elementos da mesma família da Tabela Periódica, apresentando portanto a 
mesma distribuição eletrônica na camada de valência e consequentemente propriedades químicas 
semelhantes. 
 
 
 
 
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69 
 
 
 
 
Ligações químicas 
 
Se átomos de um mesmo elemento ou de elementos diferentes não tivessem a capacidade de se 
combinarem uns com os outros, certamente não encontraríamos na natureza uma grande variedade de 
substâncias. Há diferentes maneiras pelas quais os átomos podem se combinar, como, por exemplo, 
mediante o ganho ou a perda de elétrons, ou pelo compartilhamento de elétrons dos níveis de valência. 
Alguns poucos elementos, como os da família dos gases nobres (família 0 ou VIIIA), aparecem na 
forma de átomos isolados. Esses elementos apresentam oito elétrons na camada de valência. O hélio 
(He) é a única exceção: ele apresenta apenas uma camada com dois elétrons. 
Em 1916, os cientistas Lewis e Kossel associaram esses dois fatos, ou seja, a tendência de elementos 
com oito elétrons na camada de valência aparecerem isoladamente, com a tendência que os elementos 
manifestam de perder, ganhar ou compartilhar elétrons. A partir dessa associação, propuseram uma 
teoria para explicar as ligações químicas entre os elementos: 
 
 
Essa teoria é aplicada principalmente para os elementos representativos (família A), sendo que os 
elementos de transição (família B) não seguem obrigatoriamente esse modelo. Embora existam muitas 
exceções a essa regra, ela continua sendo utilizada por se prestar muito bem como introdução ao conceito 
de ligação química e por explicar a formação da maioria das substâncias encontradas na natureza. 
 
Estabilidade dos gases nobres 
De todos os elementos químicos conhecidos, apenas 6, os gases nobres ou raros, são encontrados 
na natureza na forma de átomos isolados. Os demais se encontram sempre ligados uns aos outros, de 
diversas maneiras, nas mais diversas combinações. 
Os gases nobres são encontrados na natureza na forma de átomos isolados porque eles têm a última 
camada da eletrosfera completa, ou seja, com 8 elétrons. Mesmo o hélio, com 2 elétrons, está completo 
porque o nível K só permite, no máximo, 2 elétrons. 
 
Regra do Octeto – Os elementos químicos devem sempre conter 8 elétrons na última camada 
eletrônica ou camada de valência. Na camada K pode haver no máximo 2 elétrons. Desta forma os átomos 
ficam estáveis, com a configuração idêntica à dos gases nobres. 
 
 
 
Essa estabilidade deve-se ao fato de que possuem a última camada completa, ou seja, com o número 
máximo de elétrons que essa camada pode conter, enquanto última. Os átomos dos demais elementos 
químicos, para ficarem estáveis, devem adquirir, através das ligações químicas, eletrosferas iguais às 
dos gases nobres. 
 
3.3.1.4 Ligação química 
Teoria do octeto: um grande número de átomos adquire estabilidade eletrônica quando apresenta 
oito elétrons na sua camada mais externa. 
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70 
 
Como os átomos se ligam? 
As ligações entre átomos são feitas várias formas, mais sempre envolvendo a camada mais externa 
(camada de valência). 
Isso indica que são os elétrons do último nível que participam das ligações. 
Estudaremos os seguintes tipos: 
-Ligações iônicas 
-Ligações covalente 
-Ligação covalente dativa 
-Ligação metálica 
 
Substâncias iônicas 
As substâncias iônicas são aquelas que apresentam pelo menos uma ligação iônica entre seus 
componentes. Entre estes compostos temos, por exemplo os cloretos (Ex.: NaCl - sal de cozinha), nitratos 
(NaNO3), sulfatos (Na2SO4), carbonatos (CaCO3), etc. 
 
-10Cloretos: 
O cloro é um elemento localizado na Família 7A da Tabela Periódica, que o classifica como pertencente 
à família dos halogênios. A sua configuração eletrônica, razão desta sua classificação, é 1s22s22p63s23p5, 
o que mostra que o átomo de cloro possui sete elétrons em sua camada de valência (última camada, 
camada M no caso do cloro). Dessa forma, o átomo de cloro necessita de um elétron para adquirir a 
estabilidade de um gás nobre (de acordo com a Regra do Octeto, oito elétrons na camada de valência 
conferem maior estabilidade a um átomo). Assim, o NOX (número de oxidação) do cloro é (-1), o qual 
expressa a sua tendência ao fazer uma ligação química. O nome dado à partícula iônica Cl- é cloreto, o 
qual é o ânion de muitos sais de importância comercial. 
Um cloreto trata-se de um sal inorgânico onde está presente como ânion (partícula carregada 
negativamente) o átomo de cloro monovalente, e um cátion metálico. O número de cargas positivas 
deverá ser igual ao de cargas negativas, o que quer dizer que o NOX do cátion será igual à quantidade 
de cloretos existentes na molécula, uma vez que o cloreto realiza apenas uma ligação química. Portanto,no caso do cloreto de sódio, a fórmula molecular será NaCl (o metal sódio apresenta NOX +1), já a fórmula 
molecular do cloreto de cálcio será CaCl2, pois o metal cálcio apresenta NOX +2. E ambos os metais 
exemplificados podem ter o seu NOX relacionado às suas posições na Tabela Periódica: o primeiro na 
Família 1A e o segundo na Família 2A. 
Os sais formados pelo ânion cloro estão entre os mais corriqueiros da química inorgânica, estando 
presentes em muitas substâncias naturais de nosso contexto. “Os cloretos estão presentes em todas as 
águas naturais, em concentrações variáveis, como em amostras de águas, tais como: Água Potável; Água 
de Poço; Água para Caldeira e Água Destilada”2 Em vista de sua solubilidade com a maioria das 
formações, talvez o cloreto insolúvel mais importante seja o cloreto de prata, pode-se considerar sua 
importância como fonte de minerais ao organismo humano, tais como no caso do cloreto de sódio (NaCl) 
e do cloreto de potássio (KCl). 
 
-Nitratos: 
Os nitratos são compostos inorgânicos que contêm o ânion NO3-. 
O nitrogênio é o décimo quinto (15) Grupo da tabela periódica e pertence à família VA. Como todos os 
elementos dessa família, possui 5 elétrons na camada de valência. No entanto, cada oxigênio possui 6 
elétrons na última camada e, portanto, cada um de seus átomos precisa realizar duas ligações para ficar 
estável. 
Assim, no ânion nitrato, o nitrogênio é o elemento central, que realiza uma ligação dupla com um dos 
oxigênios, que fica estável, e mais duas ligações simples com os outros dois oxigênios. Isso significa que 
esses dois oxigênios não ficam estáveis, precisando ainda receberem mais 1 elétron cada, dando um 
total de carga igual a -2. Porém, visto que o nitrogênio faz uma ligação a mais do que poderia fazer, ele 
doa um de seus elétrons, ficando com carga igual a +1. Assim, no total, o ânion fica monovalente (- 2 + 1 
= -1). Veja abaixo a estrutura desse ânion: 
 
 
10 http://www.infoescola.com/ 
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71 
 
 
 
-11Sulfatos: 
Os sulfatos são compostos químicos iônicos, de valência ou estado de oxidação 2-, que se originam a 
partir do ácido sulfúrico, tratando-se de um átomo de enxofre central ligado a quatro átomos de oxigênio 
por meio de ligações covalentes, de fórmula molecular SO42-. Dessa forma, o mais conhecido ácido do 
íon sulfato é o ácido sulfúrico (H2SO4), sendo também utilizada a denominação de óxido sulfúrico para os 
sulfatos. Apresentam importância que vai desde o laboratório, passa pela indústria e chega aos sistemas 
vivos. 
A maioria dos sais de sulfatos é solúvel, exceções feitas ao sulfato de cálcio (CaSO4), sulfato de 
estrôncio (SrSO4) e sulfato de bário (BaSO4). Tal fato deve-se a elevada energia de ligação entre cátion 
e ânion, uma vez que o primeiro apresenta valência +2, e o segundo valência -2. Um importante conceito 
químico na averiguação da solubilidade de um composto está no equilíbrio das cargas elétricas, o que, 
quando ocorre, sugere insolubilidade do composto. Entretanto, este princípio apresenta um grande 
número de exceções, e somente pode ser usado para cátions e ânions de valência igual ou superior a 
dois. 
No processo de solubilidade do sal de um sulfato está envolvido a sua dissociação aquosa, ou seja, a 
ligação química, de natureza iônica, existente entre o(s) átomo(s) metálico(s) (cátions) e o sulfato (ânion), 
que é quebrada, e o composto então é dissociado em seus íons; solubilizado. Entretanto, as ligações 
covalentes existentes entre o átomo de enxofre e os quatro átomos de oxigênio não apresentam interação 
com a água, de modo que permanecem intactas. 
Abaixo pode ser compreendido o conceito da dissociação, no qual é apresentada a molécula de sulfato 
de sódio. 
 
 
Dissociação do sulfato de sódio. 
 
-Carbonatos: 
Carbonatos são sais inorgânicos formados pelo ânion CO32-. A principal característica desse grupo de 
compostos é a insolubilidade em água: todos são insolúveis, com exceção do carbonato de amônio 
(NH4)2CO3 e dos de metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs e Fr). Podem ser formados a partir da reação de 
ácido carbônico (H2CO3) com óxidos básicos. 
A reação de carbonatos com ácidos tem como produto o dióxido de carbono (CO2). Isso ocorre porque 
o contato com o íon H+ torna o carbonato mais instável e sujeito à decomposição, que produz o CO2. Esse 
processo consiste numa efervescência, que acontece, por exemplo, no estômago quando um antiácido é 
ingerido. 
Os carbonatos são muito frequentes na natureza. Veja alguns dos principais compostos: 
 
-Carbonato de cálcio 
Sal inorgânico representado pela fórmula química CaCO3, o carbonato de cálcio é muito encontrado 
na natureza, constituindo o mármore, o calcário, a argonita, a calcita, a casca do ovo, o esqueleto de 
conchas e corais. Utiliza-se o carbonato de cálcio na correção da acidez de solos e na fabricação do vidro 
(assim como os carbonatos em geral), cimento, aço, cremes dentais, medicamentos e outros. 
 
-Carbonato de sódio 
O carbonato de sódio também conhecido como soda ou barrilha, é um sal branco, cuja fórmula química 
é Na2CO3. Sua principal aplicação é na produção do vidro comum, especialmente aqueles utilizados em 
embalagens. Também é utilizado na fabricação de sabões, detergentes, corantes, papéis, medicamentos 
e no tratamento da água de piscina. 
 
 
11 BARBOSA, Addson; Dicionário de Química, 2° Ed.; AB – Editora, Goiânia, 2000. 
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72 
 
-Carbonato de potássio 
Esse composto inorgânico de fórmula química K2CO3 é um sólido branco, muito conhecido também 
como potassa, cinza pérola ou sal de tártaro. O carbonato de potássio é usado na produção da porcelana, 
vidro, sabão, cerâmicas, esmaltes, lã, fertilizantes agrícolas, explosivos, etc. 
 
Ligação iônica 
 
Em uma ligação iônica ocorre transferência definitiva de elétrons, o que acarreta a formação de íons 
positivos (cátions) ou negativos (ânions), os quais originam compostos iônicos. Como todos os íons 
apresentam excesso de cargas elétricas positivas ou negativas, eles sempre terão polos. 
Podemos visualizar a formação de uma ligação iônica típica entre dois átomos hipotéticos, M (um 
metal) e X (um não-metal), da seguinte maneira: como M é um metal, sua energia de ionização é baixa, 
isto é, é necessária pouca energia para remover um elétron do átomo. A perda de um elétron por um 
átomo isolado (gasoso) M leva à formação de um íon positivo oi cátion. 
 
 
 
 
Por outro lado, como X é um átomo de um não-metal, o valor de sua afinidade eletrônica é negativo, 
portanto, possui uma grande tendência em ganhar elétron e formar um ânion. 
 
 
Regra para montar a fórmula de um composto iônico. 
No cloreto de magnésio existem dois íons, o cloreto (Cl) com número de oxidação -1 e o magnésio 
(Mg) com nº de oxidação +2. 
A fórmula será 1 átomo de Mg (nox +2) e 2 átomo de Cl (nox -1). 
 
 
12Determinação da fórmula iônica 
A fórmula correta de um composto iônico nos mostra a mínima proporção entre os íons que se unem 
de modo a formar um sistema eletricamente neutro. Para que isso ocorra, é necessário que o número de 
elétrons cedidos seja igual ao número de elétrons recebidos. 
Uma maneira prática de determinar a quantidade necessária de cada íon para escrever a fórmula 
iônica é: 
Exemplo: 
-Formação do cloreto de sódio (sal de cozinha), a partir do sódio e do cloro. Vejamos: 
O Sódio: Na (Z = 11) = 1s2, 2s2, 2p6, 3 s1 ou 2 – 8 – 1 
O Cloro: Cl (Z = 17) = 1s2, 2s2, 2p6, 3 s2 e 3p5 ou 2 – 8 – 7 
 
 
 
Características e propriedades dos compostos iônicos: 
-Rígidos; 
-Duros e quebradiços 
 
12 12 Usberco, J.; Salvador, E. 2002. Química. Editora Saraiva. 
-Metais – 1 a 3 elétrons na última camada; tendência a perder elétrons e formar cátions. Elementosmais eletropositivos ou menos eletronegativos. 
-Não-Metais – 5 a 7 elétrons na última camada; tendência a ganhar elétrons e formar ânions. 
Elementos mais eletronegativos ou menos eletropositivos. 
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73 
 
-Solúveis em solventes polares; 
-Maus condutores de eletricidade no estado sólido; 
- Elevadas temperaturas de fusão e ebulição. 
 
Substâncias moleculares 
 
As substâncias moleculares são substâncias formadas basicamente por moléculas. Estas não 
apresentam cargas livres e por isso são incapazes de produzir corrente elétrica. São arranjos entre 
moléculas. Moléculas e, portanto a menor combinação de átomos que mantém a composição de matéria 
inalterada (os átomos se ligam por ligações químicas). 
Propriedades das substâncias moleculares: 
- Podem ser sólidas (pouco duras e muito quebradiças), líquidas ou gasosas à temperatura ambiente; 
- Forças de coesão das moléculas --> fracas e por isso, pontos de fusão e de ebulição baixos; 
- Más condutoras elétricas e térmicas porque as moléculas são partículas neutras; 
- Em solução aquosa: 
- Se as moléculas são apolares --> boas condutoras; 
- Se as moléculas são polares --> más condutoras. 
 
Substâncias moleculares 
 
-Hidrogênio (H2) 
O Hidrogênio é um gás inflamável, não tóxico, incolor, inodoro e insípido. Sendo o gás de densidade 
mais baixa conhecida, normalmente é transportado em cilindros de aço a pressões entre 150 e 200 bar. 
As moléculas de hidrogênio apresentam duas formas isoméricas. Uma forma é designada de orto-
hidrogênio, onde os dois núcleos atômicos estão girando na mesma direção (rotação paralela); na outra 
forma, designada para-hidrogênio, as rotações nucleares são opostas (rotação não paralela). Na 
temperatura ambiente, o equilíbrio da composição é 75:25 orto-para, para fins deste trabalho chamaremos 
esta proporção de H2 normal. É obtido industrialmente: 
 
a) a partir do carvão 
 
 
b) processo Lane 
3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 
 
c) eletrólise 
2H2O → 2H2 + O2 
2NaCI + 2H2O → 2NaOH + H2 + CI2 
 
-Oxigênio (O2) 
O oxigênio é um gás incolor, inodoro e, no estado líquido, é azul pálido. É o elemento mais abundante 
na Terra, quer em porcentagem de átomos, ou em massa. Ocorre na atmosfera, combinado com 
hidrogênio na hidrosfera e combinado como silício, ferro, alumínio e outros elementos na crosta terrestre 
(litosfera). É usado como “comburente”, substância que alimenta as combustões. É obtido industrialmente 
por liquefação e posterior destilação fracionada do ar atmosférico. Inicialmente, o ar atmosférico é 
submetido a sucessivas compressões e resfriamentos até atingir uma temperatura de aproximadamente 
– 200 °C. O ar torna-se líquido e, então, faz-se a destilação fracionada. Inicialmente, destila o componente 
mais leve que é o nitrogênio (PE = –195 °C), depois argônio (PE –190 °C) e, por último, o oxigênio (PE 
–185 °C). 
É obtido também pela eletrólise da água: 2H2O → 2H2+O2 
 
-Nitrogênio (N2) 
O nitrogênio é um gás, incolor, inodoro, insípido e inerte. Ocorre na Terra como o principal constituinte 
do ar atmosférico onde se encontra livre (N2). É difícil encontrar compostos inorgânicos do nitrogênio como 
minerais, pois a maioria é solúvel em água. O nitrogênio é encontrado em compostos orgânicos em todos os 
seres vivos, animais e plantas. Certas bactérias no solo e raízes de algumas plantas, especialmente os 
legumes, convertem o nitrogênio atmosférico em nitrogênio orgânico, que é, então, transformado por outras 
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bactérias em nitrato, a forma de nitrogênio mais usada pelas plantas na síntese de proteínas. O nitrogênio é 
obtido industrialmente por liquefação e posterior destilação fracionada do ar atmosférico. Em laboratório, é 
obtido pela decomposição do nitrito de amônio (NH4NO2): 
 
 
-Gás cloro (Cl2) 
O cloro é um elemento utilizado na indústria e encontrada em alguns produtos domésticos. O gás de 
cloro pode ser pressurizada e/ou aquecido para transformar-se num líquido, de modo que ele possa ser 
transportado e armazenado. Quando o cloro líquido é liberado, ele rapidamente se transforma em um gás 
que fica perto do chão e se espalha rapidamente. O gás de cloro pode ser reconhecido pelo seu odor 
picante, irritante, que é como o odor de alvejante. O cheiro forte pode fornecer um sinal adequado para 
as pessoas que foram expostas. O gás de cloro parece ser amarelo esverdeado na cor. O cloro em si não 
é inflamável, mas pode reagir explosivamente ou formar compostos explosivos com outros produtos 
químicos, tais como terebintina e amoníaco. 
 
-Gás Amoníaco ou Amônia (NH3) 
A amônia ou gás amoníaco (NH3) é uma composto formado por um átomo de nitrogênio ligado à três 
de hidrogênio. É um gás incolor (ponto de ebulição normal - 33,4 °C), com odor característico, sufocante, 
e sua inalação, em altas concentrações, causa problemas respiratórios. 
Este composto é obtido por um processo famoso chamado Haber-Bosch que consiste em reagir 
nitrogênio e hidrogênio em quantidades estequiométricas em elevada temperatura e pressão. É a maneira 
de obtenção de amônia mais utilizada hoje em dia. Esse processo leva o nome de seus desenvolvedores 
Fritz Haber e Carl Bosch. 
 
- Ácido Clorídrico (HCl) 
O ácido clorídrico é formado pelo gás cloreto de hidrogênio (HCl) dissolvido em água, numa proporção 
de cerca de 37% do gás. É um ácido inorgânico forte, líquido levemente amarelado, em que seus cátions 
H+ são facilmente ionizáveis na solução. A 18ºC o grau de ionização do ácido clorídrico, isto é, a 
porcentagem de hidrogênios que efetivamente sofrem ionização é de 92,5%. 
Este ácido é muito usado na limpeza e galvanização de metais, no curtimento de couros, na obtenção 
de vários produtos, como na produção de tintas, de corantes, na formação de haletos orgânicos, é usado 
também na hidrólise de amidos e proteínas pelas indústrias alimentícias e na extração do petróleo, 
dissolvendo as rochas e facilitando o seu fluxo até a superfície. 
Ele pode ser encontrado também no suco gástrico do estômago, cuja ação é ajudar na digestão dos 
alimentos. Ele é secretado pelo estômago num volume aproximado de 100 mL. Algumas pessoas sofrem 
de refluxo gastresofágico, que é o retorno do conteúdo do ácido clorídrico do estômago, como mostrado 
abaixo. Ele provoca queimação, rouquidão e dor torácica. 
 
-Gás Metano (CH4) 
O metano (CH4) é um gás que não possui cor (incolor) nem cheiro (inodoro). Considerado um dos mais 
simples hidrocarbonetos, possui pouca solubilidade na água e, quando adicionado ao ar, torna-se 
altamente explosivo. 
O gás metano é produzido pela decomposição da matéria orgânica. É abundante em aterros sanitários, 
lixões e reservatórios de hidrelétricas, e também pela criação de gado (a pecuária representa 16% das 
emissões mundiais de gases de efeito estufa) e cultivo de arroz. Também é resultado da produção e 
distribuição de combustíveis fósseis (gás, petróleo e carvão). Se comparado ao CO2, também é mais 
perigoso: o metano é mais eficiente na captura de radiação do que o CO2. O impacto comparativo de CH4 
sobre a mudança climática é mais de 20 vezes maior do que o CO2, isto é, 1 unidade de metano equivale 
a 20 unidades de CO2. 
 
Ligação covalente ou molecular 
 
A ligação covalente ocorre entre átomos com tendência a receber elétrons. Entretanto, como não é 
possível que todos os átomos recebam elétrons, os átomos envolvidos na ligação apenas compartilhar 
um ou mais pares eletrônicos, sem que ocorra “perda” ou “ganho” definitivo de elétrons. 
A ligação covalente pode ser representada por: 
 
 
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75 
 
Átomos A B 
Tendência receber e- receber e- 
Classificação Hidrogênio 
Hidrogênio 
Ametal 
Ametal 
Hidrogênio 
Ametal 
Ametal 
Semimetal 
Par eletrônico x--------------------------------------------x 
 Compartilhamento 
 
As substânciasformadas através das ligações covalentes apresentam-se como unidades de grandeza 
limitada, denominadas moléculas; por isso a ligação covalente é também denominada de ligação 
molecular. 
A ligação covalente pode ocorrer através de um ou mais partes de elétrons. Cada par eletrônico 
compartilhado entre dois átomos pode ser representado por um traço (-). Assim, podemos ter: 
 
Ligação simples: 
 
 
-Ligação dupla: 
 
 
-Ligação tripla: 
 
 
 
A ligação covalente e a tabela periódica 
A relação entre a posição na tabela e o número de ligações é indicada a seguir: 
 
 
 
-Família VIIA (família dos Halogênios) 
Os elementos da família VIIA apresentam 7e- na sua última camada (camada de valência). Assim, eles 
atingem a estabilidade ao compartilharem um único par eletrônico sendo assim denominados 
monovalentes. 
 
Exemplo: 
-Ligação entre dois átomos de cloro (Cl2): 
 
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 (Uma ligação simples) 
 
-Família VIA (família dos Calcogênios) 
Os elementos da família dos calcogênios apresentam 6e- na sua camada de valência. Diante disso, 
eles devem adquirir dois pares eletrônicos para alcançar a estabilidade, sendo denominados bivalentes. 
 
 
(Duas ligações simples) 
-Família VA 
Estes elementos apresentam 5e- na sua camada de valência, assim devem adquirir a estabilidade ao 
compartilharem três partes eletrônicos (trivalentes) 
 
 
(Três ligações simples) 
-Família IVA 
Como estes elementos apresentam 4e- na camada de valência, eles alcançarão a estabilidades 
quando compartilharem quatro pares eletrônicos (tetravalentes). 
 
(Quatro ligações simples) 
 
-Hidrogênio 
O hidrogênio (1s1) para adquirir sua configuração eletrônica estável, ele deve ganhar um elétron e 
compartilhar um par eletrônico (Monovalente) 
 
 
Fórmulas químicas 
A representação do número e dos tipos de átomos que formam uma molécula é feita por uma fórmula 
química. Existem diferentes tipos de fórmulas: a molecular, a eletrônica e a estrutural plana. 
a) Molecular: é a representação mais simples e indica apenas quantos átomos de cada elemento 
químico formam a molécula. 
 
 
 
b) Eletrônica: também conhecida como fórmula de Lewis, esse tipo de fórmula mostra, além dos 
elementos e do número de átomos envolvidos, os elétrons da camada de valência de cada átomo e a 
formação dos pares eletrônicos. 
 
 
 
c) Estrutural plana: também conhecida como fórmula estrutural, ela mostra as ligações entre os 
elementos, sendo cada par de elétrons entre dois átomos representado por um traço. 
 
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77 
 
 
 
Perceba que mais de um par de elétrons pode ser compartilhado, formando-se, então, ligações 
simples, duplas e triplas. Veja as fórmulas de algumas moléculas simples: 
 
 
 
Casos particulares que contrariam a regra do octeto 
Vários compostos estáveis não apresentam oito elétrons em torno de um átomo da molécula. Veja 
alguns elementos que não seguem a regra do octeto: 
-Berílio (Be): embora classificado como metal alcalino-terroso, pelo fato de seus dois elétrons da 
camada de valência apresentarem elevadas energias de ionização, forma compostos moleculares com 
duas ligações simples. Assim, estabiliza-se com quatro elétrons na camada de valência. 
-Alumínio (Al): como seus elétrons de valência apresentam elevadas energias de ionização, o alumínio 
forma, em alguns casos, três ligações simples. Assim, estabiliza-se com seis elétrons na camada de 
valência. 
As explicações anteriores baseiam-se em fatos experimentais. Compostos como BF3, BeF2 e AlCl3 
apresentam TF e TE baixas, quando comparados com compostos iônicos, o que evidencia que eles são 
moleculares. 
-Boro (B): forma compostos estáveis através de três ligações simples, estabilizando-se com seis 
elétrons na camada de valência. 
 
Ligação Covalente Normal 
 
Este tipo de ligação ocorre entre dois átomos que compartilham pares de elétrons. Os átomos 
participantes da ligação devem contribuir com um elétron cada, para a formação de cada par eletrônico. 
Exemplo: A molécula de Hidrogênio (H2), (distribuição eletrônica: 1H = 1s1) necessita de um elétron 
para cada átomo de Hidrogênio para ficar com a camada K completa (dois elétrons). Assim os dois átomos 
de Hidrogênio se unem formando um par eletrônico comum a eles (compartilhamento). Desta forma, cada 
átomo de Hidrogênio adquire a estrutura eletrônica do gás nobre Hélio (He) 
 
Ligação covalente dativa 
 
A ligação covalente dativa, também chamada de coordenada, ocorre quando um dos átomos 
envolvidos já atingiu a estabilidade e o outro átomo ainda precisa de dois elétrons para completar sua 
camada de valência. Essa ligação é semelhante à covalente comum, na medida em que existe um 
compartilhamento de um par eletrônico. 
 
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(Ligação covalente dativa) 
Resumindo... 
A ligação covalente ocorre entre: 
– Hidrogênio – Hidrogênio 
– Hidrogênio – Não-metal 
– Não-metal – Não-metal 
Obs.: Os semimetais também podem ser incluídos. 
 
A Ligação covalente e suas variações alotrópicas 
A alotropia é a propriedade pela qual os átomos de um mesmo elemento químico pode originar uma 
ou mais substâncias simples e diferentes, através do compartilhamento de elétrons. 
As variedades alotrópicas dos átomos podem variar devido ao: 
 
(1) Número de átomos que forma cada molécula, isto é, sua atomicidade 
 
Exemplo: Oxigênio (O): 
 O elemento oxigênio forma duas variedades alotrópicas: uma delas, mais abundante na atmosfera, é 
o gás oxigênio (O2) e a outra, o ozônio (O3) 
 
-O2: Cada molécula é formada por 2 átomos dando origem ao gás oxigênio 
 
-O3: cada molécula é formada por 3 átomos dando origem ao gás ozônio. 
 
OBS: A transformação de O2 (g) em O3 (g) pode ser feita utilizando descargas elétricas 
 
(2) Arranjo dos átomos no retículo cristalino: 
 
Exemplo: Carbono (C) 
O diamante, o fulereno e a grafita, são as formas alotrópicas do elemento químico carbono. Estas 
substâncias diferem entre si pela estrutura cristalina, isto é, pela forma de seus cristais. A maneira dos 
átomos de carbono se unirem é diferente em todos estes três compostos, ou seja, se diferem no retículo 
cristalino. Essas variedades alotrópicas apresentam propriedades físicas diferentes e suas propriedades 
químicas, na maioria das vezes, são semelhantes. 
 
Vejamos com mais detalhes os principais casos de alotropia do carbono: 
 
-Diamante: 
No diamante, cada átomo de carbono está ligado a quatro outros átomos também de carbono não 
contidos num mesmo plano. 
 
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-Grafita: 
A grafita é formada por uma estrutura composta de anéis hexagonais contidos num mesmo plano. 
Como os anéis estão em um mesmo plano, esse conjunto forma lâminas. Assim, a grafita é constituída 
por um grande número dessas lâminas sobrepostas, permitindo o deslizamento de um sobre a outra. 
 
 
 
-Fulereno: 
Os fulerenos são uma forma alotrópica do Carbono, a terceira mais estável após o diamante e o grafite. 
Tornaram-se populares entre os químicos, tanto pela sua beleza estrutural quanto pela sua versatilidade 
para a síntese de novos compostos químicos. 
 
 
 
Ligação metálica 
 
É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais. Quando muitos destes átomos estão juntos 
num cristal metálico, estes perdem seus elétrons da última camada. Forma-se, então, uma rede ordenada 
de íons positivos mergulhada num mar de elétrons em movimento aleatório. Se aplicarmos um campo 
elétrico a um metal, orientamos o movimento dos elétrons numa direção preferencial, ou seja, geramos 
uma corrente elétrica 
 
 
Teoria do “mar de elétrons” ou teoria da “nuvem eletrônica” 
 
A principal característica dos metais é a eletropositividade (tendência de doar elétrons), assim os 
elétrons da camada de valência saem facilmentedo átomo e ficam “passeando” pelo metal, o átomo que 
perde elétrons se transforma num cátion, que, em seguida, pode recapturar esses elétrons, voltando a 
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ser átomo neutro. O metal seria um aglomerado de átomos neutros e cátions, imersos num “mar de 
elétrons livres” que estaria funcionando como ligação metálica, mantendo unidos os átomos e cátions de 
metais. 
 
Característica e propriedades dos metais: 
-Brilho metálico: o brilho será tanto mais intenso quanto mais polida for a superfície metálica, assim os 
metais refletem muito bem a luz. 
-Condutividades térmica e elétrica elevadas: os metais são bons condutores de calor e eletricidade 
pelo fato de possuírem elétrons livres. 
-Densidade elevada: os metais são geralmente muito densos, isto resulta das estruturas compactas 
devido à grande intensidade da força de união entre átomos e cátions (ligação metálica), o que faz com 
que, em igualdade de massa com qualquer outro material, os metais ocupem menor volume. 
-Resistência à tração: os metais resistem às forças de alongamentos de suas superfícies, o que ocorre 
também como consequência da “força” da ligação metálica. 
-Pontos de fusão e ebulição elevados: os metais apresentam elevadas temperaturas de fusão e 
ebulição, isto acontece porque a ligação metálica é muito forte. 
-Maleabilidade: a propriedade que permite a obtenção de lâminas de metais. 
-Ductilidade: a propriedade que permite a obtenção de fios de metal. 
 
As ligas metálicas 
As ligas metálicas são uniões de dois ou mais metais, podendo ainda incluir semimetais ou não 
metais, mas sempre com predominância dos elementos metálicos. Apesar da grande variedade de metais 
existentes, a maioria não é empregada em estado puro, mas em ligas com propriedades alteradas em 
relação ao material inicial, o que visa, entre outras coisas, a reduzir os custos de produção. 
Podemos dizer que as ligas metálicas têm maiores aplicações práticas que os próprios metais puros: 
-Aço: Formado pela mistura de aproximadamente 98,5% de ferro, 0,5 a 1,7% de carbono e traços de 
silício, enxofre e oxigênio. É usado em peças metálicas que sofrem elevada tração, pois é mais resistente 
à tração do que o ferro puro. O aço é uma liga usada para produzir outras ligas metálicas. 
-Aço Inox: Formado por 74% de aço, 18% de cromo e 8% de níquel. Por ser praticamente inoxidável, 
é usado em talheres, peças de carro, brocas, utensílios de cozinha e decoração. 
-Ouro 18 quilates: Liga formada por 75% de ouro, 13% de prata e 12% de cobre. Sua vantagem em 
relação ao ouro puro é que esse metal é macio e pode ser facilmente riscado. Além disso, a liga mantém 
as propriedades desejadas do ouro, como brilho, dureza adequada para a joia e durabilidade. 
 -Bronze: Formado por 67% de cobre e 33% de estanho. Sua principal propriedade é resistência 
ao desgaste, sendo muito usado para produzir sinos, medalhas, moedas e estátuas. 
 -Latão: Mistura de 95 a 55% de cobre e de 5 a 45% de zinco. Devido a sua alta flexibilidade, ele 
é usado para produzir instrumentos musicais de sopro, como trompete, flauta, saxofone etc., além de 
também ser aplicado em peças de máquinas, produção de tubos, armas e torneiras. 
 -Amálgama: Muito usada em obturações nos dentes, a amalgama é formada pela mistura de 70% 
de prata, 18% de estanho, 10% de cobre e 2% de mercúrio. Ela é bastante resistente à oxidação 
(corrosão) e é bem maleável, podendo ser moldada no dente do paciente. 
 -Solda: Formada por 67% de chumbo e 33% de estanho, ela é usada em solda de contatos 
elétricos porque possui baixo ponto de fusão. 
 
Propriedades características e propriedades das ligas metálicas: 
-Condução da energia elétrica – elétrons são promovidos a níveis energéticos mais elevados que estão 
disponíveis (vazios). 
-Condução de energia térmica: Elétrons “deslocalizados” interagem fracamente com os núcleos. 
-No aquecimento os elétrons adquirem grande quantidade de energia cinética e deslocam-se para as 
regiões mais frias. 
-Dissipação desta energia através de choque com outras partículas levando a aquecimento do retículo. 
-Vibração dos cátions em suas posições no retículo cristalino também contribui – razão pela qual a 
condutividade elétrica dos metais cai com o aumento da temperatura. 
 
Questões 
 
01. O elemento “A” possui número atômico igual a 6, enquanto o elemento “B” possui número atômico 
igual a 8. A molécula que representa corretamente o composto formado por esses dois elementos é: 
 
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(A) AB 
(B) BA 
(C) A2B 
(D) AB2 
(E) B2A 
 
02. Sabe-se que a interação entre átomos que se ligam, na formação de novas substâncias, é feita 
através de seus elétrons mais externos. Uma combinação possível entre o elemento A com a configuração 
eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 e outro B (Z = 17) terá fórmula e ligação, respectivamente: 
(A) AB e ligação iônica. 
(B) A2B e ligação iônica. 
(C) A2B3 e ligação covalente. 
(D) AB2 e ligação iônica. 
(E) A2B e ligação covalente. 
 
03. (UFU-MG) O fosgênio (COCl2), um gás, é preparado industrialmente por meio da reação entre o 
monóxido de carbono e o cloro. A fórmula estrutural da molécula do fosgênio apresenta: 
(A) uma ligação dupla e duas ligações simples. 
(B) uma ligação dupla e três ligações simples. 
(C) duas ligações duplas e duas ligações simples. 
(D) uma ligação tripla e duas ligações simples. 
(E) duas ligações duplas e uma ligação simples. 
 
04. Os elementos H, O, Cl e Na (ver Tabela Periódica) podem formar compostos entre si. 
A) Que compostos podem-se formar entre: H e O, H e Cl, Na e Cl? 
B) Qual o tipo de ligação formada em cada caso? 
 
05. Cite três características físicas que permitem identificar um elemento metálico. 
 
06. Os átomos pertencentes à família dos metais alcalinos terrosos e dos halogênios adquirem 
configuração eletrônica de gases nobres quando, respectivamente, formam íons com números de carga: 
(A) + 1 e – 1. 
(B) – 1 e + 2. 
(C) + 2 e – 1. 
(D) – 2 e – 2. 
(D) + 1 e – 2 
 
07. Considere o elemento cloro formando compostos com, respectivamente, Hidrogênio, carbono, 
sódio e cálcio. 
A) Com quais desses elementos o cloro forma compostos covalentes? 
B) Qual a fórmula de um dos compostos covalentes formados? 
 
08. Os elementos químicos que apresentam a última camada eletrônica incompleta podem alcançar 
uma estrutura mais estável unindo-se uns aos outros. 
A) De que forma se podem ligar dois átomos que precisem ganhar elétrons? 
B) Dois elementos situam-se: um no segundo período e subgrupo 4A; e o outro, no terceiro período e 
subgrupo 7A da Tabela Periódica. Qual será a fórmula provável do composto por eles formado? 
 
Respostas 
 
01. Resposta D. 
Pela da distribuição eletrônica de cada elemento, descobrimos a que família pertencem, quantos 
elétrons eles possuem na sua última camada (camada de valência) e, também, quantas ligações 
covalentes cada um realiza: 
6A: 2 – 4 
8B: 2 – 6 
Assim, o elemento A é da família 14, possuindo 4 elétrons na camada de valência e precisando receber 
mais 4 elétrons para ficar estável. O elemento B da família 16 possui 6 elétrons na camada de valência e 
precisa realizar duas ligações para ficar estável. Diante disso, temos: 
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Portanto, a fórmula molecular nesse caso é: AB2. Visto que o A é o átomo central ele vem primeiro. 
Se olharmos na Tabela Periódica, veremos que o elemento A é o carbono e o elemento B é o oxigênio. 
Então, a fórmula é: CO2. 
 
02. Resposta: D. 
A ⇒ 2 elétrons na camada de valência 
Tendência a doar 2 e– ⇒ A2+ 
B ⇒ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
7 elétrons na camada de valência 
Tendência a receber 1 e– ⇒ B1– 
A ligação é iônica, pois, ocorre entre átomos de um metal (A) e de um ametal (B). Teremos a 
transferência dos 2 elétrons do A. Porém, cada B só recebe um elétron. Precisaremos, portanto,de 2 
átomos de B para receberem os 2 elétrons do A. Então, para 1A preciso de 2B: AB2 
 
03. Resposta A. 
Como se pode ver na sua fórmula abaixo, o fosfagênio apresenta uma ligação dupla e duas ligações 
simples: 
Cl 
| 
C 
 
O Cl 
 
04. Resolução: 
A) H2O, H2O2, HCl, NaCl. 
B) H2O, covalente; H2O2, covalente; HCl, covalente; NaCl, iônica. 
 
05. Resolução: 
Condutividade elétrica, condutividade térmica, brilho, maleabilidade, ductilidade, tenacidade 
(resistência a tração). 
 
06. Resposta C. 
Para adquirir a mesma configuração eletrônica de um gás nobre um elemento deve apresentar oito 
elétrons na última camada. Para tal, um elemento classificado como metal alcalino terroso deve doar 
dois elétrons e um halogênio receber um. 
 
07. Resolução: 
A) com o Hidrogênio e o carbono 
B) H – Cl 
 
08. Resolução: 
A) por ligação covalente 
B) CCl4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Acidez e Basicidade de Compostos Orgânicos 
 
Ácidos Carboxílicos são os ácidos orgânicos mais conhecidos; e esta classe de compostos possui o 
grupo funcional –COOH. 
 
 
As estruturas de ressonância acima explicam a maior acidez de um carboxilato comparado com uma 
hidroxila: Apesar de que é possível escrever duas estruturas de ressonância para o ácido não dissociado, 
a segunda estrutura tem menos importância ("contribui muito menos" para a estrutura "verdadeira") do 
que a primeira, devido à separação de cargas nesta estrutura. Com isso, a estabilização por ressonância 
no caso do ácido é muito baixa. Já no carboxilato (base conjugada), as duas estruturas de ressonância 
são idênticas; com isso, a estabilização por ressonância é máxima. O exposto acima significa que, por 
causa da estabilização por ressonância do carboxilato, a energia da base conjugada (carboxilato) é mais 
baixa do que a do ácido. Isto resulta no aumento da constante de equilíbrio. 
 Álcoois (pKa ~ 16) são muito menos ácidos do que ácidos carboxílicos (pKa ~ 4), um fato que pode 
ser explicado facilmente pela ausência de uma estabilização por ressonância da base conjugada de 
álcoois (íon alcoxi). Tente escrever estruturas de ressonância de um íon alcoxi. 
Fenóis (pKa ~ 10) são mais ácidos de que álcoois devido às estruturas de ressonância mostradas a 
seguir: 
 
 
 
Bases Orgânicas 
As bases são compostos que possuem o radical OH- em suas composições e são classificadas 
levando em consideração suas estruturas. 
O pKb e pKa das Bases é análogo ao pKa de ácidos pode-se definir a constante de associação de 
uma base com um próton, o pKb. Porém a maioria dos livros apresenta os valores de dissociação dos 
ácidos correspondentes das bases, pKa (pKa de uma base significa pKa do ácido correspondente da 
base, ou seja, pKBH+), ao invés dos valores de pKb. 
 
 
3.3.1.5 Ácidos e bases 
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A basicidade das aminas, heterocíclicas, aromáticas com anéis de 6 e 5 membros, piridina e o pirrol, 
é indicada abaixo em comparação com a trietilamina, a pirrolidina e a dietilamina: 
 
 
Ambos os compostos heterocíclicos são menos básicos do que as aminas alifáticas; sendo que o pirrol 
pode ser considerado não básico. Explicação: 
 
(i) pirrol: A baixa basicidade não pode ser causada pelo anel de 5, porque o composto análogo não 
aromático, a pirrolidina, possui um pKa parecido com o da dietilamina. Porém, o par de elétrons do 
nitrogênio no pirrol é deslocalizado no anel aromático fazendo parte do sistema aromático (aromático: 6 
elétrons; 4 elétrons das duas C=C + 2 elétrons do par de elétrons do nitrogênio). Com isso, o par de 
elétrons não é disponível. 
(ii) piridina: O par de elétrons não participa do sistema aromático (6 elétrons das três C=C). A 
basicidade reduzida da piridina é devido à hibridização sp2 do nitrogênio: 
Hibridização do nitrogênio: 
 
 
Exemplos: alquilamina (pKa = 10); piridina (pKa = 5.21); acetonitrila; (pKa = - 4.3) A basicidade diminui 
com o aumento do caráter, já que o par de elétrons em sp está mais atraído pelo núcleo e, portanto, está 
menos disponível. 
 
Ácidos e bases de Brönsted-Lowry 
Ácido⇒ substância que pode doar um próton (H+ ). 
 
 
Base ⇒ substância que pode receber um próton (H+) 
Quanto mais forte o ácido, mais fraca é a base conjugada. 
Quanto mais forte a base, mais fraco é o ácido conjugado. 
Um fator que aumenta a força ácida de um composto é a deslocalização da carga negativa da base 
conjugada. 
Ka 10-18 10-16 10-10 10-5 
composto álcool água fenol Ácido carboxílico 
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Quanto maior o Ka mais forte é o ácido e menor é o pKa. 
 
Deslocalização da carga negativa no ânion carboxilato: 
 
 
No ânion alcóxido de um álcool não existe deslocalização da carga negativa da base conjugada: 
 
 
Obs: Ácidos carboxílicos podem ser neutralizados por bases fortes, moderadas, fracas e sais de 
caráter básico como o NaHCO3. 
Fenóis são neutralizados somente por bases fortes. 
 
Relação entre efeitos eletrônicos e acidez e basicidade 
 
1) Fenóis 
A presença de grupos no anel aromático do fenol pode aumentar ou diminuir a acidez do fenol. 
 
 
 
X⇒ Efeito eletrônico positivo ⇒diminui a acidez⇒principalmente em orto e para. 
X⇒ Efeito eletrônico negativo ⇒aumenta a acidez⇒principalmente em orto e para 
 
 
 
2) Ácidos carboxílicos 
 
Quanto maior a cadeia de carbonos (R), menor é a acidez. 
 
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3) Aminas Ordem decrescente de basicidade: 
Aminas secundárias >Aminas primárias >Aminas terciárias >NH3>Aminas aromáticas. 
Quanto maior o Kb mais forte é a base e menor é o pKb. Dimetilamina Kb = 5,2.10- 4 Metilamina Kb = 
4,4.10- 4 Trimetilamina Kb = 0,62.10- 4 Amônia Kb = 1,8.10- 5 Fenilamina Kb = 3,8.10- 10 
As aminas secundárias possuem dois grupos alquilas doadores de elétrons (efeito indutivo positivo), 
sendo, portanto, mais básicas que as aminas primárias. Considerando-se apenas o efeito indutivo dos 
grupos alquilas, era de se esperar que as aminas terciárias fossem mais básicas. 
Entretanto a presença de três grupos alquilas em torno do nitrogênio dificulta a aproximação do cátion 
H + (impedimento espacial ou estérico). 
Já as aminas aromáticas são menos básicas que amônia por que o par de elétrons não ligante do 
nitrogênio pode deslocalizar-se sobre o anel aromático, tornando-se dessa forma menos disponível para 
se ligar ao H +. 
 
 
Questões 
 
01. Abaixo encontram-se representadas as estruturas de alguns compostos orgânicos. 
 
Considerando que a acidez desses compostos pode ser avaliada pela habilidade dos mesmos em 
ceder um próton (H+) para uma base, responda: 
a) Qual desses compostos é o menos ácido? Justifique a sua escolha. 
b) Qual desses compostos é o mais ácido? 
c) Indique a fórmula estrutural da base conjugada do composto I. 
 
2. (UFU MG) As aminas caracterizam-se por sua basicidade e natureza nucleofílica. Em relação às 
aminas, responda: 
a) Qual é a origem da basicidade das aminas? 
b) Quais são as fórmulas estruturais da trimetilamina e do ácido etanóico? 
c) Qual é a equação química balanceada representativa da reação da trimetilamina com ácido 
etanóico? 
 
3. (UFF) O nitrogênio ocorre em diversas classes de compostos orgânicos, dentre as quais uma das 
mais importantes é a classe das aminas, substâncias orgânicas que reagem com ácidos formando sais. 
a) Explique, com base em efeitos eletrônicos , porque a dimetilamina é mais básica do que a etilamina 
b) Dê as fórmulas estruturais das amina, trifenilamina, difenilamina e fenilamina, colocando-as em 
ordem crescente de basicidade. 
 
04. A etilamina e a dimetilamina são substâncias orgânicas isômeras, de fórmula molecular C2H7N, 
que apresentam caráter básico acentuado. Quando dissolvidas na água, em condições reacionais 
idênticas, elas se ionizame possuem constantes de basicidade representadas, respectivamente, por K1 
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e K2. Indique a ordem decrescente das constantes K1 e K2 e escreva a equação química que representa 
a ionização da etilamina em meio aquoso. 
 
05. (Unifesp) Usam-se aditivos para melhorar o aspecto e a preservação dos alimentos 
industrializados. O aditivo A.I é um agente antimicrobiano utilizado em alimentos como suco de frutas 
cítricas. O aditivo A.V é um agente antioxidante utilizado em alimentos como as margarinas. 
 
a) Dê os nomes dos grupos funcionais que contêm átomos de H encontrados nas duas estruturas. 
Qual dos dois aditivos pode apresentar maior solubilidade num solvente apolar? Justifique. 
b) Dentre os aditivos, qual seria o mais indicado para ser utilizado em alimentos de baixos valores de 
pH? Justifique. Dê o nome do aditivo A.I. 
 
06. Cesgranrio O vinagre é uma mistura de vários ingredientes, sendo o ácido etanóico o principal 
componente. A única substância que tem um caráter ácido maior do que o ácido etanóico é: 
 
 
 
 
 
07. (UFF-RJ) Uma das propriedades importantes relacionadas às substâncias orgânicas é a sua acidez 
e basicidade, uma vez que com base nessa propriedade, purificam-se os compostos orgânicos. 
 
 
Considerando as estruturas apresentadas, pede-se: 
a) o nome oficial (IUPAC) das substâncias A e B; 
b) a equação balanceada da reação de A e B com quantidade estequiométrica de NaOH; 
c) a substância mais ácida dentre A e B. Justifique sua resposta; 
d) o volume em mL de uma solução de NaOH 0,1 M que é necessário para reagir completamente com 
10 g da substância B. 
 
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08. (UEG-GO) As propriedades químicas e físicas das moléculas orgânicas são decorrentes da 
natureza dos grupos funcionais em suas estruturas. Nesse contexto, considere a molécula orgânica 
abaixo e responda ao que se pede: a) preencha os quadros abaixo com as respectivas funções orgânicas; 
 
 
b) identifique o hidrogênio mais ácido, justificando a sua resposta. 
 
09. (UFPA-PA) Um produto comercial, utilizado para realçar o sabor dos alimentos, é derivado da 
seguinte substância: Considerando a estrutura acima, responda às questões abaixo. 
a) Quais as funções químicas presentes? 
b) Qual o tipo de isomeria que nela ocorre? 
c) Qual o grupo funcional presente que tem maior caráter básico e qual o que tem maior caráter ácido? 
 
10. (PUC-SP) Os frascos A, B, C e D apresentam soluções aquosas das seguintes substâncias: 
 
 
 
Assinale a alternativa que apresenta corretamente o pH dessas soluções. 
 
Frasco A Frasco B Frasco C Frasco D 
a) pH=7 pH=7 pH=7 pH=7 
b) pH 7 pH 7 pH< 7 pH> 7 
c) pH 7 pH 7 pH 7 pH=7 
d) pH< 7 pH= 7 pH<7 pH>7 
e) pH< 7 pH< 7 pH< 7 pH< 7 
 
 
 
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Respostas 
 
01. Resposta 
a) IV – A ligação N-H é a menos polarizada ou N é o menos eletronegativo. 
b) III 
c) 
 
02. Resposta 
a) As aminas são bases de Lewis: apresentam um par de elétrons que pode ser doado em um processo 
ácido/base de Lewis; 
 
b) 
 
c) N (CH3)3 + CH3COOH → [(CH3)3NH]+ [OOCCH3] - 
 
03. Resposta 
a) Os grupos alquilas apresentam efeito indutivo + I. A dimetilamina é mais básica já que o efeito é 
mais acentuado, pela maior proximidade dos radicais metilas ao nitrogênio 
b) 5H6C–N – C6H5  5H6C – NH – C6H5 
 C6H5 
  5H6C – NH2 
 
04. Resposta 
A basicidade da dimetilamina é maior do que a da etilamina, portanto K2 > K1. 
C2H5NH2 + HOH → C2H5NH3+ + OH- 
 
05. Resposta 
a) Os grupos funcionais são ácido carboxílico e fenol, observe a figura 1. 
Num solvente apolar o aditivo que apresenta maior solubilidade é aquele predominantemente apolar. 
Este aditivo é o A.V., pois os dois átomos de oxigênio estão em posição oposta (para) um em relação ao 
outro e isto diminui o momento dipolo elétrico, além disso, este aditivo possui maior número de carbonos. 
 
b) Alimentos de baixos valores de pH são alimentos ácidos, como as frutas cítricas citadas no texto. 
O aditivo mais indicado também deve apresentar caráter ácido. Neste caso o aditivo A.I. apresenta o 
caráter ácido mais acentuado, pois o ácido carboxílico é um ácido mais forte do que o fenol, logo este é 
o aditivo mais indicado. 
Observe a fórmula estrutural do aditivo A.I. na figura 2: 
 
 
06. Resposta :E 
 Função ácido carboxílico caracteriza maior acidez 
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07. Resposta: 
a) Ácido p-nitrobenzóico (ácido 4-nitrobenzóico) e p-metilbenzóico (ácido 4-metilbenzóico). 
b) 
 
 
a) O Ácido p-nitrobenzóico (substância A). Porque o grupo NO2 apresenta efeito indutivo (- I): atrai 
elétrons, diminuindo a atração do hidrogênio à carboxila, facilitando a sua ionização, aumentando a força 
do ácido. 
 
08. Resposta 
a) 
 
b) Ácido carboxílico, pois possui maior constante de ionização quando comparado com o fenol, enol 
e álcool. 
 
09. Resposta 
a) Ácido carboxílico e amina. 
b) Isomeria óptica 
 
 
c) Caráter básico: grupo amino (- NH2) Caráter ácido: carboxila 
 
10. Resposta :D 
Frasco A: o fenol é um composto que apresenta caráter ácido, portanto o pH da solução aquosa de 
fenol, a 25 °C, será menor que 7. 
Frasco B: o etanol apresenta um caráter neutro, portanto o pH da solução será igual a 7, a 25 °C. 
Frasco C: o ácido acético apresenta um caráter ácido, portanto o pH da solução será menor que 7, a 25 
°C. H3C - COOH + H2O ⇌ H3O + + H3C – COO 
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Frasco D: a metilamina é um composto de caráter básico, portanto o pH da solução será maior que 7, 
a 25 °C. H3C - NH2 + H2O ⇌ (H3C – NH3) + + OH- 
 
Compostos Inorgânicos 
 
Propriedades funcionais são propriedades comuns a determinados grupos de matérias, identificados 
pela função que desempenham, e são tais grupos denominados de funções químicas. As funções 
químicas são um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes, que podem ser 
divididas em orgânicas e inorgânicas. 
As funções orgânicas são aquelas constituídas pelo elemento carbono, constituída de grupos de 
compostos orgânicos que possuem propriedades químicas semelhantes em razão da presença do 
mesmo grupo funcional em sua estrutura. 
As funções inorgânicas são aquelas constituídas por todos os demais elementos químicos que 
constituem os ácidos, bases, sais e óxidos, estudados pela Química Inorgânica. 
 
ÁCIDOS 
Antes da teoria de Svante August Arrhenius, os ácidos eram conceituados por uma série de 
propriedades comuns, como: 
- Apresentar sabor azedo 
- Tornar róseo o papel de tornassol azul 
- Produzir efervescência liberando gás carbônico, quando adicionados ao mármores e a outros 
carbonatos. 
 
 
 
Entretanto, depois de Arrhenius, pode-se entender que essas propriedades comuns são consequência 
do fato de todos os ácidos apresentarem o mesmo íons positivo, H+. Antes de se dissolverem em água, 
os ácidos são compostos moleculares. 
Exemplo: HCl, HNO3 e H2SO4 puros (na ausência de água) não formam íons. A ionização ocorre 
quando são dissolvidos em água. Assim, verifica-se que todos os ácidos conduzem corrente elétrica. 
 
 
 
 
 
 
Nomenclatura dos ácidos 
Para efeito de nomenclatura, os ácidos são divididos em dois grupos: 
- Hidrácidos; 
- Oxiácidos. 
Resumindo: Ácidos são todas substâncias que em solução aquosa libera 
como íons positivos somente H+. 
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1. Hidrácidos (HxE): Ácidos sem oxigênio. 
Seus nomes são dados da seguinte maneira: 
 
 
Exemplos: 
- HF — ácido fluorídrico 
- HBr — ácido bromídrico 
- H2S — ácido sulfídrico 
- HCl — ácido clorídrico 
- HI — ácido iodídrico 
- HCN — ácido cianídrico 
 
2. Oxiácidos: ácidos com oxigênio.Uma das maneiras mais simples de dar nome a esses ácidos é a partir do nome e da fórmula dos 
ácidos-padrão de cada família. 
Com base nessas fórmulas e com a variação do número de átomos de oxigênio, determinam-se as 
fórmulas e os nomes de outros ácidos, com o uso de prefixos e sufixos. 
Observe: 
 
 
 
Assim, teremos: 
 
Família 14/IVA (C) 
- H2CO3 — ácido carbônico 
 
Família 15/VA (N, P, As) 
- HNO3 — ácido nítrico 
- H3PO4 — ácido fosfórico 
- HNO2 — ácido nitroso 
 
Família 16/VIA (S, Se) 
- H2SO4 — ácido sulfúrico 
- H2SO3 — ácido sulfuroso 
 
Família 17/VIIA (Cl, Br, I) 
- HClO4 — ácido perclórico 
- HClO3 — ácido clórico 
- HClO2 — ácido cloroso 
- HClO — ácido hipocloroso 
Obs.: não existem ácidos oxigenados do flúor. 
 
Alguns ácidos de um mesmo elemento têm os prefixos de seus nomes atribuídos em função de seu 
grau de hidratação: 
 
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Grau de hidratação: Orto > Piro > Meta 
 
O prefixo orto é dispensável. 
Exemplo: (H3PO4): 
- 2H3PO4 – 1 H2O: H4P2O7 (ácido pirofosfórico) 
- 1H3PO4 – 1 H2O: HPO3 (ácido metafosfórico) 
 
Classificação dos ácidos 
Os ácidos podem ser classificados a partir de vários critérios diferentes, tais como: 
 
- QUANTO AO NÚMERO DE HIDROGÊNIOS IONIZÁVEIS: 
Hidrogênio ionizável é aquele que está ligado a um átomo da molécula com eletronegatividade 
significativamente maior que a sua, formando, assim, um polo positivo e um negativo dentro da molécula. 
Ao serem adicionados na água, sofrerão força eletrostática pelos respectivos polos negativos e positivos 
da água, sendo, então, separados por ela. Com isso, há a formação de cátions H+, ou seja, houve a 
ionização de hidrogênios. 
Exemplos: 
- Monoácido: apresenta apenas um hidrogênio ionizável; 
- Diácido: apresenta dois hidrogênios ionizáveis; 
- Triácido: apresenta três hidrogênios ionizáveis; 
- Tetrácido: apresenta quatro hidrogênios ionizáveis; 
 
Importante: 
Nos hidrácidos todos os hidrogênios são ionizáveis, já nos oxiácidos, apenas aqueles que estão 
ligados a átomos de oxigênio é que serão ionizáveis, por exemplo: 
 
- Hidrácidos: 
 
 
-Oxiácidos: 
 
 
Assim, em soluções aquosas, os ácidos podem liberar um ou mais íons H+ para cada molécula de 
ácido ionizado, e cada íon H+ liberado corresponde a uma etapa de ionização. 
Exemplo: a ionização do H2SO4: 
 
 
 
 
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- GRAU DE IONIZAÇÃO 
O Grau de ionização de um ácido (α) consiste na relação entre o número de moléculas ionizadas e o 
número total de moléculas dissolvidas. Para realizar o cálculo dessa relação, usamos a seguinte equação: 
 
 
Comparando os graus de ionização temos: 
- Ácidos fortes: aqueles que possuem um grau de ionização igual ou maior que 50%. Exemplos a 
18°C: HCl (α = 92,5%), H2SO4 (α = 61%); 
- Ácidos moderados ou semifortes: seu grau de ionização é maior que 5% e menor que 50%. 
Exemplos a 18°C: HF (α = 8,5%), H3PO4(α = 27%); 
- Ácidos fracos: possui grau de ionização igual ou menor que 5%. Exemplos a 18°C: HCN (α = 
0,008%), H2CO3 (α = 0,18%). 
 
Exemplo: 
De cada 100 moléculas de HCl dissolvidas, 92 moléculas sofrem ionização: 
 
α =
92
100
 
 
𝛂 =0,92% Ácido forte 
 
- VOLATILIDADE 
Volatilidade é a capacidade das substâncias passarem do estado líquido para o gasoso em 
temperatura ambiente. Desse modo, para classificar os ácidos quanto à volatilidade é preciso considerar 
os pontos de ebulição dos ácidos: 
-Ácidos voláteis: a grande maioria dos ácidos: HF, HCl, HCN, H2S, HNO3 etc. 
O ácido acético, componente do vinagre, é o ácido volátil mais comum no nosso dia-a-dia. Ao abrirmos 
um frasco com vinagre, logo percebemos seu cheiro característico. 
-Ácidos fixos: Os dois ácidos pouco voláteis mais comuns são o H2SO4 e o H3PO4. 
 
Propriedades dos ácidos 
O sabor azedo é uma das características comuns aos ácidos, os quais, assim como todas as 
substâncias azedas, estimulam a salivação. Vamos abordar agora outras propriedades apresentadas por 
eles e que nos permitem identificá-los: 
- Causam mudanças de cor nos corantes vegetais (por exemplo: alteram a cor da tintura azul de 
tornesol, de azul para vermelho). 
- Reagem com certos metais (como o zinco, o magnésio e o ferro) produzindo hidrogénio gasoso. 
- Reagem com carbonatos e bicarbonatos, para produzir dióxido de carbono gasoso. 
- As suas soluções aquosas conduzem a eletricidade 
 
Principais ácidos e suas aplicações no cotidiano 
 
- Ácido fluorídrico — HF 
Nas condições ambientes, é um gás incolor que tem a característica de corroer o vidro, quando em 
solução aquosa. Por esse motivo, em laboratórios, deve ser guardado em frascos plásticos. É usado para 
fazer gravações em cristais e vidros. 
 
- Ácido sulfídrico — H2S 
O ácido sulfídrico é um gás venenoso, incolor, formado na putrefação de substâncias orgânicas 
naturais que contenham enxofre, sendo responsável em grande parte pelo cheiro de ovo podre. 
Alguns animais como o gambá e a maritaca, liberam uma mistura de substâncias de odor 
desagradável, entre as quais o H2S. 
 
Ácido Sulfúrico (H2SO4) 
É o ácido mais importante na indústria e no laboratório. É utilizado nas baterias de automóvel, é 
consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais, como processos da indústria 
petroquímica, na fabricação de corantes, tintas, explosivos e papel. 
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É também usado na indústria de fertilizantes agrícolas, permitindo a fabricação de produtos como os 
fosfatos e o sulfato de amónio. 
O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos. Assim, ele carboniza os hidratos 
de carbono como os açúcares, amido e celulose; a carbonização é devido à desidratação desses 
materiais; O ácido sulfúrico "destrói" o papel, o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e outros materiais 
devido à sua enérgica ação desidratante. O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os 
tecidos dos organismos vivos também devido à sua ação desidratante. Produz sérias queimaduras na 
pele. Por isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido; 
As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de enxofre contêm H2SO4 e causam grande 
impacto ambiental. 
 
- Ácido clorídrico (HCl) 
O ácido clorídrico consiste no gás cloreto de hidrogênio dissolvido em água. Quando impuro, é vendido 
com o nome de ácido muriático, sendo usado principalmente na limpeza de pisos e de superfícies 
metálicas antes do processo de soldagem. 
O ácido clorídrico também pode ser encontrado em nosso próprio organismo, estando presente no 
suco gástrico do estômago, produzido pelas células parietais, cuja ação é ajudar na digestão dos 
alimentos. 
 
- Ácido cianídrico (HCN) 
É um ácido extremamente tóxico. Este gás foi utilizado contra os judeus durante a segunda guerra 
mundial para a execução da pena de morte. 
 
- Ácido acético (CH3-COOH) 
É o ácido do vinagre, produto indispensável na cozinha no preparo de saladas e maioneses. 
 
- Ácido Nítrico (HNO3) 
Depois do ácido sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na indústria. É usado na 
fabricação de explosivos como o trinitrotolueno (TNT) e a nitroglicerina (dinamite); é muito útil para a 
indústria de fertilizantes agrícolas, permitindo a obtenção do salitre. 
O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito tóxicos. É um ácido 
muito corrosivo e, assim como o ácido sulfúrico, é necessário muito cuidado para manuseá-lo. 
 
- Ácido fosfórico (H3PO4) 
- Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura; 
- É usado como aditivo em alguns refrigerantes. 
 
BASES 
 
Antes da teoria de Arrhenius, as bases eram determinadas por uma série de propriedades comuns, 
como: 
-Sabor adstringente, isto é, “amarras na boca”; 
-Tornar a pele lisa e escorregadia; 
-Tornar azul o papel de tornassol róseo; 
-Conduzir corrente elétrica.Após as contribuições de Arrhenius, foi possível entender que essas propriedades comuns se devem 
ao íon negativo OH- (hidroxila ou hidróxido), presente em todas as bases. 
Os hidróxidos metálicos são compostos iônicos, e por isso, quando se dissolvem em água, há 
dissociação iônica. Na época de Arrhenius acreditava-se que esses hidróxidos eram formados por 
moléculas e que a água separava-se em íons. Por ser iônica, essa dissociação pode ser esquematizada 
como: 
 
 
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Resumindo: Segundo Arrhenius, base é toda substância que, em solução aquosa, sofre dissociação, 
liberando como único tipo de ânion o OH–. 
 
Nomenclatura das bases 
O nome das bases é obtido a partir da seguinte regra: 
 
 
Exemplos: 
 
- NaOH: 
Cátion: Na+ (sódio) 
Ânion: OH- (hidróxido) 
Nomenclatura: Hidróxido de sódio 
 
- Ca (OH)2 
Cátion: Ca2+ (cálcio) 
Ânion: OH- (hidróxido) 
Nomenclatura: Hidróxido de cálcio 
 
- Al (OH)3 
Cátion: Al3+ (alumínio) 
Ânion: OH- (hidróxido) 
Nomenclatura: Hidróxido de alumínio 
 
Importante: Quando um mesmo elemento forma cátions com diferentes eletrovalências (cargas), 
acrescenta-se ao final do nome, em algarismos romanos, o número da carga do íon. Outra maneira de 
dar nome é acrescentar o sufixo -oso ao íon de menor carga, e -ico ao íon de maior carga. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplos: 
- Ferro: 
Fe2+ Fe(OH)2 = Hidróxido de ferro (II) ou hidróxido ferroso. 
Fe3+: Fe(OH)3 = Hidróxido de ferro (III) ou hidróxido férrico. 
 
- Cobre: 
Cu (OH): Hidróxido de cobre (I) 
Cu (OH)2: Hidróxido de cobre (II) 
 
Classificação das bases 
- Quanto ao número de hidroxilas (OH-) 
 
Classificação Número de hidroxilas (OH-) Exemplos 
Monobase 1 OH- NaOH, LiOH, NH4OH 
Dibase 2 OH- Ca(OH)2, Fe(OH)2 
Tribase 3 OH- Al(OH)3, Fe(OH)3 
Tetrabase 4 OH- Sn(OH)4, Pb(OH)4 
 
- Classificação quanto à força 
Fracas: possui grau de dissociação iônica inferior a 5%, é o caso do NH4 e dos metais em geral (desde 
que estes não sejam alcalinos ou alcalinos terrosos) 
Fortes: possui grau de dissociação iônica de praticamente 100%, é o caso das bases de metais 
alcalinos e metais alcalinos terrosos, exceto os hidróxidos de berílio e magnésio. 
Hidróxido de + nome do cátion 
Hidróxido de + nome do cátion + carga do cátion 
 
Ou 
 
Hidróxido de + nome do cátion + ICO (carga maior) 
Hidróxido de + nome do cátion + OSO (carga menor) 
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Tipo de base Força básica 
De metais alcalinos Fortes e solúveis 
De metais alcalino terrosos Fortes e parcialmente solúveis, 
Exceto a de magnésio, que é fraca 
Demais bases Fracas e praticamente insolúveis 
 
- Quanto à Solubilidade em água 
O esquema a seguir mostra a variação genérica da solubilidade das bases em água. 
 
 
Solúveis: NH4OH e as bases de metais alcalinos (da família 1ª) 
Pouco solúveis: as bases de metais alcalinos terrosos (da família 2ª) 
Praticamente insolúveis: as demais 
 
Propriedades das bases 
-Reações com ácidos 
Como já sabemos: 
 
 
Assim, se misturarmos um ácido e uma base, os íons H+ e OH– interagem, produzindo água (H2O). 
Essa reação é denominada neutralização. O cátion da base e o ânion do ácido darão origem a um sal, 
num processo chamado salificação. 
 
-Ação sobre indicadores 
Tanto os ácidos como as bases alteram a cor de um indicador, e a maioria deles podem ser 
encontrados na natureza como o repolho roxo, na beterraba, nas pétalas de rosas vermelhas, no chá-
mate, nas amoras etc., sendo sua extração bastante fácil. 
 
 
Principais bases e suas aplicações no cotidiano 
 
- Hidróxido de sódio – NaOH 
O hidróxido de sódio é popularmente conhecido como soda cáustica, cujo termo cáustica significa que 
pode corroer ou, de qualquer modo, destruir os tecidos vivos. É um sólido branco, cristalino e 
higroscópico, ou seja, tem a propriedade de absorver água. Por isso, quando exposto ao meio ambiente, 
ele se transforma, após certo tempo, em um líquido incolor. As substâncias que têm essa propriedade 
são denominadas deliquescentes. 
Quando preparamos soluções concentradas dessa base, elas devem ser conservadas em frascos 
plásticos, pois lentamente reagem com o vidro. Tais soluções também reagem com óleos e gorduras e, 
por isso, são muito utilizadas na fabricação de sabão e de produtos para desentupir pias e ralos. 
 
-Hidróxido de cálcio – Ca(OH)2 
É popularmente conhecido como cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada; 
- É utilizado na construção civil no preparo da argamassa, usada na alvenaria, e na caiação (pintura a 
cal) o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa. 
 
-Hidróxido de magnésio — Mg(OH)2 
O hidróxido de magnésio é um sólido branco, pouco solúvel em água. Quando dissolvido em água, a 
uma concentração de aproximadamente 7% em massa, o hidróxido de magnésio origina um líquido 
branco e espesso que contém partículas sólidas misturadas à água. A esse líquido damos o nome de 
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suspensão, sendo conhecido também por leite de magnésia, cuja principal aplicação consiste no uso 
como antiácido e laxante. 
 
- Hidróxido de amônio (NH4OH) 
 É obtido ao se borbulhar amônia (NH3) em água, conforme a reação abaixo: 
NH3 + H2O ↔ NH4+ (aq) + OH- (aq) 
Assim, não existe uma substância hidróxido de amônio, mas sim soluções aquosas de amônia 
interagindo com a água, originando os íons amônio (NH4+) e hidróxido (OH-). 
O hidróxido de amônio é conhecido comercialmente por amoníaco, sendo muito utilizado na produção 
de ácido nítrico para a produção de fertilizantes e explosivos. 
Ele também é usado em limpeza doméstica, na produção de compostos orgânicos e como gás de 
refrigeração. 
 
Teoria moderna de Ácido e Base (Brönsted-Lowry) 
Foi proposta de forma independente por G. Lewis, por T. Lowry e por J. Brönsted. Mas foi Brönsted 
um dos que mais contribuiu para o seu desenvolvimento. 
Essa teoria é chamada de teoria protônica porque se baseia na transferência de prótons, iguais ao íon 
H+, o núcleo do hidrogênio, mas que ao ser chamado de próton, ajuda a diferenciar da teoria de Arrhenius. 
Além disso, nessa teoria não há necessidade da presença de água. 
Segundo esses cientistas: 
 
“Ácido é toda espécie química, íon ou molécula capaz de doar um próton, enquanto a base é capaz 
de receber um próton” 
 
Exemplos de ácidos e bases segundo a teoria de Brönsted e Lowry: 
NH3+ HCℓ → NH4+ + Cℓ- 
base ácido ácido base 
forte forte fraco fraca 
Observe que a amônia (NH3) é base porque ela recebe um próton (H+) do ácido clorídrico (HCℓ). 
Nessa teoria, a reação de neutralização seria uma transferência de prótons entre um ácido e uma 
base, como a reação explica acima. 
Apesar de ser uma teoria que também permitiu o estudo e desenvolvimento de várias áreas e de ser 
uma definição bastante utilizada e atual, ela também tinha uma limitação: não permitia prever o caráter 
ácido ou o caráter básico de espécies químicas sem a presença de hidrogênio. 
 
Indicadores Ácido-Base 
Existe uma escala da medida da acidez e basicidade das substâncias, denominada escala de pH, que 
é numerada do 0 ao 14. Quando menor o valor do pH, mais ácida é a substância. Quando maior for o pH, 
mais básica é a substância. O valor 7, exatamente na metade da escala, indica as substâncias neutras 
ou seja, nem ácidas nem básicas. 
 
 
 
Algumas substâncias naturais ou sintéticas que adquirem coloração diferente em solução ácida e em 
solução básica. São os indicadores ácido-base, utilizados para reconhecer o caráter de uma solução. 
Como exemplo de indicadores sintéticos, temos: 
 
-Fenolftaleína: é um indicador líquido que fica incolor em meio ácido e rosa escuro em meio básico: 
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-Papel de tornassol: Fica com cor azul na presença de bases e adquire corvermelha na presença de 
ácidos. 
 
-Alaranjado de metila: O alaranjado de metila fica vermelho em contato com ácido, amarelo-laranja 
em base e quando neutro. 
 
 
 
-Azul de bromotimol: O azul de bromotimol fica amarelo em ácido, e azul em base e quando neutro 
 
 
 
Alguns indicadores naturais também podem ser utilizados, como o repolho roxo e a flor hortência e o 
hibisco. 
 
-Repolho-roxo: O repolho roxo, meio aquoso, fica vermelho em contato com ácido, verde em contato 
com base e vermelho quando neutro. 
 
 
 
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-Flor-hortência: Uma hortênsia azul pode se tornar, com o tempo, rosa e vice-versa. Isso ocorre em 
razão do pH do solo. Em solo ácido a hortênsia produz flores azuis, já em solos básicos, suas flores são 
cor-de-rosa. A intensidade dessas cores depende do teor de acidez ou alcalinidade do solo; quanto mais 
ácido, mais azul-escuro ficará; e quanto mais básico, mais claro será. 
 
 
 
Como funciona um indicador ácido-base? 
O sistema de funcionamento dos indicadores é o seguinte: geralmente eles são um ácido fraco ou uma 
base fraca que entra em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, respectivamente, que apresenta 
coloração diferente. Veja um exemplo: 
 
Indicador ácido + H2O ↔ H3O+ + Base conjugada 
 (cor A) (cor B) 
 
Quando esse indicador genérico entra em contato com um meio ácido, segundo o Princípio de Le 
Chatelier, o equilíbrio é deslocado no sentido de formação do ácido fraco, ficando com a cor A. Por outro 
lado, se o indicador entrar em contato com um meio básico, os íons OH- da solução básica irão reagir 
com os íons H3O+ do indicador. Desse modo, o equilíbrio será deslocado no sentido de repor os íons 
H3O+, ou seja, para a direita, que é também o sentido de formação da base conjugada, e o sistema 
adquire a cor B. 
 
SAL 
Sal é um composto resultante da reação de neutralização mutua entre um ácido e uma base. Assim, 
o cátion da base e o ânion do ácido formam o sal. 
 
 
 
Conceito teórico segundo Arrhenius: É todo o composto iônico que possui, pelo menos, um cátion 
diferente do H+ e um ânion diferente do OH- 
Exemplo: NaCl ou Na+Cl- 
 
Exemplo: HCl + NaOH → NaCl + H2O 
Ácido Base Sal Água 
 
Formulação de um sal 
Os sais são substâncias neutras formadas a partir da ligação entre o ânion de um ácido e o cátion de 
uma base. Assim, para que ocorra a igualdade de cargas positivas e negativas, basta inverter as cargas 
dos íons pelos seus índices no sal. O índice é, na fórmula unitária, o número que vem subscrito (no canto 
inferior direito) do elemento ou do grupo de elementos, conforme mostrado na fórmula a seguir: 
 
 
Ácido + Base  Sal + H2O 
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Observe que o valor da carga do cátion torna-se o índice do ânion, enquanto a carga do ânion torna-
se o índice do cátion. Observe também que é somente o valor da carga que é invertido, os sinais negativos 
e positivos não vão para o índice. 
 
Exemplos: 
-Nitrato de potássio: K+ + NO3-: KNO3 (Observe que tanto o índice quanto a carga são iguais a “1”, logo, 
não precisam ser escritos); 
-Perclorato de potássio: K1+ + ClO41-: KClO4; 
-Sulfato de cálcio: Ca2+ + SO42-: CaSO4 (veja que, quando as cargas são iguais, podemos simplificar 
os índices. É por isso que a fórmula não é escrita assim: Ca2(SO4)2. 
-Dicromato de alumínio: Al3+ + Cr2O72-: Al2(Cr2O7)3; 
-Fosfato de bário: Ba2+ + PO43-: Ba3(PO4)2; 
-Nitrito de ferro III: Fe3+ + NO2-: Fe(NO2)3. 
 
Formulação do sal a partir de seu nome 
Para se determinar a fórmula do sal a partir do seu nome, segue-se os seguintes passos: 
Exemplos: Sulfato de ferro-III 
1º Passo: determinar a fórmula do ácido e da base que originaram o sal. 
Ânion sulfato ác. sulfúrico = H2SO4 
Cátion ferro-II hidróxido de ferro-III = Fe(OH)3 
 
2º Passo: a partir das fórmulas do ácido e da base, determina-se a carga do cátion base e do ânion do 
ácido. 
H2SO4 = SO42- Ânion sulfato 
Fe(OH)3 = Fe3+ Cátion ferro-III 
 
3º Passo: juntar o cátion da base com o ânion do ácido. 
 
 
 
 
4º Passo: inverter as cargas dos íons para que a soma das cargas se anule. 
 
 
Reações de neutralização 
Quando misturamos um ácido e uma base, ocorrem as reações de neutralização de modo que o pH 
do meio é neutralizado através da produção de água e um sal. Nessa reação o ácido libera cátions H+ 
que se juntam aos ânions OH- liberados pela base e, assim, formam-se as moléculas de água. O sal é 
então formado pela união do ânion do ácido com o cátion da base. 
Assim, temos: 
 
HA + BOH → H2O + BA 
 Ácido Base Água Sal 
-Neutralização total 
Ocorre quando a quantidade de cátions H+ provenientes do ácido é igual à quantidade de ânions OH- 
provenientes da base. Nesse tipo de reação são sempre formados sais neutros. Dessa forma, a reação 
ocorre entre ácidos e bases em que ambos são fracos ou, então, ambos são fortes. 
 
Exemplos: 
-Reações entre ácidos e bases fortes: 
 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
 
Observe que cada molécula do ácido produziu 1 íon H+ e cada molécula da base produziu também 
apenas 1 íon OH-. 
 
3 HCl + Al(OH)3 → Al(Cl)3 + 3H2O 
 
Fe3+ SO4
2- 
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102 
 
Cada molécula do ácido produziu 3 íons H+ e cada molécula da base produziu também apenas 3 íons 
OH-. 
 
-Reações entre ácido e base fracos: 
 
2 HNO3 + Mg(OH) 2 → Mg(NO3)2 + 2 H2O 
 
Cada molécula do ácido produziu 2 íons H+ e cada molécula da base produziu também apenas 2 íons 
OH-. 
HCN + NH4OH → NH4CN+ H2O 
 
Observe que cada molécula do ácido produziu 1 íon H+ e cada molécula da base produziu também 
apenas 1 íon OH-.13 
 
-Neutralização parcial 
Ocorre quando a quantidade de cátions H+ s do ácido não é a mesma quantidade de ânions OH- da 
base. Assim, a neutralização não ocorre por completo e, dependendo de quais íons estão em maior 
quantidade no meio, o sal formado pode ser básico ou ácido. 
Exemplos: 
 
HCl + Mg(OH)2 → Mg(OH)Cl + H2O 
 
No exemplo acima, o ácido libera apenas um cátion H+ e a base libera dois ânions OH-. Assim, os 
ânions OH- não são neutralizados totalmente e é formado um sal básico, que também é chamado de 
hidroxissal. 
 
H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O 
 
Nesse exemplo, o ácido liberou mais íons (3) que a base (1). Portanto, os cátions H+ não foram 
totalmente neutralizados e um sal ácido foi originado, que também é denominado de hidrogenossal. 
Os sais ácidos também podem ser formados através de reações de neutralização entre um ácido forte 
(HCl, HNO3, HClO4 etc.) e uma base fraca (NH3, C6H5NH2 - anilina - etc.). Por outro lado, os sais básicos 
podem ser formados em reações de neutralização entre um ácido fraco (CH3COOH, HF, HCN etc.) e uma 
base forte (NaOH, LiOH, KOH etc.). 
 
- Reação entre ácido forte e base fraca→ Sal de caráter ácido: 
HNO3 + AgOH → AgNO3 + H2O 
 
- Reação entre ácido fraco e base forte→ Sal de caráter básico: 
2H3BO3 + 3 Ca(OH)2 → Ca3(BO3)2 + 6 H2O 
 
Nomenclatura dos sais 
A nomenclatura dos sais é obtida a partir da nomenclatura do ácido que originou o ânion participante 
do sal, pela mudança de sufixos. Assim, temos: 
 
Sufixo do ácido -ídrico -ico -oso 
Sufixo do ânion -eto -ato -ito 
 
Para determinar os nomes dos sais, pode-se utilizar o seguinte esquema: 
 
 
 
Exemplos: 
 
13 http://manualdaquimica.uol.com.br/ 
Nome do sal ⇒ nome do ânion de nome do cátion 
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103 
 
 
 
Uma outra forma de dar nomes aos sais é consultando as tabelas de cátions e ânions. Nas tabelas a 
seguir, apresentamos alguns deles: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cátions 
+1 Li+, Na+, K+, Ag+, NH4+, Cu+ 
+2 Mg2+, Ca2+, Ba2+, Zn2+, Cu2+, Fe2+ 
+3 Al3+, Fe3+ 
 
Exemplosde como utilizar as tabelas: 
1. Determinação da fórmula a partir do nome do sal. 
Exemplo: carbonato de cálcio 
Ânion: carbonato — CO2–3 
Cátion: sódio — Na+ 
 
 
Determinação do nome a partir da fórmula do sal. 
Exemplo: Fe2(SO4)3 
Cátion: Fe3+ 
Ânion: SO2– 
 
Assim, o nome do sal é sulfato de ferro III ou sulfato férrico. 
 
Classificação dos Sais 
A classificação dos sais é realizada de acordo com a natureza ou tipo de íons que os constituem. 
Dessa forma, os sais inorgânicos são classificados em neutros (normais), ácidos (hidrogeno sal) e básicos 
(hidroxissal). 
 
1) A natureza dos íons 
Sal neutro (normais) 
É o sal resultante de uma reação entre uma base e um ácido fortes ou entre uma base e um ácido 
fracos. Este é o sal cujo ânion não possui H ionizável e não é o ânion OH-. Resulta de uma reação de 
neutralização total. 
Exemplos: 
-NaCl: cátion → Na+ (vem do hidróxido de sódio, NaOH, uma base forte); ânion → Cl- (vem do ácido 
clorídrico, HCl, um ácido forte). 
-Na2SO4: cátion → Na+ (vem do hidróxido de sódio, NaOH, uma base forte); ânion → SO42- (vem do 
ácido sulfúrico, H2SO4, um ácido forte). 
-NH4CN: cátion → NH42+ (vem do hidróxido de amônio, NH4OH, uma base fraca); ânion → CO3-2 (vem 
do ácido cianídrico, HCN, um ácido fraco). 
 
Ânions 
Acetato: H3CCOO- Bicarbonato: HCO3- Bissulfato: HSO4- 
Brometo: Br- Carbonato: CO32- Cianeto: CN- 
Cloreto: Cl- Floreto: F- Fosfato: PO43- 
Hipocloreto: ClO- Iodeto: I- Nitratp: NO3- 
Nitrito: NO2- Permanganato: MnO4- Pirofosfato: P2O74- 
Sulfato: SO2-4 Sulfeto: S2- Sulfito: S2- 
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104 
 
Esses sais são considerados neutros porque, quando eles são adicionados à água, o pH do meio não 
sofre nenhuma alteração. Além disso, eles não liberam em solução aquosa cátion H+, que indica acidez, 
e nem ânion OH-, que indica basicidade. 
 
Hidrogenossal (Sal ácido) 
É o sal cujo ânion tem um ou mais H ionizáveis e não apresenta o ânion OH- Resulta de uma 
neutralização parcial do ácido. 
Exemplos: 
-NH4Cl(s): cátion → NH42+ (vem do hidróxido de amônio, NH4OH, uma base fraca); ânion → Cl- (vem 
do ácido clorídrico, HCl, um ácido forte). 
-Al2(SO4)3: cátion → Al3+ (vem do hidróxido de alumínio, Al(OH)3, uma base fraca); ânion → SO42- (vem 
do ácido sulfúrico, H2SO4, um ácido forte). 
-NH4NO3: cátion → NH42+ (vem do hidróxido de amônio, NH4OH, uma base fraca); ânion → NO3- (vem 
do ácido nítrico, HNO3, um ácido forte). 
 
Hidroxissal (Sal básico) 
É o sal cujo ânion não apresenta H ionizável e no qual, além desse ânion há o OH-. Resulta da 
neutralização parcial da base. 
Exemplo: 
-NaOOCCH3: 
Cátion → Na+ (vem do hidróxido de sódio, NaOH, uma base forte); 
Ânion → CH3COO– (vem do ácido etanoico, CH3COOH, H2CO3, um ácido fraco). 
No exemplo acima, o ânion acetato (CH3COO–) hidrolisa-se em meio aquoso e forma o ácido acético 
e íons hidroxila (OH–), o que torna a solução básica. 
 
2) Solubilidade dos sais 
O estudo da solubilidade dos sais determina se um sal se dissolverá ou não em água. Assim, um sal 
pode ser classificado em solúvel ou praticamente insolúvel. 
- Sal solúvel (sal que apresenta boa solubilidade em água): 
- Sal praticamente insolúvel (sal que se dissolve em quantidade extremamente desprezível em água, 
mas ocorre algum tipo de dissolução, por menor que seja): 
 
Para determinar a solubilidade dos sais em água, basta conhecer o ânion presente no sal. Veja as 
regras que se dirigem aos tipos de ânions: 
 
- Nitrato (NO3-) e Nitrito (NO2-): todo sal que apresenta esses ânions são solúveis; 
- Carbonato (CO3-2), Fosfato (PO4-3) e Sulfeto (S-2): solúvel apenas com elementos da família IA e 
com o NH4+; 
- Halogenetos (F-, Cl-, Br-, I-): com os cátions Ag+ Cu+, Hg2+2 e Pb+2 são insolúveis; 
- Acetato (H3C2O2-): com os cátions Ag+ e Hg2+2 são insolúveis; 
- Sulfato (SO4-2): com os cátions Ag+, metais alcalino terrosos (IIA, com exceção do magnésio), Hg2+2 
e Pb+2 são insolúveis; 
Qualquer outro ânion: solúvel apenas com elementos da família IA e com o NH4-. 
 
Aplicações dos sais no cotidiano 
Cloreto de sódio — NaCl 
Sal obtido pela evaporação da água do mar. É o principal componente do sal de cozinha, usado na 
nossa alimentação. No sal de cozinha, além do NaCl, existem outros sais, como os iodetos ou iodatos de 
sódio e potássio (NaI, NaIO3; KI, KIO3), cuja presença é obrigatória por lei. Sua falta pode acarretar a 
doença denominada bócio, vulgarmente conhecida como papo. 
O sal de cozinha pode ser utilizado na conservação de carnes, de pescados e de peles. Na Medicina, 
é utilizado na fabricação do soro fisiológico, que consiste numa solução aquosa com 0,92% de NaCl. 
 
Bicarbonato de sódio – NaHCO3 (hidrogenocarbonato de sódio) 
É um sal branco é usado principalmente em antiácidos estomacais, pois ele reage com o ácido 
clorídrico (HCl) presente no suco gástrico e neutraliza o meio: 
 
NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2 
 
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105 
 
Ele também é muito usado como fermento de bolos, pães e biscoitos, pois sua decomposição libera o 
CO2 que faz a massa crescer. Além disso, é usado em extintores de incêndios, em cremes dentais para 
clareamento dos dentes, em balas e gomas de mascar que “explodem” na boca e em talcos e 
desodorantes. 
 
Fluoreto de sódio – NaF 
Anticárie que entra na composição do creme dental e também na fluoretação da água potável, pois 
inibe o processo de desmineralização dos dentes, conferindo proteção contra a ação das cáries. 
 
Sulfato de cálcio — CaSO4 
Este sal pode ser encontrado na forma de sal anidro, ou seja, sem água (CaSO4), ou de sal hidratado, 
isto é, com água (CaSO4.2 H2O), sendo essa forma conhecida por gipsita. 
 
Sulfato de magnésio – MgSO4 
É conhecido como Sal amargo ou Sal de Epsom. Utilizado em Medicina como purgativo ou laxante. 
 
Sulfato de bário – BaSO4 
É conhecido como contraste, pois atua como meio opaco na radiografia gastrointestinal 
 
- Carbonato de sódio – Na2CO3 
Este sal é popularmente conhecido como soda ou barrilha. Sua principal aplicação é na produção de 
vidro, segundo a seguinte reação: 
 barrilha + calcário + areia → vidro comum + gás carbônico 
Na2CO3 + CaCO3 + SiO2 → silicatos de sódio e cálcio + gás carbônico 
x Na2CO3 + y CaCO3 + z SiO2 → (Na2O)x . (CaCO)y . (SiO2)z + (x + y) CO2 
 
Outras aplicações desse sal são: na produção de corantes, no tratamento de piscinas, na produção de 
sabão e detergentes, de papel e celulose, nas indústrias têxteis e siderúrgicas. 
 
- Nitrato de sódio – NaNO3 
Também conhecido como salitre do Chile é encontrado em abundância em grandes depósitos naturais 
nos desertos chilenos. É muito empregado para produzir fertilizantes e na fabricação de pólvora negra. É 
também usado como conservante de carnes enlatadas e defumadas. 
 
- Sulfato de cálcio – CaSO4 
Na forma anidra (sem água) é usado como matéria-prima do giz; já na forma hidratada é conhecido 
como gesso, usado na construção civil e em imobilização ortopédica. 
 
ÓXIDOS 
Os óxidos são substâncias presentes no nosso dia-a-dia. Um bom exemplo de óxido é o gás carbônico, 
expelido na respiração, principal responsável pelo efeito estufa. 
 
 
Definição :Óxido é todo composto binário que contém oxigênio e no qual ele é o elemento mais 
eletronegativo. 
Exemplos: 
Cl2O; SO2; CO2; NO; P2O; K2O; CaO; Fe2O3 
 
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106 
 
O único elemento mais eletronegativo que o oxigênio é o flúor; por isso o OF2, não é um óxido, mas 
sim, um fluoreto de oxigênio 
 
Nomenclatura 
Regra geral: 
1) Para um óxido ExOy: 
 
 
 
 
 
 
Os prefixos mono, di, tri, etc. Indicam os valores de x e y na fórmula do óxido. O prefixo mono diante 
do nome E é comumente omitido. 
 
Fórmula molecular Nome do óxido 
CO Monóxido de monocarbono ou monóxido de carbono 
CO2 Dióxido de monocarbono ou dióxido de carbonoN2O3 Trióxido de dinotrogênio 
Fe3O4 Tetróxido de triferro 
 
2) Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um metal com a carga fixa. 
Metais com carga fixa: 
- Metais alcalinos (1A) e Ag = +1 
- Metais alcalinos terrosos (2A) e Zn = +2 
- Alumínio = +3 
 
Exemplo: 
Na2O → óxido de sódio 
Al2O3 → óxido de alumínio 
Para montar a fórmula do óxido a partir do nome, é só lembrar a carga do metal, a carga do oxigênio -
2 e fazer com que a soma das cargas se anule. Exemplos: 
Óxido de lítio → Li1+O2- invertendo as cargas: Li2O 
Óxido de prata → Ag1+O2-, invertendo as cargas: Ag2O 
 
3) Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um metal com a carga variável. 
 
 
 
Metais com carga variável: 
- Ouro (Au1+ e Au3+) 
- Cobre (Cu1+ e Cu2+) 
- Ferro (Fe2+ e Fe3+) 
- Chumbo (Pb2+ e Pb4+) 
 
Exemplos: 
Au2O3 → óxido de ouro-III ou áurico 
Cu2O → óxido de cobre-I ou cuproso 
PbO2 → óxido de chumbo-IV ou plúmbico 
 
Classificação dos óxidos 
Os óxidos são classificados em função do seu comportamento na presença de água, bases e ácidos. 
 
- Óxidos Básicos 
São óxidos com caráter básico. São iônicos e o ânion é O2-. As reações dos óxidos básicos com água 
e ácidos podem ser esquematizados da seguinte maneira: 
Mono 
Di 
Tri 
Etc.. 
Óxido de 
Mono 
Di 
Tri 
Etc.. 
Nome de E 
Óxido de + nome do metal + carga do metal 
 
Ou 
 
Óxido de+ nome do metal + ICO (carga maior) 
Óxido de + nome do metal + OSO (carga menor) 
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107 
 
 
 
Exemplo 1: 
Óxido Água Base 
Na2O (g) + 1 H2O(l) 2 NaOH (aq) 
Òxido de sódio Àgua Hidróxido de sódio 
 
Exemplo 2: 
 Óxido Ácido Sal Água 
1 Na2O (g) + 1 H2SO4 (aq) 1 Na2SO4 (aq) + 1 H2O 
Òxido de sódio ácido sulfúrico sulfato de sódio água 
 
 
- Óxidos Ácidos 
Óxidos ácidos apresentam caráter covalente e geralmente são formados por ametais. Estes óxidos 
também chamados de anidridos e reagem com a água formando um ácido ou reagem com uma base e 
dando origem a água e sal. 
 
 
 
Exemplo1: SO2+ H2O H2SO3 
 Óxido Água Ácido 
 
 
Exemplo 2: 
SO2+2 NaOH  Na2SO3 + H2O 
Óxido Base Sal Água 
 
- Óxidos Neutros 
São óxidos que não reagem com água, base ou ácido. 
São basicamente três óxidos: CO, NO, N2O. 
 
- Óxidos Anfóteros 
São óxidos que podem se comportar tanto óxido básico quanto óxido ácido. 
Exemplos: 
ZnO, Al2O3, SnO, SnO2, PbO e PbO2. 
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O 
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O 
 
- Óxidos Duplos ou Mistos 
Óxidos que se comportam como se fossem formados por dois outros óxidos, do mesmo elemento 
químico. Exemplos: 
Fe3O4 → FeO + Fe2O3 
Pb3O4 → 2PbO + PbO2 
 
 
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108 
 
- Peróxidos 
Os peróxidos apresentam em sua estrutura o grupo (O2)2–. 
Os peróxidos mais comuns são formados por hidrogênio, metais alcalinos e metais alcalino-terrosos. 
Exemplo: 
- Peróxido de hidrogênio: H2O2 
É líquido e molecular. Quando dissolvido em água, origina uma solução conhecida como água 
oxigenada, muito comum em nosso cotidiano. 
 
Aplicações dos óxidos no cotidiano 
 
Dióxido de carbono (CO2) 
Também conhecido como gás carbônico, é um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é 
combustível e nem comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio. O CO2 é o gás usado nos 
refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. O gás carbônico é um óxido de característica ácida, pois 
ao reagir com a água produz ácido carbônico. 
CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3- 
Óxido de alumínio (Al2O3) 
O óxido de alumínio constitui o minério conhecido como bauxita (Al2O3.2H2O) ou alumina (Al2O3). É 
também empregado na obtenção do alumínio e como pedras preciosas em joalherias (rubi, safira, 
esmeralda, topázio, turquesa, etc.). 
 
Óxido de silício – (SiO2) 
Este óxido é conhecido comercialmente como sílica. É o constituinte químico da areia, considerado o 
óxido mais abundante da crosta terrestre. Apresenta-se nas variedades de quartzo, ametista, ágata, ônix, 
opala, etc; Utilizado na fabricação do vidro, porcelana, tijolos refratários para fornos, argamassa, lixas, 
fósforos, saponáceos. 
 
-Óxido de cálcio (CaO) 
Na preparação da argamassa, a cal viva ou virgem (CaO) é misturada à água, ocorrendo uma reação 
que libera grande quantidade de calor: 
CaO + H2O Ca(OH) 2 + calor 
 Cal extinta ou apagada 
 
A cal virgem é obtida pelo aquecimento do CaCO3, que é encontrado na natureza como constituinte 
do mármore, do calcário e da calcita: 
CaCO+ CaO + CO2 
 
Em onde o solo é ácido, a cal viva é empregada para diminuir sua acidez. 
 
Questões 
 
01. (UFPB) Os ácidos são substâncias químicas sempre presentes no cotidiano do homem. Por 
exemplo, durante a amamentação, era comum usar-se água boricada (solução aquosa que contém ácido 
bórico) para fazer a assepsia do seio da mãe; para limpezas mais fortes da casa, emprega-se ácido 
muriático (solução aquosa de ácido clorídrico); nos refrigerantes, encontra-se o ácido carbônico; e, no 
ovo podre, o mau cheiro é devido à presença do ácido sulfídrico. 
Esses ácidos podem ser representados, respectivamente, pelas seguintes fórmulas moleculares: 
(A) H3BO3, HCl, H2CO2 e H2SO4 
(B) H2BO3, HCl, H2CO3 e H2S 
(C) H3BO3, HClO3, H2SO3 e H2CO2 
(D) H2BO3, HClO4, H2S e H2CO3 
(E) H3BO3, HCl, H2CO3 e H2S 
 
02. (Mack-SP) Certo informe publicitário alerta para o fato de que, se o indivíduo tem azia ou pirose 
com grande frequência, deve procurar um médico, pois pode estar ocorrendo refluxo gastroesofágico, isto 
é, o retorno do conteúdo ácido do estômago. A fórmula e o nome do ácido que, nesse caso, provoca 
queimação no estômago, a rouquidão e mesmo dor torácica são: 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
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(A) HCl e ácido clórico. 
(B) HClO2 e ácido cloroso. 
(C) HClO3 e ácido clórico. 
(D) HClO3 e ácido clorídrico. 
(E) HCl e ácido clorídrico 
 
03. Dentre os óxidos abaixo, qual deles reage com ácido formando sal e água, ou seja, que pode ser 
classificado como óxido básico? 
(A) N2O 
(B) CaO 
(C) CO2 
(D) SO2 
(E) N2O5 
 
04. As funções básicas de nosso organismo necessitam de espécies iônicas para o seu adequado 
funcionamento. Os íons Na+, por exemplo, encontram-se presentes nos fluidos externos das células e o 
íon K+, presente no fluido interno das células. Juntos são responsáveis por manter a pressão osmótica 
cargas. Outro cátion de importância fundamental é o Ca2+, principal integrante dos ossos e dos dentes, 
que se encontra normalmente na forma de fosfato ou carbonato. Escreva as fórmulas químicas dos 
compostos formados pelos pares de íons (cátion e ânion) associados no texto, e dê os nomes deles. 
 
05.PUC-PR Muitos produtos químicos estão presentes no nosso cotidiano, como por exemplo, o leite 
de magnésio, vinagre, calcáreo, a soda cáustica, entre outros. Estas substâncias citadas pertencem, 
respectivamente, às funções químicas: 
(A) ácido, base, sal e base; 
(B) base, sal, ácido e base; 
(C) base, ácido, sal e base; 
(D) ácido, base, base e sal; 
(E) sal, ácido, sal e base; 
 
06.UFSE A respeito das funções inorgânicas coloque (V) verdadeiro ou (F) falso. 
( ) Cal viva é um óxido que possui propriedades básicas. 
( ) Metano, CH4, constituinte do gás natural, pode ser considerado um ácido de Arrhenius. 
( ) No vinagre, o ácido acético está totalmente ionizado. 
( ) Sulfato de amônio é um sal, fertilizante. A amônia é uma das matérias-primas necessárias a sua 
produção. 
( ) Ácido nítrico é utilizado na produção de explosivos. 
 
07.UnB-DF O elemento químico iodo foi descoberto em 1812 pela análise química de algas marinhas. 
Esse elemento é encontrado naturalmente na composição desais de iodeto e de sais de iodato. Ele é 
parte essencial dos hormônios tireoidianos, que desempenham um papel vital na produção de energia 
nos seres humanos. No mundo, a deficiência de iodo ainda é a principal causa de hipotireoidismo, 
enfermidade que retarda o metabolismo humano. Entre outros problemas associados a essa deficiência, 
está o aumento da glândula tireoide (bócio, popularmente chamado de papo). O diagnóstico das doenças 
relacionadas à tireoide pode ser feito por meio do uso de radioisótopos de iodo. Recentemente, a 
imprensa noticiou que a maioria das marcas de sal comercializadas no Brasil contém uma quantidade de 
iodo aquém daquela recomendada pela legislação, que é de 40 mg de iodo por quilograma de sal. Átomos 
desse elemento químico podem ser fornecidos à dieta alimentar, por exemplo, pela adição de iodato de 
potássio (KIO3) ao sal de cozinha. Com relação ao sal de cozinha e à sua composição, julgue os itens a 
seguir. 
( ) O sal de cozinha é geralmente obtido nas salinas por meio de reações em tanques de ácidos e 
bases. 
( ) O sal de cozinha é uma mistura que contém diversos sais. 
( ) Soluções aquosas de sal de cozinha não conduzem eletricidade. 
( ) O iodo adicionado ao sal de cozinha, conforme mencionado no texto III, o é na forma de substância 
simples. 
08. Relacione as fórmulas dos compostos inorgânicos com os seus respectivos nomes: 
 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
110 
 
Coluna I: 
a) Ácido sulfuroso 
b) Óxido de magnésio 
c) Hipoclorito de sódio 
d) Dióxido de manganês 
e) Hidróxido de alumínio 
f) Óxido de alumínio 
g) Sulfito de cobre (II) 
Coluna II: 
 I.MgO 
II.CuSO3. 
III.Al(OH)3. 
IV.H2SO3. 
V.MnO2. 
VI.NaClO. 
VII. AlO3. 
 
09. A experiência a seguir é largamente utilizada para diferenciar soluções eletrolíticas de soluções 
não eletrolíticas. O teste está baseado na condutividade elétrica e tem como consequência o acendimento 
da lâmpada. 
 
 
A lâmpada acenderá quando no recipiente estiver presente a seguinte solução: 
(A) O2(g) 
(B) H2O(g) 
(C) HCℓ(aq) 
(D) C6H12O6(aq) 
 
10. VUNESP Os compostos NO2, NaNO2, HNO2 e NH4OH, quanto às funções químicas, podem ser 
classificadas, respectivamente, como 
(A) óxido, ácido, sal e base. 
(B) óxido, sal, ácido e base. 
(C) ácido, óxido, sal e base. 
(D) óxido, ácido, base e sal. 
(E) ácido, sal, base e óxido. 
 
Respostas 
01. Resposta E 
H3BO3: ácido bórico; 
HCl: ácido clorídrico; 
H2CO3: ácido carbônico; 
H2S: ácido sulfídrico. 
 
02. Resposta E. 
 
03. Resposta B. 
Veja como esse óxido reage com ácido formando sal e água: CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O (devem ser 
óxidos de metais alcalinos e alcalinos terrosos). 
 
04. Respostas 
a) cátions: Na+; Ca 2+ 
ânions: Cl-; PO43-; CO32-. 
Formulas e nomes: 
NaCl cloreto de sódio 
Na3PO4 fosfato de sódio 
Na2CO3 carbonato de sódio 
CaCl2 cloreto de cálcio 
Ca3(PO4)2 fosfato de cálcio 
CaCO3 carbonato de cálcio 
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111 
 
05. Resposta: C 
 
06. Resposta 
V – F – F – V – V 
 
07. Resposta 
E – C – E – E 
 
08. Resposta 
a) Ácido sulfuroso: IV. H2SO3. 
b) Óxido de magnésio: I. MgO. 
c) Hipoclorito de sódio: VI. NaClO. 
d) Dióxido de manganês: V. MnO2. 
e) Hidróxido de alumínio: III. Al(OH)3. 
f) Óxido de alumínio: VII. AlO3. 
g) Sulfito de cobre (II): II. CuSO3. 
 
09. Resposta 
Essa é uma solução aquosa de ácido clorídrico, isto é, cloreto de hidrogênio dissolvido em água, 
liberando os íons a seguir: 
HCl → H3O+ + Cl- ou HCl → H+ + Cl- 
Esses íons conduzem corrente elétrica. As demais substâncias são moleculares, sendo que o oxigênio 
e a água estão no estado gasoso, e a glicose (C6H12O6(aq)) está dissolvida na água, mas não forma íons, 
ela não pertence a nenhuma função inorgânica, mas é um composto inorgânico. 
 
10. Resposta B 
NO2,( óxido Composto binário com a presença de Oxigênio) 
NaNO2 (sal cátion e ânion) 
HNO2 (ácido devido à ´presença de H) 
NH4OH (base devido à ´presença de OH) 
 
 
 
Estequiometria 
 
A estequiometria ou cálculo estequiométrico é de grande importância em nosso cotidiano. Toda a 
reação química que ocorre seja na cozinha de nossas casas, em laboratórios ou nas indústrias segue 
uma “receita” nas condições preestabelecidas. 
Assim, esse cálculo, permite determinar a quantidade de compostos que reagem (em mols, massa, 
volume, etc.) e as quantidades de novos compostos produzidos (em mols, massa, volume, etc.). 
Nesse estudo explicaremos como as reações são dependentes dos compostos envolvidos e quanto 
de cada composto é necessário e formado. 
 E para facilitar sua compreensão iniciaremos com as fórmulas químicas, em seguida as reações e pôr 
fim a aplicação de vários tipos de cálculos estequiométricos. 
 
Determinação de fórmulas químicas 
 
- Fórmula percentual (centesimal) 
A fórmula percentual indica a porcentagem, em massa, de cada elemento que constitui a substância. 
Uma forma de determinar a fórmula percentual é partir da fórmula molecular da substância, aplicando os 
conceitos de massa atômica e massa molecular. 
Exemplo: sabendo que a fórmula molecular do metano é CH4 e que as massas atômicas do carbono 
e do hidrogênio são, respectivamente, 12 e 1, temos: 
 
 
3.3.1.6 Estequiometria química 
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112 
 
 
 
Assim, na massa molecular igual a 16, o carbono participa com 12 e o hidrogênio com 4. 
Logo: 
 
Desse modo, temos: C75% H25% 
 
- Fórmula mínima ou empírica 
A fórmula mínima indica a menor proporção, em números inteiros de mol, dos átomos dos elementos 
que constituem uma substância. 
Para calcular a fórmula mínima, é necessário: 
a) Calcular o número de mol de átomos de cada elemento; 
b) Dividir os resultados pelo menor valor encontrado. 
 
Exemplo: Uma amostra apresenta 2,4 g de carbono e 0,6 g de hidrogênio (Dados: massas atômicas: 
C = 12, H = 1). Para determinar a fórmula mínima do composto, devemos inicialmente calcular o número 
de mol (n) de átomos de cada elemento. 
 
Posteriormente devemos determinar as menores proporções possíveis, em números inteiros: 
 
Assim, a fórmula mínima é CH3. 
 
- Fórmula molecular 
A fórmula molecular indica o número real de átomos de cada elemento na molécula. 
Exemplo: A fórmula molecular da água é H2O, o que significa que em cada molécula de água há dois 
átomos de hidrogênio ligados a um átomo de oxigênio. Já no caso do benzeno, a sua fórmula molecular 
é C6H6, ou seja, para cada seis átomos de carbono há exatamente seis átomos de hidrogênio ligados. 
Citamos esses dois exemplos para mostrar que algumas vezes a fórmula molecular é igual à fórmula 
mínima ou empírica, como acontece no caso da água. Mas, isso nem sempre é verdade, como indica o 
exemplo do benzeno, que possui fórmula mínima igual a CH, pois a proporção entre esses elementos é 
de 1: 1. 
Assim, a fórmula molecular é um múltiplo inteiro da fórmula mínima, sendo que no caso do benzeno 
esse múltiplo é igual a 6: 
Em algumas situações, a fórmula molecular é igual à fórmula mínima; em outros, porém, é um múltiplo 
inteiro da fórmula mínima. 
 
Fórmula molecular = (fórmula mínima) n 
 
Onde n é sempre um número inteiro 
 
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113 
 
Para determinarmos a fórmula molecular de qualquer composto é necessário sabermos primeiro a sua 
massa molecular. Com esse dado podemos calcular a fórmula molecular de várias maneiras. Vejamos 
algumas delas: 
1. Por meio da fórmula mínima; 
2. Por meio da fórmula percentual; 
3. Relacionando a porcentagem em massa com a massa molecular. 
 
1º método: A partir da porcentagem em massa, calculando a fórmula mínima. 
Exemplo: Vitamina C (massa molecular = 176) 
 
 
 
Para que os valores encontrados sejam inteiros, deve-se multiplicá-los por um mesmo número que 
permita obter a menor proporção de números inteiros. Nesse exemplo, o número adequadoé 3. Assim: 
 
 
Fórmula mínima: C3H4O3 
 
A relação entre a fórmula mínima e a molecular pode ser feita da seguinte maneira: 
 
Logo, temos que: 
 
 
n = 2 ⇒ (C3H4O3)2 ⇒ fórmula molecular : C6H8O6 
 
2º método: Relacionando as porcentagens em massa com a massa molecular do composto. 
C = 40,9% 
H = 4,55% 
O = 54,6% 
 
MM = 176 Considerando que sua fórmula molecular seja: CxHyOz, 
 
Agora iremos relacionar as porcentagens em massa com as massas atômicas e a massa molecular: 
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114 
 
 
Fórmula molecular: C6H8O6 
 
A relação entre a fórmula mínima e a molecular pode ser feita da seguinte maneira: 
 
n = 2 ⇒ (C3H4O3)2 ⇒ fórmula molecular : C6H8O6 
 
Para a prática das atividades laboratoriais e industriais é necessário que seja realizado um cálculo 
prévio das quantidades de reagentes que devemos usar para obter a quantidade desejada de produtos. 
Entretanto, a previsão das quantidades só é possível através de cálculos das massas e dos volumes 
das substâncias envolvidas nas reações químicas. Assim, muitas vezes é necessário determinar também 
o número de átomos ou de moléculas das substâncias que reagem ou são produzidas. Para tal é preciso 
conhecer a massa dos átomos. 
Uma vez que os átomos ou moléculas são muito pequenos para serem “pesados” isoladamente, foi 
estabelecido um padrão para comparar suas massas. 
 
Unidade de massa atômica 
 
A massa atômica é a massa de um átomo medida em unidade de massa atômica, sendo simbolizada 
por “u”. 1 u equivale a um doze avos (1/12) da massa de um átomo de carbono-12 (isótopo natural do 
carbono mais abundante que possui seis prótons e seis nêutrons, ou seja, um total de número de massa 
igual a 12). Sabe-se que 1 u é igual a 1,66054 . 10-24 g. 
 
 
Massa atômica (MA): 
 
A massa atômica de um átomo é sua massa determinada em u, ou seja, é a massa comparada com 
1/12 da massa do 12C. 
As massas atômicas dos diferentes átomos podem ser determinadas experimentalmente com grande 
precisão, usando um aparelho denominado espectrômetro de massa. 
Para facilitar os cálculos não necessário utilizar os valores exatos, assim faremos um 
“arredondamento” para o número inteiro mais próximo: 
Exemplos: 
Massa atômica do He2
4 4,0030u  4u 
Massa atômica do F9
19 18,9984u  19u 
Massa atômica do A𝑙13
27 26,9815u  27u 
 
 
 
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115 
 
Massa atômica de um elemento 
 
Massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas dos átomos de seus 
isótopos constituintes. 
Assim, o cloro é formado pelos isótopos 35Cl e 37C, na proporção: 
35Cl = 75,4% MA = 34,997u 
37Cl = 24,6% MA = 36,975u 
 
MA do elemento Cl = 
34,997 x 75,4+36,975x24,6
100
= 35,453u 
 
Como a massa atômica de um isótopo é aproximadamente igual ao seu número de massa, a massa 
atômica de um elemento é aproximadamente igual à média ponderada dos números de massa de seus 
isótopos constituintes. Assim, a massa atômica aproximada do cloro será: 
MA do elemento Cl ≅ 
≅
35x75,4 + 37 + 24,6
100
= 35,5u 
 
Sabendo que a massa atômica do elemento cloro é igual a 35,5u podemos afirmar que: 
Massa média do átomo de Cl = 35,5u 
Massa média do átomo de Cl = 35,5 x massa de 1/12 do átomo de 12C. 
Massa média do átomo de C𝑙 =
35,5
12
 x massa do átomo de 12C, 
Observe que não existe átomo de Cl com massa igual a 35,5 u; esse é o valor médio da massa do 
átomo de 12C. 
A maioria dos elementos é formada por mistura de diferentes isótopos, em proporção constante. Essa 
proporção varia de um elemento para outro, mas para um elemento é constante. Dessa maneira, a massa 
atômica dos elementos é também constante. 
Nos elementos formados por um único isótopo, a massa atômica do seu único isótopo será também a 
massa atômica do elemento. 
Exemplo: Elemento químico flúor 
19F⇒ MA=19u 
 
Veja no quadro abaixo o resumo das informações importantes adquiridas até o momento: 
 
Massa molecular (MM) 
 
A massa molecular de uma substância é a massa da molécula dessa substância expressa em unidades 
de massa atômica (u). 
Numericamente, a massa molecular é igual à soma das massas atômicas de todos os átomos 
constituintes da molécula. 
Exemplos: 
H2 ⇒ H = 1u , como são dois hidrogênios = 2u 
- O = 16u 
- H2O = 2u (H2) + 16u (O) = 18u 
 
Mol e Constante de Avogadro 
 
Com base na resolução recente da IUPAC, definimos que: 
- Mol é a unidade de quantidade de matéria 
- Mol é a quantidade de matéria que contém tantas entidades elementares quantos são os átomos de 
12C com tidos em 0,12Kg de 12C. 
1) Massa atômica (MA) = massa de um átomo em unidades u. 
2) Unidade de massa atômica (u): ½ massa do 12C, que possui 12,0 u. 
3) mpróton≅ mnêutron≅1u 
4) Número de massa (A) e Massa atômica, para um dado isótopo, são valores praticamente iguais. 
5) A massa atômica de um elemento químico é a média ponderada das massas atômicas dos 
seus isótopos. 
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116 
 
- Constante de Avogadro é o número de átomo de 12C contidos em 0,012Kg de 12C. Seu valor é 
6,02x1023 mol-1. 
 
Exemplos: 
Um mol de átomos são 6,02x1023 átomos. 
Um mol de moléculas são 6,02x1023 moléculas. 
Um mol de elétrons são 6,02x1023 elétrons. 
Um mol de prótons são 6,02x1023 prótons. 
Um mol de íons são 6,02x1023 íons. 
Um mol de fórmulas são 6,02x1023 fórmulas. 
Exemplos 1: 
- Um mol de oxigênio (O) significa um mol de átomos de O, isto é, 6,02x1023 átomos de C. 
- Um mol de cloro (Cl2) significa um mol de moléculas de Cl2, isto é, 6,02x1023 moléculas de Cl2. 
 
Massa Molar (M) 
 
A massa molar de um elemento é a massa de um mol de átomos, ou seja, 6,02x1023 átomos desse 
elemento. A unidade mais usada para a massa molar é g.mol-1. 
Numericamente, a massa molar de um elemento é igual à sua massa atômica. 
 
Exemplos: 
1) Massa atômica do Cl=35,453u 
Massa molar do Cl= 35,453 g.mol-1. 
Interpretação: Um mol de átomos do elemento Cl (mistura dos isótopos 35Cl e 37Cl), ou seja, 6,02x1023 
átomos do elemento Cl pesam 35,453 gramas. 
 
2) Massa atômica da água, H2O = 18u 
Massa molar: um mol de moléculas, ou seja, 6,02x1023 moléculas de H2O pesam 18,0 gramas. 
 
 
 
 
 
 
Volume molar 
Conforme o próprio nome indica, o volume molar corresponde ao volume ocupado por um mol da 
espécie química. 
 
Exemplo: 
Água no estado líquido (d=g/ml) a 25°C 
Massa molar=18g/mol 
O cálculo do volume molar poderá ser realizado através da proporção: 
d=1,0g/mL 
 
1,0 mL---------1g 
V----------------18g 
 
V=18mL 
 
Para Gases Ideais nas CNTP, o volume molar vale 22,4L/mol. 
1mol Gás Ideal (CNTP)  V=22,4L 
 
Cálculos estequiométricos 
 
O cálculo das quantidades das substâncias envolvidas numa reação química é chamado de cálculo 
estequiométricos - palavra derivada do grego stoicheia = partes mais simples e metreim = medida. São 
cálculos que envolvem proporções de átomos em uma sustância ou que relacionam-se com proporções 
de coeficientes de uma equação química. 
Importante: 
MM = massa molecular (unidades u) 
M = Massa molar (g/mol) 
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117 
 
As bases para o estudo da estequiometria das reações químicas foram lançadas por cientistas que 
conseguiram expressar matematicamente as regularidades que ocorrem nas reações químicas, através 
das Leis das Combinações Químicas. 
Essas leis foram divididas em dois grupos: 
- Leis ponderais: relacionam as massas dos participantes de uma reação. 
- Lei volumétrica: relaciona os volumes dos participantes de uma reação. 
 
Leis ponderais 
 
As Leis Ponderais das Reações Químicas são um conjunto de postulados que regem a lógica das 
reações químicas, relacionando a massa dos produtos e reagentes e também fazendo menção à 
quantidade de matéria dos mesmos. 
 
- Lei de Lavoisier 
A Lei da Conservação das Massas ou conservação das matérias, postulada por Lavoisier no finaldo 
século XVIII, é uma das leis ponderais e diz o seguinte: numa reação química, a soma das massas dos 
reagentes é igual à soma das massas dos produtos. Ou seja, a massa é sempre conservada em qualquer 
reação química. A partir disso, lembra-se da célebre frase dita por Lavoisier: "Nada se cria, nada se perde; 
tudo se transforma". Deve-se ressaltar, a título de observação, que numa reação atômica (que não é 
reação química), a massa dos produtos é diferente da massa dos reagentes apenas se não se considerar 
prótons e nêutrons como produtos ou reagentes. 
 
Exemplos: 
 
 
 
Conclusão: De acordo com os postulados de Lavoisier, a massa total das substâncias, antes da 
transformação química, é igual à massa total após a transformação ou na natureza nada se perde, nada 
se cria, tudo se transforma. 
 
- Lei de Proust 
 
A Lei de Proust é conhecida como Lei das proporções constantes ou lei das proporções definidas. Esta 
lei foi inserida pelo químico francês Joseph Louis Proust (1754-1826), que realizou experimentos com 
substâncias puras e concluiu que independentemente do processo usado para obtê-las, a composição 
em massa dessas substâncias era constante. 
 A Lei de Proust é definida da seguinte maneira: As massas dos reagentes e produtos participantes de 
uma reação mantêm uma proporção constante. Através de análises de inúmeras substâncias adquiridas 
por diferentes processos foi possível verificar que uma mesma substância tem sempre a mesma 
composição qualitativa e quantitativa. 
 
Exemplo: No caso da água, temos: 
90 g de água fornece 10 g de Hidrogênio e 80 g de oxigênio. 
 
 
 
x = 11,11% de hidrogênio 
 
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x = 88,88% de oxigênio 
 
Outra consequência da lei de Proust é o cálculo estequiométrico. 
Hidrogênio + oxigênio → água 
 
 
 
Para 10 g de Hidrogênio é necessário de 80 g de oxigênio para que ocorra a reação, em 30g de 
Hidrogênio precisamos de 240 g de oxigênio. Assim, a proporção, em massa, com que o Hidrogênio reage 
com o oxigênio é a mesma nas duas reações. 
 
Lei Volumétrica 
 
O físico e químico Gay-Lussac, teve suas contribuições na Química, e uma delas é a lei da combinação 
de volumes, que é também conhecida como Lei volumétrica, que define o princípio de que nas mesmas 
condições de temperatura e pressão, os volumes dos gases participantes de uma reação têm entre si 
uma relação de números inteiros e pequenos. 
 
Conduta de Resolução 
Conforme observado nos itens acima, na estequiometria, os cálculos serão estabelecidos em função 
da lei de Proust e Gay-Lussac, neste caso para reações envolvendo gases e desde que estejam todos 
nas mesmas condições de pressão e temperatura. 
Assim, devemos tomar os coeficientes da reação devidamente balanceados, e, a partir deles, 
estabelecer a proporção em mols dos elementos ou substâncias da reação. 
Exemplo: reação de combustão do álcool etílico: 
 
C2H6O + O2 → CO2 + H2O 
 
Após balancear a equação, ficamos com: 
 
 
 
Após o balanceamento da equação, pode-se realizar os cálculos, envolvendo os reagentes e/ou 
produtos dessa reação, combinando as relações de várias maneiras: 
 
Tipo de relação 1 C2H6O (l) + 3O2 (g)  2CO2(g) + 3H2O (l) 
Proporção em mols 1 mol 3 mols 2 mols 3 mols 
Em massa 1.46 g 3.32g 2.44 g 3.18g 
Em moléculas 6,0.1023 3. 6,0.1023 2. 6,0.1023 3. 6,0.1023 
Em volume (CNTP) é liquido 3.22,4 L 2.22,4 L é liquido 
 
 
 
Lei de Gay-Lussac: 
 Nas mesmas condições de pressão e temperatura, os volumes dos gases participantes de uma 
reação química têm entre si uma relação de números inteiros e pequenos. 
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Importante: 
- Uma equação química só estará corretamente escrita após o acerto dos coeficientes, sendo que, 
após o acerto, ela apresenta significado quantitativo. 
- Relacionar os coeficientes com mols. Teremos assim uma proporção inicial em mols; 
- Estabelecer entre o dado e a pergunta do problema uma regra de três. Esta regra de três deve 
obedecer aos coeficientes da equação química e poderá ser estabelecida, a partir da proporção em mols, 
em função da massa, em volume, número de moléculas, entre outros, conforme dados do problema. 
 
Tipos de Cálculos Estequiométricos 
Relação quantidade 
em Mols 
Relação entre quantidade 
em Mols e Massa 
Relação entre 
Massa e Massa 
Relação Entre 
Massa e Volume 
Os dados do problema 
e as quantidades 
incógnitas pedidas são 
expressos em termos 
de quantidade em 
mols. 
Os dados do problema são 
expressos em termos de 
quantidade em mols (ou 
massa) e a quantidade 
incógnita é pedida em 
massa (ou quantidade em 
mols). 
Os dados do 
problema e as 
quantidades 
incógnitas pedidas 
são expressos em 
termos de massa. 
Os dados do 
problema são 
expressos em termos 
de massa e a 
quantidade incógnita 
é pedida em 
volume** 
 
**Caso o sistema não se encontre nas CNTP, deve-se calcular a quantidade em mols do gás e, a 
seguir, através da equação de estado, determinar o volume correspondente. 
A resolução de problemas que envolvem a estequiometria será facilitada se obedecer, inicialmente à 
seguinte sequência: 
1º) Escreva a equação envolvida; 
2º) Acerte os coeficientes da equação (ou equações); 
Lembre-se: equação balanceada: coeficiente = número de mols 
 
3º) Destaque, na equação química, a(s) substância(s) envolvida(s) nos dados e a(s) pergunta(s) do 
problema; 
4º) Abaixo das fórmulas, escreva a relação molar e transforme-a segundo os dados do exercício (mol, 
gramas, número de átomos ou moléculas, volume molar); 
 
RELAÇÃO EM MASSA 
Os dados do problema e as quantidades de incógnitas pedidas são expressos em termos de massa. 
Exemplo: 
Na reação N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) qual a massa de NH3 obtida quando se reagem totalmente 3g de 
H2? 
Resolução: 
a) Proporção de quantidade de matérias 
3 mol de H2 –––––––– 2 mol de NH3 
 
b) Regra de três 
3 . 2g de H2 –––––––– 2 . 17g de NH3 
3g de H2 –––––––– x 
x = 102/6 = 17g de NH3 
 
RELAÇÃO MASSA VOLUME 
Basta lembrar que 1 mol de qualquer gás, a 0ºC e 1 atm, ocupa o volume de 22,4 litros. 
Exemplo: 
Na reação N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) qual o volume de N2, a 0ºC e 1 atm, obtido quando se reagem 
totalmente 3g de H2? 
Resolução: 
a) Proporção em mol 
1 mol de N2 –––––––– 3 mol de H2 
 
b) Regra de três 
22,4L de N2 –––––––– 3 . 2g de H2 
x –––––––– 3 de H2 
x = 22,4/2 = 11,2L 
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RELAÇÃO MASSA - Nº MOLÉCULAS 
 Na reação gasosa N2 + H2 --------- NH3, qual o número de moléculas de NH3 obtido, quando se reagem 
totalmente 18g de H2? 
Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 --------2NH3. 
 Veja os dados informados (18g de H2) e o que está sendo solicitado (número de moléculas de NH3) e 
estabeleça uma regra de três. 
 3H2 -------------- 2NH3 
 3x2g --------------2x6,02x1023 
 18g -------------- x 
 x= 36,12x1023 ou x= 3,612x1024 moléculas 
 
CÁLCULOS ENVOLVENDO EXCESSO DE REAGENTE 
Quando o enunciado do exercício fornecer quantidades de 2 reagente, precisamos verificar qual deles 
estará em excesso, após terminada a reação. As quantidades de substâncias que participam da reação 
química são sempre proporcionais aos coeficientes da equação. Se a quantidade de reagente estiver fora 
da proporção indicada pelos coeficientes da equação, reagirá somente a parte que se encontra de acordo 
com a proporção; a parte que estiver a mais não reage e é considerada excesso. 
Por outro lado, o reagente que for totalmente consumido (o que não estiver em excesso) pode ser 
denominado de reagente limitante porque ele determina o final da reação química no momento em que 
for totalmente consumido.Exemplo: Consideremos o caso da combustão do álcool: 
Uma massa de 138 g álcool etílico (C2H6O) foi posta para queimar com 320g de oxigênio (O2), em 
condições normais de temperatura e pressão. Qual é a massa de gás carbônico liberado e o excesso de 
reagente, se houver? 
 
Resolução: 
A reação balanceada é dada por: 
 
1 C2H6O(V) + 3 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(v) 
1 mol 3 mol 2 mol 
46 g 96g 88g 
138g 320g 
 
Só de analisarmos os dados, vemos que a massa de oxigênio é proporcionalmente maior que a do 
álcool, assim o oxigênio é o reagente em excesso e o álcool etílico é o reagente limitante. 
Calculando a massa de gás carbônico formado a partir da quantidade do reagente limitante: 
 
46g de C2H6O ------------88g de CO2 
138g de C2H6O ------------x 
x = 264 g de CO2 
 
 Obs.: A massa de oxigênio em excesso é determinada de forma análoga: 
 
46g de C2H6O ------------ 96 O2 
138g de C2H6O ------------x 
x = 288 g de O2 
 
A massa em excesso é a diferença da massa que foi colocada para reagir e a que efetivamente reagiu: 
320g - 288g = 32 g 
 
CÁLCULOS ENVOLVENDO REAGENTE LIMITANTE 
O reagente que é totalmente consumido é chamado reagente limitante. Assim que ele é consumido, 
não se forma mais produto, ou seja, a reação termina. Os demais reagentes são chamados reagentes 
em excesso. Após o término da reação, sobra uma certa quantidade dos reagentes em excesso: é a 
quantidade inicial menos a quantidade que reagiu. 
Para descobrir qual é o reagente limitante: imagine a reação hipotética a seguir: A + B → produtos, 
onde A e B são os reagentes. 
Se a questão fornece quantidades de A e B usadas na reação, como descobrir qual deles é totalmente 
consumido? 
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 - escolher um dos reagentes (A, por exemplo) e supor que ele é o limitante; 
- calcular, usando regra de três, a quantidade de B necessária para consumir completamente o 
reagente A; 
 - se essa quantidade encontrada de B for suficiente (menor do que a quantidade de B dada no 
enunciado), então o reagente A é o limitante. Caso contrário, a suposição inicial estava errada e o outro 
reagente (B) é o limitante. 
Veja a resolução do exercício de revisão para ficar mais claro. Assim que for encontrado qual é o 
reagente limitante, os cálculos estequiométricos devem ser feitos usando apenas a quantidade do 
limitante, pois é ele que é totalmente consumido. 
Além disso, problemas de reagente limitante são mais fáceis de se resolver com as quantidades em 
mol, em vez de massa ou volume gasoso. Na dúvida, passe as quantidades para mol e trabalhe com elas. 
 
Exemplos: 
1) Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de zinco de acordo com a seguinte reação: 
 
Reagiu 30g de zinco e 36g de enxofre. Qual é o regente em excesso? 
Balancear a reação química: 
Dados: 
Zn = 30gS = 36g 
Transformar a massa em gramas para mol: 
 
 
 
 
Pela proporção da reação 1mol de Zn reage com 1mol de S. 
Então 0,46mol de Zn reage com quantos mols de S? 
Pode ser feita uma regra de três para verificar qual regente está em excesso: 
 
 x = 0,46mol de S 
 
Então 1mol de Zn precisa de 1mol de S para reagir. Se temos 0,46mol de Zn, precisamos de 0,46mol 
de S, mas temos 1,12mol 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. 
 
 
 
x = 44,68g de ZnS 
 
 
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CÁLCULO DE RENDIMENTO 
É comum, nas reações químicas, a quantidade de produto ser inferior ao valor esperado. Neste caso, 
o rendimento não foi total. Isto pode acontecer por várias razões, como por exemplo, má qualidade dos 
aparelhos ou dos reagentes, falta de preparo do operador, etc. 
O cálculo de rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de produto e a 
quantidade teórica (que deveria ser obtida). 
Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 
100%. 
 
Exemplo: 
Num processo de obtenção de ferro a partir do minério hematita (Fe2O3), considere a equação química 
não-balanceada: 
 
Utilizando–se 480g do minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, a quantidade de ferro 
produzida será de: 
Equação Balanceada: 
Dados: 1Fe2O3 = 480g 
2Fe = x (m) com 80% de rendimento 
MM Fe2O3 = 160g/mol 
MM Fe = 56g/mol 
 
 
 
x = 336g de Fe 
 
Cálculo de Rendimento: 
 
 
 
x = 268,8g de Fe 
 
CÁLCULOS ENVOLVENDO PUREZA 
Com frequência as substâncias envolvidas no processo químico não são puras. Assim, podemos 
esquematicamente dividir uma amostra em duas partes: a parte útil e as impurezas. 
 
- Parte útil ou parte pura: reage no problema  p% 
- Impurezas: não reagem no processo do problema  i% 
Diante disso, é importante calcularmos a massa referente à parte pura, supondo que as impurezas não 
participam da reação. Grau de pureza (p) é o quociente entre a massa da substância pura e a massa total 
da amostra (substância impura). 
 
 
Exemplo: 
Considerando a reação balanceada: 
 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
123 
 
Qual a massa de cloreto ferroso obtida quando 1100g de sulfeto ferroso, com 80% de pureza, reagem 
com excesso de ácido clorídrico? (Fe = 56u; S = 32u; H = 1u; Cl = 35,5u). 
 
A informação sobre o ácido clorídrico é desnecessária, pois não vamos utilizá-lo em nossos cálculos, 
já que temos apenas a massa de sulfeto ferroso posta para reagir. Por outro lado, sabemos que o sulfeto 
ferroso está com impurezas. Vamos então calcular qual a massa deste reagente puro. 
 
1100g de FeS ________ 100% 
x _____________ 80% 
x = 880g de FeS puro. 
 
Agora sim podemos utilizar as proporções molares para encontrar a massa de cloreto ferroso formada 
na reação. 
1 mol de FeS _______ 1 mol de FeCl2 
88g de FeS ____________ 127g de FeCl2 
880g de FeS _______________ y 
y = 111760/88 
y = 1270g de FeCl2 
 
Sistema em que o rendimento não é total 
Quando uma reação química não produz as quantidades de produto esperadas, de acordo com a 
proporção da reação química, dizemos que o rendimento não foi total. Rendimento de uma reação é o 
quociente entre a quantidade de produto realmente obtida e a quantidade esperada, de acordo com a 
proporção da equação química. 
 
Mediante aos exemplos acima, foi possível observar que os procedimentos para resolver exercícios 
de Cálculo Estequiométrico, devem seguir os seguintes passos: 
A) Escrever a equação da reação química; 
B) Acertar os coeficientes (fazer o balanceamento = igualar o número de átomos); 
C) Obter a PROPORÇÃO EM MOLS através dos coeficientes estequiométricos. 
 
Questões 
 
01. (UNICAMP) Em uma pessoa adulta com massa de 70,0 Kg, há 1,6kg de Cálcio. Qual seria a massa 
desta pessoa, em Kg, se a Natureza houvesse, ao longo do processo evolutivo, escolhido o Bário em 
lugar do Cálcio? Dados: massas atômicas relativas: Ca = 40, Ba = 137. 
 
02. Determine o volume de gás hidrogênio, obtido nas CNTP, na reação de 40g de uma amostra de 
sódio, com 46% desse metal. (Na=23). 
Na + H2O  NaOH + 
1
2
H2 
 
03. Qual massa de uma amostra de Fe2O3, com 80% de pureza em relação ao óxido, produzirá 44,8g 
de ferro? 
 
04. No processo 2SO2 + O2  2SO3 determine a massa de SO3 obtida a partir de 320g de SO2, sabendo 
que o rendimento do processo é 75%. (S=32; O=16). 
 
05 UnB-DF A utilização sistemática da balança em laboratório, especialmente no estudo da variação 
de massa em reações químicas, é considerada um marco para o surgimento da Química Moderna. Um 
dos responsáveis por esse significativo momento da história da Química foi AntoineLaurent Lavoisier 
(1743-1794), cujas contribuições são até hoje utilizadas para o estudo de reações químicas, como a que 
é representada pela equação abaixo. 
2HCl(aq) + CaCO3(s) → CaCl2(s) + H2O(l) + CO2(g) 
 
A partir do texto, das contribuições de Lavoisier e dos conceitos da Química a elas relacionados, julgue 
os itens que se seguem. 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
124 
 
( ) De acordo com Lavoisier, se a reação química representada no texto for realizada em um recipiente 
aberto, a massa total dos reagentes será diferente da massa dos produtos contidos no recipiente após o 
término da reação. 
( ) Lavoisier contribuiu para consolidar a Alquimia como uma ciência. 
( ) Tanto a massa inercial quanto a massa gravitacional se conservam durante a reação citada no texto. 
( ) Na reação representada no texto, a fórmula da água indica que existem duas unidades de massa 
de hidrogênio para cada unidade de massa de oxigênio. 
 
06. Nos garimpos, utiliza-se o mercúrio para separar o ouro das impurezas. Quando o mercúrio entra 
em contato com a água dos rios, causa uma séria contaminação: é absorvido por micro-organismos, que 
são ingeridos pelos peixes pequenos, os quais são devorados pelos peixes grandes usados na 
alimentação humana. Uma das formas de medir o grau de intoxicação por mercúrio nos seres humanos 
é a determinação da sua presença nos cabelos. A OMS (Organização Mundial da Saúde) estabeleceu 
que o nível máximo permissível, sem risco para a saúde, é de 50 x l0–6 g de mercúrio, por grama de 
cabelo. Nesse sentido, pode-se afirmar que essa quantidade de mercúrio corresponde a: (Massa atômica: 
Hg = 200) (nº de Avogadro = 6,0 x l0–23) 
(A) 1,5 x 1017 átomos de Hg 
(B) 1,5 x 1023 átomos de Hg 
(C) 2,5 x 106 átomos de Hg 
(D) 150 bilhões de átomos de Hg 
(E) 200 milhões de átomos de Hg 
 
07. UNICAMP-SP Já na pré-história, o homem descobriu como trabalhar metais. Inicialmente o cobre, 
depois o estanho, o bronze e o ouro. Por volta de 1500 a.C., ele já trabalhava com o ferro. É bem provável 
que este metal tenha sido encontrado nas cinzas de uma fogueira feita sobre algum minério de ferro, 
possivelmente óxidos de ferro (II) e ferro (III). Estes óxidos teriam sido quimicamente reduzidos a ferro 
metálico pelo monóxido de carbono originado na combustão parcial do carvão na chama da fogueira. 
Esse é um processo bastante semelhante ao que hoje se usa nos fornos das mais modernas indústrias 
siderúrgicas. 
a) Cite uma propriedade que possa ter levado o homem daquela época a pensar que “aquilo diferente” 
junto às cinzas da fogueira era um metal. 
b) Suponha duas amostras de rochas, de mesma massa, reagindo com monóxido de carbono, uma 
contendo exclusivamente óxido de ferro (II) e outra contendo exclusivamente óxido de ferro (III). Qual 
delas possibilitaria a obtenção de mais ferro metálico ao final do processo? Justifique. 
c) No caso do item b, escreva a fórmula estrutural do principal subproduto do processo de produção 
do ferro metálico. 
 
08. U.F. Juiz de Fora-MG A nitroglicerina é uma substância explosiva, sendo a reação química que 
representa sua explosão dada a seguir. 
C3H5(NO3)3(1) 3/2 N2(g) + 3 CO2(g) + 5/2 H2O(g) + 1/4 O2(g) 
 
Dados: 
• Volume molar: 22,4 L/mol 
• Massa molar: C3H5(NO3)3 = 227 g/mol; N2 = 28 g/mol 
A explosão de 2 mols de nitroglicerina produz: 
(A) 12 mols de gases. 
(B) 42 g de gás nitrogênio. 
(C) 67,2 L de dióxido de carbono, nas CNTP (P = 1 atm e t = 0ºC). 
(D) 3 × 1023 moléculas de O2(g). 
 
09. UFF-RJ Alguns óxidos de nitrogênio, dentre os quais N2O, NO, NO2, N2O3 e N2O5, podem ser 
detectados na emissão de gases produzidos por veículos e, também, por alguns processos para 
fabricação de fertilizantes. Tais óxidos contribuem para tornar o ar muito mais poluído nos grandes 
centros, tornando-o nocivo à saúde. Dentre os óxidos citados, o que apresenta maior percentual de N é: 
(A) NO 
(B) NO2 
(C) N2O 
(D) N2O3 
(E) N2O5 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
125 
 
10. Como o dióxido de carbono, o metano exerce também um efeito estufa na atmosfera. Uma das 
principais fontes desse gás provém do cultivo de arroz irrigado por inundação. Segundo a Embrapa, 
estima-se que esse tipo de cultura, no Brasil, seja responsável pela emissão de cerca de 288 Gg (1Gg = 
1 × 109 gramas) de metano por ano. Calcule o número de moléculas de metano correspondente. Massas 
molares, g/mol: H=1 e C=12. Constante de Avogadro = 6,0 ×1023 mol-1. 
 
Respostas 
 
01. Resposta: 
73,88 kg 
 
02. Resolução: 
Vamos calcular a parte da amostra. 
40g-------------100% 
x-----------------46% 
 
Essa é a massa real de sódio existente na amostra. É a massa que deve participar do cálculo 
estequiométrico. 
 
Na + H2O  NaOH + H2 
1mol ½ mol 
 
23g ---------------------
1
2
(22,4L) 
18,4g--------------------V 
 
V =
18,4g. 11,2L
23 g
 
V= 8,96L 
 
Resposta: 8,96 L de gás hidrogênio. 
 
03. Resolução: 
Vamos calcular a parte pura da amostra. 
 
Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 
1mol 2 mols 
 
160g ----------------------2 (56g) 
 x---------------------------44,8g 
 
x= 64g Fe2O3 (parte pura) 
 
Amostra=? 
 
 80% 
 
 
 
Perceba que 64g de Fe2O3 correspondem a 80% da amostra. 
 
64g----------------80% 
m------------------100% 
mtotal= 80g 
 
 
04. Resolução: 
2SO2 + O2  2SO3 
2mols 0,75 [2mols]  r=75%=0,75 
64g 
Fe2O3 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
126 
 
2(64g)-----------0,75[2(80g)] 
320g-------------x 
X=300g de SO3 
 
05. Resposta: C – E – C – E 
 
06. Resposta: A 
200 g------------------6,0 x1023-átomos de Hg 
50.10-6 g----------------x 
X=1,5 x 1017 átomos de Hg 
 
07. Resposta: 
a) Os metais apresentam-se, em geral, brilhantes, densos, maleáveis, etc… 
b) 1 FeO(s) + 1 CO(g)  1 Fe(s) + 1 CO2(g) 
 72 g 56 g 
1 mol de FeO(s) (72 g) produz 56 g de Fe(s), como as amostras devem conter a mesma massa, então: 
1 Fe2O3 + 3 CO(g)  2 Fe(s) + 3 CO2(g) 
160 112 
72 x 
X = 50,4g de Fe(s) 
c) o principal subproduto da produção do ferro metálico é CO2 
08. Resposta: D 
C3H5(NO3)3(L)  3\2 N2(g) + 3CO2(g) + 5\2 H2O(g) + 1\4 O2(g) 
1mol ----------------------------------------------------------- 1/4 mol 
2mol ------------------------------------------------------------x 
x = 0,5 mol de O2 
Como: 
 1 mol ------------- 6.10²³ moléculas 
0,5 ------------------x 
x = 3.10²³ moléculas de O2 
 
09. Resposta: C 
Massas molares NO=30g 
NO2=46g 
N2O=44g 
N2O3=76g 
N2O5=108g 
 
Porcentagem de N 
 
NO 
30g-------100% 
14g--------x 
x=46.6% 
 
NO2 
46g--------100% 
14g----------x 
x=30.4% 
 
N2O 
44g---------100% 
28g-----------x 
x=63.6% 
N2O3 
76g---------100% 
28g-----------x 
x=36.8% 
 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
127 
 
N2O5 
108g-------100% 
28g-----------x 
x=25.9% 
Logo o óxido que possui mais N é o N2O 
 
10. Resposta 
16 g -------------------- 6 × 1023 moléculas (CH4) 
228 × 109 g ------------ n 
n = 1,08 . 1034 moléculas CH4. 
 
 
 
UNIDADE DE MEDIDAS: 
Para realizarmos qualquer experimento é preciso conhecer algumas unidades de medida. A medida 
de uma grandeza é um número que expressa uma quantidade, comparada com um padrão previamente 
estabelecido. O volume, comprimento, massa, temperatura, tempo, volume, força, quantidade de matéria 
, a densidade e a pressão são unidades de medida. 
Essas grandezas são avaliadas pelas unidades de medida adotadas por convenção e cada unidade 
tem seu símbolo. Por exemplo, o m o símbolo do metro. 
O valor de uma grandeza pode ser expresso por um número e uma unidade de medida. Exemplo: 
25ºC, 100m. 
 
As observações científicas, feitas por meio de experiências controladas e que levam ao 
desenvolvimento de teorias e leis, necessitam de medições específicas, principalmente paraque, além 
de serem exatas, possam também ser repetidas quantas vezes for necessário e por qualquer pessoa no 
mundo. Essas medições podem ser feitas da massa, do volume, da temperatura etc. Tudo aquilo que 
pode ser medido é chamado de grandeza. 
 
Cada grandeza é expressa em números e possui uma unidade padrão que é escolhida previamente 
para servir de comparação para outras medidas dessa mesma natureza. Por exemplo, a massa dos 
corpos é uma grandeza que pode ser medida em gramas, quilogramas, miligramas, toneladas e assim 
por diante. Mas a unidade padrão, que é a unidade internacional de massa, é o quilograma (kg). Assim, 
quando se diz que a massa de determinado corpo é 50 kg, isso significa que, em comparação com o 
padrão escolhido, que é o kg, a massa desse corpo é 50 vezes maior. 
 
As demais unidades são múltiplos e submúltiplos, por exemplo, a tonelada é um múltiplo (1 tonelada 
= 1 000 kg) e o grama é um submúltiplo do quilograma (1 grama = 10-3 kg). 
 
As unidades padrões são diferentes para cada tipo de grandeza e são estabelecidas pelo Sistema 
Internacional de Unidades (SI), e a IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) os adota. 
 
Veja a seguir quais são as unidades de medida mais importantes para um estudo inicial da Química: 
 
Massa (m): indica a quantidade de matéria que existe num corpo, sendo que sua medida é feita numa 
balança. 
 Se a grandeza for massa: 
 1kg = 10³g 
1g = 10-3 kg 
1g = 10³ mg 
1mg = 10-3g 
1g = 106µg 
1 µg = 10-6 
 
 
 
 
3.3.1.7 Unidades e grandezas em Química 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
128 
 
SISTEMAS DE UNIDADES DE MEDIDA 
Um grupo de unidade é conhecido como sistema de unidades de medida. O mais utilizado é o SI 
(Sistema Internacional de Unidades). 
 
 
GRANDEZA 
 
NOME DA UNIDADE 
 
SÍMBOLO 
 
massa 
 
quilograma 
 
Kg 
 
comprimento 
 
metro 
 
m 
 
tempo 
 
segundo 
 
S 
Quantidade de 
matéria 
mol mol 
Temperatura 
termodinâmica 
 
Kelvin 
 
K 
 
área 
 
metro quadrado 
 
m² 
 
pressão 
 
Pascal 
 
Pa 
 
Às vezes é necessário usar unidades maiores oi menores do que as do SI. 
 
Conforme já mencionado, a unidade padrão de massa do SI é o quilograma (kg). 
 
Observação: É importante ressaltar que massa é uma grandeza diferente de peso (P), sendo que este 
último é dado pela multiplicação da massa do corpo pela aceleração da gravidade local (P = m.g). Sua 
unidade é o Newton (1 N = 1 kg . m/s2). Todo corpo tem massa, mesmo que esteja isolado, mas o peso 
só terá aquele corpo que estiver próximo de outro corpo que o atraia. Por exemplo, o nosso peso, na 
verdade, não é o valor dado na balança; isso é a nossa massa. O peso é a força com que a Terra nos 
atrai para a sua superfície. 
 
Volume (V): é a extensão do espaço ocupado por um corpo. 
Sua medida é feita por meio de recipientes apropriados, como os mostrados abaixo, que possuem 
graduações em suas paredes. 
Se a grandeza comprimento, onde a unidade no SI é o metro, tiver que ser expressa em unidades 
maiores usamos os seus múltiplos (quilômetro, hectômetro, decâmetro, etc.) e para utilizar unidades 
menores, usamos os submúltiplos (centímetro, decímetro, milímetro, etc.). 
 
Para a grandeza volume, utilize-se muito a unidade de l (litro) e mL (mililitro), onde: 
1l = 1dm³ 
1mL = 1cm³ 
O volume é derivado das unidades de comprimento, sendo que para um cubo ele pode ser determinado 
pela fórmula: 
 
Volume = comprimento . altura . largura 
 
Visto que a unidade padrão de comprimento é o metro (m), a unidade de volume no SI é metro cúbico 
(m3). No entanto, outras unidades acabam sendo mais utilizadas no cotidiano, tais como o litro (L) e o 
mililitro (mL). Veja as correspondências abaixo: 
 
1 m3 = 1000 L ou 1000 dm3 
1 dm3 = 1 L 
1 cm3 = 1 mL 
 1 cm3 ou 1 mL = 10-3 dm3 ou 10-3 L 
 
Temperatura (T): é a medida do nível de energia térmica de um material. 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
129 
 
Sua medida é feita por meio de termômetros, um fino tubo graduado que contém mercúrio em seu 
interior. À medida que fica mais quente, o mercúrio se expande e mostra na graduação ao longo do tubo 
qual é a temperatura. 
 
A unidade padrão no SI para a temperatura é o Kelvin (K), que é reconhecido como escala absoluta. 
Mas, no Brasil, costuma-se usar a escala Celsius (ºC). Para entender como realizar conversões entre 
essas escalas termométricas leia o texto abaixo: 
 
As escalas termométricas. 
 
Escalas Termométricas 
Para que seja possível medir a temperatura de um corpo, foi desenvolvido um aparelho chamado 
termômetro. O termômetro mais comum é o de mercúrio, que consiste em um vidro graduado com um 
bulbo de paredes finas que é ligado a um tubo muito fino, chamado tubo capilar. Quando a temperatura 
do termômetro aumenta, as moléculas de mercúrio aumentam sua agitação fazendo com que este se 
dilate, preenchendo o tubo capilar. Para cada altura atingida pelo mercúrio está associada uma 
temperatura. A escala de cada termômetro corresponde a este valor de altura atingida. 
 
Escala Celsius: é a escala usada no Brasil e na maior parte dos países, oficializada em 1742 pelo 
astrônomo e físico sueco Anders Celsius (1701-1744). Esta escala tem como pontos de referência a 
temperatura de congelamento da água sob pressão normal (0°C) e a temperatura de ebulição da água 
sob pressão normal (100°C). 
 
Escala Fahrenheit: outra escala bastante utilizada, principalmente nos países de língua inglesa, 
criada em 1708 pelo físico alemão Daniel Gabriel Fahrenheit (1686-1736), tendo como referência a 
temperatura de uma mistura de gelo e cloreto de amônia (0°F) e a temperatura do corpo humano (212°F). 
 
Escala Kelvin: também conhecida como escala absoluta, foi verificada pelo físico inglês William 
Thompson (1824-1907), também conhecido como Lorde Kelvin. Por convenção, não se usa “grau” para 
esta escala, ou seja, 0K, lê-se zero kelvin e não zero grau kelvin. 
 
Conversões entre escalas 
 
Para que seja possível expressar temperaturas dadas em certa escala para outra qualquer deve-se 
estabelecer uma convenção geométrica de semelhança. Por exemplo, convertendo uma temperatura 
qualquer dada em escala Fahrenheit para escala Celsius: 
 
Pelo princípio de semelhança geométrica: 
 
𝜃𝑐
5
=
𝜃𝐹 − 32
9
 
 
Exemplo: Qual a temperatura correspondente em escala Celsius para a temperatura 100°F? 
𝜃𝑐
5
=
𝜃𝐹 − 32
9
 
𝜃𝑐
5
=
100 − 32
9
 
9𝜃𝑐 = 5 ∙ 68 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
130 
 
𝜃𝑐 = 37,7°𝐶 
 
E para escala Kelvin: 
 
𝑇 = 𝜃𝑐 + 273 
 
E de Kelvin para Fahrenheit 
 
𝐾 − 273
5
=
𝜃𝐹 − 32
9
 
 
Densidade (d) ou massa específica: é a relação entre a massa (m) e o volume (V) de um material. 
 
d = m (g)/ V (cm3 ou L) 
 
O objeto que tiver maior densidade afunda em relação a outro com menor densidade e vice-versa. Por 
exemplo, os icebergs são gigantescos blocos de gelo, no entanto, eles flutuam sobre a água do mar. Isso 
ocorre porque como são apenas água pura solidificada, a sua densidade é de 0,92 g/cm3, enquanto a 
densidade da água do mar, que contém sais, é maior (1,03 g/cm3). 
 
Para sólidos e líquidos, a unidade usada para a densidade costuma ser o gramas por centímetros 
cúbicos (g/cm3), já para gases, usa-se o gramas por litro (g/L). 
 
Pressão (p): é a força aplicada sobre um corpo dividida pela área sobre a qual a força (F) é exercida. 
p = F/A 
 
A unidade padrão de pressão no SI é o pascal (Pa), que é 1 Newton sobre 1 metro quadrado (1 Pa = 
1 N/m2), mas outras unidades costumam ser utilizadas, tais como o milímetro de mercúrio (mmHg) e o 
atmosfera (atm). 
 
A pressão atmosférica ao nível do mar é igual a 1 atm ou 760 mmHg, que correspondem a 1,01325 . 
105 Pa. 
 
Observe a formação dos múltiplos e submúltiplos das unidades de medida mediante o emprego dos 
prefixos SI 
 
Em uma tabela mais simplificada: 
 
km hm damm dm cm mm 
10³ 10² 10 1 10-1 10-2 10-3 
 
Então: 
1km = 1.10³ 
1µm = 1.10-6 
1cm = 1.10-2 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
131 
 
1nm = 1.10-9 
1mm = 1.10-3 
 
Outras unidades: 
Alguns países não utilizam unidades métricas. São as unidades do sistema inglês (milha, jarda, 
polegada, pé, libra e onça). 
1milha = 1609m 
1polegada = 25,40mm = 2,540cm 
1jarda = 0,914m 
1onça= 28,35g 
1pé = 0,3048m 
1libra = 453,6g 
 
Questões 
 
01(PM/SP – OFICIAL ADMINISTRATIVO – VUNESP) Em 25 de maio de 2014, o jornal Folha de S. 
Paulo publicou a seguinte informação sobre a capacidade de retirada de água dos sistemas de 
abastecimento, em metros cúbicos por segundo (m3/s): 
 
De acordo com essas informações, o número de segundos necessários para que o sistema Rio Grande 
retire a mesma quantidade de água que o sistema Cantareira retira em um segundo é: 
(A) 5,4. 
(B) 5,8. 
(C) 6,3. 
(D) 6,6. 
(E) 6,9. 
 
02(SAAE/SP – AUXILIAR DE MANUTENÇÃO GERAL – VUNESP) Um consumidor introduziu um 
objeto dentro da caixa acoplada de uma descarga, o que provocou uma economia de 600 mL de água a 
cada descarga. Supondo que 1 000 000 de consumidores façam o mesmo, num dia em que cada um 
desses consumidores der 3 descargas, a economia de água será de 
(A) 600000 L. 
(B) 1200000 L. 
(C) 1800000 L. 
(D) 2400000 L. 
(E) 3000000 L. 
 
03(MP/SP – AUXILIAR DE PROMOTORIA I – ADMINISTRATIVO – VUNESP) O suco existente em 
uma jarra preenchia 
3
4
 da sua capacidade total. Após o consumo de 495 ml, a quantidade de suco restante 
na jarra passou a preencher 
1
5
 da sua capacidade total. Em seguida, foi adicionada certa quantidade de 
suco na jarra, que ficou completamente cheia. Nessas condições, é correto afirmar que a quantidade de 
suco adicionada foi igual, em mililitros, a 
(A) 580. 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
132 
 
(B) 720. 
(C) 900. 
(D) 660. 
(E) 840. 
 
04(SABESP/SP – AGENTE DE SANEAMENTO AMBIENTAL – FCC) Uma piscina está vazia e tem 
capacidade de 65,4m³ de água. A vazão da torneira que irá encher continuamente essa piscina é de 
250mL por segundo. Nessas condições, o tempo necessário e suficiente para encher essa piscina é de 
 
Dado: 1m³ equivale a 1000dm³ 
(A) 73 horas e 40 minutos. 
(B) 72 horas e 10 minutos. 
(C) 73 horas e 06 minutos. 
(D) 72 horas e 20 minutos. 
(E) 72 horas e 40 minutos. 
 
05(SABESP – CONTROLADOR DE SISTEMAS DE SANEAMENTO 01 – FCC) Uma piscina de forma 
quadrada tem 25 m² na superfície, quando está cheia. O dono da piscina quer cobrir toda a superfície 
com placas de isopor quadradas, cujo lado mede 25 cm. Encaixando as placas sobre a água o número 
de placas necessárias para realizar esse intento é igual a 
(A) 250. 
(B) 4000. 
(C) 2000. 
(D) 200. 
(E) 400. 
 
06.Na leitura do hidrômetro de uma casa, verificou-se que o consumo do último mês foi de 36 m3. 
Quantos litros de água foram consumidos? 
(A) 3,6 litros 
(B) 0,036 litros 
(C) 3600 litros 
(D) 36000litros 
(E) 36000000000 litros 
 
Respostas 
 
01.Resposta: D 
 
m3 seg 
33 ------- 1 
5 ------- x 
 
5.x = 33 . 1 x = 33 / 5 = 6,6 seg 
 
02. Resposta: C 
 
3 . 1 000 000 = 3 000 000 descargas 
 
3 000 000 . 600 = 1800000000 mL = 1 800 000 L (: 1000) 
 
03.Resposta: B 
 
 Para facilitar os cálculos vamos chamar de x a capacidade total da jarra. Assim: 
 
3
4
 . 𝑥 − 495 = 
1
5
 . 𝑥 
 
3
4
 . 𝑥 − 
1
5
 . 𝑥 = 495 
 
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133 
 
5.3.𝑥 − 4.𝑥=20.495 
20
 
 
15x – 4x = 9900 
 
11x = 9900 
 
x = 9900 / 11 
 
x = 900 mL (capacidade total) 
 
Como havia 1/5 do total (1/5 . 900 = 180 mL), a quantidade adicionada foi de 900 – 180 = 720 mL 
04.Resposta: E 
 
1m³------1000dm³ 
65,4------x 
X=65400 dm³ 
 
1dm³----1000ml 
65400----y 
Y=65400000ml 
 
Vazão da torneira 250ml por segundo 
 
250 ml-----1s 
65400000—z 
Z=261600s 
 
1 hora-----3600s 
x---------261600 
x=72,67 h 
 
1hora---60 minutos 
0,67-----y 
Y=40 minutos 
 
O tempo necessário para encher o tanque é de 72 horas e 40 minutos. 
 
05 Resposta: E 
 
* Piscina: 25 m² = 250000 cm² 
* Placas: 25 cm . 25 cm = 625 cm² 
250000 / 625 = 400 placas 
 
06 Resposta: D 
 
Solução: 36 m3 = 36 000 dm3 = 36 000 litros 
 
 
 
Soluções 
 
Solução é uma mistura homogênea constituída por duas ou mais substâncias numa só fase. As 
soluções são formadas por um solvente (geralmente o componente em maior quantidade) e um ou mais 
solutos (geralmente componente em menor quantidade). Suas propriedades físicas e químicas podem 
não estar relacionadas com aquelas das substâncias originais, diferentemente das propriedades de 
 
3.3.1.8 Soluções, propriedades coligativas e forças intermoleculares 
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134 
 
misturas heterogêneas que são combinações das propriedades das substâncias individuais. As soluções 
incluem diversas combinações em que um sólido, um líquido ou um gás atua como dissolvente (solvente) 
ou soluto. 
 
Componentes de um solução 
Uma solução verdadeira é constituída, no mínimo, por dois componentes: 
-Solvente: substância presente em maior quantidade em uma solução, por meio da qual as partículas 
do(s) soluto(s) são preferencialmente dispersas. É muito comum a utilização da água como solvente, 
originando soluções aquosas. 
-Soluto: substância(s) presente(s) em menor quantidade em uma solução. Por exemplo, ao se 
preparar uma xícara de café solúvel, temos como soluto o café e o açúcar e como solvente a água quente. 
Exemplos: 
-Ao misturarmos 1g de cloreto de sódio (NaCl) em 1 litro de H2O, teremos uma solução, na qual o NaCl 
é o soluto e a água é o solvente 
-O álcool comercial comprado em supermercados trata-se de uma mistura homogênea entre álcool e 
água, geralmente constituída de 92% de álcool e 8% de água. Nesse caso, o álcool é o solvente e a água 
é o soluto. 
Solução – sempre formada pelo soluto e pelo solvente. 
Soluto – substância que será dissolvida. 
Solvente – substância que dissolve. 
 
 
 
As soluções podem ser formadas por qualquer combinação envolvendo os três estados físicos da 
matéria: sólido, líquido e gasoso. 
Exemplos de soluções no nosso dia-a-dia: 
- álcool hidratado 
- acetona 
- água minera 
- soro fisiológico 
 
Coeficiente de solubilidade 
Ao adicionar sal a um copo com água, dependendo da quantidade colocada neste copo, o sal se 
dissolverá ou não. O mesmo acontece quando colocamos muito açúcar no café preto. Nem todo o açúcar 
se dissolverá no café. A quantidade que não se dissolver ficará depositada no fundo. 
O Coeficiente de Solubilidade é a quantidade necessária de uma substância para saturar uma 
quantidade padrão de solvente, em determinada temperatura e pressão. Assim, a solubilidade é definida 
como a concentração de uma substância em solução, que está em equilíbrio com o soluto puro a uma 
dada temperatura. 
Exemplos: 
AgNO3 – 330g/100mL de H2O a 25°C 
NaCl – 357g/L de H2O a 0°C 
AgCl – 0,00035g/100mL de H2O a 25°C 
 
Veja que o AgCl é muito insolúvel. Quando o coeficiente de solubilidade é quase nulo, a substância é 
insolúvel naquele solvente. 
Quando dois líquidos não se misturam chamamos de líquidos imiscíveis (água e óleo, por exemplo). 
Quando dois líquidos se misturam em qualquer proporção, ou seja, o coeficiente de solubilidade é infinito, 
os líquidos são miscíveis (água e álcool, por exemplo). 
 
Classificação das soluções 
Uma solução pode ser classificada a partir de várias de suas propriedades, sendo estas: 
 
1. Quanto ao estado físico: 
Poderemos ter uma solução em qualquer estado físico da matéria sendo assim: 
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135 
 
-Soluções Sólidas: recebem o nome de ligas, e geralmente tratam-se de uma mistura homogênea entre 
metais. Por exemplo, o ouro 18 quilates é uma mistura constituída por ouro, cobre e prata. Já o bronze é 
uma mistura dosmetais zinco e estanho.14 
-Soluções Líquidas: podem ser de três naturezas distintas: 
Sólidos dissolvidos em líquidos: por exemplo, água do mar é uma solução que apresenta vários 
solutos, entre eles, cloreto de sódio, cloreto de magnésio (MgCl2) e bicarbonatos (HCO3-). 
Líquidos dissolvidos em líquidos: por exemplo, temos o combustível denominado gasolina, que é uma 
mistura de hidrocarbonetos derivados do petróleo, e álcool, em uma proporção aproximada de 80% para 
20%. 
Gases dissolvidos em líquidos: por exemplo, em um aquário deve-se diluir gás oxigênio (O2) na água, 
sendo este gás o responsável pela respiração dos peixes. Sendo assim, caso o aquário não permaneça 
aberto, é necessário injetar-se regularmente este gás por meio de um cilindro. 
-Soluções Gasosas: são aquelas constituídas apenas por gases, sendo que toda mistura entre gases 
apresenta uma única fase, sendo, portanto, uma solução. Por exemplo, o ar atmosférico é uma mistura 
constituída por 78% de gás nitrogênio (N2), 21% gás oxigênio e 1% de outros gases. 
 
2. Quanto à natureza das partículas dispersas: 
De acordo com a natureza do soluto, podemos ter dois tipos de soluções: 
-Soluções Iônicas: são aquelas que apresentam íons dissolvidos. São chamadas também de soluções 
eletrolíticas, pois conduzem corrente elétricas. Por exemplo, ao diluirmos 1g de sal de cozinha (NaCl) em 
água, teremos uma solução que apresenta os íons Na+ e Cl- dissolvidos. 
 
 
-Soluções moleculares: são aquelas formadas por moléculas dissolvidas. São também chamadas de 
não eletrolíticas, pois não conduzem corrente elétrica. Por exemplo, ao repetirmos o procedimento 
anterior, mas desta vez utilizando o açúcar (C12H22O11) ao invés do sal, perceberemos (de acordo com 
a equação abaixo) que não há separação do soluto, portanto, trata-se de uma solução constituída por 
moléculas dissolvidas, molecular. 
 
 
3.Quanto à proporção entre soluto e solvente: 
Em relação as quantidades em massa de soluto e solvente presente na solução, poderemos ter 
algumas possibilidades de classificação. Para compreendê-las, precisamos conhecer o conceito de 
coeficiente de solubilidade (CS). 
O CS representa a quantidade máxima de determinado soluto que poderemos dissolver em 100 g de 
água, em temperatura ambiente. Assim, afirmar que CS NaCl = 37g/100g de H2O, significa que a cada 
100g de água poderemos dissolver em temperatura ambiente, o máximo de 37g de NaCl. Agora, 
poderemos compreender as classificações mais simples possíveis para uma solução quanto à proporção 
entre soluto e solvente. 
-Solução diluída: Pouco soluto dissolvido em relação ao solvente. 
Exemplo: Suco de uva 
 
-Solução insaturada: é aquela que tem uma concentração de soluto menor do que a de uma solução 
saturada, podendo ainda dissolver soluto adicional até se tornar uma solução saturada. 
Exemplo: uma solução formada por 1g de NaCl para 100g de água. 
 
-Solução saturada: é aquela que, ao se ir adicionando um soluto sólido a um solvente, atinge o ponto 
de equilíbrio que é quando não há mais condições de dissolução desse soluto. 
Exemplo: uma solução constituída por 37g de NaCl em 100g H2O. 
 
-Solução supersaturada: é aquela que tem uma concentração de soluto maior do que a de uma solução 
saturada. É uma solução instável, não havendo equilíbrio de solubilidade e seu soluto tende a cristalizar-
se. Esta situação é possível quando uma solução saturada sob certas condições é colocada em condições 
 
14 PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998. 
MAHAN, Bruce M.; MYERS, Rollie J.; Química: um curso universitário, Ed. Edgard Blucher LTDA, São Paulo/SP – 2002. 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
136 
 
diferentes de temperatura nas quais o soluto é menos solúvel, retendo assim mais soluto do que reteria 
na temperatura original. 
Exemplo: uma solução constituída por mais de 37g de NaCl em 100g H2O. 
 
Esquematicamente essas regras se resumem no esquema abaixo: 
 
 
 
 
 
Solubilidade de Gases em Líquidos 
Normalmente, os gases são pouco solúveis nos líquidos. Dois fatores alteram consideravelmente a 
solubilidade: 
-Temperatura 
Todo aumento de temperatura diminui a solubilidade do gás no líquido. Por exemplo, para eliminar 
gases dissolvidos na água, é feito o aquecimento por um certo período de tempo. Sendo assim, a 
diminuição da temperatura facilita a solubilidade de um gás num líquido. 
 
-Pressão 
Quando não ocorre reação do gás com o líquido, a influência da pressão é estabelecida pela lei de 
Henry: "Em temperatura constante, a solubilidade de um gás num líquido é diretamente proporcional à 
pressão". 
Exemplo: Os refrigerantes apresentam grande quantidade de CO2 dissolvido sob pressão. Quando o 
refrigerante é aberto, a pressão diminui, fazendo com que o excesso de CO2 dissolvido no refrigerante 
escape. 
Curvas de Solubilidade 
 
São diagramas que mostram a variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias em função 
da temperatura. Analisando o gráfico ao lado, observamos que regiões abaixo da curva representam 
solução não saturada, sobre a curva, região saturada e acima da curva, desde que as quantidades 
permaneçam em solução, região supersaturada. O gráfico abaixo representa a solubilidade de várias 
substâncias em função da temperatura. 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
137 
 
 
A maioria das substâncias aumenta a solubilidade com o aumento da temperatura. Podemos dizer, 
então, que se trata de uma dissolução endotérmica. Para uma substância como Ce2(SO4)3, a solubilidade 
diminui com o aumento da temperatura; portanto, trata-se de uma dissolução exotérmica. 
O gráfico do coeficiente de solubilidade em função da temperatura é utilizado principalmente para 
informar a solubilidade de uma ou várias substâncias em função da temperatura. 
Exemplo: 
 
 
Interpretando o gráfico: 
- na temperatura de 50°C, a quantidade máxima de KNO3 que se dissolve em 100 g de água são 80 g. 
A solução em questão é saturada; 
- para obtermos uma solução saturada KNO3 a 40°C, basta dissolver 60 g de KNO3 em 100 g de água; 
- se resfriarmos uma solução saturada de 50°C para 40°C, teremos um corpo de fundo igual a 20 g de 
KNO3; 
- 200 g de água a 40°C dissolvem no máximo 120 g de KNO3. 
 
Dispersões são sistemas em que o soluto sólido está espalhado uniformemente em toda a mistura. 
Uma dispersão é formada por pelo menos um disperso (soluto) e um dispergente (solvente). 
A classificação das dispersões é feita de acordo com o tamanho das partículas (dimensões) das 
partículas dispersas (soluto). Observe o resumo abaixo: 
 
Tipos de Dispersão Tamanho do disperso 
Soluções verdadeiras Até 1nm 
Dispersão coloidal ou coloide Entre 1nm até 100 nm 
Suspensões Acima de 10nm 
 
 
 
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138 
 
Dispersões Coloidais 
As dispersões são misturas em que as partículas dispersas têm um diâmetro compreendido entre 1 
nanômetro e 1 micrometro, partículas estas que podem ser átomos, íons ou moléculas. O nome coloide 
vem do grego “kolas”, que significa “que cola” e foi criado pelo químico escocês Thomas Graham, 
descobridor desse tipo de mistura. 
Nesse sistema, as partículas dispersas são significativamente menores do que aquelas que podem 
ser percebidas a olho nu, porém, bem maiores do que as moléculas individuais. Tais partículas recebem 
o nome de partículas coloidais. Devido ao seu tamanho, as partículas coloidais são capazes de perpassar 
por um filtro, mas não por uma membrana semipermeável. Elas são grandes o bastante para refletir e 
dispersar a luz, dispersão esta conhecida como efeito Tyndall. 
 
Tipos de dispersões 
-Sol: é uma dispersão coloidal na qual o dispersante é o líquido e o disperso é o sólido (um pouco de 
amido de milho com água) 
-Gel: é uma dispersãocoloidal na qual o dispersante é o sólido e o disperso é o líquido (gelatina pronta 
e geleia) 
-Emulsão: é uma dispersão coloidal no qual o dispersante é o líquido e o disperso é o líquido (cremes 
hidratantes a base de óleo e água – onde para facilitar a interação, são usados emulsificantes (que 
funcionam como um "sabão" unindo água e óleo) 
-Espuma líquida: é a dispersão coloidal na qual o dispersante é o líquido e o disperso é gasoso, como 
por exemplo espuma de sabão e creme chantilly. 
-Espuma sólida: é a dispersão coloidal na qual o dispersante é o sólido e o disperso é gasoso, como 
a pedra-pomes (usadas nos salões de beleza). 
-Aerossol sólido: é a dispersão coloidal na qual o dispersante é gasoso e o disperso é sólido (fumaça). 
-Aerossol líquido: é a dispersão coloidal na qual o dispersante é o gasoso e o disperso é o líquido 
(neblina). 
-Sol sólido: é a dispersão coloidal na qual o dispersante é sólido e o disperso é sólido (o rubi e a safira). 
 
Suspensões ou agregados 
É um caso de disperso onde as partículas apresentam diâmetro superior a 10 nm. Neste caso as 
partículas já podem ser vistas a olho nu ou em microscópio óptico. 
Exemplos: 
H2O mais areia é uma suspensão. 
Terra suspensa em água. 
Alguns antibióticos são exemplos de suspensões. 
O granito é um material heterogêneo, sendo visível a existência de partículas disseminadas na rocha. 
 
Coeficiente de solubilidade 
É a quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida em determinada quantidade de solvente, a 
uma dada temperatura. 
O coeficiente de solubilidade é útil quando se analisa que haverá excesso de soluto quando suas 
moléculas não conseguirem mais realizar ligações, já que não haverá moléculas de solvente suficientes 
para a interação com as moléculas de soluto e colocarmos, por exemplo, 50 g de NH4Cl em 100 g de 
água e começarmos a aquecer o sistema, veremos que o sal que não tinha se dissolvido em 20ºC 
começará a dissolver-se. Isso acontece porque o coeficiente de solubilidade do NH4Cl em água aumenta 
com o aumento da temperatura, conforme o gráfico a seguir indica. 
 
Temperatura (ºC) Coeficiente de solubilidade do NH4Cl em g/100g de água 
20 37,2 
40 45,8 
60 55,2 
80 65,6 
 
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139 
 
 
Exemplo: 
Foram misturados e agitados 200g de sulfato de amônio com 250g de água, resultando num sistema 
heterogêneo que, por filtração, forneceu 5g de resíduo. Calcule o coeficiente de solubilidade do sal na 
temperatura em que a experiência foi realizada. 
Solução: 
Como foram utilizados 200g do sal para cada 250g de água e após filtração restou uma massa de 5g 
do sal, então na realidade, conseguiu-se dissolver apenas 195g do sal. 
Podemos usar uma regra de três simples e achar a massa do sal que foi dissolvida em 100g de água. 
 
195g sal_____250g água 
xg sal_______100g água 
 
x = 78 g do sal para cada 100 g de água naquela temperatura. Esse é o chamado coeficiente de 
solubilidade da substância em questão, ou seja, a massa máxima que se consegue dissolver em 100g do 
solvente a uma dada temperatura. 
 
CURVAS DE SOLUBILIDADE 
São diagramas que indicam a variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias em função da 
temperatura. 
O gráfico do coeficiente de solubilidade em função da temperatura é utilizado principalmente para 
informar a solubilidade de uma ou várias substâncias em função da temperatura. 
Por exemplo 
 
 
 
Interpretando o gráfico: 
– na temperatura de 50 °C, a quantidade máxima de KNO3 que se dissolve em 100 g de água são 80 
g. A solução em questão é saturada. 
– para obtermos uma solução saturada KNO3 a 40 °C, basta dissolver 60 g de KNO3 em 100 g de 
água. 
– se resfriarmos uma solução saturada de 50 °C para 40 °C, teremos um corpo de fundo igual a 20 g 
de KNO3. 
– 200 g de água a 40 °C dissolvem no máximo 120 g de KNO3. 
 
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140 
 
CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES 
É o termo que utilizamos para fazer a relação entre a quantidade de soluto e a quantidade de solvente 
em uma solução. 
As concentrações podem ser: 
1. Concentração Comum 
2. Molaridade 
3. Título 
4. Fração Molar 
5. Normalidade 
 
Concentração Comum (C) 
É a relação entre a massa do soluto em gramas e o volume da solução em litros. 
Onde: 
C = concentração comum (g/L) 
m1= massa do soluto(g) 
V = volume da solução (L) 
 
Exemplo: 
Qual a concentração comum em g/L de uma solução de 3L com 60g de NaCl? 
 
 
 
 ATENÇÃO: 
Concentração comum é diferente de densidade, apesar da fórmula ser parecida. Veja a diferença: 
 
A densidade é sempre da solução, então: 
 
 
Na concentração comum, calcula-se apenas a massa do soluto, ou seja, m1. 
 
Densidade (d): 
A densidade de uma solução representa a relação entre a massa da solução e o volume da solução. 
 
𝒅 =
𝒎
𝑽
 
 
Onde, 
- msolução = msoluto + msolvente 
- V = volume da solução 
Exemplo: Se uma solução apresenta d = 1,2g/mL, isso significa que em casa mililitro da solução existe 
uma massa total de 1,2 g. 
 
Importante: A relação massa da solução/volume da solução poderá ser expressa em: g/L; g/mL; g/cm³ 
e etc. 
 
Molaridade (M) 
A molaridade de uma solução é a concentração em número de mols de soluto e o volume de 1L de 
solução. 
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141 
 
 
Onde: 
M = molaridade (mol/L) 
n1= número de mols do soluto (mol) 
V = volume da solução (L) 
 O cálculo da molaridade é feito através da fórmula acima ou por regra de três. Outra fórmula que 
utilizamos é para achar o número de mols de um soluto: 
 
Onde: 
n = número de mols (mol) 
m1 = massa do soluto (g) 
MM = massa molar (g/mol) 
 
Exemplo: Qual a molaridade de uma solução de 3L com 87,75g de NaCl? 
 
𝑛 = 87,75
58,5
 
𝑛=87,75
58,5
 M=1,5/3 M=0,5 mol/L 
 n=1,5mol 
 
 Portanto M=0,5 mol/L 
 
Podemos utilizar uma única fórmula unindo a molaridade e o número de mols: 
 
 
Onde: 
M = molaridade (mol/L) 
m1 = massa do soluto (g) 
MM1= massa molar do soluto (g/mol) 
V = volume da solução (L) 
 
Título ( ) e Percentual (%) 
Título em massa de uma solução é relação entre as massas de soluto e da solução: 
 =
𝑚1
𝑚
 
 
 Título em massa, também chamada de fração de massa, é um número puro adimensional. 
m1 massa do soluto 
m massa total da solução ou seja massa do soluto mais massa do solvente m= m1+m2 
 
 
 Título em porcentagem de uma solução é relação entre as massas de soluto e da solução dada em 
porcentagem: 
 =
𝑚1.
𝑚
100% 
 
 Título em porcentagem, também chamada de porcentagem em massa de soluto, e é dado em %. 
m1 massa do soluto 
m massa total da solução ou seja massa do soluto mais massa do solvente m= m1+m2 
 
 Título em volume de uma solução é relação entre o volume de soluto e da solução, pode ser dada 
em porcentagem: 
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142 
 
𝑣 =
𝑉1
𝑉
 
𝑣 =
𝑉1
𝑉
.100% 
 Título em volume 
V1 volume do soluto 
V volume total da solução ou seja volume do soluto mais volume do solvente V= V1+V2 
 
Fração molar 
É a relação entre o número de mols do soluto (ou do solvente) pelo número de mols da solução: 
 
𝑋1=𝑛1
𝑛
, 
𝑋2=𝑛2
𝑛
, X1+X2=1 
X1fração molar do soluto 
X2fração molar do solvente 
n1 número de mols do soluto 
n2 número de mols do solvente 
n número de mols da solução 
 
 
Exemplo: 
Adicionando-se 52,0g de sacarose, C12H22O11 a 48,0g de água para formar uma solução, calcule para 
a fração molar da sacarose nesta solução: 
 Para o cálculo do n1(soluto) 
1 mol sacarose--------342g 
 X (g) 52g 
 x=0,15 mol 
 
Para o cálculo do n2(solvente)1 mol água--------18g 
x(g)----------------------48 g 
 x=2,66 mol 
 
 
Para achar a fração molar do soluto (sacarose): 
 
 
 
 
Relações entre a concentração, o título, a densidade e a molaridade: 
 C= d.=M. M1 
M1 massa molar do soluto 
Exemplo: 
 No rótulo de um frasco de HCl há a seguinte informação: 
Título: percentual em massa = 36,5% 
Densidade = 1,18g/mL 
 
Qual a molaridade desse ácido? 
Transformar o percentual em título: 
36,5/100=0,365 
 
Depois aplicar a fórmula: 
C= 1000 d. 
C= 1000.1,18.0,365 
C= 430,7 g/L 
 
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143 
 
Para achar a molaridade: 
 C= M.MM 
430,7=M.36,5 
M= 11,8 mol/L 
 
Normalidade 
É a relação entre o número de equivalentes-gramas do soluto e o volume da solução em litros.” 
A normalidade é simbolizada por N. 
 
 
 
Exemplo: 
Determinar a normalidade da solução que contém 98g de H2SO4 dissolvidos em 1 litro da solução. 
massa molar do H2SO4 = 98g/mol 
Equivalente-grama do H2SO4 = 49g/eq. g 
 
 
 
Diluição 
Consiste em adicionar mais solvente puro a uma determinada solução. A massa de uma solução após 
ser diluída permanece a mesma, não é alterada, porém a sua concentração e o volume se alteram. 
Enquanto o volume aumenta, a concentração diminui 
Quando adiciona-se água numa solução. 
Usamos a seguinte fórmula: 
 M1.V1=M2.V2 
A molaridade (M) pode ser substituída por concentração comum (C). 
 
Dica: no lado esquerdo da fórmula, colocamos os dados da solução inicial, mais concentrada e no lado 
direito colocamos a solução que foi adicionada água, a mais diluída. 
 
Mistura de solução de mesmo soluto 
C1V1 + C2.V2= Cf.Vf ou M1V1 + M2.V2= Mf.Vf 
 
Exemplo: 
A concentração inicial possui concentração maior (196 g/L) do que a solução de que o químico precisa 
(98 g/L). Dessa forma, ele precisa pegar um determinado volume da solução inicial e diluir até atingir a 
concentração desejada. Mas que volume seria esse? 
Para descobrir basta usar a expressão: Ci . Vi = Cf . Vf. 
 
196 g/L . Vi = 98 g/L . 2 L 
Vi = 196 g 
 196 g/L 
Vi = 1 L 
 
Portanto, é preciso pegar 1 L da solução inicial e diluí-lo até completar dois litros, obtendo-se, dessa 
forma, uma solução a 98 g/L. 
 
Mistura de solução de soluto diferente 
Neste caso, as solução são de ácido e base, portanto reações de neutralização. O ácido e a base 
reagem e formam um novo produto. 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
144 
 
Deve-se levar em conta a reação química e o coeficiente estequiométrico. 
Ma.Va.Xa=Mb.Vb.Xb 
 
Exemplo: 
Juntando-se 300mL de HCl 0,4mol/L com 200mL de NaOH 0,6mol/L, pergunta-se quais serão as 
molaridades da solução final com respeito: 
a) ao ácido: 
b) à base: 
c) ao sal formado: 
Montar a reação química: 1 HCl + 1NaOH  1 NaCl + 1 H2O 
 300 mL 200mL 
 
 0,4 mol/L 0,6 mol/L 
 
Calcular n (número de mol) do ácido e da base: 
 
 HCl: 
0,4 mol—1000mL 
X(mol)—300 mL 
X= 0,12 mol 
 
 NaOH 
0,6 mol—1000mL 
X(mol)—200 mL 
X= 0,12 mol 
 
Se forma 0,12mol de ácido e também de base e a proporção estequiométrica é 1:1, então a molaridade 
final de ácido e de base é zero porque reagiu todo o soluto. 
Calcular a molaridade do sal: 
Antes achar o volume final: 
Vf=300+200 
Vf=500 mL = 0,5 L 
 
 
 
Questões 
 
01. (Unicamp-SP) Observe o diagrama de fases do dióxido de carbono, ao lado. Considere uma 
amostra de dióxido de carbono a 1atm de pressão e temperatura de –50 ºC e descreva o que se observa 
quando, mantendo a temperatura constante, a pressão é aumentada lentamente até 10 atm. 
 
 
 
02. Preparou-se uma solução dissolvendo-se 40g de Na2SO4 em 100g de água a uma temperatura de 
60ºC. A seguir a solução foi resfriada a 20ºC, havendo formação de um sólido branco. 
 
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145 
 
 
A) Qual o sólido que se formou? 
B) Qual a concentração da solução final (20ºc). 
 
03. Calcule a concentração em g/L de uma solução com 40 g de soluto em 500 cm3 de solução. 
 
04. Num exame laboratorial, foi recolhida uma amostra de sangue, sendo o plasma separado dos 
eritrócitos, ou seja, deles isolado antes que qualquer modificação fosse feita na concentração de gás 
carbônico. Sabendo-se que a concentração de CO2. Neste plasma foi de 0,025 mol/L, essa mesma 
concentração em g/L é de: 
 
05. Uma solução foi preparada dissolvendo-se 4,0 g de cloreto de sódio (NaCl) em 2,0 litros de água. 
Considerando que o volume da solução permaneceu 2,0 L, qual é a concentração da solução final? 
(A) 2g/L 
(B) 4g/L 
(C) 6 g/L 
(D) 8 g/L 
(E) 10 g/L 
 
06. Em uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH), calcule: 
a) A concentração em g/L de uma solução que contém 4,0 g de NaOH dissolvidos em 500 mL de 
solução. 
b) Para preparar 300 mL de uma solução dessa base com concentração de 5 g/L será preciso quanto 
de soluto? 
c) Qual será o volume em mL de uma solução aquosa de hidróxido de sódio que possui exatamente 1 
mol dessa substância (NaOH = 40 g/mol), sendo que sua concentração é igual a 240 g/L? 
07 UFMS Um único cristal de um sólido é adicionado a um béquer contendo uma solução daquele 
mesmo sólido. Considerando as situações abaixo, é correto afirmar que: 
 
 
01. A situação B aconteceria caso a solução inicial fosse insaturada; 
02. A situação B aconteceria caso a solução inicial fosse saturada; 
04. A situação A ocorreria caso a solução inicial fosse saturada; 
08. Ocorreria o demonstrado em C caso a solução inicial estivesse supersaturada; 
16. caso a solução inicial estivesse insaturada, poderíamos observar a situação A após a adição do 
cristal. 
Dê, como resposta, a soma das alternativas corretas. 
 
08.UFR-RJ Observe o gráfico abaixo e responda às questões que se seguem. 
a) Qual a menor quantidade de água necessária para dissolver completamente, a 60ºC, 120 g de B? 
b) Qual a massa de A necessária para preparar, a 0ºC, com 100 g de água, uma solução saturada (I) 
e outra solução insaturada (II) ? 
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146 
 
 
 
09.U. Alfenas-MG Adicionou-se 1,360 g de sulfato de cálcio a 200 mL de água, obtendo-se uma 
solução X. O sólido não dissolvido foi separado por filtração e, depois de seco, pesado. Quantos gramas 
de sulfato de cálcio são recuperados depois da filtração? 
(A) 1,224 g 
(B) 1,360 g 
(C) 5,10 g 
(D) 0,136 g 
(E) 1,088 g 
Massa molar (g/mol): CaSO4 = 136; solubilidade do CaSO4 = 5.10–3 mol/L de água 
 
10. (UFBA) Sobre soluções, pode-se afirmar: 
(01) O latão, mistura de cobre e zinco, é uma solução sólida. 
(02) Soluções saturadas apresentam soluto em quantidade menor do que o limite estabelecido pelo 
coeficiente de solubilidade. 
(04) A variação da pressão altera a solubilidade dos gases nos líquidos. 
(08) O etanol é separado do álcool hidratado por destilação simples. 
(16) Dissolvendo-se 30 g de NaCl em água, de tal forma que o volume total seja 500 mL, a 
concentração da solução obtida é igual a 0,513 mol/L. 
(32) Adicionando-se 0,30 L de água a 0,70 L de uma solução 2 mol/L de HCl, a concentração da 
solução resultante é igual a 1,4 mol/L. 
(64) A solubilidade de qualquer substância química, em água, aumenta com o aumento da 
temperatura. 
 
Respostas 
 
01. Resolução: 
Observando o gráfico, temos: 
 
 
 
A –50 ºC e 1 atm, o dióxido de carbono encontra-se no estado gasoso. Mantendo-se a temperatura 
constante e elevando-se a pressão, temos que: 
• ao redor de 5 atm, ele passa para o estado líquido; 
• ao redor de 7 atm, ele passa para o estado sólido. 
Portanto, a –50 ºC e 10 atm ele está no estado sólido 
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147 
 
02. Resolução: 
A) Na2SO4.10H2O 
Observando-se o gráfico dá para perceber que a 60º C é possível dissolver uma massa maior do que 
40g. Logo, termos uma solução insaturada. Porém, ao se resfriara solução para 20ºC observamos que a 
solubilidade do sal diminui para uns 20g. Logo, termos a formação do precipitado a que corresponde à 
curva, nesta temperatura: Na2SO4.10H2O. 
 
B) 0,2 g de sal/g H2O. 
Se temos dissolvidas 20g de sal em 100g de água, teremos, então, 0,2g de sal para cada grama de 
água. 
 
03. Resolução: 
Massa do soluto = 40 g 
Volume da solução = 500 cm3 = 0,5 L 
Concentração da solução = ? (g/L) 
 
40 g de soluto ------------------ 0,5 L de solução 
X ------------------------------ 1,0 L de solução 
X = 80 g de soluto 
Desta forma ficamos com: C = 80 g/L 
 
04. Resolução: 
C = 1,1g/L 
 
05. Resposta A. 
C = m1 →C = 4,0 g →C = 2,0 g/L 
 V 2,0 L 
 
06. Resolução 
a) 
1 L ---------- 1000 mL 
X ------------500 mL 
X = 500/1000 
X = 0,5 L 
 
C = m1 →C = 4,0 g /0,5L →C = 8,0 g/L 
 V 
 
b) 1 L ---------- 1000 mL 
X ------------300 mL 
X = 300/1000 
X = 0,3 L 
 
C = m1 →5 g/L = m1/0,3L→ m1 = 1,5 g 
 V 
 
c) 240 g--------------- 1000 mL (1 L) 
40 g --------------- x 
X = (40 g). (1000 mL)/240 g 
X = 166, 7 mL 
 
07. Resposta 
01 + 04 + 08 = 13 
 
08. Resposta 
a) Pelo gráfico, a 60ºC, 40 g de B se dissolve em 100 g de H2O. 
Então: 
40 g → 100 g H2O 
120 g → x 
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148 
 
x = 300 g H2O 
 
b) Para a solução saturada, a 0°C, 100 g de água dissolve, no máximo, 10 g de A. 
Para a solução insaturada, a 0°C, 100 g de água dissolve uma massa de A inferior a 10 g. 
 
09. Resposta A. 
Inicialmente calcula-se a massa de CaSO4 dissolvida em 1 L = 1000 mL de água: 
136 g ------------- 1 mol 
m ------------------ 5.10-3 mol 
m = 0,68 g de CaSO4 em 1000 mL de água 
 
Em segundo lugar, calcula-se a massa de CaSO4 em 200 mL de água: 
1000 mL de água --------------- 0,68 g de CaSO4 
200 mL de água ----------------- Y 
Y = 200 x 0,68 / 1000 
Y = 0,136 g de CaSO4 em 200 mL de água 
 
Como foram adicionados 1,360 g de CaSO4 e só dissolveram-se 0,136 g desse sal, então o sólido não 
dissolvido é: 
M = 1,360 - 0,136 
M = 1,224 g de CaSO4 
 
10. Resposta: Soma (37) 
São verdadeiras: 01, 04 e 32. 
(01) Verdadeiro. O latão, mistura de cobre e zinco, é uma solução sólida. 
(02) Falso. Soluções saturadas apresentam soluto dissolvido em quantidade igual ao coeficiente de 
solubilidade. 
(04) Verdadeiro. A variação da pressão altera a solubilidade dos gases nos líquidos. Aumentando a 
pressão, a solubilidade aumenta (Lei de Henry). 
(08) Falso. O etanol é separado do álcool hidratado por destilação fracionada. 
(16) Falso. Dissolvendo-se 30 g de NaCl em água, de tal forma que o volume total seja 500 mL, a 
concentração da solução obtida é igual a 1,26 mol/L. Observe os cálculos: 
1 mol de NaCl ----------- 58,5 g de NaCl 
 x-------------- 30 g de NaCl 
 x ≈ 0,513 mol de NaCl 
 
0,513 mol de NaCl -------- 0,5 L de solução 
 y --------------- 1 L de solução 
 y = 1,026 mol/L de NaCl 
 
(32) Verdadeiro. Adicionando-se 0,30 L de água a 0,70 L de uma solução 2 mol/L de HCl, a 
concentração da solução resultante é igual a 1,4 mol/L. Veja os cálculos: 
 
1 L de solução ----------- 2 mol de HCl 
0,70 L de solução -------------- z 
 Z = 1,40 mol de HCl 
 
(64) Falso. Existem substâncias que têm a solubilidade em água diminuída com aumento da 
temperatura, é o caso, por exemplo, dos gases. 
 
Propriedades Coligativas 
 
Propriedades coligativas das soluções são propriedades que dependem apenas do número de 
partículas dispersas na solução, independentemente da natureza dessas partículas, podendo ser 
moléculas ou íons. As propriedades coligativas incluem pressão máxima de vapor, ebulição, ponto de 
fusão e pressão osmótica. 
 
 
 
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149 
 
Efeitos coligativos 
A água em seu estado puro à pressão de 1 atm possui ponto de fusão de 0°C e ponto de ebulição de 
100°C. Porém, quando adicionamos um soluto à água, o soluto modifica as propriedades físicas da água. 
Agora a água congela abaixo de 0°C e ferve acima de 100°C. Estas alterações das propriedades físicas 
da água devido à adição do soluto são denominadas de efeitos coligativos. Para cada propriedade física 
que modifica temos uma propriedade coligativa que estuda este efeito: 
 
Efeito coligativo Propriedade coligativa 
Diminuição da pressão de vapor Tonoscopia 
Aumento do Ponto de Ebulição Ebulioscopia 
Diminuição do Ponto de Congelamento Crioscopia 
Aumento da Pressão Osmótica Osmoscopia 
 
- Pressão Máxima de Vapor (PMV) 
A pressão máxima de vapor é pressão exercida pelo vapor quando está em equilíbrio dinâmico com o 
liquido correspondente. 
A PMV depende da temperatura e da natureza do líquido. Observa-se experimentalmente que, numa 
mesma temperatura, cada líquido apresenta sua pressão de vapor, pois esta está relacionada com a 
volatilidade do líquido. 
 
Fatores que Influenciam 
A pressão máxima de vapor depende de alguns fatores: 
- Natureza do Líquido - Líquidos mais voláteis como éter, acetona etc. evaporam-se mais 
intensamente, o que acarreta uma pressão de vapor maior. Quanto maior a pressão de vapor de um 
líquido, ou melhor, quanto mais volátil ele for, mais rapidamente entrará em ebulição. 
- Temperatura - Aumentando a temperatura, qualquer líquido irá evaporar mais intensamente, 
acarretando maior pressão de vapor. 
 
Tonoscopia (ou Tonometria) 
A tonoscopia estuda os efeitos do abaixamento da pressão de vapor máxima de certo líquido, cujo 
responsável é uma solução não-volátil adicionada à solução. 
Em uma solução, quanto maior for o número de mols do soluto, menor será a pressão máxima de 
vapor dessa solução. 
 
Ebulioscopia 
A ebulioscopia é uma propriedade coligativa que ocasiona a elevação da temperatura de um líquido 
quando a ele se adiciona um soluto não-volátil e não-iônico. 
A temperatura em que se inicia a ebulição do solvente em uma solução de soluto não-volátil é sempre 
maior que o ponto de ebulição do solvente puro (sob mesma pressão). 
Isso acontece porque a água, por exemplo, só entrará em ebulição novamente se receber energia 
suficiente para que sua pressão de vapor volte a se igualar à pressão externa (atmosférica), o que irá 
acontecer numa temperatura superior a 100°C. 
Exemplo: 
Água pura: P.E. = 100°C 
Água com açúcar: P.E. maior que 100°C 
 
Quanto maior a quantidade de partículas em uma solução, maior será o seu P.E. 
 
Diagrama de Fases e o Ponto Triplo 
 
A transformação de cada estado físico possui um nome. Observe: 
 
 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
150 
 
Existe um gráfico que representa as curvas de variação da temperatura de ebulição e da variação da 
temperatura de solidificação de uma substância qualquer em função da pressão de vapor. Essas curvas 
coincidem num ponto específico de cada substância. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fonte: http://estadofisico.blogspot.com/2007/08/as-substncias-podem-mudar-de-estado.html 
 
As curvas de variação das temperaturas de ebulição e de solidificação da água em função da pressão 
de vapor coincidem no ponto em que a pressão é igual a 4,579mmHg e a temperatura é 0,0098°C. Esta 
coordenada representa o Ponto Triplo da água e o equilíbrio das fases. Isto quer dizer que a substância 
pode ser encontrada, neste ponto exato da curva, nos três estados físicos ao mesmo tempo: sólido, líquido 
e gasoso. 
Equilíbrio das fases: 
 
 
Crioscopia 
É uma propriedade coligativa que ocasiona a diminuição na temperatura de congelamento do solvente. 
É provocado pela adição de um soluto não-volátil em um solvente. Está relacionado com o ponto de 
solidificação (PS) das substâncias. 
Esta propriedade pode ser chamada também de criometria. 
Quando se compara um solvente puro e uma solução de soluto não-volátil, é possível afirmar que o 
ponto de congelamento da solução sempre será menorque o ponto de congelamento do solvente puro. 
 
Quanto maior o número de partículas dissolvidas em uma solução, menor será o seu ponto de 
congelamento. 
 
Em países onde o inverno é muito rigoroso, adiciona-se sal nas estradas para provocar a diminuição 
da temperatura de congelamento da água, evitando que se forme gelo. 
Esta propriedade também explica porque grande parte da água do mar não congela a 0°C. A imensa 
quantidade de sal dissolvida nos mares e oceanos faz com que o seu ponto de congelamento diminua. 
Exemplo: a água poluída possui ponto de solidificação menor que o da água limpa. Isso acontece pelo 
fato de a primeira opção possuir partículas não-voláteis que a segunda não possui. Isso dificulta ainda 
mais o seu congelamento. 
Nos carros, é comum adicionar um anticongelante nos radiadores, o etilenoglicol. Esta substância em 
solução com a água diminui a temperatura de congelamento para -37°C. 
 
Osmometria 
A osmose está relacionada à passagem espontânea de um solvente por uma membrana 
semipermeável, por causa da diferença de concentração entre dois meios. 
 
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151 
 
 
 
Um exemplo comum é evidenciado ao se temperar verduras com sal de cozinha. Nota-se que as 
verduras murcham após certo tempo de exposição ao tempero. Isso ocorre em função da saída do líquido 
(solvente) do ve-getal, que é um meio menos concentrado em relação ao sal. 
A osmometria mede a pressão máxima de vapor: o líquido com maior pressão máxima de vapor tende 
a atra-vessar uma membrana semipermeável com maior facili-dade e intensidade que aquele que possui 
baixa pressão máxima de vapor. 
A pressão osmótica equivale à pressão que deve ser aplicada sobre a solução mais concentrada do 
sistema para bloquear a entrada de água nela (osmose), por meio de uma membrana semipermeável. O 
sistema a seguir mostra a pressão aplicada n sobre a solução, para bloquear o fluxo osmótico. 
Para o cálculo da pressão osmótica, usa-se a seguinte expressão: 
 
Para as soluções iônicas: 
 
Onde: 
= pressão osmótica (atm) 
V= volume (L) 
n= número de mol (n) 
T= temperatura (K) 
M= molaridade (mol/L) 
R= Constante de Clapeyron=0,082 atm.L/mol.K 
I= fator de correção Van´t Hoff 
 
As soluções podem ser classificadas quanto às suas pressões osmóticas. 
Sendo duas soluções A e B com mesma temperatura: 
 
 
 
 
Hipertônica, isotônica e hipotônica refere-se à solução A em relação à solução B. 
 
Verifique a figura abaixo: 
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152 
 
 
 
Resumo das Propriedades Coligativas 
 
PROPRIEDADE COLIGATIVA CAUSA 
Tonoscopia Diminuição da pressão de vapor do solvente 
Ebulioscopia Aumento da temperatura de ebulição 
Crioscopia Diminuição da temperatura de congelamento 
Osmometria Aumento da pressão osmótica 
 
Questões 
 
01. (PETROBRAS- TÉCNICO DE QUÍMICA JÚNIOR-CESGRANRIO-2015) 
02. 
 
 
O procedimento descrito acima faz as latas de refrigerante gelarem mais rápido do que quando 
colocadas na geladeira. Isso se justifica porque a dissolução do álcool em água 
(A) forma uma mistura exotérmica, permitindo a diminuição de temperatura de congelamento, 
enquanto o sal aumenta a velocidade do processo. 
(B) forma uma mistura homogênea, e a adição do sal aumenta a temperatura dessa mistura, tornando-
a refrigerante. 
(C) forma uma mistura homogênea, e a adição do sal diminui a temperatura dessa mistura, tornando-
a exotérmica. 
(D) é uma mistura homogênea, e sua pressão de vapor aumenta com a dissolução do sal. 
(E) é um processo endotérmico, e a adição de sal diminui a pressão de vapor da água e do álcool, 
diminuindo a temperatura de congelamento da mistura. 
 
02. (IF-RN-TÉCNICO EM QUÍMICA-FUCERN-2015) Com relação às propriedades coligativas, 
(A) a osmoscopia estuda o abaixamento do ponto de solidificação do solvente, causado pela adição 
de um soluto não volátil. 
(B) a ebulioscopia estuda a passagem espontânea de solvente de uma solução mais diluída para outra 
mais concentrada através de membranas semipermeáveis. 
(C) a tonoscopia estuda o abaixamento da pressão máxima de vapor de um solvente, causado pela 
adição de um soluto não volátil. 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
153 
 
(D) a crioscopia estuda o aumento do ponto de ebulição do solvente, causado pela adição de um soluto 
não volátil. 
 
03. (UFPE) O gráfico abaixo representa a pressão de vapor (eixo das ordenadas), em atm, em função 
da temperatura (eixo das abcissas), em °C, de três amostras, I, II e III. Se uma destas amostras for de 
água pura e as outras duas de água salgada, podemos afirmar que: 
 
 
(A) a amostra I é a amostra de água salgada; 
(B) a amostra I é a mais volátil; 
(C) a amostra II é mais concentrada que a amostra III; 
(D) a amostra I é a menos volátil; 
(E) na temperatura TIII e 1 atm a amostra II ainda não entrou em ebulição. 
 
04. (VUNESP) Considerando o gráfico abaixo, que representa as variações das pressões máximas de 
vapor de um solvente puro e duas soluções com diferentes concentrações de um mesmo soluto nesse 
solvente em função da temperatura, pode-se concluir que a curva 
 
(A) X corresponde à solução mais concentrada. 
(B) Y corresponde à solução mais concentrada. 
(C) Z corresponde à solução mais diluída. 
(D) X corresponde ao solvente puro. 
(E) Z corresponde ao solvente puro. 
 
05. (Unisinos) Considere as afirmativas abaixo: 
I. Quando se compara éter etílico líquido com água líquida, à mesma temperatura e pressão, verifica-
se que a água líquida apresenta menor pressão de vapor. 
II. Quando se coloca para congelar, ao mesmo tempo, uma forma de gelo contendo 50 mL de água 
pura líquida e outra forma contendo 50 mL de limonada (mistura de suco de limão, açúcar e água), que 
estão inicialmente à mesma temperatura, observa-se que a forma com água congela primeiro. 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
154 
 
III. Quando colocamos para cozinhar certa quantidade de batatas em água pura, observamos que ela 
cozinha mais lentamente do que as batatas em água com sal, iniciando-se o processo de cozimento com 
os dois líquidos à mesma temperatura. Isso ocorre porque a adição de sal provoca um aumento da 
pressão de vapor da água. 
Das afirmações acima, 
(A) Somente I está correta. 
(B) Somente II e III estão corretas. 
(C) Somente I e II estão corretas. 
(D) Somente I e III estão corretas. 
(E) I, II e III estão corretas. 
 
06. (Mackenzie) Sob pressão atmosférica, têm-se dois sistemas contendo, respectivamente, (l) H2O e 
(II) solução aquosa de NaCl. Comparando-se as temperaturas de ebulição (TE) e de congelação (TC) 
iniciais entre os sistemas, temos: 
 TE TC 
(A) II > I e I > II 
(B) I > II e I > II 
(C) II > I e II > I 
(D) II = I e II = I 
(E) II > I e II = I 
 
07. (FUVEST) Numa mesma temperatura, foram medidas as pressões de vapor dos três sistemas 
abaixo: x 100 g de benzeno y 5,00 g de naftaleno dissolvidos em 100 g de benzeno. (Massa molar do 
naftaleno = 128 g/mol) z 5,00 g de naftaceno dissolvidos em 100 g de benzeno. (Massa molar do 
naftaceno = 228 g/mol) Os resultados para esses três sistemas foram: 105, 106,4 e 108,2 mmHg, não 
necessariamente nessa ordem. Tais valores são, respectivamente, as pressões de vapor dos sistemas: 
 
08. (FATEC–SP) Considere as seguintes soluções aquosas: A: 0,10 mol/L de NaCl. B: 0,10 mol/L de 
CaCl2. C: 0,20 mol/L de C6H12O6 (glicose). Com relação a essas soluções, afirma-se: 
 I. As três soluções são boas condutoras de corrente elétrica. 
II. A solução B apresenta maior temperatura de ebulição. 
III. A solução C tem menor pressão máxima de vapor. 
IV. As soluções A e C começam a se solidificar na mesma temperatura. Estão corretas somente as 
afirmações: 
(A) II e IV 
(B). II, III e IV 
(C). I e IV 
(D) I, II e III 
(E). I e III 
 
09. Na aparelhagem ao lado, um químico conseguiuimobilizar o anteparo ao aplicar 
uma pressão de 5 atm. Nessas condições, conclui-se que: 
I. A água passará da solução para o lado que contém solvente puro. 
II. A água tende a atravessar a membrana com pressão de 5 atm. 
III. A pressão osmótica da solução vale 5 atm. 
IV. A solução empurrará o anteparo com pressão de 5 atm. Está(ão) correta(s) 
somente a(s) conclusão(ões): 
 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
155 
 
(A) I. 
(B) II. 
(C) III. 
(D) II, III e IV. 
(E) II e IV. 
 
10. (INATEL–MG) A pressão osmótica de uma solução preparada pela adição de 29,25 g de cloreto 
de sódio (massa molar = 58,5 g/mol) em 4,1 litros de solução a 27ºC é, considerando R = 0,082 
atm.L/K.mol: 
(A) 0,5 atm. 
(B) 2 atm. 
(C) 3 atm. 
(D) 5 atm. 
(E) 6 atm. 
Respostas: 
 
01. Resposta E 
A adição de sal reduz o ponto de congelamento da mistura, esse tipo de alteração denomina-se 
crioscopia. Além disso, uma reação exotérmica é caracterizada pelo aumento da temperatura durante a 
reação. Isso ocorre pelo fato da mistura liberar energia. Por outro lado, uma reação endotérmica é 
caracterizado pela diminuição da temperatura. Nesse caso, a mistura absorve o calor do ambiente. 
Quando encostamos a mão e sentimos "frio" na verdade aquela mistura está "tomando" a energia do 
nosso corpo. 
 
02. Resposta C 
Por definição, as propriedades coligativas são alteradas pela adição de soluto, portanto: 
Osmoscopia: é a difusão de um liquido para outro através de membranas 
Ebulioscopia: ocorre o aumento do ponto de ebulição 
Crioscopia: ocorre um abaixamento do ponto de fusão 
Tonoscopia: ocorre o abaixamento da pressão máxima de vapor de um solvente. 
 
03. Resposta A 
 A amostra I, é a água salgada, pois, o aumento na quantidade de soluto eleva o ponto de ebulição, 
conforme apresentado no gráfico. 
 
04. Resposta D 
Em uma temperatura (25 ºC), quanto mais concentrada for a solução, menor sua pressão de vapor, 
ou, em uma mesma pressão externa (760 mmHg), quanto mais concentrada for a solução, maior o seu 
ponto de ebulição. Isso ocorre devido à presença de partículas que interagem fortemente com o solvente, 
exigindo maior quantidade de energia para que este passe mude de estado. Portanto, em ordem 
crescente de concentração: x < y < z. 
 
05. Resposta C 
I. V. O éter é mais volátil que a água, portanto apresenta maior pressão de vapor. 
II. V. Quanto mais partículas dispersas, menor a temperatura de congelamento. 
III. F. Quanto mais partículas dispersas (água com sal), menor a pressão de vapor. 
 
06. Resposta A 
A solução aquosa de NaCl, em relação à água pura, apresenta maior TE e menor TC. Isso ocorre 
devido à presença de partículas que interagem fortemente com o solvente, exigindo maior quantidade de 
energia para que este passe mude de estado. 
 
07. Resposta C 
O efeito coligativo é diretamente proporcional ao número de partículas dispersas por unidade de 
volume. Quanto maior o número de partículas dispersas, menor a pressão de vapor. Sistema x: somente 
solvente, portanto não apresenta partículas dispersas (maior pressão de vapor). Sistema y: quantidade 
em mol de partículas dispersas: 
 
1 mol _________ 128 g 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
156 
 
ny __________ 5 g 
ny = 0,04 mol 
 
Sistema z: quantidade em mol de partículas dispersas: 
1 mol _________ 228 g 
 nz ___________ 5 g 
nz = 0,02 mol 
 
Portanto: Px > Pz > Py 
 
08. Resposta A 
A solução de glicose não apresenta íons, portanto, não é boa condutora de corrente elétrica. 
 
 
 
Quanto mais partículas dispersas (solução B), menor a pressão de vapor, maior a temperatura de 
ebulição e menor a temperatura de congelamento. 
 
09. Resposta D 
I – Errada. A quantidade de água que entra na solução é igual a quantidade que sai da solução. A 
água passará da solução para o lado que contém solvente puro quando a pressão aplicada é maior que 
5 atm (osmose reversa). II, III e IV corretas. 
 
10. Resposta E 
NaCl → Na+ + Cl- 
i = 2 
1 mol NaCl ------- 58,5 g 
x mol ------------- 29,25g 
x = 0,5 mol 
 
0,5 mol ---------- 4,1 L 
 y mol ------------ 1L 
y = 0,5/4,1 
 
π = [ ] . R . T . 
π =0,5/4,1. 0,082.300. 
π =300.82.10-3/41.10-1 
π =300.2.10-2 
π = 6 atm 
 
Interações Intermoleculares 
 
-Forças dipolo induzido-dipolo induzido: Essas forças ocorrem em todos os tipos de moléculas, 
mas são as únicas que acontecem entre as moléculas apolares. Quando essas moléculas estão no estado 
sólido ou líquido, devido à proximidade existente entre elas, ocorre uma deformação momentânea das 
nuvens eletrônicas, originando pólos (-) e (+). 
Alguns exemplos de substâncias formadas por moléculas apolares que interagem por forças 
intermoleculares dipolo induzido-dipolo induzido: 
H2, O2, F2, Cl2, CO2, CH4, C2H6 
 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
157 
 
-Forças dipolo permanente-dipolo permanente ou dipolo-dipolo: Esse tipo de força intermolecular 
é característico de moléculas polares. Veja, como exemplo, a interação que existe no HCl sólido: 
 
 
 
Esse tipo de interação é o mesmo que ocorre entre os íons Na+ e Cl– no retículo do NaCl (ligação 
iônica), porém com menor intensidade. Alguns exemplos de substâncias polares em que suas moléculas 
interagem por dipolo- dipolo: 
HCl, HBr, H2S, CO, HCCl3, SO2 
 
-Pontes de hidrogênio 
A ponte de hidrogênio, por ser muito mais intensa, é um exemplo extremo da interação dipolo-dipolo e 
ocorre mais comumente em moléculas que apresentam átomos de hidrogênio ligados a átomos de flúor, 
oxigênio e nitrogênio, os quais são altamente eletronegativos e, que, por isso, originam dipolos muito 
acentuados. 
 
 
 
Veja, por exemplo, as pontes de hidrogênio existentes entre as moléculas de H2O: 
 
 
Outros exemplos clássicos em que se verifica a existência das pontes de hidrogênio são o HF e o NH3 
quando encontrados nos estados sólido e líquido. 
 
 
Forças intermoleculares e temperaturas de fusão e ebulição 
Dois fatores influem nas TE: 
a) o tipo de força intermolecular: quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maior a sua TE. 
b) o tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho de uma molécula, maior será sua superfície, o 
que propicia um maior número de interações com outras moléculas vizinhas, acarretando TE maior. 
Para comparar as temperaturas de ebulição de diferentes substâncias, devemos considerar esses dois 
fatores da seguinte maneira: 
-Em moléculas com tamanhos aproximadamente iguais: 
 
 
 
 
 
Quanto maior a intensidade de interação, maior a sua TE. 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
158 
 
-Em moléculas com mesmo tipo de interação: 
 
 
 
Polaridade, forças intermoleculares e solubilidade 
 
Uma maneira de explicar o fato de o óleo não se dissolver na água é considerarmos que os processos 
de dissolução estão associados às interações moleculares. O tipo de força intermolecular existente na 
água deve ser diferente da existente no óleo. 
Como sabemos que a água é uma substância polar, podemos concluir que as moléculas do óleo devem 
ser apolares, mesmo sem conhecer sua estrutura. Baseados nesse fato, podemos afirmar que: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Termoquímica 
 
A termoquímica é uma parte da termodinâmica que estuda as trocas de calor desenvolvidas durante 
uma reação química entre o sistema e o meio ambiente, além do possível aproveitamento desse calor na 
realização de trabalho. 
Vamos agora definir alguns conceitos importantes na termoquímica: 
 
-Caloria 
Uma caloria é a quantidade de calor necessária para aquecer um grama de água de 14,5°C a 15,5°C. 
Seu múltiplo é a quilocaloria, (kcal) 
 
-Calor 
Calor é a energia que se transfere entre dois corpos com diferentes temperaturas. 
 
-Temperatura 
Temperatura é uma grandeza do calor. você não tira a temperatura corporal, verifica. Se tirar a 
temperatura do seu corpo, morre. 
 
-Calor de reação 
Calor de reação representaà variação de entalpia (calor absorvido) observada em uma reação, e sua 
classificação depende do tipo de reação decorrente. Esse calor de reação recebe, conforme a reação, as 
seguintes denominações: calor de formação, calor de combustão, calor de neutralização etc. 
 
- Calor de Formação 
É a quantidade de calor liberada ou absorvida durante a formação de 1 mol de um composto, a partir 
de substâncias simples, no estado padrão. Por exemplo: a 25 °C e 1 atm, temos: 
 
H2(g) + 1/2 O2(g) → 1 H2O(l) ΔH = –68,4 kcal / mol, 
 
Interpretação: para formar um mol de água líquida, a partir de substâncias simples, H2(g) e O2(g), no 
estado padrão (25 °C, e 1 atm, estado físico e alotrópico mais estável) há a liberação de 68,4 kcal. Os 
valores das entalpias de formação são muito importantes, pois representam a própria entalpia de 1 mol 
da substância que está sendo formada, já que, nas reações de formação, Hi é sempre zero. 
 
 
 
 
 
3.3.1.9 Termoquímica 
Quanto maior o tamanho da molécula, maior a sua TE. 
 
Substâncias polares tendem a se dissolver em solventes polares. 
Substâncias apolares tendem a se dissolver em solventes apolares 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
159 
 
- Calor de Combustão 
A reação entre uma substância e o oxigênio chama-se reação de combustão. A energia liberada na 
combustão completa de 1 mol de uma substância no estado padrão é chamada de entalpia de combustão. 
É a variação de entalpia (ΔH) na combustão de 1 mol de uma substância a 25°C e 1 atm. 
Exemplo: 
 
C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l) ΔHc = – 673 kcal/mol 
Assim, a combustão de 1 mol de glicose libera 673 kcal. 
O ΔH nesse caso é sempre negativo, pois as combustões são sempre exotérmicas. 
 
Entalpia (ΔH) 
Entalpia é o conteúdo de calor de um sistema, à pressão constante. Não é possível fazer a medida 
absoluta da entalpia de um sistema, mas podemos medir (com calorímetros), a variação de entalpia, ΔH, 
que ocorre numa reação. Esta variação é entendida como a diferença entre a entalpia final (dos produtos 
da reação) e a entalpia inicial (dos reagentes da reação), conforme observado abaixo: 
 
Estado inicial → Estado final 
H1 → H2 
∆H = H2 – H1 
 
ou 
∆H = HP – HR 
 
Tipos de entalpia 
a) Entalpia de Formação 
É a quantidade de energia absorvida ou liberada quando um mol de substâncias simples reage e o 
produto final é uma única substância composta. 
Exemplo: 
 
H2 + 1/2 O2 → H2O 
 
b) Entalpia de combustão 
É quantidade de energia envolvida na queima de 1 mol de uma determinada substância na presença 
de gás oxigênio. Nesse caso, todas as substâncias envolvidas estão no estado padrão. 
Exemplo: 
 
CH4 + O2 → CO2 + H2O 
 
c) Entalpia de neutralização 
É a quantidade de energia liberada ou absorvida quando um mol de hidrônio (H+) reage com um mol 
de hidróxido (OH-), estando ambos presentes em soluções diluídas. De uma forma geral, teremos uma 
entalpia de neutralização sempre que uma solução ácida for misturada com uma solução básica. 
Exemplo: 
 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O 
 
d) Entalpia de decomposição 
É a quantidade de energia absorvida ou liberada quando um mol de uma substância composta 
decompõe-se e o produto final são várias substâncias simples. 
 
Tipos de reações 
Vamos estudar as trocas de energia, na forma de calor, envolvidas nas reações químicas e nas 
mudanças de estado físico das substâncias. Esse estudo é denominado termoquímica. São dois os 
processos em que há troca de energia na forma de calor: o reações exotérmicas e o endotérmicas. 
 
Reações exotérmicas 
É aquele que ocorre com liberação de calor ambiente e sua entalpia diminui. Essas reações possuem 
um balanço negativo de energia quando se compara a entalpia total dos reagentes com a dos produtos. 
Assim, a variação na entalpia final é negativa (produtos menos energéticos do que os reagentes) e indica 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
160 
 
que houve mais liberação de energia, na forma de calor, para o meio externo que absorção – também 
sob forma de calor. 
 
Exemplos de Reações Exotérmicas 
-½ O2(g) + H2(g) -> H2O(l) (ΔH = -68,3 Kcal/mol ou -285,49 KJ/mol) 
-½ H2(g) + ½ Cl2(g) -> HCl(g) (ΔH = -22,0 Kcal/mol ou -91,96 KJ/mol) 
-½ H2(g) + ½ Br2(g) -> HBr(g) (ΔH = -8,6 Kcal/mol ou -35,95 KJ/mol) 
-C(s) + ½ O2(g) -> CO(g) (ΔH = -26,4 Kcal/mol ou -110,35 KJ/mol) 
 
Diagrama de Entalpia das reações exotérmicas 
No diagrama de entalpia, relacionamos num eixo vertical os valores de Hp e Hr e podemos, portanto, 
calcular o valor de ΔH. 
 
 
Reações endotérmicas 
É aquela que ocorre com absorção de calor e sua entalpia aumenta. Assim, a variação dessa energia 
(variação de entalpia) possui sinal positivo (+ΔH) e indica que houve mais absorção de energia do meio 
externo que liberação. Ambas em forma de calor. 
 
Exemplos de Reações Endotérmicas 
-½ H2(g) + ½ I2 (g) -> HI(g) (ΔH = +6,2 Kcal/mol ou +25,92 KJ/mol) 
-2C(s) + H2(g) -> C2H2(g) (ΔH = +53,5 Kcal/mol ou +223,63 KJ/mol) 
 
Diagrama de Entalpia das reações endotérmicas 
 
 
 
Equações termoquímicas 
As equações termoquímicas servem para representar as reações ou processos que envolvem trocas 
de calor, cujo valor é mostrado na variação da entalpia simbolizada pelo ΔH. Nessas equações aparecem 
os mesmos símbolos (como as fórmulas e os estados físicos das substâncias) e números (como índices 
e coeficientes) que aparecem em uma equação química normal. 
 
S(rômbico) + 1 O2(g) → 1SO2(g) ΔH = –70,92Kcal (a 25ºC e 1atm) 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
161 
 
Interpretação: 1 mol de enxofre rômbico reage com 1 mol de oxigênio gasoso, liberando 70,92 kcal 
para formar 1 mol de dióxido de enxofre gasoso. 
 
1C(gr) + 2S(R) → 1CS2(l) ΔH = 18Kcal ( a 25ºC e 1atm) 
 
Interpretação: 1 mol de carbono grafite reage com 2 mols de enxofre rômbico ocorrendo a absorção 
de 18 kcal para formar 1 mol de dissulfeto de carbono líquido. 
 
Lei de Hess 
Germain Herman Hess, ao estudar os calores de reação, constatou que: "A variação de entalpia (ΔH) 
de uma reação química depende apenas dos estados final e inicial, não importando o caminho da reação". 
Esta importante lei experimental foi chamada de lei dos estados final ou inicial, lei de adição de calores 
ou Lei de Hess. 
Seja uma reação genérica A → B da qual se quer determinar o ΔH. Esta reação pode ser realizada 
por diversos caminhos, onde, para cada um deles, os estados inicial e final são os mesmos. 
 
 
Para que A se transforme em B temos 3 caminhos: 
A → B 
A → C → D → B 
A → E → B 
 
Sendo que: ΔHx = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 ou ΔHx = ΔH4 + ΔH5 
 
Diante disso, não importa o número de etapas que o processo apresenta, o ΔH da reação total será a 
soma dos ΔH das diversas etapas, e em consequência a equação termoquímica pode ser tratada como 
uma equação matemática. Assim, quando usamos a Lei de Hess no cálculo do ΔH de uma reação, 
devemos arrumar as equações fornecidas de modo que a soma delas seja a equação cujo ΔH estamos 
procurando. Para isso, usamos os seguintes procedimentos: 
- Somando várias equações, somamos também os respectivos ΔH; 
- Invertendo a equação, invertemos também o sinal do ΔH; 
- Multiplicando uma equação por um número qualquer (diferente de zero), multiplicamos também o ΔH, 
pelo mesmo número. 
 
Cálculo do ∆H de uma reação, usando a lei de Hess 
Podemos calcular o ∆H de uma reação trabalhando algebricamente as equações termoquímicas. 
Considere as reações abaixo, a 25°C e 1 atm 
1) C(grafita) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 94,1 kcal 
2) H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O (l) ∆H = - 68,3 kcal 
3) CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2H2O (ι) ∆H = - 212,8 kcal 
 
Vamos determinar o ∆H da reação: C(grafita) + 2H2(g) → CH4(g) ∆H = ? 
Siga os passos abaixo: 
a) escreva a equação 1. 
b) escreva a equação 2 multiplicada por 2. 
c) escreva a equação inversa de 3. 
 
Assim, basta soma-lasC(grafita) + O2(g) → CO2(g); ∆H = - 94,1 kcal 
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l); ∆H = - 136,6 kcal 
CO2(g) + 2H2O(l) → CH4(g) + 2O2(g); ∆H = + 212,8 kcal 
C(grafita) + 2H2(g) → CH4(g); ∆H = - 17,9 kcal 
 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
162 
 
Através da lei de Hess, as equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações 
matemáticas ou algébricas. 
 
A reação espontânea e não-espontânea 
A reação espontânea é aquela que percorre por si mesma. Toda reação espontânea libera energia 
livre, enquanto a energia não-espontânea absorve energia livre. 
 
Questões 
 
01. Quantidades diferentes de entalpia são envolvidas na combustão de etanol, C2H5OH, e etileno, 
C2H4, como mostram as equações I e II: 
I) C
2
H
5
OH (l) + 3 O
2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) 
ΔH = – 1368 kJ/mol de etanol
 
II) C
2
H
4 (g) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) 
ΔH = – 1410 kJ/mol de etileno
 
Sob condições adequadas, é possível obter etanol a partir da reação representada pela equação 
III) C
2
H4 (g) + H2O (l) → C2H5OH (l) 
A) Qual é a variação de entalpia envolvida por mol de C
2
H
4 consumido na reação (III)? 
B) Esta reação absorve ou libera calor? Explique. 
C) Sabendo-se que a entalpia de formação de H
2
O (l) é – 286 kj/mol e que a do C
2
H
4 
(g) é 52 kj/mol, 
calcule a entalpia de formação por mol de C
2
H
5
OH (l). 
 
02. Escreva as equações correspondentes à entalpia de formação de: 
A) C
3
H
8 (g) 
B) C
2
H
6
O (l) 
 
03. Represente por equação termoquímica as seguintes equações: 
(A) 2 NH4NO3(s) - 411,2 kJ → 2 N2(g) + O2(g) + 4 H2O(ℓ) 
(B) HgO(s) + 90 kJ → Hg(ℓ) + ½ O2(g) 
(C) 2 Na(s) + 2 H2O(ℓ) → 2 NaOH + H2(g) + 281,8 kJ 
(D) CO2(g) + H2(g) + 122,8 kJ → CO(g) + 6 H2O(g) 
(E) C4H10(g) + 13/2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(ℓ) + 2,9 kJ 
(F) HCℓ(g) + H2O(ℓ) → HCℓ(aq) + 18 kcal 
 
04. (PUC-MG-adaptado/2015) Sejam dadas as equações termoquímicas, todas a 25 ºC e 1 atm: 
I- H2(g)+ ½ O2(g) →H2O(l) ∆H = -68,3 Kcal/mol 
II- 2Fe(s)+ 3/2 O2(g)→Fe2O3(s) ∆H = -196,5 Kcal/mol 
III- 2Al(s)+ 3/2 O2(g)→Al2O3(s) ∆H = -399,1 Kcal/mol 
IV - C(grafite)+ O2(g)→ CO2(g) ∆H = -94,0 Kcal/mol 
V- CH4(g) + O2(g) → CO2(g)+ H2O(l) ∆H = -17,9 Kcal/mol 
Exclusivamente sob o ponto de vista energético, das reações acima, a que você escolheria como fonte 
de energia é: 
(A)I 
(B)II 
(C) III 
(D) IV 
(E) V 
 
05 UFR-RJ A decomposição da água oxigenada sem catalisador exige uma energia de ativação de 
18,0 Kcal/mol. Entretanto, na presença de platina (catálise heterogênea) e de catalase (catálise 
homogênea) a energia de ativação cai para 12,0 e 5,0 Kcal/mol, respectivamente, como pode ser 
observado no gráfico abaixo. 
 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
163 
 
 
A reação de decomposição é endo ou exotérmica? Justifique. 
 
06.UFRJ De acordo com a Coordenadoria Municipal de Agricultura, o consumo médio carioca de coco 
verde é de 8 milhões de frutos por ano, mas a produção do Rio de Janeiro é de apenas 2 milhões de 
frutos. Dentre as várias qualidades nutricionais da água-de-coco, destaca-se ser ela um isotônico natural. 
A tabela acima apresenta resultados médios de informações nutricionais de uma bebida isotônica 
comercial e da água-de-coco. 
 
 
a) Uma função importante das bebidas isotônicas é a reposição de potássio após atividades físicas de 
longa duração; a quantidade de água de um coco verde (300 mL) repõe o potássio perdido em duas horas 
de corrida. Calcule o volume, em litros, de isotônico comercial necessário para repor o potássio perdido 
em 2 h de corrida. 
b) A tabela a seguir apresenta o consumo energético médio (em kcal/min) de diferentes atividades 
físicas. Calcule o volume, em litros, de água-de-coco necessário para repor a energia gasta após 17 
minutos de natação 
 
 
07.. UNICAMP-SP Considere uma gasolina constituída apenas de etanol e de n-octano, com frações 
molares iguais. As entalpias de combustão do etanol e do n-octano são –1368 e – 5471 kJ/mol, 
respectivamente. A densidade dessa gasolina é 0,72 g/cm3 e a sua massa molar aparente, 80,1 g/mol. 
a) Escreva a equação química que representa a combustão de um dos componentes dessa gasolina. 
b) Qual a energia liberada na combustão de 1,0 mol dessa gasolina? 
c) Qual a energia liberada na combustão de 1,0 litro dessa gasolina? 
 
08.U.E. Ponta Grossa-PR Considere a representação gráfica da variação de entalpia ao lado. 
Entre os processos que ela pode representar figuram: 
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164 
 
 
 
01. A fusão da água; 
02. A vaporização da água; 
04. A oxidação da gordura; 
08. A combustão da gasolina; 
16. o preparo de uma solução aquosa de NaOH, com aquecimento espontâneo do frasco. 
Dê, como resposta, a soma das afirmativas corretas. 
 
09.U. Católica-DF Numa sauna a vapor, o calor envolvido na condensação do vapor d’água é, em 
parte, responsável pelo aquecimento da superfície da pele das pessoas que estão em seu interior, de 
acordo com o diagrama abaixo: 
 
De acordo com as informações fornecidas, o que ocorrerá na transformação de 1 mol de água 
vaporizada em 1 mol de água líquida? 
(A) liberação de 44 kJ; 
(B) absorção de 44 kJ; 
(C) liberação de 527,6 kJ; 
(D) absorção de 527,6 kJ; 
(E) nenhuma das respostas anteriores. 
 
10.UFPI Uma das informações que as embalagens de alimentos contêm é o teor de calorias. 
Analise as afirmativas abaixo e marque a opção correta: 
I. o teor calórico é uma determinação experimental através do calor de combustão; 
II. quanto maior o número de calorias, maior o tempo de degradação do alimento; 
III. a medida das calorias de um alimento é feita através do calor neutralização. 
(A) apenas I; 
(B) apenas II; 
(C) I e II; 
(D) apenas III; 
(E) I, II e III. 
 
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165 
 
Respostas 
 
01. Resolução: 
A) Para calcular o ΔH da reação III, devemos inverter a equação I e manter a equação II. 
 
2 CO
2 (g) + 3 H2O (l) → C2H5OH (l) + 3 O2 (g) ΔH = + 1368 kJ
 
C
2
H
4 (g) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH = – 1410 kJ 
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– 
C
2
H
4 (g) + H2O (l) → C2H5OH (l) ΔH = – 42 kJ/mol
 
B) Libera calor, pois ΔH é negativo.
 
 
C) Cálculo da entalpia de formação do C
2
H
5
OH (l): 
C
2
H
4 (g) + H2O (l) → C2H5OH (l) ΔH = – 42 kJ/mol 
+ 52 kJ – 286 kJ x 
HR HP 
ΔH = HP – HR ∴ – 42 = x – (+ 52 – 286) ∴ x = – 276 kJ/mol 
 
02. Resolução 
A) 3 Cgraf. + 4 H2(g) →
 
C
3
H
8(g) 
 
B) C
2
H
6
O (l) 
Resolução: 2 Cgraf. + 3 H2(g) + 1/2 O2(g) → C2H6O(l) 
 
C) Na
2
SO
4 (s) 
Resolução: 2 Na(s) + Srômb. + 2 O2(g) → Na2SO4(s) 
 
03. Resolução 
(A) 2 NH4NO3(s) → 2 N2(g) + O2(g) + 4 H2O(ℓ) ∆H = - 205,6 kJ/mol de NH4NO3(s) 
(B) HgO(s) → Hg(ℓ) + ½ O2(g) ∆H = + 90 kJ/mol 
(C) 2 Na(s) + 2 H2O(ℓ) → 2 NaOH + H2(g) ∆H = - 140,9 kJ/mol de Na(s) 
(D) CO2(g) + H2(g) → CO(g) + 6 H2O(g) ∆H = + 122,8 kJ/mol 
(E) C4H10(g) + 13/2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(ℓ) ∆H = - 2,9 kJ/mol 
(E) HCℓ(g) + H2O(ℓ) → HCℓ(aq) +∆H = - 18 kcal/mol 
 
04. Resposta C. 
Todas as reações são exotérmicas, liberando calor, pois os valores de ∆H são todos negativos. Mas o 
que libera mais energia é a reação III. 
 
05. Resposta 
A reação de decomposição demonstra ser exotérmica, ou seja, a entalpia dos produtos é menor que 
a entalpia do reagente, portanto houve liberação de calor. 
 
06. Resposta 
a) 100 ml — 200 mg 
100 ml – 10 mg 
300 ml — x 
y — 600 mg 
x = 600 mg 
y = 6.000 ml ⇒ 6 L 
b) 1 min — 10 kcal 
100 ml — 68 kcal 
17 min — x 
y — 170 kcal 
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166 
 
x = 170 kcal 
y = 250 ml ⇒ 0,25 L 
 
07. Resposta 
a) C8H18(l) + 25 O2(g) → 8 CO2(g) + 9 H2O(g) n-octano ou 
C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g) etanol 
 
b) ΔHgasolina = — 3419,5 kJ/mol gasolina 
 Como essa gasolina é constituída apenas de etanole n-octano e eles têm frações molares iguais, 
então as proporções molares deles também são iguais. A "receita" dessa gasolina pode ser encarada 
assim: 
 
0,5 mol de etanol ⇒ 1368 × 0,5 = 684 kJ liberados 
0,5 mol de octano ⇒ 5471 × 0,5 = 2736 kJ liberados 
Total = 3420 kJ liberados 
 
c) ΔHgasolina = 3,07 . 104 kJ 
1 litro corresponde a 720 g de gasolina ⇒ 720 / 80,1 ≅ 9 mols 
1 mol ⇒ 3420 kJ 
9 moles ⇒ × 
× = 30742 kJ liberados 
08. Resposta 
04 + 08 + 16 = 28 
 
09. Resposta: A 
 
10. Resposta: D 
 
 
 
Equilíbrio Químico 
 
Algumas reações ocorrem somente enquanto existe reagentes. Por exemplo, digamos que você 
acenda um palito de fósforo, ele começa a reagir com o ar proporcionando a queima total do mesmo. 
Sabemos também que essa reação irá cessar depois que todo o regente for consumido. Outro ponto é 
que não conseguimos regenerar o fósforo queimando. Portanto, esse tipo de reação é chamada de 
irreversível.15 
Consideremos uma reação representada pela equação geral: 
 
 
 
Sejam v1 e v2 as velocidades das reações direta e inversa, respectivamente. Suponha que essas 
reações sejam elementares, temos: 
v1= K1[A] [B] e v2=K2[C] [D] 
 
No momento em que misturamos a mols de A e b mols de B, v1 assume o seu valor máximo, porque 
[A] e [B] têm seus valores máximos. Com o decorrer do tempo, [A] e [B] vão diminuindo, pois A e B vão 
sendo consumidos na reação direta e, consequentemente, v1(direta) vai diminuindo. 
Conforme C e D vão se formando na reação, suas concentrações vão aumentando e, 
consequentemente, v2 (inversa) aumenta com o passar do tempo. 
 
15 Usberco, J.; Salvador, E. 2002. Química. Editora Saraiva. 
 
3.3.1.10 Equilíbrio químico 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
167 
 
Uma vez que v1 diminui e v2 aumenta, após algum tempo v1=v2. A partir desse instante, [A], [B], [C] e 
[D] permanecem constantes, porque, em um mesmo intervalo de tempo, o número de mols de cada 
substância consumidos numa reação é igual ao número de mols formados na reação de sentido contrário. 
Quando v1=v2, dizemos que o sistema alcançou o equilíbrio. A partir desse instante, o sistema constitui 
um equilíbrio químico. 
 
v1=v2  [A], [B], [C] ,[D]  Equilíbrio químico 
Um exemplo de processo reversível é o que ocorre com a água líquida contida num frasco fechado. 
Nesse sistema, temos moléculas de água passando continuamente do estado líquido para o de vapor e 
do de vapor para o líquido. 
 
 
O fato de as duas velocidades serem iguais na situação de equilíbrio gera uma consequência que é a 
constância nas quantidades dos participantes, embora não seja obrigatoriamente iguais. 
Nas reações reversíveis, a velocidade inicial (t = 0) da reação direta é máxima, pois a concentração 
em mol/L do reagente também é máxima. Com o decorrer do tempo, a velocidade da reação direta diminui 
ao passo que a velocidade da inversa aumenta. 
Ao atingir o equilíbrio, essas velocidades se igualam. 
 
Condições para que ocorra o equilíbrio químico: 
- Sistema fechado. 
- Reação reversível. 
- Velocidade da reação direta igual a velocidade da reação inversa. 
- Concentrações ou pressões parciais (no caso gases) constantes com o tempo. 
 
Tipos de equilíbrio 
 
Os equilíbrios químicos são atingidos, no caso de reações reversíveis, quando a taxa de 
desenvolvimento da reação direta é igual à taxa de desenvolvimento da reação inversa, em temperatura 
constante. 
Mas existem equilíbrios químicos homogêneos e equilíbrios químicos heterogêneos. Veja o que os 
diferencia: 
- Equilíbrio químico homogêneo: São aqueles em que todos os participantes da reação (reagentes 
e produtos) encontram-se em um mesmo estado físico e, dessa forma, o sistema fica com uma única 
fase. 
Exemplo: 
O Equilíbrio Químico é uma reação reversível que atingiu o ponto em que as reações 
direta e inversa ocorrem com a mesma velocidade. 
 
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168 
 
 
 
- Equilíbrio químicos heterogêneo: ocorre quando os constituem do sistema (reagentes e produtos) 
se encontram em fases diferentes, 
Exemplo: 
 
 
 
Constante de Equilíbrio em Termos das Concentrações Molares (Kc) 
Considerando o equilíbrio dado por uma equação geral qualquer: 
 
aA + bB cC + dD 
 
Aplicando-se a lei da ação das massas de Guldberg-Waage, temos: 
 
- Para a reação direta: v1 = K1 · [A]a · [B]b 
- Para a reação inversa: v2 = K2 · [C]c · [D]d 
 
No equilíbrio: v1 = v2 
K1 · [A]a · [B]b = K2 · [C]c · [D]d 
 
 
A relação é constante e denomina-se constante de equilíbrio em termos de concentração molar 
(Kc): 
 
 
A constante de equilíbrio Kc é, portanto, a razão das concentrações dos produtos da reação e das 
concentrações dos reagentes da reação, todas elevadas a expoentes que correspondem aos coeficientes 
da reação. 
 
Importante: 
a) A constante de equilíbrio Kc varia com a temperatura 
b) Quanto maior o valor de Kc , maior o rendimento da reação, uma vez que no numerador temos os 
produtos e no denominador os reagentes. Portanto, comparando valores de Kc em duas temperaturas 
diferentes, podemos saber em qual destas a reação direta apresenta maior rendimento; 
c) O valor numérico de Kc depende de como é escrita a equação química. Diante disso, devemos 
escrever sempre a equação química junto com o valor de Kc. 
 
Quociente de equilíbrio (Qc) 
 
O quociente de equilíbrio (Qc) é a relação entre as concentrações em mol/L dos participantes em 
qualquer situação, mesmo que o equilíbrio ainda não esteja estabelecido. É expresso da mesma maneira 
que a constante de equilíbrio (Kc) Se estabelecermos uma relação entre Qc e Kc, podemos ter: 
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169 
 
Qc
Kc
= 1 : Sistema em equilíbrio 
 
Qc
K
≠ 1: O sistema não está em equilíbrio 
 
Deslocamento do equilíbrio 
Um sistema está em equilíbrio, se a velocidade da reação direta é igual à velocidade da inversa, e as 
concentrações em mol/L de todos os participantes permanecem constantes. Se, sobre esse equilíbrio, 
não ocorrer a ação de nenhum agente externo, ele tende a permanecer nessa situação indefinidamente. 
Porém, se for exercida uma ação externa sobre esse equilíbrio, ele tende a reagir de maneira a minimizar 
os efeitos dessa ação. 
 
Os fatores que podem modificar a condição de equilíbrio de um sistema são: concentração, pressão, 
temperatura. O Princípio de Le Chatelier é fácil de ser entendido quando se considera que a constante 
de equilíbrio depende somente da temperatura. 
Agora vamos analisar cada um dos fatores que podem afetar o equilíbrio. 
 
- Concentração 
Considere o seguinte equilíbrio: 
C(s) + CO2(g) 2 CO(g) 
 
1) Ao adicionar CO2(g) ao equilíbrio, imediatamente ocorre um aumento na concentração do composto, 
que irá acarretar aumento do número de choques entre o C(s) e o CO2(g). Isso favorece a formação de 
CO(g), ou seja, o equilíbrio se desloca para o lado direito. 
2) Ao adicionar CO(g) ao equilíbrio, ocorre um aumento na concentração do composto, transformando-
o parcialmente em CO2(g) e em C(s). Nesse caso, o equilíbrio se desloca para a esquerda. Princípio de Le 
Chatelier: “Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido 
de diminuir os efeitos dessa força”. 
3) Ao retirar parte do CO(g) presente no equilíbrio, imediatamente ocorre uma diminuição na 
concentração do composto e, como consequência, a velocidade da reação inversa diminui. Logo, a 
velocidade da reação direta será maior, favorecendo a formação de CO(g), ou seja, o equilíbrio se desloca 
para a direita. 
 
- Pressão 
Ao aumentar a pressão sobre um equilíbrio gasoso, à temperatura constante, ele se desloca no sentido 
da reação capaz de diminuir esse aumento da pressão e vice-versa. Para averiguar os efeitos da variação 
de pressão em um equilíbrio, vamos avaliar o equilíbrio seguinte, a uma temperatura constante:Quando aumentamos a pressão, o equilíbrio se desloca para a direita, favorecendo a formação do 
SO3(g), já que nesse sentido há uma diminuição do número de mol de gás e, consequentemente, uma 
redução da pressão. 
Pode-se analisar o efeito produzido pela variação de pressão em pela associação do número de mol 
ao volume. Assim, nas mesmas condições, temos: 
 
 
Resumindo... 
Princípio de Le Chatelier: “Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende 
a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa força”. 
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Exemplo: 
Aumento de Pressão: desloca o equilíbrio para a direita (menor volume). 
Diminuição de Pressão: desloca o equilíbrio para a esquerda (maior volume). 
 
- Temperatura 
A temperatura, além de provocar deslocamento do equilíbrio, é o único fator responsável por alterações 
na constante de equilíbrio (Kc). Num sistema em equilíbrio, sempre temos duas reações: a endotérmica, 
que absorve calor, e a exotérmica, que libera calor. Quando aumentamos a temperatura, favorecemos a 
reação que absorve calor. Por outro lado, quando há diminuição da temperatura, favorecemos a reação 
que libera calor. 
Exemplo: 
 
 
- Aumento da temperatura: desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica (para a esquerda); 
- Diminuição da temperatura: desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica (para a direita). 
Se também desejamos relacionar a variação da temperatura com a constante de equilíbrio (Kc), 
devemos considerar que uma elevação da temperatura favorece a reação endotérmica. Então, [N2] e [H2] 
aumentam e [NH3] diminui: 
 
 
Kc diminui 
 
 
 
 
Lei de Van’t Hoof: “A cada aumento de 10°C na temperatura de uma reação química, a velocidade 
da reação duplica ou até mesmo triplica.” 
 
Observação: Van’t Hoof não considerou que cada reação tem um ótimo de temperatura para ocorrer 
(temperatura ideal) e após atingido esse ótimo, o aumento da temperatura pode não mais influenciar a 
velocidade da reação ou até mesmo prejudicá-la. Exemplo: Reações Enzimáticas. 
 
Concentração do Equilíbrio 
 
Um aumento na concentração de qualquer substância (reagentes ou produtos) desloca o equilíbrio no 
sentido de consumir a substância adicionada. O aumento na concentração provoca aumento na 
velocidade, fazendo com que a reação ocorra em maior escala no sentido direto ou inverso. 
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171 
 
Diminuindo a concentração de qualquer substância (reagentes ou produtos) desloca-se o equilíbrio no 
sentido de refazer a substância retirada. A diminuição na concentração provoca uma queda na velocidade 
da reação direta ou inversa, fazendo com que a reação ocorra em menor escala nesse sentido. 
Exemplos: 
1o) 2 CO(g) + O2(g) 2 CO(g) 
 
O aumento na concentração de CO ou O2 provoca aumento em v1, fazendo com que v1 > v2; portanto, 
o equilíbrio desloca-se para a direita. A diminuição na concentração de CO ou O2 provoca queda em v1, 
fazendo com que v1 < v2; portanto, o equilíbrio desloca-se para a esquerda. 
 
2o) C(s) + CO2(g) 2 CO(g) 
 
Para equilíbrio em sistema heterogêneo, a adição de sólido (C(s)) não altera o estado de equilíbrio, pois 
a concentração do sólido é constante e não depende da quantidade. 
 
Observações: 
- Aumento na pressão parcial de H2 ou I2, o equilíbrio desloca-se para a direita. 
- Diminuindo a pressão parcial de H2 ou I2, o equilíbrio desloca-se para a esquerda. 
Importante: 
1. Substância sólida não desloca um equilíbrio químico, pois a concentração de um sólido em termos 
de velocidade é considerada constante, porque a reação se dá na superfície do sólido. 
2. Alterando-se a concentração de uma substância presente no equilíbrio, o equilíbrio se desloca, 
porém, sua constante de equilíbrio permanece inalterada (a constante permanece sem ter seu valor 
modificado porque a temperatura não variou). 
 
Grau de equilíbrio 
Grau de equilíbrio (α) representa a relação entre o número de mols consumidos de um reagente e o 
número de mols inicial desse reagente. 
𝐠𝐫𝐚𝐮 𝐝𝐞 𝐞𝐪𝐮𝐢𝐥í𝐛𝐫𝐢𝐨 =
n° de mols consumidos de um reagente
n° de mols inicial desse reagente
 
 
No caso de um equilíbrio de dissociação, temos o grau de dissociação: 
 
𝐠𝐫𝐚𝐮 𝐝𝐞 𝐝𝐢𝐬𝐬𝐨𝐜𝐢𝐚çã𝐨 =
n° de mols dissociados de um reagente
n° de mols inicial desse reagente
 
O grau de dissociação é um número puro, sem unidade, e sempre menor que 1 (α<1). É comumente 
expresso em %. 
É importante que não haja confusão entre grau de equilíbrio e constante de equilíbrio. O grau de 
equilíbrio varia com a temperatura e com as concentrações das substâncias participantes. No caso de 
um equilíbrio do qual participam gases, o grau de equilíbrio varia também com a pressão. 
 
Constante de equilíbrio Grau de equilíbrio (α) 
Varia com a temperatura Varia com a temperatura 
Não varia com as concentrações das 
substâncias 
Varia com as concentrações das substâncias 
Não varia com a pressão, mesmo que no 
equilíbrio haja substancias gasosas 
Varia com a pressão, quando pelo menos uma 
das substâncias for gasosa. 
 
Produto iônico da água e pH 
 
Equilíbrio iônico da água 
Medidas experimentais de condutibilidade elétrica e outras evidências mostram que a água, quando 
pura ou quando usada como solvente, se ioniza numa extensão muito pequena, originando a condição 
de equilíbrio: 
H2O(l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH–(aq) 
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172 
 
As concentrações de íons H+ e OH– presentes no equilíbrio variam com a temperatura, mas serão 
sempre iguais entre si: 
Água pura ⇒ [H+] = [OH–] 
A 25 ºC, as concentrações em mol/L de H+ e OH– na água pura são iguais entre si e apresentam o 
valor 10–7 mol L–1. 
Água pura a 25 ºC ⇒ [H+] = [OH–] = 10–7 mol L–1 
 
Produto iônico da água (Kw) 
 
Considerando o equilíbrio da água: 
H2O(l) H+(aq) + OH–(aq) 
 
A constante de ionização corresponde ao Kw e é expressa por: 
Kw = [H+]. [OH–] a 25 ºC; Kw = (10–7). (10–7) ⇒ Kw = 10–14 
Na água, as concentrações de H+ e OH– são sempre iguais, independentemente da temperatura; por 
esse motivo, a água é neutra. Quaisquer soluções aquosas em que [H+] = [OH–] também serão neutras. 
Em soluções ácidas ou básicas notamos que: 
- Quanto maior a [H+] ⇒ mais ácida é a solução. 
- Quanto maior a [OH–] ⇒ mais básica (alcalina) é a solução. 
 
Escala de pH 
O termo pH (potencial hidrogeniônico) foi introduzido, em 1909, pelo bioquímico dinamarquês Soren 
Peter Lauritz Sorensen (1868-1939), com o objetivo de facilitar seus trabalhos no controle de qualidade 
de cervejas. O cálculo do pH pode ser feito por meio das expressões: 
pH = colog [H+] ou pH = – log [H+] ou pH = log
1
H+
 
De maneira semelhante, podemos determinar o pOH (potencial hidroxiliônico) de uma solução: 
pOH = colog [OH–] ou pOH = – log [OH–] ou pOH = log log
1
H+
 
 
Exemplos: 
 
 
Na água e nas soluções neutras, a 25 ºC, temos: 
[H+] = [OH–] = 10–7 mol L–1 
pH = pOH = 7 e pH + pOH = 14 
 
A escala de pH normalmente apresenta valores que variam de zero a 14. O esquema a seguir mostra 
uma relação ente os valores de pH e as concentrações de H+ e OH–em água, a 25 ºC. 
 
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173 
 
 
 
pH e o grau de ionização 
Considere um ácido fraco genérico HkA. Ao dissolver M mols desse ácido em água, de maneira que 
forme 1 litro de solução, a concentração em mol/L e a normalidade serão: 
Concentração em mol/L =
nsoluto
Vssolução
= 
M mol
1L
= M mol/L 
Normalidade: N =
nesoluto
Vsolução
= K. M 
 
O grau de ionização do ácido é: 
 
𝛂 =
quantidade de mols de ioniza
quantidade de mols dissolvida (M)
 
 
Logo, a quantidade em mols que ioniza = α . M. 
Considere o equilíbrio da ionização: 
 
 
 
A concentração hidrogeniônica no equilíbrio final é: 
 
[H +]
n
v
= 
K. α. M
1
= α. K. M = α. N 
 
Assim: [H+]= α . N ou [H+] = α . k . M 
Sendo que k é o número de hidrogênios ionizáveis. 
 
pH e constante de ionização (ki) 
Tendo conhecimento da concentração da solução e a constante de ionização, podemos calcular o pH. 
Com os valores da concentração e do pH, calcula-se o valor de Ki. 
 
Exemplo: Vamos calcular a constante de ionização do ácido cianídrico, tendo conhecimento de que o 
pH de uma solução 0,04M de HCN é 5. Nesse caso, temos: pH = 5 ⇒ [H+] = 1 . 10-5 mol/L 
Analisemos atentamente o equilíbrio: 
 
 
 
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174 
 
 
 
Efeito do íon comum 
 
-Quando adicionado a um ácido (HA), um sal com o mesmo ânion (A-) produz: 
Diminuição do grau de ionização de HA ou enfraquecimento de HA; 
Diminuição da [H+], portanto aumento do pH da solução. O íon comum não altera a constante de 
ionização do ácido. 
 
-Quando adicionado a uma base (BOH), um sal com o mesmo cátion (B+) produz: 
Diminuição do grau de ionização de BOH ou enfraquecimento de BOH; 
Diminuição da [OH-], portanto diminuição do pH da solução. O íon comum não altera a constante de 
ionização da base. 
 
Acidez e basicidade das soluções aquosas dos sais 
Chamamos hidrólise salina a reação entre um sal e a água, produzindo o ácido e a base 
correspondentes. A hidrólise do sal é, portanto, a reação inversa da neutralização. 
 
 
Para simplificar a análise dos fenômenos da hidrólise salina, os sais são divididos em 4 tipos, a saber: 
1) Sal de ácido forte e base fraca; 
2) Sal de ácido fraco e base forte; 
3) Sal de ácido fraco e base fraca; 
4) Sal de ácido forte e base forte. 
1) Sal de Ácido Forte e Base Fraca 
 
 
Assim ficamos com: 
 
 
 
Podemos então observar que quem sofre a hidrólise não é o sal, mas sim o íon NH4+ (da base fraca), 
liberando íons H+, que conferem à solução caráter ácido com pH menor que 7. 
 
 
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175 
 
2) Sal de Ácido Fraco e Base Forte 
 
então ficamos com: 
 
 
 
Observamos, então, que quem sofre a hidrólise, neste caso, é o íon CN– (do ácido fraco), liberando 
íons OH– que conferem à solução caráter básico com pH maior que 7. 
 
3) Sal de Ácido Fraco e Base Fraca 
 
 
então ficamos com: 
 
Como tanto o ácido quanto a base são fracos, ocorre realmente a hidrólise do sal e não apenas de um 
dos íons (como nos dois casos anteriores). Podemos concluir que quem sofre hidrólise são os íons 
correspondentes ao ácido e/ou base fracos. Neste caso, o meio pode ficar ácido, básico ou neutro. 
- O meio será ligeiramente ácido se a ionização do ácido for maior que a da base (Ka > Kb); 
- O meio será ligeiramente básico se a ionização do ácido for menor que a da base (Ka < Kb). 
- O meio será neutro se a ionização do ácido apresentar mesma intensidade que a da base (Ka Kb). 
 
4) Sal de Ácido Forte e Base Forte 
 
então ficamos com: 
 
Sendo o NaOH uma base forte, os íons Na+ não captam os íons OH– da água. Do mesmo modo, sendo 
o HBr um ácido forte, os íons Br– não captam os íons H+ da água. Portanto, neste caso, não há hidrólise. 
A solução terá caráter neutro, com pH igual a 7. Concluímos que, na solução salina, predomina sempre 
o caráter do mais forte. Quando o sal é formado por ácido/base de mesma força (2 fortes), a solução final 
é neutra. 
 
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176 
 
Grau de Hidrólise (αh) - Define-se o grau de hidrólise ( ) de um sal como: 
 
𝛂𝐡 =
número de mols hidrolisados
número de mols dissolvidos
 
 
A variação de αh é: 
0 < αh < 1 ou 0% < αh < 100% 
 
Constante de Hidrólise (Kh) - Para os equilíbrios químicos das reações de hidrólise, define-se uma 
constante de equilíbrio chamada constante de hidrólise (Kh). Dado o equilíbrio de hidrólise: 
 
 
A constante de hidrólise será: 
 
 
Observação: A água não entra na expressão porque é o solvente e sua concentração molar é 
praticamente constante. 
Assim: 
 
 
 
Onde p e r são os coeficientes da equação. 
 
Lembre-se: a água não entra na expressão e a Kh é obtida sempre a partir da equação iônica de 
hidrólise. 
 
Relação entre Kh e Ka e/ou Kb 
 
Considerando a expressão da constante de hidrólise dada anteriormente como exemplo: 
 
 
 
Se multiplicarmos simultaneamente o numerador e o denominador da fração por [H3O+] · [OH–], 
teremos: 
 
 
 
 
Como: 
 
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177 
 
Com isso ficamos com: 
 
 
De modo análogo, obteremos: 
a) para sal de ácido fraco e base forte: 
 
 
b) para sal de ácido forte e base fraca: 
 
 
Equilíbrios heterogêneos 
Produto de Solubilidade (PS ou KPS) 
 
O equilíbrio químico pode ocorrer em sistemas contendo mais de uma fase, ou seja, em sistemas 
heterogêneos. Esta situação pode ser encontrada em sistemas onde ocorre a dissolução ou precipitação 
de sólidos. Um exemplo é a solução contendo água e sal Cloreto de prata AgCl(s) mencionado 
anteriormente, onde a fase sólida é formada por AgCl e a fase aquosa pelos íons Ag+ e Cl-. 
Quando adicionamos sal à uma solução contendo água como solvente, as moléculas de água 
inevitavelmente interagem com as moléculas do sal. Estas interações envolvem determinada quantia de 
energia. Quando temos bastante água e pouco sal, a energia envolvida nas interações entre a água e o 
sal é maior que as interações que mantém os íons Ag+ e Cl- juntos. Por causa disso, o sal é quebrado em 
íons e dilui-se na solução. 
Se adicionarmos o sal AgCl em um copo de água, veremos que o sal é solubilizado (o sal dilui-se). No 
entanto, se adicionarmos lentamente mais sal, veremos que a partir de uma certa quantia adicionada não 
ocorre mais a solubilização e o sal fica no fundo do copo. O fato do sal ficar no fundo do copo mostra que 
a solução está supersaturada e portanto houve a precipitação do sal AgCl. 
A precipitação ocorreu porque a concentração de íons Ag+ e Cl- tornou-se alta com a adição de mais 
sal. Todo sal que era adicionado ionizava-se formando Ag+ e Cl-. Como consequência a concentração 
desses íons aumentou. Quando a concentração desses íons aumenta até certo ponto, as colisões entre 
eles tornam-se mais frequentes na solução e isso gera a formação do precipitado AgCl. 
Atualmente há maneiras de saber quanto sal irá diluir e quanto permanecerá no estado sólido em 
soluções aquosas. O produto solubilidade de um sal é um valor constante específico para cada sal e 
permite o cálculo desses dados. Existem substâncias pouco solúveis em água como, por exemplo, 
BaSO4. Adicionando certa quantidade de sulfato de bário à água, notamos que grande parte vai ao fundo, 
formando um precipitado constituído de BaSO4 que não se dissolve. 
Entretanto, sabemos que a dissolução do sal não terminou. Na verdade, o sal continua a se dissolver, 
bem como a precipitar, estabelecendo um equilíbrio dinâmico. Este equilíbrio é chamado heterogêneo 
ou polifásico porque é o equilíbrio que se estabelece em um sistema heterogêneo. 
 
Resumindo... 
Equilíbrios heterogêneos são aqueles nos quais os reagente e os produtos formam um sistema 
heterogêneo. 
 
Constante do Produto de Solubilidade (PS ou KPS ou KS) 
Suponha uma solução do eletrólito A2B3, pouco solúvel, em presença de seu corpo de chão (parte 
insolúvel). A parte que se dissolveu está sob a forma de íons A+++ e B=, enquanto a parte não-solúvel está 
na forma não-ionizada A2B3. Existe, assim, um equilíbrio dinâmico entre A2B3 e seus íons na solução, que 
pode ser representada pela equação: 
 
 
 
 
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Como todo equilíbrio, este também deve obedecer à lei: 
 
 
 
Como a concentração de um sólido tem valor constante, o produto Ki . [A2B3] da fórmula acima também 
é constante e é chamado de produto de solubilidade. 
 
KPS = [A3+]2 . [B2-]3 
 
Portanto, o produto de solubilidade (Kps ou PS) é o produto das concentrações molares dos íons 
existentes em umasolução saturada, onde cada concentração é elevada a um expoente igual ao 
respectivo coeficiente do íon na correspondente equação de dissociação. 
 
Exemplos: 
 
 
 
 
 
A expressão do Kps é utilizada somente para soluções saturadas de eletrólitos considerados insolúveis, 
porque a concentração de íons em solução é pequena, resultando soluções diluídas. O Kps é uma 
grandeza que só depende da temperatura. Quanto mais solúvel o eletrólito, maior a concentração de íons 
em solução, maior o valor de Kps; quanto menos solúvel o eletrólito, menor a concentração de íons em 
solução, menor o valor de Kps, desde que as substâncias comparadas apresentem a mesma proporção 
entre os íons. 
Exemplo: 
 
 
 
 
Como apresentam a mesma proporção em íons (1 : 1), o CaCO3 é mais solúvel que o BaCO3, porque 
possui maior valor de Kps. Quando as substâncias comparadas possuem proporção em íons diferentes, 
a mais solúvel é aquela que apresenta maior solubilidade. 
Exemplo: 
 
 
 
Kps = [Ag+]2 · [CrO42-] 
4·10 –12 = (2x)2 · x 
4·10 –12 = 4x3 
X = 1,0.10-4 mol/L 
 
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Avaliando a solubilidade do Ag2CrO4, portanto, em 1 L de solução é possível dissolver até 10–4 mol de 
Ag2CrO4. 
BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq) KPS=1,0 . 10-10 
Y mol/L Y mol/L Y mol/L 
KPS=[Ba2+].[SO42-] 
10-10=(Y).(Y) 
Y=1,0.10-5 mol/L 
 
A solubilidade do BaSO4 portanto, em 1 L de solução: é possível dissolver até 10–5 mol de BaSO4. Com 
isso concluímos que Ag2CrO4 é mais solúvel que o BaSO4. 
 
Observação: 
- Os valores do Kps permanecem constantes somente em soluções saturadas de eletrólitos pouco 
solúveis. 
- Se a dissociação iônica for endotérmica, e se aumentarmos a temperatura, este aumento acarretará 
em um aumento de solubilidade, portanto, o valor do Kps aumentará. Se a dissolução for exotérmica 
acontecerá o contrário do citado anteriormente. Podemos então concluir que a temperatura altera o valor 
do Kps. 
 
SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
Considere as seguintes situações: 
 
 
 
Perceba que a adição de uma pequena quantidade de um ácido forte ou de uma base forte à água 
pura provoca uma alteração brusca no pH do meio. Verifique, também, que a adição da mesma 
quantidade do ácido ou da base à solução formada pelo ácido acético e acetato de sódio provoca uma 
alteração muito pequena no pH desta solução (variação de 0,1 unidade). A solução formada por ácido 
acético e acetato de sódio recebe o nome de solução tampão. Portanto temos: 
 
Solução tampão ou solução tamponada é aquela que, ao adicionarmos uma pequena 
quantidade de ácido ou base, mesmo que fortes, mantém o seu pH praticamente invariável. 
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É provável que a observação destes fatos levem ao seguinte questionamento: 
 
Como as soluções tampão conseguem manter o seu pH praticamente constante? 
Vamos imaginar uma solução tampão constituída por uma base fraca (BOH) e um sal (BA) derivado 
desta base. Nesta solução, ocorrem os seguintes fenômenos: 
 
- Pequena dissociação da base: 
 
 
(Na solução predominam fórmulas da base BOH) 
 
- Dissociação total do sal: BA → B+ + A- 
(Na solução predominam íons B+ e A-) 
 
Observação: Note que o íon B+ é comum à base e ao sal. Ao juntarmos a esta solução uma base 
forte, esta irá liberar íons OH-, que serão consumidos pelo equilíbrio: 
 
 
 
Como consequência, este equilíbrio desloca-se para a esquerda, e com isso a basicidade da solução 
não aumenta e o pH não sofre variação significativa. Perceba que não irá faltar o íon B+ para que o 
equilíbrio acima se desloque para a esquerda, uma vez que a dissociação do sal BA → B+ + A- fornece 
uma boa reserva deste íon. 
Se juntarmos à solução tampão um ácido qualquer, este irá se ionizar colocando íons H+ em solução. 
Estes íons H+ serão consumidos pelos íons OH- resultantes da dissociação da base e, desta forma, a 
acidez não aumenta e o pH praticamente não varia. 
 
H+ + OH- → H2O 
Perceba que não irão faltar íons OH- para reagir com o H+ do ácido, pois a base BOH é fraca, e o 
estoque de fórmulas BOH que continuará se dissociando e fornecendo OH- é muito grande. Desta forma, 
conseguimos compreender que a solução tampão só resistirá às variações de pH até que toda base BOH 
ou todo sal BA sejam consumidos. A resistência que uma solução tampão oferece às variações de pH 
recebe o nome de efeito tampão. 
Caso a solução tampão fosse constituída por um ácido fraco e um sal derivado deste ácido, a 
explicação para o comportamento desta solução seria semelhante à anterior. Concluímos, então, que 
uma solução tampão é usada sempre que se necessita de um meio com pH praticamente constante e, 
preparada, dissolvendo-se em água: 
- um ácido fraco e um sal derivado deste ácido OU 
- uma base fraca e um sal derivado desta base. 
 
Cálculo do pH de uma solução tampão 
Vamos supor uma solução tampão constituída por um ácido fraco (HA) e um sal (BA) derivado deste 
ácido. Neste caso, teremos: 
 
 
 
Deduzindo a expressão da constante do equilíbrio para o ácido fraco, temos: 
 
 
 
Como o ácido é fraco, a sua concentração praticamente não varia durante a ionização, e a quantidade 
de íon A- produzida é muito pequena. Por outro lado, o sal se dissocia totalmente, produzindo quase todo 
íon A-, presente na solução. Portanto, a expressão da constante de equilíbrio ficará: 
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Aplicando logaritmo aos dois membros da equação, teremos: 
 
 
 
Como pH + pOH = 14 (temperatura de 25ºC), neste caso ficamos com: pH = 14 - pOH 
Com isso teremos: 
 
 
Hidrólise salina 
Soluções ácidas ou básicas podem ser obtidas pela dissolução de sais em água. Nesses sistemas, os 
sais estão dissociados em cátions e ânions, que podem interagir com a água por meio de um processo 
denominado hidrólise salina, produzindo soluções com diferentes valores de pH. 
A reação de hidrólise de um cátion genérico (C+) com a água pode ser representada pela equação a 
seguir: 
 
 
Note que ocorreu a formação de íons H+, o que caracteriza as soluções ácidas. 
 
Hidrólise de cátions: produz íons H+. 
A reação de hidrólise de um ânion genérico (A–) com a água pode ser representada pela equação a 
seguir: 
 
Note que ocorreu a formação de OH–, o que caracteriza as soluções básicas. 
 
Hidrólise de ânions: produz íons OH–. 
 
Questões 
 
01. A cinética da reação de consumo de 1mol de ácido acético e formação de 1 mol de acetato de etila 
em função do tempo está representada no gráfico a seguir. A reação que representa este equilíbrio é 
dada por: 
Hidrólise salina é o processo em que o(s) íon(s) proveniente(s) de um sal reage(m) com a água. 
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0,2
0,4
0,6
0,8
1,0
Q
u
a
n
ti
d
a
d
e
 e
m
 m
o
le
s
Tempo (s)20 40 60 80 100 120 140 160 180 200
Acetato de etila
Ácido acético
CH COOH + C H OH CH COOC H + H O3 2 3 2 25 5(L) (L) (L) (L)
ácido acético álcool etílico acetato de etila água
 
Pergunta-se: 
a) quantos mols de ácido acético restam e quantos de acetato de etila se formaram em 120 segundos 
de reação? 
b) após quanto tempo de reação a quantidade de produtos passa a ser maior que a de regentes? 
c) quantos mols de acetato de etila são obtidos no equilíbrio? 
 
02. 0,40 mol de NH3 é aquecido num tudo fechado a uma dada temperatura. Estabelecido o equilíbrio, 
verifica-se que há 0,30 mol de H2 no sistema. Qual é o grau de dissociação do NH3, nas condições da 
experiência. 
 
03. Considere que em um recipiente fechado de 15 litros foram introduzidos 6 mol de gás nitrogênio e 
12 mol de gás hidrogênio a uma determinada temperatura. Depois de uma hora, verificou-se que o 
sistema atingiu o equilíbrio químico e que foram formados 4,5 mol de gás amônia. Qual é o valor da 
constante de equilíbrio Kc, com a mesma temperatura inicial?