5 - Conhecimentos Espec+_ficos

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ConheCimentos espeCífiCos
Didatismo e Conhecimento 1
ConheCimentos espeCífiCos / técnico de Laboratório
Prof. Wagner Bertolini
Olá.
É com grande satisfação que apresento a você este curso de 
QUímiCA, projetado especialmente para atender às necessidades 
daquele que se prepara para este concurso de do MAPA, para o car-
go de TÉCNICO DE LABORATÓRIO. São 184 vagas e uma mul-
tidão buscando a aprovação. Afinal, o salario INICIAL é de mais de 
R$ 5.800,00, para nível MÉDIO. Um salário que se consegue em 
raros lugares e, ainda, ser funcionário público. Por isto, sua prepa-
ração com afinco e dedicação pode ser seu diferencial. E aqui estou, 
junto a você, nesta batalha. Eu e o pessoal da NOVA procuraremos 
a sua melhor preparação.
Permitam-me fazer uma breve apresentação de minha trajetória 
acadêmica e profissional:
- graduado pela Faculdade de Ciências Farmacêuticas pela 
USP-RP, em 1990;
- Mestre em síntese de complexos bioinorgânicos de Rutênio, 
com liberação de óxido nítrico, pela Faculdade de Ciências Farma-
cêuticas USP-RP;
- Doutor em farmacotécnica, estudando o efeito de promotores 
de absorção cutânea visando a terapia fotodinâmica para o câncer de 
pele, Faculdade de Ciências Farmacêuticas pela USP-RP;
- Especialista em espectrometria de massas, pela Faculdade de 
Química, USP-RP;
- professor de Química em ensino Médio e pré-vestibulares 
(Anglo, Objetivo, COC) desde 1992.
- professor de Química (Orgânica, Geral, Analítica, Físico-Quí-
mica e Inorgânica) em cursos de graduação; - Professor de Química 
Farmacêutica, em curso de graduação em Farmácia;- Professor de 
Pós-Graduação em Biotecnologia (controle de produtos e processos 
biotecnológicos);
- Analista Químico em indústria farmacêutica, AKZO do Bra-
sil, em São Paulo-SP.
- Consultor de pesquisa entre empresa-Universidade, em Ribei-
rão Preto, onde resido atualmente.
Este material foi projetado de acordo com a sequência e nume-
ração constantes no Edital, para sua maior segurança e organização.
Lembre-se que como concursando muitas vezes você se sente 
sozinho, desacreditado e sem muita confiança. Mas saiba que o tra-
balho do estudo é duro, solitário, cansativo e requer muita vontade. 
Mas, quando vier sua aprovação, sua vitória você verá que o seu 
sucesso pertence a todos (inclusive àqueles que nunca te apoiaram; 
mas assim é a vida). Força e pense sempre em você, nos seus fami-
liares, naqueles por quem você tem amor.
Desejo um excelente estudo e ótimos resultados nesta jornada. 
Muito boa sorte, dedicação e boa prova!!!!
Prof. Débora Aparecida da Silva Queiroz
Bacharel em Fisioterapia. Licenciatura em Biologia Docente 
na Rede Estadual de Ensino
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA: 
LIGAÇÕES QUÍMICAS. 
LiGAÇÕes QUímiCAs
Verifica-se, na natureza, que a maioria dos elementos quími-
cos encontram-se ligados a outros, e que somente alguns (os gases 
nobres) estão isolados. Isso levou os cientistas a concluírem que os 
átomos de gases nobres possuem uma configuração eletrônica que 
lhes assegura estabilidade.
Os gases nobres apresentam 8 elétrons na última camada eletrô-
nica, com exceção do hélio, que possui 2 elétrons, já que a camada 
K comporta no máximo 2 elétrons. Essa análise levou os cientistas 
Lewis e Kossel a criarem a chamada Teoria ou Regra do Octeto.
preste bastante atenção: 
As propriedades das substâncias quimicas decorrem funda-
mentalmente do tipo de ligação entre seus átomos. em função 
do conhecimento do tipo de ligação, os compostos terão proprie-
dades semelhantes. ou seja: se você sabe que um composto é iô-
nico, mesmo sem conhecê-lo você poderá atribuir propriedades 
a ele, pois estas são propriedades comuns a todos os compostos 
que fazem tal tipo de ligação quimica. por exemplo: todos os 
compostos iônicos são sólidos à temperatura ambiente, apresen-
tam alto ponto de fusão e alto ponto de ebulição.
Os tipos de ligações quimicas também influenciam direta-
mente as interações entre as moléculas. E isto se refletirá em 
suas forças intermoleculares, o que nos permite inferir se uma 
substância será sólida, líquida ou gasosa em uma dada situação; 
se ela terá baixos ou altos pontos de fusão e ebulição; se será 
volátil ou não, etc. por isto, considero de suma importância se 
entender o assunto ligações químicas.
Ligação iônica (ou eletrovalente)
Como o próprio nome já diz, a ligação iônica ocorre com a for-
mação de íons Ocorre com transferência de elétrons do metal para o 
ametal, formando cátions (íons positivos) e ânions (íons negativos), 
respectivamente. Ocorre entre metais e não metais e entre metais e 
Hidrogênio.
A forte força de atração entre os íons dos átomos que formam 
o composto é de origem eletrostática. Sempre um dos átomos perde 
elétrons, enquanto o outro recebe. O átomo mais eletronegativo ar-
ranca os elétrons do de menor eletronegatividade.
Exemplo:
1o) A ligação entre o sódio (11Na) e o cloro (17Cl) é um exemplo 
característico de ligação iônica. Observe a distribuição dos elétrons 
em camadas para os dois elementos:
Na 2 - 8 - 1
Cl 2 - 8 - 7
Para o cloro interessa adicionar um elétron à sua última cama-
da, completando a quantidade de oito elétrons nela. Ao sódio inte-
ressa perder o elétron de sua camada M, assim a anterior passará a 
ser a última, já possuindo a quantidade necessária de elétrons.
Didatismo e Conhecimento 2
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Antes da ligação: átomos instáveis
Após a ligação: íons estáveis
Na representação da ligação, utilizamos somente os elétrons da 
última camada de cada átomo. Esta notação recebe o nome de Fór-
mula Eletrônica de Lewis.
Observe que o sódio possuía inicialmente 11 prótons e 11 elé-
trons. Após a ligação, a quantidade de prótons não se altera e a de 
elétrons passa a ser 10. O cloro que inicialmente possuía 17 prótons 
e 17 elétrons tem sua quantidade de elétrons aumentada de uma uni-
dade após a ligação. Com isso o sódio se torna um íon de carga 1+ 
e o cloro 1-.
A força que mantém os dois átomos unidos é de atração elétrica, 
ou seja, uma ligação muito forte. Como foram utilizados um átomo 
de cada tipo, a fórmula do composto será NaCl.
Ligação Covalente
Como foi definida por Lewis, a ligação covalente consiste no 
compartilhamento de um par de elétrons entre dois átomos vizinhos.
Lewis propôs diagramas (ou estruturas) simples para represen-
tar os elétrons num determinado átomo e a ligação química entre 
dois átomos numa molécula. Um dado elemento tende a se combi-
nar com outros para adotar uma configuração com oito elétrons (ou 
dois elétrons, no caso do Hidrogênio) em sua camada de valência 
(Regra do Octeto).
É importante chamar sua atenção para o fato de que toda liga-
ção covalente tem um caráter eletrostático pronunciado: os elétrons 
compartilhados sentem simultaneamente a atração eletrostática dos 
dois núcleos (Figura abaixo).
Esta hipótese sugere que a formação e a estabilidade das liga-
ções covalentes podem, de maneira superficial, ser explicadas por 
um modelo eletrostático simples.
Figura: Visão simplificada das interações eletrostáticas entre 
os átomos de hidrogênio na molécula de H2. Considere: linha 
simples: atração elétron-núcleo; linha tracejada: repulsão 
elétron-elétron e núcleo-núcleo.
A ligação covalente tem importância única na Química e é, 
sem duvida, o tipo predominante de união entre átomos, já que está 
presente em muitas moléculas, sejam elas orgânicas ou inorgânicas 
(é comum um composto de natureza iônica apresentar também li-
gações covalentes). O caráter iônico prevalece nestes compostos. 
Exemplo: KNO3.
Entender a natureza da ligação covalente dará a você oportu-
nidade de interpretar e compreender em tamanho microscópico os 
fenômenos que envolvem reações químicas entre moléculas. Nes-
ses casos, as ligações covalentes é que estão sendo quebradas e/ou 
formadas produzindo novas substâncias, ou seja, transformando a 
matéria.
Quais elétrons estão envolvidos na formação de uma ligação 
química? Lewis procurou responder a esta perguntaevocando o mo-
delo atômico de Bohr (1913).
Os elétrons envolvidos numa ligação química são os elétrons da 
camada de valência, ou seja: os mais externos. Portanto, a ligação 
covalente ocorre quando os átomos ligados possuem tendência de 
ganhar elétrons. Não há transferência de elétrons de um átomo para 
outro, e sim um compartilhamento de elétrons entre eles.
A ligação covalente ocorre entre:
– hidrogênio – hidrogênio
– hidrogênio – não-metal
– não-metal – não-metal
Obs.: Os semimetais também podem ser incluídos.
Didatismo e Conhecimento 3
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Ligação Covalente normal
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. Assim, na molécula de 
hidrogênio (H2), cuja distribuição eletrônica é: 1H = 1s
1 falta um 
elétron para cada átomo de hidrogênio para ficar com a camada K 
completa (dois elétrons). Os dois átomos de hidrogênio se unem for-
mando um par eletrônico comum a eles (compartilhamento). Desta 
forma, cada átomo de hidrogênio adquire a estrutura eletrônica do 
gás nobre Hélio (He). Veja abaixo: Quando o par compartilhado é 
representado por um traço (—), temos a chamada fórmula estrutural.
H — H (fórmula estrutural)
H2 (fórmula molecular)
fórmula eletrônica ou de Lewis
Exemplo 2: formação do Cl2 (fórmula molecular do gás cloro)
 
tendência: ganhar 1e–
Resumindo temos:
Exemplo 3: HCl (fórmula molecular do cloreto de hidrogênio)
 ganhar 1e–
 ganhar 1e– 
Quando encontramos um único par de elétrons compartilhado 
entre dois átomos, a ligação é denominada de ligação covalente sim-
ples.
Para dois pares de elétrons compartilhados entre dois átomos, a 
ligação é denominada de ligação covalente dupla.
Finalmente, para três pares de elétrons compartilhados entre 
dois elementos, a ligação é denominada de tripla.
Vale lembrar que esta denominação não depende de os átomos 
serem do mesmo ou de diferentes elementos químicos.
Ligação Covalente Dativa ou Coordenada
Na ligação covalente normal, o par de elétrons compartilhado é 
proveniente um de cada átomo. Ou seja: cada átomo participa com 
um elétron para a formação do par. Mas, para explicar certas estru-
turas das substâncias, foi necessário admitir a formação de pares 
de elétrons provenientes de um só átomo; assim, temos a chamada 
ligação covalente dativa ou ligação coordenada.
Exemplo: Formação do dióxido de enxofre
Ligação metálica
É a força que mantém unidos os átomos e cátions dos metais.
Didatismo e Conhecimento 4
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teoria do “mar de elétrons” ou teoria da “nuvem eletrônica”
A principal característica dos metais é a eletropositividade (ten-
dência de doar elétrons), assim os elétrons da camada de valência 
saem facilmente do átomo e ficam “passeando” pelo metal, o átomo 
que perde elétrons se transforma num cátion, que, em seguida, pode 
recapturar esses elétrons, voltando a 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.
Os metais exibem uma série de propriedades em comum: todos 
são sólidos nas condições ambientes (exceto Hg), têm brilho metáli-
co, maleabilidade (possibilidade de se moldar em chapas), ductilida-
de (capacidade de formar fios), boa condutividade térmica e elétrica. 
Para haver condutividade elétrica, é necessário o movimento 
de elétrons através do meio. A boa condutividade dos metais sugere 
que existam elétrons semilivres, fracamente ligados, nas estruturas 
metálicas, que possam ser forçados a se mover ao longo de todo 
retículo. Como na estrutura metálica, segundo o modelo do “gás de 
elétrons”, todos os íons compartilham elétrons, a repulsão entre os 
cátions é compensada pela atração eletrostática entre os elétrons li-
vres e os íons positivos. Os elétrons livres funcionam como uma 
“cola” eletrostática, ligando os cátions metálicos.
Modelo do “gás de elétrons”. Os elétrons de valência não estão 
ligados aos átomos, mas deslocalizados por todo o cristal, moven-
do-se livremente em todas as direções e sendo compartilhados por 
todos os cátions com igual probabilidade.
No caso dos metais maleáveis (facilmente deformáveis), como 
sódio, chumbo, mercúrio e outros, os elétrons livres podem se ajus-
tar rapidamente às mudanças na estrutura metálica provocadas por 
perturbações externas.
QUestÕes pRopostAs
Questão 01) 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.
ResoLUÇÃo:
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–
Ligação é iônica pois ocorre com transferência de elétrons. 
Resposta: D
Questão 02) 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?
Gab:
a) h2o, h2o2, hCl, naCl.
b) h2o, covalente; h2o2, covalente; hCl, covalente; naCl, 
iônica.
Questão 03) Cite tês características físicas que permitem iden-
tificar um elemento metálico.
Gab: Condutividade elétrica, condutividade térmica, bri-
lho, maleabilidade, ductibilidade, tenacidade (resistência a tra-
ção).
Questão 04) Considere o elemento cloro formando compostos 
com, respectivamente, Hidrogênio, carbono, sódio e cálcio.
a) Com quais desses elementos o cloro forma compostos co-
valentes?
b) Qual a fórmula de um dos compostos covalentes forma-
dos?
Gab:
a) com o hidrogênio e o carbono
b) h – Cl
Questão 05) 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 sub-
grupo 4A; e o outro, no terceiro período e subgrupo 7A da Tabela 
Periódica. Qual será a fórmula provável do composto por eles for-
mado?
Gab:
a) por ligação covalente
b) CCl4
Questão 06) Observe o esboço da tabela periódica:
Didatismo e Conhecimento 5
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A
C
D
B
a) Qual a fórmula molecular da substância resultante da liga-
ção de A com C?
b) Identifique o tipo de ligação química presente na molécula 
do composto formado por D e B. Justifique sua resposta.
Gab:
a) Al2o3
b) Iônica, visto que a diferença de eletronegatividade entre os 
elementos indicados é maior que 1,7.
Questão 07) Considerando os elementos sódio, magnésio, en-
xofre e cloro, escreva as fórmulas dos compostos iônicos que podem 
ser formados entre eles.
Gab:
na2s; naCl; mgs; mgCl2
Questão 08) Explicar por que o íon sódio (Na+) é mais estável 
que o átomo de sódio (Nao)?
Gab: ao se transformar em íon, o átomo de sódio adquire 
configuração eletrônica de um gás nobre.
Questão 09) Analise as afirmativas abaixo e indique se as mes-
mas são falsas ou verdadeiras, justificando cada caso.
a) Sólidos iônicos são bons condutores de eletricidade.
b) Compostos apolares são solúveis em água.
Gab:
a) falsa. os compostos orgânicos são bons condutores de 
eletricidade quando fundidos.
b) falsa. Compostos apolares são insolúveis em água, pois 
esta é um solvente polar.
fUnÇÕes DA QUímiCA inoRGÂniCA.
As funções químicas são um conjunto de substâncias com pro-
priedades químicas semelhantes, que podem ser divididas em orgâ-
nicas e inorgânicas.
funções inorgânicas: são aquelas constituídas por todos os 
demaiselementos químicos que constituem os ácidos, bases, sais e 
óxidos, estudados pela Química Inorgânica. Atualmente o conceito 
de substâncias inorgânicas e orgânicas pode seguir a seguinte defi-
nição:
Com isso, por questões didáticas puramente, estudaremos estes 
dois ramos importantes de estudo da Química, a Química Inorgânica 
e a Química Orgânica, que também são subdivididas em outros gru-
pos. As principais funções químicas inorgânicas – ácidos, bases, sais 
e óxidos – são encontradas em nosso cotidiano e também em nosso 
organismo. Por exemplo: o ácido clorídrico é um dos constituintes 
do suco gástrico, encontrado no estômago; a soda cáustica é consti-
tuinte de produto de uso doméstico para desentupir pias e utilizado 
para fabricar o sabão; o sal de cozinha é constituído pelo cloreto de 
sódio e a cal viva, utilizado na construção civil e também na culiná-
ria, é constituída pelo óxido de cálcio.
Para definir estas substâncias existem vários critérios de clas-
sificação. Nós utilizaremos os critérios da condutividade elétrica, 
segundo Arrhenius, e o teste com indicadores ácido-base para carac-
terizar semelhança nas propriedades químicas dessas substâncias.
Vale lembrar que o edital só prevê as funções ácidos e bases.
ÁCIDOS E BASES. 
Ácidos
introdução
Desde os tempos dos alquimistas, observou-se que certas subs-
tâncias apresentavam comportamentos peculiares quando dissolvi-
dos na água. Entre tais propriedades destacavam-se:
- o sabor azedo facilmente identificado em frutas cítricas, como 
limão, laranja e maçã (a palavra ácido é proveniente do latim acidus 
- azedo, picante);
- formar soluções aquosas condutoras de eletricidade;
- provocar efervescência, quando em contato com o calcário;
- produzir mudança de cor nos indicadores ácido-base.
Essas substâncias foram denominadas ácidos.
 AnotAÇÕes
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Didatismo e Conhecimento 6
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Os ácidos estão presentes em nosso dia-a-dia, como por exem-
plo: a laranja, o limão e as demais frutas cítricas contém ácido cí-
trico, a bateria de um automóvel contém ácido sulfúrico, o vinagre 
contém ácido acético, o ácido clorídrico é constituinte do suco gás-
trico no estômago, o ácido nítrico é utilizado para produzir explosi-
vos como o TNT (dinamite).
De um modo geral os ácidos são tóxicos e corrosivos, portanto, 
deve-se evitar o contato com a pele, ingerí-los ou inalá-los.
O estudo da função ácido é a parte mais complexa das funções 
inorgânicas, mas de extrema importância que voce domine os prin-
cipais tópicos como: formulação e Nomenclatura. As demais fun-
ções são bem mais simples, se comparadas a acidos.
Definição Segundo Arrhenius
Ácido é todo composto molecular que, em solução aquosa, se 
ioniza, produzindo exclusivamente como cátion o H3O
+ (hidroxô-
nio).
HCl + H2O → H3O
+ + Cl–
HCN + H2O → H3O
+ + CN–
Simplificadamente, o cátion Hidroxônio (H3O
+) pode ser re-
presentado por H+ e a presença da água está representada pelo (aq) 
ao lado direito da fórmula do composto (ou mesmo nem aparecer, 
subentendendo-se a presença de meio aquoso, por definição):
HCl(aq) → H
+ + Cl–
HCN → H+ + CN–
Resumindo:
Classificação dos Ácidos
Quanto à natureza do ácido
orgânicos - são compostos que contêm em sua estrutura o gru-
pamento carboxila, composto por um átomo de carbono ligado a um 
átomo de oxigênio por ligação dupla ( C= O) e a um grupo hidroxila 
(-OH), por ligação simples:
carboxila
O grupo carboxila também pode ser representado apenas por: 
-COOH
O hidrogênio ligado ao átomo de oxigênio do grupo carboxila 
é considerado o hidrogênio ionizável do ácido, desta forma na sua 
ionização, teremos:
R-COOH → H+ + R-COO-
Entre os milhares de ácidos orgânicos conhecidos, alguns são 
de enorme importância para o homem, como por exemplo:
HCOOH é o ácido fórmico (fórmico pois foi descoberto nas 
formigas, mas sintético atualmente)
CH3COOH = ácido acético (presente no vinagre, acetum – aze-
do)
inorgânicos ou minerais - são de origem mineral e dividem-se 
em hidrácidos e oxiácidos.
Ex.: HCl, HF, HCN, H2SO4, H3PO4, etc
Quanto à presença de oxigênio na molécula
hidrácidos – não possuem oxigênio em suas moléculas
Exemplos: HCl, HCN, HF, HI, HBr, H2S, etc.
oxiácidos – possuem oxigênio em suas moléculas
Exemplos: HNO3 , HClO3 , H2SO4, H3PO4, etc.
Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
monoácidos (ou monopróticos) – apresentam um hidrogênio 
ionizável.
Exemplos: HCl, HBr, HNO3 , h3po2 (exceção).
Diácidos (ou dipróticos) – apresentam dois hidrogênios ioni-
záveis.
Exemplos: H2S, H2SO4 , h3po3 (exceção).
triácidos – apresentam três hidrogênios ionizáveis.
Exemplos: H3PO4 , H3BO3.
tetrácidos – apresentam quatro hidrogênios ionizáveis.
Exemplos: H4SiO4 , H4P2O7.
Quanto ao número de elementos químicos
Binário: dois elementos químicos diferentes.
Exemplos: HCl, H2S, HBr.
ternário – três elementos químicos diferentes. Exemplos: 
HCN, HNO3 , H2SO4
Quaternário – quatro elementos químicos diferentes.Exem-
plos: HCNO, HSCN
Quanto à volatilidade (baixo ponto de ebulição, facilidade 
em formar vapores)
Observação: Por que se deixarmos um recipiente aberto conten-
do éter, em pouco tempo, observa-se que o éter desaparecerá?
O éter é um líquido que possui baixo ponto de ebulição e evapo-
ra com facilidade à temperatura ambiente. Dizemos neste caso que o 
éter é uma substância volátil.
Um outro exemplo comum ocorre com o vinagre, o qual possui 
um odor bastante pronunciado devido à volatilidade do ácido acéti-
co, seu principal constituinte.
Ácidos voláteis - ácidos com baixo ponto de ebulição (PE).
Ex.: todos os hidrácidos (HCl, HF, HI, HBr, HCN, H2S), HNO3, 
HCOOH e CH3COOH.
Ácidos fixos - ácidos com elevado ponto de ebulição (PE).
Ex.: H2SO4 (PE = 340ºC), H3PO4 (PE = 213ºC) e H3BO3 (PE 
= 185ºC).
Quanto ao grau de ionização (força de um ácido)
oBs: tal cálculo não exige que você conheça a fórmula do áci-
do e nem a sua estrutura química.
Ácidos fortes: possuem α > 50%
Ácidos moderados: 5% α 50%
Ácidos fracos: α < 5%
Como se calcula o valor de α (alfa)?
Didatismo e Conhecimento 7
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Regra Prática para Determinação da Força de um Ácido (co-
nhecendo-se a fórmula molecular do ácido e, se necessário, sua es-
trutura molecular):
hidrácidos Ácidos fortes: HI > HBr > HCl.
Ácido moderado: HF.
Ácidos fracos: demais.
- oxiácidos
Sendo HxEzOy a fórmula de um ácido de um elemento E qual-
quer, temos
m = y
em que: y = numero de átomos de oxigênio
x = número de átomos de hidrogênios
se:
m = 3 ácido muito forte
Exemplos: HClO4 , HMnO4...
m = 2 ácido forte
Exemplos: HNO3 , H2SO4...
m = 1 ácido moderadoExemplos: H3PO4 , H2SO3 , H3PO3(2 
H+), H3PO2(1 H
+)
m = 0 ácido fraco
Exemplos: HClO, H3BO3
observação:
1º) O ácido carbônico (H2CO3) é uma exceção, pois é um ácido 
fraco (α=0,18%), embora o valor de m = 1
2º) Todos os ácidos carboxílicos são fracos.
fórmula estrutural
- hidrácidos ( HxE)
Cada hidrogênio está ligado ao elemento por um traço (–) que 
representa a ligação covalente simples.
exemplos
Oxiácidos (HxEzOy)
Para escrever a fórmula estrutural dos oxiácidos, devemos pro-
ceder da seguinte maneira:
1) escrever o símbolo do elemento central;
2) distribuir ao redor deste elemento todos os oxigênios da fór-
mula mencionada.
3) distribuir ao redor dos oxigênios os átomos de hidrogênio 
que sejam ionizáveis. Se tiver H não ionizável (o que ocorre com 
ácidos do elemento fósforo), os hidrogênios não ionizáveis devem 
ser colocados ao lado do elemento central.
4) Ligar os hidrogênios ionizáveis aos átomos de oxigênio vizi-
nhos, formando grupinhos H-O) e ligar o elemento central a tantos 
grupos – OH quantos forem os hidrogênios ionizáveis. Caso haja H 
sem ligar, fazer uma ligação simples deste(s) H com o átomo central.
5) (passo circunstancial, pois, depende de ter ou não oxigêniosem ligar): ligar o elemento central ao(s) oxigênio(s) restante(s) atra-
vés de ligação dativa (geralmente) ou de uma dupla ligação (ocorre 
tal dupla com os elementos carbono e nitrogênio).
exemplos
- formulação e nomenclatura
formulação
O ácido é formado pelo cátion H+ e um ânion qualquer (Ax-). 
Portanto, podemos representar sua fórmula da seguinte maneira:
H+Ax- HxA
nomenclatura
hidrácidos (hxe)
O nome de um ácido é feito basicamente da seguinte forma:
1o) escreve-se a palavra ácido;
2o) nome do elemento,com origem em latim;
3o) terminação ídrico
exemplos
HCl ácido clorídrico
HBr ácido bromídrico
HCN ácido cianídrico
H2S ácido sulfídrico
HI ácido iodídrico
oxiácidos (hxezoy)
Neste caso, como o mesmo elemento pode formar vários oxiá-
cidos, estabelecemos um oxiácido padrão a partir do qual daremos 
nomes aos demais.• Oxiácido padrão ácido nome de E ico
Didatismo e Conhecimento 8
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Regra geral para elementos que formam 2 ou mais oxiácidos:
Como vemos na tabela acima, todo oxiácido padrão tem termi-
nação ico. Se tivermos um ácido com:
a) um oxigênio a mais que o padrão, acrescentamos o prefixo per;
b) um oxigênio a menos que o padrão, a terminação muda para oso;
c) dois oxigênios a menos que o padrão, a terminação continua oso e 
acrescentamos o prefixo hipo.
ionização dos Ácidos
A ionização de um ácido, como já vimos anteriormente, na 
própria definição de ácido de Arrhenius, é a reação do ácido com a 
molécula de água, produzindo o cátion H3O
+.
Se um ácido possui dois ou mais hidrogênios ionizáveis (poliá-
cido), a ionização ocorre em etapas.
exemplos
a)
b)
nomenclatura dos Ânions
Podemos considerar que os ânions são provenientes dos ácidos.
Assim, temos as seguintes terminações (sufixos) a serem em-
pregados:
HF = ácido fluorídrico → F- = fluoreto
HCl = ácido clorídrico → Cl- = ânion cloreto
HBr = ácido bromídrico → Br- = ânion brometo
HI = ácido iodídrico → I- = ânion iodeto
HCN = ácido cianídrico → CN- = ânion cianeto
HNO3 = ácido nítrico → NO3
- = ânion nitrato
HNO2 = ácido nitroso → NO2
- = ânion nitrito
HClO3 = ácido clórico → ClO3
- = ânion clorato
HClO4 = ácido perclórico → ClO4
- = ânion perclorato
HClO2 = ácido cloroso → ClO2
- = ânion clorito
HClO = ácido hipocloroso → ClO- = ânion hipoclorito
CH3COOH = ácido acético → CH3COO
- = ânion acetato
Aplicações dos principais ácidos do cotidiano
Ácido clorídrico (hCl)
- O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome 
de ácido muriático;
- É encontrado no suco gástrico, produzido pelas células parie-
tais, responsável pela acidez estomacal;
- É um reagente muito usado na indústria e no laboratório;
- É usado na limpeza de pisos após a caiação das paredes (cal 
hidratada Ca(OH)2), para remover os respingos de cal; HCl(aq) + 
Ca(OH)2(s) → CaCl2(aq) + 2 H2O
- É usado na limpeza de superfícies metálicas antes da solda-
gem dos respectivos metais.
Ácido fluorídrico (HF)
-Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guarda-
do em frascos de plástico, por esta razão é usado para fazer grava-
ções sobre o vidro.
Ácido cianídrico (hCn)
- O HCN é o gás de ação venenosa mais rápida que se conhece: 
uma concentração de 0,3 mg por litro de ar é imediatamente mortal;
- É o gás usado nos estados americanos do Norte que adotam a 
pena de morte por câmara de gás;
-A primeira vítima do HCN foi seu descobridor, Carl Wihelm 
Scheele, que morreu ao deixar cair um vidro contendo solução de 
HCN.
Ácido sulfídrico (h2s)
O H2S é um gás incolor, mais pesado do que o ar e inflamável 
com um forte odor desagradável de ovos podres. Esse gás é algu-
mas vezes referido como “gás de cano de esgoto”. Em pequenas 
concentrações ele pode irritar os olhos e atuar como depressivo; em 
elevadas concentrações ele pode provocar irritação do sistema res-
piratório superior e, durante longas exposições, edema pulmonar. 
Sendo mais denso que o ar, o H2S pode acumular-se em depressões 
e cavernas.
Didatismo e Conhecimento 9
ConheCimentos espeCífiCos / técnico de Laboratório
Ácido sulfúrico (h2so4)
-É o ácido mais utilizado e importante nas indústrias e nos la-
boratórios, conhecido como “burro de carga”. O poder econômico 
de um país pode ser avaliado pela quantidade de ácido sulfúrico que 
ele fabrica e consome;
- O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertili-
zantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio;
- É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos 
automóveis;
- É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos 
industriais, como processos da indústria petroquímica, fabricação de 
papel, corantes, etc;
- 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 de-
sidratante;
- O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os te-
cidos 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 enxo-
fre contêm H2SO4 e causam grande impacto ambiental.
S + O2(g) → SO2(g) + 1/2 O2(g) → SO3(g) + H2O(l) → 
H2SO4(aq)
Ácido nítrico (hno3)
-Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumi-
do na indústria. Seu maior consumo é na fabricação de explosivos, 
como nitroglicerina (dinamite), trinitrotolueno (TNT), trinitrocelu-
lose (algodão pólvora) e ácido pícrico e picrato de amônio;
-É usado na fabricação do salitre (NaNO3, KNO3) e da pólvora 
negra (salitre + carvão + enxofre);
Pólvora negra: (Salitre - KNO3 + Carvão - C + Enxofre - S)
-As chuvas ácidas em ambientes poluídos com óxidos do nitro-
gênio contém HNO3 e causam sério impacto ambiental. Em ambien-
tes não poluídos, mas na presença de raios e relâmpagos, a chuva 
também contém HNO3, mas em proporção mínima;
N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) + H2O(l) → 
HNO2 + HNO3
- 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 (acidulante) em refrigerantes como 
Coca-Cola.
Ácido carbônico (h2Co3)
-É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. 
Forma-se na reação do gás carbônico com a água: CO2 + H2O à 
H2CO3
- Responsável pelo processo de formação da chuva ácida em 
ambientes não poluídos na ausência de descargas elétricas.
Ácido acético (h3C-Cooh)
- É o ácido constituinte do vinagre, utilizado com condimento 
na culinária;
- O vinagre é uma solução aquosa contendo de 3 a 7% de ácido 
acético.
Bases
Os antigos dividiam as substâncias em dois grandes grupos: as 
que se assemelhavam ao vinagre, denominadas ácidos, e as seme-
lhantes às cinzas de plantas, chamadas álcalis. Os álcalis eram subs-
tâncias detergentes ou, segundo o farmacêutico e químico francês 
Guillaume François Rouelle, bases.
Existem muitas bases fracas e inofensivas no nosso cotidiano, 
dentre as muitas podemos citar o sabonete que faz muita espuma e 
desliza facilmente pela pele, pois, transforma alguns tipos de óleos 
de nossa pele em substâncias parecidas com as usadas para fazer 
sabão até compostos utilizados como medicamentos, como o hidró-
xido de magnésio e o hidróxido de alumínio.
Por outro lado, existem também bases fortes e corrosivas tanto 
quanto os ácidos, como por exemplo: hidróxido de sódio utilizado 
em produtos para desentupir encanamentos.
Podemos listar aqui algumas das propriedades funcionais das 
bases, como:
-Possuem sabor amargo ou cáustico (adstringente – que “amar-
ra” a boca);
- Modificam a cordos indicadores ácido-base;
- Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução 
aquosa;
- Reagem com ácidos produzindo sal e água;
Na maioria das vezes são corrosivas e reagem com metais.
Conceito de base segundo arrhenius
Ex.: NaOH Na+(aq) + OH-(aq)
Ca(OH)2 Ca
2+(aq) + 2 OH-(aq)
Al(OH)3 Al
3+(aq) + 3 OH-(aq)
Como pudemos observar, a principal característica das bases é 
a presença do íon OH- (hidroxila ou hidróxido) ligado ao cátion, que 
geralmente é um metal, sendo sua fórmula representada por:
C (OH)x
Onde: C é um cátion (metal)
X = corresponde ao número de hidroxilas (que invertido de bai-
xo para cima à esquerda, corresponderá à carga do metal).
Com isso na dissociação da base genérica C(OH)x ficaremos 
com:
C(OH)x → C
x+ + x OH-
Didatismo e Conhecimento 10
ConheCimentos espeCífiCos / técnico de Laboratório
Exemplos:
NaOH Na+(aq) + OH-(aq)
Ca(OH)2 Ca
2+(aq) + 2 OH-(aq)
Al(OH)3 Al
3+(aq) + 3 OH-(aq)
Sn(OH)4 Sn
4+(aq) + 4 OH-(aq)
Observação:
O hidróxido de amônio (NH4OH) é a única base que não apre-
senta metal em sua fórmula sendo proveniente do borbulhamento 
da amônia (NH3) em água. È volátil, de natureza molecular, cheiro 
muito forte (amoníaco) e base muito solúvel e fraca (forma poucos 
íons em água).
Classificação das bases
- Quanto ao número de hidroxilas na fórmula da base
monobase → uma hidroxila na fórmula da base.
Ex.: NaOH, KOH, AgOH, etc.
Dibase → duas hidroxilas na fórmula da base.
Ex.: Ca(OH)2, Mg(OH)2, Zn(OH)2, etc.
tribase → três hidroxilas na fórmula da base.
Ex.: Al(OH)3, Fe(OH)3, Mn(OH)3, etc.
tetrabase → quatro hidroxilas na fórmula da base.
Ex.: Mn(OH)4, Sn(OH)4, Pb(OH)24, etc.
- Quanto a solubilidade das bases em água
totalmente solúveis → bases de metais alcalinos (1A) e o hi-
dróxido de
amônio (NH4OH).
parcialmente solúveis → bases de metais alcalinos terrosos 
(2A).
praticamente insolúveis → bases dos demais metais.
exceção: O Be(OH)2 e Mg(OH)2 (bases da família 2A) são pra-
ticamente insolúveis.
- Quanto ao grau de dissociação (força das bases)
Para que uma base se dissocie é necessário que esta base esteja 
dissolvida em água, com isso teremos:
Exceção: O hidróxido de amônio (NH4OH) é uma base solúvel, 
mas que apresenta um pequeno grau de ionização, desta forma, esta 
base é classificada como solúvel e fraca.
Resumindo teremos:
Bases fortes → bases dos metais da família 1A e 2A.
Bases fracas → bases dos demais metais, Be(OH)2, Mg(OH)2 
e NH4OH.
- Quanto a volatilidade das bases
Base volátil → o hidróxido de amônio (NH4OH) é a única base 
volátil (baixo ponto de ebulição).
Bases fixas → todas as demais bases são consideradas não vo-
láteis ou fixas (alto ponto de ebulição).
nomenclatura das bases
para cátions que formam uma única base:
Os cátions que formam uma única base são: metais da família 
1A e 2A, Ag+, Zn2+, Al3+ e NH4
+ (amônio).
exemplos:
NaOH → hidróxido de sódio
AgOH → hidróxido de prata
Ca(OH)2 → hidróxido de cálcio
Zn(OH)2 → hidróxido de zinco
Al(OH)3 → hidróxido de alumínio
NH4OH → hidróxido de amônio
Para montar a fórmula da base a partir dos nomes, é necessário 
sabermos que na formulação das base C(OH)x, o número de hidro-
xilas da base (X) dependerá da carga do cátion (C). Desta forma, te-
remos: cátions com carga +1 à 1 OH na fórmula; cátions com carga 
+2 à 2 OH na fórmula e cátions com carga +3 à 3 OH na fórmula.
Exemplos:
Hidróxido de potássio → K+ = KOH
Hidróxido de magnésio → Mg2+ = Mg(OH)2
Hidróxido de alumínio → Al3+ = Al(OH)3
Hidróxido de amônio → NH4
+ = NH4OH
Hidróxido de zinco → Zn2+ = Zn(OH)2
Hidróxido de prata → Ag+ = AgOH
para cátions que formam mais de uma base:
Os cátions, mais importantes, que formam duas bases são:
Ouro (Au1+ e Au3+)
Cobre (Cu1+ e Cu2+)
Ferro (Fe2+ e Fe3+)
Chumbo (Pb2+ e Pb4+)
Exemplos:
AuOH → hidróxido de ouro-I ou auroso
Didatismo e Conhecimento 11
ConheCimentos espeCífiCos / técnico de Laboratório
Au(OH)3 → hidróxido de ouro-III ou aúrico
CuOH → hidróxido de cobre-I ou cuproso
Cu(OH)2 → hidróxido de cobre-II ou cúprico
Fe(OH)2 → hidróxido de ferro-II ou ferroso
Fe(OH)3 → hidróxido de ferro-III ou férrico
Aplicações das principais bases do cotidiano
hidróxido de sódio – naoh
Base conhecida como “soda cáustica” ou “lixívia” ou “diabo 
verde”. É a base mais importante da indústria e do laboratório. É 
fabricado e consumido em grandes quantidades;
Utilizado em produtos para desentupir ralos, pias e limpa forno;
É usada na fabricação do sabão. Atualmente, o sabão é obti-
do de gorduras (de boi, de porco, de carneiro, etc) ou de óleos (de 
algodão, de vários tipo de palmeiras, etc.). A hidrólise alcalina de 
glicerídeos (óleos ou gorduras) é denominada, genericamente, de 
reação de saponificação porque, numa reação desse tipo, quando é 
utilizado um éster proveniente de um ácido graxo, o sal formado re-
cebe o nome de sabão. A equação abaixo representa genericamente 
a hidrólise alcalina de um óleo ou de uma gordura:
É usada em inúmeros processos industriais na petroquímica e 
na fabricação de papel, celulose, corantes, etc. É muito corrosivo e 
exige muito cuidado ao ser manuseado.
Não existe soda cáustica livre na natureza. Esta é fabricada por 
eletrólise (decomposição por corrente elétrica) de solução aquosa de 
sal de cozinha (NaCl).
hidróxido de cálcio – Ca(oh)2
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
É um sólido branco pouco solúvel em água;
Quando disperso em água, origina um líquido espesso, deno-
minado de suspensão, que contém partículas sólidas misturadas à 
água denominado de leite de magnésia e é utilizada como laxante 
e antiácido.
2 HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → MgCl2(aq) + 2 H2O(l)
hidróxido de alumínio – Al(oh)3
É um sólido gelatinoso insolúvel na água;
Utilizado no tratamento da água e de água de piscinas. O hi-
dróxido de alumínio formado na superfície, como um precipitado 
gelatinoso, arrasta as impurezas sólidas para o fundo do tanque, no 
processo denominado decantação; Al2(SO4)3 + 3 Ca(HCO3)2 → 2 
Al(OH)3 + 3 CaSO4 + 6 CO2
Utilizado como medicamento com ação de antiácido estomacal 
(Pepsamar, Natusgel, Gelmax, etc) pois neutraliza o excesso de HCl 
no suco gástrico.
3 HCl(aq) + Al(OH)3(aq) → AlCl3(aq) + 3 H2O(l)
hidróxido de amônio – nh4oh
É obtido através do borbulhamento de amônia(NH3) em água, 
originando uma solução conhecida comercialmente como amoní-
aco;
NH3(g) + H2O(l) ↔ NH4OH(aq) ↔ NH4
+(aq) + OH-(aq)
É utilizado em produtos de limpeza doméstica tais como: ajax, 
fúria, patopurific, veja, etc.
É utilizado na fabricação de sais de amônio, empregados na 
agricultura e como explosivos.
QUestÕes pRopostAs
Questão 01) O ácido clórico é um ácido forte, utilizado como 
catalisador em reações de polimerização e como agente oxidante. 
Soluções aquosas desse ácido pode causar grande irritação na pele 
e nas mucosas.
a) Represente a fórmula estrutural do ácido clórico.
b) Qual o nome do sal formado pela reação de neutralização 
do ácido clórico pelo hidróxido de alumínio?
GAB
Questão 02) Escreva :
a) as fórmulas moleculares do ácido hipoiodoso e do ácido 
perbrômico.
b) os nomes dos compostos de fórmulas H2SO3 e H3PO4.
Gab:
a) hio e hBro4
b) ácido sulfuroso e ácido fosfórico
Questão 03) A queima do enxofre presente na gasolina e no 
óleo diesel gera dois anidridos que, combinados com a água da chu-
va, formam seus ácidos correspondentes.
Escreva a fórmula desses ácidos e indique o ácido mais forte. 
Justifique sua indicação.
ResoLUÇÃo:
h2so3 e h2so4
o ácido mais forte é o h2so4, pois a diferença entre o núme-
ro de átomos de oxigênio e o número de átomos de hidrogênio 
ácido é igual a 2, enquanto no h2so3 essa diferença é igual a 1.
Questão 04) Sabe-se que a chuva ácida é formada pela disso-
lução, na água da chuva, de óxidos ácidos presentes na atmosfera. 
Entre os pares de óxidos relacionados,qual é constituído apenas por 
óxidos que provocam a chuva ácida?
a) Na2O e NO2
b) CO2 e MgO
c) CO2 e SO3
d) CO e NO2
e) CO e NO
Alternativa ‘C’.
o Co2 reage com a água formando solução ácida e é res-
ponsável pela acidez natural da chuva em ambientes não polu-
ídos. o so3 reage com a água formando ácido sulfúrico e é um 
dos principais responsáveis por diminuir o ph da chuva a níveis 
perigosos para o ambiente.
Questão 05) Ao se dissolverem 5 moléculas-grama de um áci-
do HX, em quantidade suficiente de água, constatou-se que 4 molé-
culas-grama do soluto se ionizaram. Pedem-se:
a) o grau de ionização de HX;
b) o número de íons existentes na solução obtida.
Didatismo e Conhecimento 12
ConheCimentos espeCífiCos / técnico de Laboratório
ResoLUÇÃo:
a) 80%
b) 4,8 . 1024íons
Questão 06) Os ácidos podem ser classificados quanto ao nú-
mero de hidrogênios ionizáveis. O ácido hipofosforoso, H3PO2, uti-
lizado na fabricação de medicamentos, apresenta fórmula estrutural:
O P
H
O H
H
a) Quantos hidrogênios são ionizáveis no ácido hipofosforo-
so? Justifique sua resposta.
b) Escreva a equação de neutralização desse ácido com o hi-
dróxido de sódio.
ResoLUÇÃo:
a) apenas um (01) hidrogênio ionizável.
b) h3po2 + naoh ® nah2po2 + h2o
Questão 07) O cloro é um gás irritante e sufocante. Misturado à 
água, reage produzindo os ácidos clorídrico e hipocloroso – que age 
como desinfetante, destruindo ou inativando os microorganismos. 
a) Identifique os reagentes e os produtos desta reação e for-
neça suas fórmulas químicas.
b) A água de lavadeira é uma solução aquosa de hipoclorito 
e o ácido muriático é uma solução concentrada de ácido clorídrico. 
Ambos podem ser utilizados separadamente na limpeza de alguns 
tipos de piso. Explique a inconveniência, para a pessoa que faz a 
limpeza, de utilizar uma mistura destes dois produtos.
ResoLUÇÃo:
a) Cl2(g) + h2o 
→
← hCl(aq) + hClo(aq)
b) h+(aq) + Clo–(aq) + 2 Cl–(aq) 
→
← Cl2(g) + h2o 
como na reação há produção de gás cloro, o incoveniente é que 
a água de lavadeira é irritante aos olhos, devido a presença do 
cloro.
QUestÕes pRopostAs
Questão 01) Na reação entre os gases N2 e H2 , obtém-se uni-
camente gás amônia. A solução aquosa de amônia recebe o nome 
de amoníaco (hidróxido de amônio), que é o componente ativo de 
produtos de limpeza usados para remoção de gorduras.
A partir dessas informações, considere as seguintes afirmações:
I. O hidróxido de amônio tem fórmula NH3 .
II. Na formação do gás amônia, a reação ocorrida é de sínte-
se.
III. O amoníaco tem fórmula NH4OH .
IV. A amônia tem fórmula NH4OH .
V. O cheiro irritante e forte, que se sente quando se usa amo-
níaco, é proveniente do gás nitrogênio.
Estão corretas, somente:
a) I e IV .
b) II e V .
c) II e III .
d) I e II .
e) III e V.
Gab: C
A reação de síntese da amônia pode ser representada por:
N2(g) + 3H2(g) ® 2NH3(g)
O amoníaco é o nome popular do hidróxido de amônio (NH4OH 
). Logo, as afirmações II e III são corretas.
Questão 02) A fórmula do hidróxido ferroso é:
a) Fe(OH)2
b) Fe(OH)3
c) FeO
d) Fe2O3
e) n.d.a
Gab: A
Questão 03) A equação que representa corretamente a dissocia-
ção iônica de uma base pouco solúvel, de fórmula M(OH)x, é:
a) M(OH)x ® M
x+ + OH-
b) M(OH)x ® xM
+ + xOH-
c) M(OH)x ® M
x+ + xOH-
d) M(OH)x ® M
x+ + OHx
-
e) M(OH)x ® xM
+ + OH-
Gab: C
Questão 04) Explique porque é praticamente impossível medir 
a condutividade elétrica de um hidróxido que não seja de um metal 
alcalino.
Gab: Porque é praticamente insolúvel em água.
Questão 05) Uma base forte deve ter ligado ao grupo OH-:
a) um elemento muito eletropositivo
b) um elemento muito eletronegativo
c) um semimetal
d) um metal que dê 3 elétrons
e) um ametal
Gab: A
Questão 06) Na embalagem de um produto usado para desen-
tupir pias e ralos, à base de
soda cáustica (hidróxido de sódio – NaOH), são encontradas, 
entre outras, as instruções:
“Cuidado: Em caso de contato, lavar imediatamente os olhos ou 
a pele com água em abundância durante quinze minutos. Se ingeri-
do, não provocar vômito. Dar grande quantidade e também vinagre 
diluído em um copo de água. A seguir, dar uma colher de óleo co-
mestível.”
“Não reaproveitar a embalagem vazia. Lavar a colher utilizada 
como medida com bastante água corrente antes de reutilizá-la. Não 
adicionar água à embalagem do produto.”
O quadro abaixo relaciona algumas dessas instruções com as 
justificativas para o uso desses procedimentos, com base nas pro-
priedades da soda cáustica e das outras espécies envolvidas. Assi-
nale a alternativa que contém uma justificativa INCORRETA para 
a instrução relacionada.
a) Instrução : Dar vinagre diluído em um copo de água. Jus-
tificativa : O vinagre diluído neutraliza a soda cáustica através de 
reação ácido-base.
b) Instrução : Lavar a colher utilizada como medida com bas-
tante água corrente antes de reutilizá-la. Justificativa : A utilização 
de grande quantidade de água deve-se ao fato de a soda cáustica ser 
insolúvel na água.
c) Instrução : Não adicionar água à embalagem com o produ-
to. Justificativa : A adição de água à embalagem com produto provo-
ca forte aquecimento
Didatismo e Conhecimento 13
ConheCimentos espeCífiCos / técnico de Laboratório
d) Instrução : Não reaproveitar a embalagem vazia. Justifica-
tiva : A embalagem pode estar contaminada com resíduos de soda 
cáustica
Gab: B
Questão 07) Os halogênios pertencem a uma classe de elemen-
tos com acentuada reatividade. Estão presentes na composição quí-
mica de muitos ácidos como o HF, HCl, HBr e HI. Considerando os 
dados mostrados na tabela a seguir:
9
32
9
32
7
32
4
32
o
103,0)aq(I)(OH)(OHHI(aq)
100,1)aq(Br)(OH)(OHHBr(aq)
100,1)aq(C)(OH)(OH(aq)HC
103,5)aq(F)(OH)(OHHF(aq)
C25 a acidez
de Constante
prótons de ncia transferêde Equilíbrio
−−+→
←
−−+→
←
−+→
←
−−+→
←
×≈++
×≈++
×≈++
×++




é correto afirmar que:
a) o ácido com maior capacidade de liberar H3O
+ é o HBr.
b) o ácido clorídrico, ao sofrer ionização, apresenta mais es-
pécies não ionizadas.
c) a ordem de acidez crescente é: HCl < HBr < HI <HF.
d) o ácido iodídrico é mais fraco que o ácido bromídrico.
e) o ácido fluorídrico é o ácido mais fraco.
Gab: E
Questão 08) Observe o esquema abaixo:
A força de um ácido é medida pelo seu grau de ionização (a), 
ou seja, pela relação entre o número de moléculas ionizadas e o 
número total de moléculas dissolvidas. Em qual das soluções – de 
mesma concentração e na mesma temperatura- a lâmpada (L) do 
esquema apresenta maior brilho?
a) HF 
b) HNO3 
c) H3PO4 
d) H2S
e) H4SiO4
Gab: B
Questão 09) O ácido sulfúrico é um líquido incolor, denso, 
muito corrosivo e largamente utilizado na fabricação de matéria-
-prima para o setor industrial. Sobre o ácido sulfúrico, é CORRETO 
afirmar:
a) pode ser obtido pela reação de SO3 e água.
b) sua dissolução em água consome calor.
c) trata-se de um composto iônico.
d) é um ácido monoprótico.
Gab: A
Questão 10) Ácido bórico, H3BO3, tem a seguinte fórmula es-
trutural.
 
Gab: C
Questão 11) Para distinguir uma solução aquosa de HF (ácido 
fraco) de outra de HCl (ácido forte), de mesma concentração, foram 
efetuados os seguintes procedimentos independentes com cada uma 
das soluções.
I. Determinação da temperatura de congelamento do solven-
te.
II. Medida de pH.
III. Teste com uma tira de papel tornassol azul.
IV. Medida de condutibilidade elétrica das soluções.
Os procedimentos que permitem distinguir entre essas soluções 
são:
a) I, II e IV, apenas.
b) II, III e IV, apenas.
c) II e IV, apenas.
d) III e IV, apenas.
e) IV, apenas.
Gab: A
Questão 12) Qual dos ácidos abaixo é o menos volátil?
a) HCl.
b) HI.
c) H2SO3.
d) H2SO4.
e) CH3CH2COOH.
Gab: D
inDiCADoRes ÁCiDos BAses
medida da acidez ou alcalinidade
A medida de acidez ou alcalinidade de uma solução pode ser 
realizada através do uso de indicadores ácido-base e também através 
da medida do pH da solução, denominado de potencial hidrogeni-
ônico. 
O pH é uma escalaque vai de 0 a 14 e fundamenta-se na quanti-
dade de íons hidrogênio que estão contidos numa solução. 
Didatismo e Conhecimento 14
ConheCimentos espeCífiCos / técnico de Laboratório
indicadores ácido-base
Você já observou como a cor do chá muda ligeiramente quando 
se junta algumas gotas de um limão? O chá está agindo como um 
indicador, mostrando que o limão aumentou a acidez. Alguns pro-
dutos químicos coloridos são usados para mostrar se uma solução é 
ácida ou básica (alcalina).
Um indicador ácido-base é uma substância que apresenta uma 
determinada coloração em meio ácido e outra em meio básico ou 
alcalino.
Há diversos indicadores que podem nos dizer sobre a acidez ou 
sobre a alcalinidade de uma solução. 
Um indicador muito útil é uma mistura de corantes, conhecida 
como indicador Universal. 
Embalagem de Indicador Universal. As tiras do indicador são 
imersas na solução na qual se quer determinar o pH, o que é feito 
comparando-se a cor obtida na tira com a escala de cores que apa-
rece impressa na embalagem do indicador
fenolftaleína
A Fenolftaleína é um composto orgânico usado como indicador 
ácido-base. O composto é incolor em solução ácida e rósea em solu-
ção básica (com a transição de cores ocorrendo por volta de pH 9). 
A fenolftaleína foi muito usada como principio ativo de muitos 
laxantes, por exemplo, o Lacto-Purga. Todavia por ser suspeito de 
possuir um grande poder carcinogênico foi substituído por outras 
substâncias. 
!
Fenolftaleína em solução de NaOH (meio básico) apresenta 
coloração avermelhada.
Fenolftaleína (conta-gotas) em presença de vinagre que con-
tém ácido acético (meio ácido) permanecerá incolor.
indicadores naturais
Os corantes obtidos das frutas e vegetais, como pêras, amora, 
hortênsias, cebolas e repolho roxo, podem também ser indicadores. 
Eles mudam de cor conforme o pH.
O círculo interior é uma escala colorida de um indicador uni-
versal: cor-de-rosa no ácido forte (pH = 0), azul na base forte (pH 
= 14). Os círculos externos mostram como a cor dos sucos de repo-
lho roxo, pêra, rabanete e beterraba mudam com o pH.
Alguns jardineiros têm que se preocupar com o pH do solo. Há 
plantas que só crescem em um valor determinado de pH. Solos em 
regiões calcárias geralmente são alcalinos (pH de 7 a 7,5). Solos de 
arenito, argila, pântano e turfa são ácidos (pH de 6,5 a 7). 
Didatismo e Conhecimento 15
ConheCimentos espeCífiCos / técnico de Laboratório
!
O suco de repolho roxo pode constituir um bom indicador uni-
versal de pH, podendo substituir os papéis indicadores universais, 
que são encontrados apenas em lojas especializadas.
O repolho roxo é cortado em pequenos pedaços, colocado em 
um recipiente com água e depois será fervido até obter uma solução 
roxa que mudará de cor tanto em presença de uma solução ácida 
como em uma solução básica ou alcalina.
Obtenção do extrato de repolho roxo
O suco do repolho roxo vai do vermelho (meio ácido), ao rosa, 
roxo, azul e verde (meio básico).
Soluções contendo extrato de repolho roxo funcionando como 
indicador de pH.
O papel de tornassol é obtido a partir de uma espécie de lí-
quen (organismo de estrutura simples formada pela associação de 
um fungo com uma alga), que fica vermelho em meio ácido e azul 
em meio básico.
O papel de tornassol vermelho não muda de cor em meio ácido 
(esquerda) e fica azul em meio básico (direita).
Dos indicadores citados, utilizaremos o papel de tornassol e 
fenolftaleína para definir soluções ácidas e básicas, segundo a co-
loração obtida. 
Com isso teremos:
solução tornassol fenolftaleína
Ácida Vermelho Incolor
Básica Azul Vermelho
QUÍMICA DESCRITIVA DOS ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS; 
Na Química Descritiva estudaremos a ocorrência dos elementos 
na natureza, os locais onde podem ser encontrados, o estado físico 
em que se apresentam e suas combinações químicas mais comuns.
É de grande interesse estudarmos os processos usados para ob-
tenção dos elementos, a partir de fontes naturais e como são fabrica-
das algumas substâncias de grande interesse industrial e comercial.
Constituição da terra
O planeta Terra, para efeitos de estudos, é dividido basicamente 
em três partes: litosfera, hidrosfera e atmosfera.
Atmosfera
Atmosfera é a camada gasosa ao redor da Terra.
Sete elementos gasosos podem ser encontrados comumente na 
atmosfera, entre eles nitrogênio, oxigênio e gases nobres.
Todos esses elementos são obtidos industrialmente a partir do 
ar atmosférico, com exceção do gás hélio (He) que é extraído do 
gás natural de certos poços no Kansas, Oklahoma e Texas, onde sua 
concentração é bem superior à encontrada no ar atmosférico.
Didatismo e Conhecimento 16
ConheCimentos espeCífiCos / técnico de Laboratório
Dependendo do local, clima e altitude, a composição da atmos-
fera pode variar; mas, em geral, temos em ordem decrescente de 
porcentagem em volume:
hidrosfera
Hidrosfera é a parte líquida da Terra que corresponde a cerca de 
80% da superfície.
A água dos oceanos apresenta uma grande variedade de sais 
dissolvidos, constituindo-se em fonte principal de obtenção de vá-
rios elementos, como bromo, magnésio, sódio, cloro, etc.
Os sais dissolvidos correspondem a 3,3% da água dos oceanos.
Os elementos que podem ser obtidos da água dos oceanos apre-
sentam a seguinte abundância:
Litosfera
Litosfera é a parte sólida da Terra com cerca de 6.500 km de 
raio. A parte mais externa, que corresponde a uma espessura de 
aproximadamente 30 km, é chamada de crosta terrestre. É dela que 
extraímos alguns principais elementos, os quais, em ordem decres-
cente de abundância, são:
O oxigênio e o silício são os elementos mais abundantes da 
crosta terrestre, seguidos do alumínio e do ferro. Esses e os demais 
elementos encontrados na crosta terrestre compõem os chamados 
minerais.
Minerais são substâncias presentes na crosta terrestre que se 
encontram em determinados depósitos. São provenientes da con-
centração de vários elementos que ocorreram com o passar das eras 
geológicas, devido a vários processos como fusão, cristalização, dis-
solução e precipitação, formando compostos estáveis.
Resumindo temos:
“mineral é uma substância simples ou composta que se for-
ma naturalmente na crosta terrestre.”
Grande parte dos minerais apresentam, na sua formação, ele-
mentos metálicos, cuja extração é desejada.
Se o mineral apresenta facilidade de extração, condições de 
transporte, baixo custo de mercado, ele passa a ser chamado de mi-
nério.
Portanto: “minério é todo material do qual se pode extrair 
um elemento quimico de forma economicamente viável.”
Os principais minérios e os elementos químicos extraídos en-
contram-se no quadro a seguir:
Didatismo e Conhecimento 17
ConheCimentos espeCífiCos / técnico de Laboratório
O minério é encontrado na natureza em locais que são chama-
dos minas ou jazidas. O processo de extração do minério das minas 
é chamado de mineração.
Os processos utilizados para obtenção dos metais, a partir dos 
seus minérios, é a metalurgia.
Esses processos consistem, de um modo geral, em:
- Purificação (ou concentração) do minério
Geralmente o minério obtido da jazida apresenta uma quantida-
de muito grande de impurezas, material rochoso inútil. Portanto, as 
impurezas devem ser removidas.
- Redução do cátion metálico ao átomo metálico
Os elementos metálicos encontram-se nos minerais na forma 
de cátions metálicos, e, para que se possa obter o metal, tem-se que 
fazer a redução do cátion.
- Purificação do Metal
O metal obtido pelas etapas 1 e 2 contém geralmente pequenas 
quantidades de outros metais e/ou não-metais, que devem ser remo-
vidos ou não, dependendo da aplicação do metal.
substâncias simples e Compostas importantes
halogênios
Os elementos da família VIIA (atual 17) são conhecidos como 
halogênios (“formadores de sal”).
Os halogênios, por serem altamente reativos, não são encon-
trados livres na natureza e ocorrem como íons halogenetos: F–, Cl–, 
Br– e I–.
- flúor (f2)
É um gás amarelo pálido queocorre em minerais, como fluorita 
(CaF2), criolita (Na3AlF6) e flúor apatita [Ca5F(PO4)3].
A molécula de flúor F2 é, em princípio, o mais forte dos agentes 
oxidantes.
Na prática, o flúor raramente é utilizado como agente oxidante, 
pois o seu manuseio é extremamente perigoso. A molécula de F2 
retira elétrons de praticamente todas as espécies, incluindo a água, 
geralmente com explosão violenta.
O flúor (F2) é obtido pela eletrólise de uma mistura fundida de 
HF e KF usando ânodo de carbono, no qual se produz F2, e um cá-
todo de prata ou aço inoxidável no qual se forma o H2. Os produtos 
devem ser mantidos separados, pois reagem explosivamente.
O F2 pode ser armazenado em recipiente de aço, cobre ou certas 
ligas, somente porque ele forma rapidamente, uma película fluoreto 
na superfície do metal, e impede o prosseguimento da reação.
O flúor reage violentamente com o hidrogênio, formando o flu-
oreto de hidrogênio (HF).
HF, apesar de ser um ácido fraco, possui propriedades que o 
tornam difícil de manusear. O HF(g), ou em solução aquosa ataca o 
vidro.
As soluções de HF devem ser guardadas em recipientes de po-
lietileno ou de parafina.
O HF tem uma outra propriedade que o torna extremamente 
perigoso, que é causar queimaduras extremamente dolorosas e que 
levam vários meses para cicatrizar.
Os íons fluoretos (F–) são usados em prevenção de cárie den-
tária. A fonte de íons fluoreto pode ser SnF2 (fluoreto estanoso) en-
contrado no creme dental, ou NaF, adicionado à água potável, na 
proporção de 1 p.p.m.
- Cloro (Cl2)
É um gás amarelo-esverdeado, venenoso, pouco solúvel em 
água, reagindo com ela, dando íons cloreto e hipoclorito.
Didatismo e Conhecimento 18
ConheCimentos espeCífiCos / técnico de Laboratório
O cloro encontra-se combinado como cloreto, como os mine-
rais habita (NaCl) e siluita (KCl) em depósitos subterrâneos e tam-
bém, nos oceanos.
O cloro é um germicida poderoso, usado na purificação da água 
de beber.
É obtido industrialmente pela eletrólise de solução aquosa de 
cloreto de sódio.
2NaCI + 2H2O 2NaOH + H2+ CI2
Em laboratório, pela reação do ácido clorídrico com dióxido de 
manganês:
MnO2 + 4 HCI MnCI2+2H2O+CI2
O cloro é usado como alvejante industrial no tratamento da ce-
lulose para a fabricação de papel, na obtenção de compostos como o 
ácido clorídrico, o inseticida BHC (bezeno hexaclorado), etc.
Quando o cloro é borbulhado em uma solução de hidróxido de 
sódio à temperatura ambiente, ocorre a reação:
Cl2(g) + 2OH
-(aq) ClO-(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)
A solução resultante é comercializada como água sanitária para 
uso doméstico e como desinfetante.
- Bromo (Br2)
É um líquido castanho-avermelhado, de cheiro repugnante, tó-
xico, venenoso.
Parcialmente solúvel em água, reagindo com ela e produzindo 
água de bromo.
É obtido industrialmente pela oxidação em meio ácido do Br– 
das águas do mar, usando cloro como agente oxidante.
Cl2(g) + 2Br
-(aq) 2Cl-(aq) + Br2(aq)
O bromo gasoso é arrastado por uma corrente de ar e, em segui-
da, condensado ao estado líquido.
No laboratório, o bromo pode ser obtido pele oxidação de Br– 
por MnO2 em meio ácido ou outro agente oxidante.
O bromo produz queimaduras dolorosas na pele que dificilmen-
te cicatrizam, por isso deve ser manuseado com extremo cuidado.
É usado na fabricação de bromofórmio (CHBr3), de desinfetan-
tes, corantes e na indústria fotográfica, principalmente na forma de 
brometo de prata (AgBr).
- iodo (i2)
É um sólido cinza-escuro, com um brilho semimetálico. Su-
blima a 184 oC, dando vapor violeta. É praticamente insolúvel em 
água. É solúvel em etanol, formando a tintura de iodo que era utili-
zada como desinfetante e antisséptico.
É produzido industrialmente pela oxidação de I– com gás Cl2:
CI2(g) + 2I
– 2CI–+ I2
ou pela redução do a I– :
seguido de oxidação pelo próprio iodato:
Em laboratório, é obtido pelo tratamento de uma mistura de io-
deto de potássio e dióxido de manganês com ácido sulfúrico:
2KI + MnO2 + 3H2SO4 2KHSO4 + MnSO4 + 2H2O + I2
O iodo é usado na produção do iodofórmio (CHI3), na fabrica-
ção de remédios, desinfetantes, corantes e na indústria fotográfica 
(KI e AgI).
O sal de cozinha iodado (NaCl + NaI) tem a finalidade de com-
bater o hipertireoidismo (doença do bócio).
hidrogênio (h2)
É um gás incolor, inodoro, combustível (chamado combustível 
do futuro). Na Terra, o hidrogênio raramente se encontra livre, mas 
combinado, geralmente com o oxigênio, formando água.
A molécula de hidrogênio é tão leve que, ao ser libertada, rapi-
damente sobe aos níveis mais altos da atmosfera de onde, aos pou-
cos, se perde no espaço.
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
d) em laboratório
Pela reação de ácidos com metais mais reativos que o hidro-
gênio.
Zn(S) + 2HCI(aq) ZnCI2(aq)
O hidrogênio é usado na hidrogenação de óleos vegetais para a 
produção de margarina, como combustível, na formação de vários 
compostos, como NH3 e HCl.
oxigênio (o2)
É um gás incolor, inodoro e, no estado líquido, é azul pálido. 
É o elemento mais abundante na Terra, quer em porcentagem de 
átomos, em massa. Ocorre livre na atmosfera, combinado com hi-
drogênio na hidrosfera e combinado como silício, ferro, alumínio e 
outros elementos na crosta terrestre (litosfera).
Didatismo e Conhecimento 19
ConheCimentos espeCífiCos / técnico de Laboratório
É usado como “comburente”, substância que alimenta as com-
bustões.
É obtido industrialmente por liquefação e posterior destilação 
fracionada do ar atmosférico.
Inicialmente, o ar atmosférico é submetido a sucessivas com-
pressões e resfriamentos até atingir uma temperatura de aproxima-
damente – 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 ultimo, o 
oxigênio (PE –185 °C).
É obtido também pela eletrólise da água:
2H2O 2H2+O2
Na Medicina, é aplicado em inalações e em aparelhos de respi-
ração artificial contra envenenamentos provocados por certos gases 
como o monóxido de carbono (CO). É usado na fabricação do aço e 
em equipamentos de mergulho.
- nitrogênio (n2)
A vitrificação difere das técnicas de refrigeração e de arma-
zenagem tradicionais que permite a solidificação “transparente” 
instantânea dos ovos e dos embriões sem a formação de cristais de 
gelo. Durante a vitrificação o embrião é mergulhado no nitrogênio 
líquido de -196C.
É um gás, incolor, inodoro e insípido.
É um gás inerte. Ocorre na Terra como o principal constituinte 
do ar atmosférico (~ 78% em volume) 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, especial-
mente os legumes, convertem o nitrogênio atmosférico em nitro-
gênio orgânico, que é então transformado por outras 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 amô-
nio (NH4NO2):
Por ser inerte, é usado na forma gasosa no empacotamento de 
alimentos e no interior de lâmpadas incandescentes.
Na forma líquida, é usado na conservação de alimentos, na de 
sêmen para inseminação artificial.
É usado também na síntese da amônia e na do ácido nítrico.
Amônia ou Gás Amoníaco (nh3)
É um gás incolor (ponto de ebulição normal - 33,4 °C), com 
odor característico, sufocante, e sua inalação, em altas concentra-
ções, causa problemas respiratórios.
A amônia é extremamente solúvel em água, produzindo o hi-
dróxido de amônio, o qual não existe isolado.
NH3 + H2O NH4OH
NH4OH NH + OH
–
É obtida industrialmentepela síntese catalítica:
I. Processo Haber-Bosch
Neste processo, a temperatura fica entre 500 a 600 °C, a pressão 
é de 200 atmosferas e o catalisador é o ósmio ou o urânio.
O resultado é uma solução amoníaca com rendimento de 15%.
II. Processo de Claude
Neste processo, a temperatura é também de 500 a 600 °C, só 
que a pressão é de 1000 atmosferas e o catalisador é o ferro. Resulta 
o gás amoníaco liquefeito, com rendimento de 40%.
Em laboratório
a) Processo Solvay
Ação da cal viva quente sobre o cloreto de amônio.
2NH4CI + CaO CaCI2 + 2NH3 + H2O
b) Sal de amônio com base solúvel.
A amônia é utilizada em refrigeração, na produção de fertilizan-
tes, na preparação de ácido nítrico.
Ácido nítrico (hno3)
Puro, é um líquido incolor, volátil (PE = 86 °C) e solúvel em 
água. Em solução aquosa, dá origem a um ácido forte, (aqua fortis), 
de cheiro irritante, muito venenoso se inalado ou ingerido, e forte 
agente oxidante.
É obtido industrialmente pela oxidação da amônia, pelo pro-
cesso Ostwald:
enxofre
O enxofre é encontrado livre na crosta terrestre, bem como 
combinado com outros elementos, principalmente na forma de sul-
fetos, como a galena (PbS), pirita (FeS2) e vários sulfatos, como o 
sulfato de cálcio etc.
É obtido industrialmente pelo processo Frasch, no qual o vapor 
d’água superaquecido (a cerca de 170 ºC e sob pressão) e ar compri-
mido são injetados por encanamentos até os depósitos subterrâneos. 
O enxofre se funde e é forçado a subir para a superfície como uma 
espuma de ar-água-enxofre.
O enxofre é um sólido cristalino amarelo, insolúvel em água e 
solúvel em dissulfeto de carbono (CS2).
Didatismo e Conhecimento 20
ConheCimentos espeCífiCos / técnico de Laboratório
Apresenta uma variedade de formas alotrópicas.
À temperatura ambiente, ou abaixo de 95,5 °C, o enxofre está-
vel é o rômbico ou enxofre cuja molécula é cíclica (S8).
Quando é aquecido lentamente, transforma-se na forma cristali-
na monoclínica, estável acima de 95,5 °C.
Quando o enxofre líquido (ponto de fusão = 119 °C) é resfriado 
rapidamente, sendo despejado em água, forma-se o enxofre plástico 
ou amorfo. Ele se parece muito com uma goma de mascar e, aparen-
temente, consiste em cadeias muito longas e entrelaçadas.
O enxofre é usado na vulcanização da borracha, na fabricação 
de pólvora e em fogos de artifício.
Em medicina, é empregado em pomadas ou sabonetes, no com-
bate de certas moléstias da pele.
É usado na síntese do ácido sulfúrico.
Ácido sulfúrico (h2so4)
É um líquido incolor, viscoso, forte agente oxidante, desidra-
tante, densidade igual a 1,84 g/cm3. Seu ponto de ebulição é cerca 
de 330 °C, sendo um ácido fixo (difícil de vaporizar). É um dos 
reagentes industriais mais importantes.
É obtido industrialmente de duas etapas:
I. Obtenção do dióxido de enxofre (SO2)
a) a partir da combustão do enxofre
S+O2 SO2
b) a partir da ustulação da pirita (FeS2)
4FeS2 + 11O2 2Fe2O3+8SO2
 
II. Processo de Contato
Oxidação catalítica do SO2 a SO3, pelo pentóxido de divanádio 
(V2O5) ou pela platina (Pt) finamente dividida.
2SO2+O2 2SO3
O SO3 é dissolvido em H2SO4, produzindo o ácido pirossulfú-
rico, chamado antigamente de oleum ou ácido sulfúrico fumegante 
(H2S2O7).
SO3(g) + H2SO4(l) H2S2O7(l)
A adição de água ao ácido pirossulfúrico produz um ácido sul-
fúrico de alta concentração.
H2S2O7(l) + H2O(I) 2H2SO4(I)
Este processo de contato é o mais moderno utilizado para a 
obtenção de ácido sulfúrico. Antigamente, usava-se o processo das 
“camadas de chumbo”.
A dissolução do ácido sulfúrico em água deve ser feita com 
extremo cuidado, pois libera grande quantidade de calor.
Devemos sempre adicionar o ácido à água lentamente e sob 
agitação.
Nunca adicionar água no ácido, porque o calor liberado vapori-
za rapidamente a água à medida que ela vai sendo adicionada, o que 
pode provocar queimaduras graves.
O ácido sulfúrico é muito corrosivo e carboniza a matéria or-
gânica.
É utilizado como eletrólito de bateria de autos, na fabricação 
de outros ácidos, na produção de fertilizantes e na fabricação de ex-
plosivos.
Alumínio (Al)
É o metal mais abundante da litosfera, ocorre nos aluminossili-
catos, argilas, micas e feldspatos.
É obtido industrialmente pelo processo Hall, que consiste na 
eletrólise ígnea da alumina (Al2O3) proveniente da bauxita.
O mineral de alumínio é bauxita, que é óxido de alumínio e 
hidrato impuro Al2O3· nH2O.
Inicialmente a bauxita é purificada, pelo processo de Bayer, for-
mando a alumina (Al2O3).
A alumina é dissolvida em criolita (Na3AlF6) fundida e eletroli-
sada a cerca de 1.000°C.
O alumínio é um metal extremamente versátil. Ele pode ser 
prensado, curvado, enrolado, moldado, estruturado, dando origem 
às mais variadas formas.
Sua baixa densidade torna-o útil na construção de aeronaves e 
está sendo cada vez mais utilizado nas indústrias automobilísticas 
para obter veículos mais leves. É utilizado na fabricação de uten-
sílios domésticos, como panelas, bacias, formas etc., e também na 
produção de fios para eletricidade.
QUestÕes ResoLViDAs
Questão 01) Descreva um método de preparação do ácido ní-
trico economicamente viável e utilizado pelas indústrias químicas 
modernas para a produção em grande escala. Utilize equações ba-
lanceadas para representar as reações químicas que ocorrem com o 
emprego do método proposto.
ResoLUÇÃo:
trata-se de um ácido líquido e incolor, tóxico, corrosivo e 
com ponto de ebulição de 83ºC.
indiscutivelmente é preparado a partir do nh3 
12nh3 + 15o2 ® 12no + 18 h2o
12no + 6o2 ® 12no2 
12no2 + 4h2o ® 8hno3 + 4no
Questão 02) Descreva como se pode obter, num laboratório de 
química, cloridreto (HCl (g)) a partir de cloreto de sódio sólido. De 
sua descrição devem constar: as outras matérias primas necessárias, 
o desenho esquemático da aparelhagem a ser utilizada e as equações 
químicas balanceadas das reações envolvidas.
ResoLUÇÃo
em laboratório é preparado a partir do naCl(s) em reação 
com solução aquosa de ácido sulfúrico.
Didatismo e Conhecimento 21
ConheCimentos espeCífiCos / técnico de Laboratório
equipamento de kipp.
no recipiente “A” é colocado o naCl em fase sólida;
no recipiente “C” é colocado solução de h2so4 que irá go-
tejar sobre o naCl;
o hCl gasoso será recolhido no recipiente “B”.
Questão 03) Descreva como o hidróxido de sódio é obtido em 
escala industrial. Sua descrição deve incluir as matérias primas utili-
zadas, as equações das reações químicas envolvidas no processo, as 
condições de operação e o aproveitamento de eventuais subprodutos 
obtidos no processo.
ResoLUÇÃo
processo:
o hidróxido de sódio é obtido industrialmente por eletróli-
se de soluções aquosas de naCl:
matérias primas:
naCl e h2o
equações:
2naCl + h2o ® 2naoh + h2(g) + Cl2(g)
sub-produtos
hidrogênio gasoso: usado em outras reações químicas.
Cloro gasoso: aproveitado no para diversas outra reações 
como de cloração, obtenção de compostos para o tratamento 
de água etc.
Questão 04) Descreva como se pode preparar NH3 gasoso, em 
pequena escala, a partir de substâncias freqüentemente disponíveis 
em laboratórios de química. Sua resposta deve conter uma descrição 
do procedimento experimental, deve vir acompanhada de uma figu-
ra da aparelhagem utilizada e das equações balanceadas das reações 
envolvidas no processo de preparação.
ResoLUÇÃo
A nível de pequena escala o nh3 pode ser obtido a partir de 
reações de bases fortes com sais de amônio:
2nh4Cl + Ca(oh)2® CaCl2 + 2h2 o +2nh3(g)
i- objetivo:
obter gás amoníaco
ii- material:
Béquer, proveta, balões de fundo redondo, tubo de vidro 
com ângulo de 45o, tubo de vidro com uma das extremidades 
bem estreita, tubo de borracha, rolhas furadas, suporte univer-
sal, garras, bico de Bünsen, tripé de ferro, tela de amianto, água, 
soluções de cloreto de amônio e de hidróxido de cálcio.
iii-procedimento:
- Colar em um balão de fundo redondo 10mL de solução de 
hidróxido de Cálcio e 20mL de solução de Cloreto de Amônio. 
tampar o balão e montar a aparelhagemconforme o esquema 
descrito acima.
- ATENÇÃO: a ponta do tubo de vidro que fica dentro do 
balão onde será recolhido o gás deve ser bem estreita.
- aquecer o sistema por alguns minutos, em chama branda.
- desligar o bico de Bünsen. Retirar imediatamente o tubo 
de borracha que faz a conexão dos dois balões .
Questão 05) Explique o que se entende por chuva ácida. Quais 
são as causas deste problema? Quais são as formas de controlá-lo?
ResoLUÇÃo
- entende-se por chuva ácida a qualquer chuva que apre-
senta ph < 5,6
- CAUsAs:
 nos lagos: 
 - o aumento da acidez das águas provoca a destruição da 
vegetação aquática e provoca a morte de peixes como por exem-
plo a truta e o salmão que morrem em ph=5,5.
 Nas florestas:
 Produz morte nas floresta de grande porte devido à des-
truição das 
 células respiratórias (estômatos) das árvores.
 no solo:
 Altera o ph , sendo necessário o uso de agentes corretivos 
como por exemplo o calcário ( CaCo3)
nos monumentos:
 os monumentos à base de calcário e mármore sofrem cor-
rosão na presença de ácido sulfúrico, sendo parcial ou total-
mente destruídos.
na saúde humana:
 produz diversos danos ao aparelho respiratório
 - Distúrbios biológicos como tosse, asma, bronquite, efize-
ma pulmonar e etc.
 foRmAs ContRoLADoRAs:
 Do ponto de vista técnico, podemos empregar algumas me-
didas, tais como:
 - Usar carvão mineral mais purificado;
 - Utilização de sistemas de absorção adequados de so2 em 
caldeiras;
 - eliminação do enxofre existente no petróleo; 
- Diminuição do uso de transporte particular e aumento do 
uso de transporte coletivo.
Questão 06) Um processo de gravação em vidro envolve a 
ação corrosiva do ácido fluorídrico. O ácido fluorídrico, em solução 
aquosa, reage com o dióxido de silício da superfície do vidro, origi-
nando tetrafluoreto de silício gasoso e água.
Escreva a equação química balanceada da reação que ocorre 
no processo de gravação em vidro, indicando os estados físicos de 
reagentes e produtos.
Gab: 4 hf(aq) + sio2(s) ® sif4(g) + 2 h2o(l)
Questão 07) Dentro do espaço disponível, discuta o que você 
sabe sobre o ciclo do nitrogênio na natureza. Sua discussão deve 
incluir tópicos tais como:
Didatismo e Conhecimento 22
ConheCimentos espeCífiCos / técnico de Laboratório
a) Principais reservatórios acessíveis deste elemento no nos-
so planeta.
b) O que se entende por “fixação” natural e quais os organis-
mos responsáveis pela mesma.
c) O que se entende por “fixação” artificial do nitrogênio e 
quais são os principais processos industriais utilizados para atingir 
este fim.
d) Quais são os principais produtos naturais e quais são os 
principais compostos sintéticos utilizáveis como fertilizantes nitro-
genados.
e) Caso você sabia algo sobre a relação entre maré vermelha 
e ciclo do nitrogênio, diga-o.
ResoLUÇÃo
a) ReseRVAtÓRios oU fontes
o nitrogênio atmosférico (78% aproximadamente em volume)
- jazidas de nitratos de sódio e potássio
- compostos orgânicos de todos os seres vivos ou em cadáveres 
aonde são transformados por bactérias um nitritos e nitratos;
- descargas elétricas e etc.
b) “fiXAÇÃo nAtURAL”
Bactérias : Azobacter clostridium ou nitrobactérias das legumi-
nosas.
Algas: cianofíceas – estas utilizam o nitrogênio atmosférico ou 
até mesmo o íon fazendo a sua fixação
c- trata-se na utilização do nitrogênio elementar obtido em labo-
ratórios ou por destilação fracionada do ar líquido:
Laboratório:
2 NaN3(s) ® Na(s) + 3 N2(g)
NH4NO2(s) ® N2(g) + 2 H2O(g)
Sendo que esse nitrogênio é utilizado em diversos segmentos:
preparo industrial da NH3
preparo industrial do HNO3
preparo industrial de fertilizantes
exemplos de fertilizantes:
nAtURAis:
O = C(NH2) ----- Uréia ---------------- via excreção
NaNO3------------ Nitrato de Sódio-----Salitre do chile
Guano-------------Excreção de aves marinhas
 NO-2
 e NO-3----Obtidos na decomposição bacteriana de 
 materiais orgânicos 
sintÉtiCos:
O = C(NH2)--------Síntese industrial
(NH4)2SO4----------Sulfato de amônio
Ca(NO3)2-----------Nitrato de cálcio
NH4NO3------------Nitrato de amônio
Alguns fosfatos inorgânicos
Organismos marinho (plâncton)como dinoflagelados, algas 
azuis (cianofíceas) e piridíneos, principalmente são capazes de 
provocar uma coloração típica que o vermelho, porém pode ser o 
amarelo, castanho avermelhado o leitoso etc, na água do mar. Tal fe-
nômeno (florescência) pode ser desencadeado por diversos fatores, 
tais como temperatura , salinidade, luz , nutrientes, estabilidade da 
coluna de água: alguns processos oceanográficos como marés, ven-
tos , divergência , convergência, diversidade, presença de quelantes 
na água, vitaminas, substâncias húmicas também são capazes de 
desencadear estes processos. 
As marés vermelhas consistem na liberação de toxinas por cia-
nofíceas e dinoflagelados e podem causar a morte de peixes, outros 
animais, acumular em bivalentes e até mesmo provocar no homem 
a “parlyticshllfish poisoning”, além de tudo, podem sair do mar na 
forma de aerosois e atingir animais domésticos e o próprio homem.
ReLAÇÃo Com o nitoRGÊnio
À medida que ocorre aumento na mortandade de peixes e ou-
tros animais marinhos, ocorre uma aumento da quantidade de ma-
téria orgânica sem decomposição e também em aumento direto na 
formação de nitritos e nitratos que são fontes de nitrogênio para o 
fitoplâncton.
CONCEITO DE SOLUÇÃO, SOLVENTE E 
SOLUTO, MOLARIDADE; 
DispeRsÕes e soLUÇÕes
Dispersões
Imagine a seguinte situação: necessitamos dissolver uma deter-
minada quantidade de açúcar (C6H12O6) em água (H2O).
Neste exemplo podemos definir alguns conceitos tais como:
O açúcar (C6H12O6) que será dissolvido chama-se disperso, a 
água (H2O) que dissolverá o açúcar chama-se dispersante ou dis-
pergente e a mistura água com açúcar é denominada de dispersão.
Classificação das dispersões
Se você adicionar um pouco de sal a um copo de água e agitar, 
notará que o sal irá se dissolver e, a partir dessa mistura, formar 
uma solução aquosa. No entanto, se a mesma experiência for feita 
com um pouco de areia fina, o resultado será muito diferente. Como 
a areia não se dissolve em água, irá depositar-se no fundo do reci-
piente, logo após o término da agitação. A mistura de água e areia, 
no momento da agitação, constitui um bom exemplo de suspensão. 
Mesmo através da filtração, seria possível observar uma diferença 
importante entre esses dois tipos de mistura: as suspensões podem 
ser filtradas; as soluções, não.
É evidente que essa diferença de comportamento entre as so-
luções e as suspensões se deve ao tamanho da partícula dispersa. 
Enquanto que os enormes grãos de areia, a maioria visíveis a olho 
nu, ficam presos no papel de filtro, os invisíveis íons Na+ e Cl- pos-
suem dimensões tão reduzidas que atravessam facilmente os poros 
do filtro. Há uma ampla variedade de valores entre o diâmetro mé-
dio dos íons e das moléculas comuns e o diâmetro médio de corpos 
maiores como os da areia, constituídos de sílica (SiO2). Em outras 
palavras, as partículas dispersas num meio sólido, líquido ou gasoso 
possuem tamanhos muito diferentes. Para muitos pesquisadores, os 
dispersos com diâmetros médios entre 1,0 nm e 1000 nm consti-
tuem fronteiras gerais para uma classificação das misturas. Assim, 
partículas com diâmetro inferior a 1,0 nm encontram-se em solução. 
Por outro lado, partículas com diâmetro superior a 1000 nm esta-
riam dispersas em misturas denominadas suspensões. Os cientistas 
observaram que partículas com diâmetro entre 1,0 nm e 1000 nm 
participam de um campo muito importante, chamado de misturas 
coloidais ou simplesmente colóides.
Didatismo e Conhecimento 23
ConheCimentos espeCífiCos / técnico de Laboratório
Analisando o quadro a seguir, podemos comparar características gerais das soluções, das misturas coloidais e das suspensões. Note que, 
nas misturas em geral, a substância em menor quantidade pode ser chamada de disperso, ou seja, é uma substância que se