Química Aplicada a Processos Químicos

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SÉRIE QUÍMICA
QUÍMICA 
APLICADA A 
PROCESSOS 
QUÍMICOS
VOLUME 1
Série qUÍMiCA
Química 
aplicada a 
processos 
Químicos
volUMe 1
CONFEDERAÇÃO NACIONAL DA INDÚSTRIA – CNI
Robson Braga de Andrade
Presidente
DIRETORIA DE EDUCAÇÃO E TECNOLOGIA – DIRET
Rafael Esmeraldo Lucchesi Ramacciotti
Diretor de Educação e Tecnologia
SERVIÇO NACIONAL DE APRENDIZAGEM INDUSTRIAL – SENAI
Conselho Nacional
Robson Braga de Andrade
Presidente 
SENAI – Departamento Nacional
Rafael Esmeraldo Lucchesi Ramacciotti
Diretor Geral
Gustavo Leal Sales Filho
Diretor de Operações
Iniciativa da CNI - Confederação
Nacional da Indústria
CNI
SESI
SENAI
IEL
Série qUÍMiCA
Química 
aplicada a 
processos 
Químicos
volUMe 1
SENAI 
Serviço Nacional de Apren-
dizagem Industrial Depar-
tamento Nacional
Sede 
Setor Bancário Norte • Quadra 1 • Bloco C • Edifício Roberto 
Simonsen • 70040-903 • Brasília – DF • Tel.: (0xx61) 3317-9001 
Fax: (0xx61) 3317-9190 • http://www.senai.br
© 2016. SENAI – Departamento Nacional
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Unidade de Educação Profissional e Tecnológica – UNIEP
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FICHA CATALOGRÁFICA
S491q
Serviço Nacional de Aprendizagem Industrial. Departamento Nacional.
Química aplicada a processos químicos / Serviço Nacional de 
Aprendizagem Industrial, Departamento Nacional, Departamento Regional 
da Bahia. - Brasília: SENAI/DN, 2016.
158 p.: il. - (Série Química; v. 1).
ISBN 978-85-505-0110-9
1. Processos químicos. 2. Química inorgânica. 3. Orgânica. 4. Técnico. 
I. Serviço Nacional de Aprendizagem Industrial. II. Departamento Nacional. 
III. Departamento Regional da Bahia. IV. Química aplicada a Processos 
Químicos. V. Série Química, v.1.
CDU: 542.2
lista de ilustrações
Figura 1 - A química inorgânica no nosso cotidiano ............................................................................................17
Figura 2 - Ionização de HF ..............................................................................................................................................21
Figura 3 - Reação entre zinco e ácido clorídrico .....................................................................................................23
Figura 4 - Suco gástrico presente no estômago .....................................................................................................24
Figura 5 - Bateria de carro ..............................................................................................................................................25
Figura 6 - Vinagre ...............................................................................................................................................................26
Figura 7 - Água com gás..................................................................................................................................................26
Figura 8 - O ácido fosfórico presente no refrigerante ..........................................................................................27
Figura 9 - Base para produzir sabões: NaOH............................................................................................................32
Figura 10 - Cal virgem produzida com o óxido de cálcio ....................................................................................32
Figura 11 - Hidróxido de amônio utilizado como fertilizante ...........................................................................33
Figura 12 - Dicromato de potássio (K2Cr2O7) e sulfato de cobre (CuSO4) .......................................................34
Figura 13 - Sal de cozinha: NaCl ...................................................................................................................................36
Figura 14 - Componente da pólvora NaNO3 ............................................................................................................36
Figura 15 - Fosfato de cálcio presente nos ossos ...................................................................................................36
Figura 16 - NaClO presente na água sanitária .........................................................................................................37
Figura 17 - Monóxido de dinitrogênio: N2O .............................................................................................................38
Figura 18 - Óxido de cálcio em argamassa ...............................................................................................................38
Figura 19 - Gás carbônico: o gás do efeito estufa ..................................................................................................39
Figura 20 - Água oxigenada ...........................................................................................................................................39
Figura 21 - Escala de pH ..................................................................................................................................................43
Figura 22 - Ionização de HCl ..........................................................................................................................................43
Figura 23 - Dissociação do NaCl ...................................................................................................................................44
Figura 24 - Representação da unidade de massa atômica .................................................................................45
Figura 25 - Medida da massa atômica do sódio (Na) ............................................................................................46
Figura 26 - Massa de carbono equivalente a 1 mol...............................................................................................46
Figura 27 - Volume molar padrão de alguns gases ...............................................................................................48
Figura 28 - Transferência de elétrons .........................................................................................................................50
Figura 29 - Pilha Zn/Cu ....................................................................................................................................................50
Figura 30 - Estrutura do complexo CoCl3 6NH3 .......................................................................................................52
Figura 31 - Compostos formados por elementos de transição e suas cores respectivas ........................52
Figura 32 - Reação de formação de íon complexo de [Cu(NH3)4]
2+ ..................................................................53
Figura 33 - Mundo da química orgânica ...................................................................................................................57
Figura 34 - Tipos de isomeria plana e espacial........................................................................................................66
Figura 35 - Rotação livre ao longo da ligação carbono-carbono (molécula com ligação simples) .....69
Figura 36 - Resultado da rotação .................................................................................................................................69
Figura 37 - Rotação impedida ao longo da ligação carbono-carbono ..........................................................70
Figura 38 - Resultado da rotação impedida .............................................................................................................70Figura 39 - Representação de uma mesma molécula com ligantes em posições diferentes ................71
Figura 40 - Carbono quiral ou assimétrico ...............................................................................................................72
Figura 41 - Molécula assimétrica e sua imagem em um espelho plano e sobreposta .............................72
Figura 42 - Reação de substituição com KOH .........................................................................................................74
Figura 43 - Reação de substituição com HCl ...........................................................................................................74
Figura 44 - Exemplo de reação de adição .................................................................................................................74
Figura 45 - Quebra da ligação pi na reação de adição .........................................................................................75
Figura 46 - Quebra da ligação sigma em anel instável ........................................................................................75
Figura 47 - Reação de adição com o halogênio Cl ................................................................................................75
Figura 48 - Reação de adição com o halogênio Br ................................................................................................76
Figura 49 - Regra de Markovnikov ...............................................................................................................................76
Figura 50 - Reação de hidratação ................................................................................................................................77
Figura 51 - Reação comum aos aromáticos .............................................................................................................78
Figura 52 - Reações de eliminação ..............................................................................................................................78
Figura 53 - Molécula de DNA: exemplo de um composto bioquímico .......................................................79
Figura 54 - Fonte de carboidrato nos alimentos / estruturas de carboidratos ............................................80
Figura 55 - Alimentos que contêm lipídios / estrutura de um triglicerídeo .................................................81
Figura 56 - Isômero cis e trans do ácido oleico .......................................................................................................82
Figura 57 - Ligação peptídica para formação de proteína .................................................................................83
Figura 58 - Molécula de aspartame ............................................................................................................................83
Figura 59 - Diferentes tipos de aminoácidos ...........................................................................................................84
Figura 60 - Proteína ...........................................................................................................................................................85
Figura 61 - Processo de transformação do substrato em produtos catalisados por enzimas ...............86
Figura 62 - Alimentos e suas respectivas vitaminas ..............................................................................................87
Figura 63 - Reação de fermentação ............................................................................................................................88
Figura 64 - Molécula de ATP (adenosina trifosfato) ..............................................................................................89
Figura 65 - Fluxograma de processo fermentativo ...............................................................................................90
Figura 66 - O mundo da físico-química .....................................................................................................................93
Figura 67 - Experimento de Lavoisier .........................................................................................................................94
Figura 68 - Gases cósmicos ........................................................................................................................................ 102
Figura 69 - Característica dos gases ........................................................................................................................ 103
Figura 70 - Força exercida perpendicular à superfície ...................................................................................... 104
Figura 71 - Experimento de Torricelli ....................................................................................................................... 105
Figura 72 - Calorímetro ................................................................................................................................................. 111
Figura 73 - Exemplos de processos endotérmicos ............................................................................................. 116
Figura 74 - Reações de combustão .......................................................................................................................... 117
Figura 75 - Equilíbrio em um frasco com água .................................................................................................... 120
Figura 76 - Escala de pH ............................................................................................................................................... 125
Figura 77 - Cinética química no cotidiano ............................................................................................................. 126
Figura 78 - Aspirina ........................................................................................................................................................ 130
Figura 79 - Concentração dos reagentes ............................................................................................................... 131
Figura 80 - Formação de complexo ativado ......................................................................................................... 132
Figura 81 - Equipamentos que utilizam a eletroquímica ................................................................................. 134
Figura 82 - Pilha de Daniell ......................................................................................................................................... 134
Figura 83 - Reação espontânea e reação não espontânea .............................................................................. 138
Figura 84 - O sistema, a vizinhança e a fronteira ................................................................................................. 139
Figura 85 - Exemplo de um sistema ......................................................................................................................... 140
Figura 86 - Sistemas A e B ............................................................................................................................................ 140
Figura 87 - Experimento de Rutherford ................................................................................................................. 144
Gráfico 1 - Pressão x volume ...................................................................................................................................... 106
Gráfico 2 - Temperatura x volume ............................................................................................................................ 107
Gráfico 3 - Temperatura x pressão ............................................................................................................................ 108
Gráfico 4 - Entalpia x caminho da reação (reação exotérmica) ...................................................................... 118Gráfico 5 - Entalpia x caminho da reação (reação endotérmica) .................................................................. 119
Gráfico 6 - Tempo x velocidade ................................................................................................................................ 120
Gráfico 7 - Tempo x concentração ........................................................................................................................... 122
Gráfico 8 - Produtos x reagentes ............................................................................................................................... 126
Gráfico 9 - Tempo x concentração de H2O2, H2O e O2 ....................................................................................... 127
Gráfico 10 - Energia de ativação ................................................................................................................................ 131
Gráfico 11 - Reação exotérmica ................................................................................................................................. 132
Gráfico 12 - Reação endotérmica ............................................................................................................................. 133
Gráfico 13 - Reação catalisada e não catalisada .................................................................................................. 133
Quadro 1 - Matriz curricular ..........................................................................................................................................14
Quadro 2 - Nomenclatura dos hidrácidos e oxiácidos .........................................................................................20
Quadro 3 - Classificação dos sais .................................................................................................................................35
Quadro 4 - Indicadores ácido-base .............................................................................................................................42
Quadro 5 - Classificação do álcool quanto ao número de hidroxilas .............................................................58
Quadro 6 - Classificação do álcool quanto à localização da hidroxila ............................................................59
Quadro 7 - Isomeria de função .....................................................................................................................................67
Quadro 8 - Isomeria de cadeia ......................................................................................................................................67
Quadro 9 - Isomeria de posição ...................................................................................................................................68
Quadro 10 - Isomeria de compensação ....................................................................................................................68
Quadro 11 - Resultados dos experimentos ..............................................................................................................96
Quadro 12 - Interpretação da reação em termos de quantidade de substância .................................... 100
Quadro 13 - Exemplos de processos exotérmicos .............................................................................................. 115
Quadro 14 - Entalpia de formação de elementos simples .............................................................................. 119
Quadro 15 - Equilíbrio para formação de NO2 ................................................................................................................................................................................121
Quadro 16 - Mols necessários para formação de NO2 ....................................................................................... 122
Quadro 17 - Características das radiações alfa, beta e gama ......................................................................... 144
Tabela 1 - Calorias dos alimentos ............................................................................................................................. 112
Tabela 2 - Gasto calórico por atividades ................................................................................................................ 113
Tabela 3 - Dados de concentração dos elementos H2O2, H2O e O2 em relação ao tempo ................... 127
Tabela 4 - Potenciais de redução .............................................................................................................................. 137
Sumário
1 Introdução ........................................................................................................................................................................13
2 Química inorgânica .......................................................................................................................................................17
2.1 Propriedades das substâncias de acordo com as funções químicas ........................................18
2.1.1 Ácidos ............................................................................................................................................18
2.1.2 Bases ..............................................................................................................................................28
2.1.3 Sais .................................................................................................................................................34
2.1.4 Óxidos ..........................................................................................................................................37
2.2 Reações de neutralização ........................................................................................................................39
2.2.1 Neutralização total ...................................................................................................................40
2.2.2 Neutralização parcial ...............................................................................................................41
2.3 Indicadores ácido-base ............................................................................................................................42
2.4 Equação de ionização e dissociação iônica .......................................................................................43
2.4.1 Ionização .....................................................................................................................................43
2.4.2 Dissociação .................................................................................................................................44
2.5 Grandeza química ......................................................................................................................................44
2.5.1 Quantificação da matéria ......................................................................................................44
2.5.2 Massa atômica ............................................................................................................................45
2.5.3 Mol ................................................................................................................................................46
2.5.4 Massa molar ................................................................................................................................47
2.6 Constante de Avogadro ............................................................................................................................48
2.7 Volume molar ................................................................................................................................................48
2.8 Condutividade ..............................................................................................................................................49
2.9 Compostos de coordenação (bioinorgânica) ....................................................................................503 Química orgânica ...........................................................................................................................................................57
3.1 Grupos funcionais ......................................................................................................................................58
3.1.1 Álcoois ...........................................................................................................................................58
3.1.2 Aldeídos ........................................................................................................................................60
3.1.3 Cetona ...........................................................................................................................................62
3.1.4 Ácido carboxílico .......................................................................................................................63
3.1.5 Ésteres orgânicos ......................................................................................................................63
3.2 Isomeria plana e espacial .........................................................................................................................65
3.2.1 Isomeria plana ............................................................................................................................66
3.2.2 Isomeria espacial .......................................................................................................................69
3.3 Reações orgânicas .......................................................................................................................................73
3.3.1 Substituição ................................................................................................................................73
3.3.2 Adição ...........................................................................................................................................74
3.3.3 Halogenação ...............................................................................................................................75
3.3.4 Adição de hx ...............................................................................................................................76
3.3.5 Reações de hidratação de alquenos e alquinos .............................................................77
3.3.6 Adição em aromáticos.............................................................................................................78
3.3.7 Eliminação ...................................................................................................................................78
3.4 Elementos bioquímicos.............................................................................................................................79
3.4.1 Carboidratos ...............................................................................................................................79
3.4.2 Lipídios .........................................................................................................................................81
3.4.3 Aminoácidos ...............................................................................................................................82
3.4.4 Proteínas ......................................................................................................................................85
3.4.5 Enzimas .........................................................................................................................................86
3.4.6 Vitaminas ......................................................................................................................................86
3.5 Fermentação .................................................................................................................................................87
3.5.1 Fermentação no laboratório .................................................................................................89
4 Físico-química .................................................................................................................................................................93
4.1 Leis ponderais das reações químicas ...................................................................................................94
4.1.1 Lei de conservação da massa ou lei de lavoisier ............................................................94
4.1.2 Lei das proporções constantes ou lei de proust ............................................................96
4.2 Cálculos estequiométricos .......................................................................................................................96
4.2.1 Fórmula percentual ..................................................................................................................96
4.2.2 Fórmula mínima ou empírica ...............................................................................................97
4.2.3 Os coeficientes e a quantidade de substância (mol) ....................................................98
4.3 Estudos dos gases .................................................................................................................................... 102
4.3.1 Características gerais ............................................................................................................ 103
4.3.2 Teoria cinética dos gases ..................................................................................................... 103
4.3.3 Variáveis de estado ................................................................................................................ 104
4.3.4 Transformações gasosas ...................................................................................................... 106
4.3.5 Equação geral dos gases ..................................................................................................... 108
4.3.6 Equação de estado dos gases perfeitos ......................................................................... 109
4.4 Termoquímica ............................................................................................................................................ 111
4.4.1 Processo exotérmico e endotérmico .............................................................................. 114
4.4.2 Entalpia ...................................................................................................................................... 116
4.4.3 ∆H em reações exotérmicas ............................................................................................... 117
4.4.4 ∆H em reações endotérmicas............................................................................................ 118
4.4.5 Entalpia de formação ............................................................................................................ 119
4.5 Equilíbrio químico .................................................................................................................................... 119
4.5.1 Constante de equilíbrio em termos de concentração .............................................. 121
4.6 Equilíbrio iônico (pH e pOH) ................................................................................................................. 123
4.6.1 Produto iônico da água ....................................................................................................... 123
4.7 Cinética química ....................................................................................................................................... 125
4.7.1 Velocidade de uma reação ................................................................................................. 127
4.7.2 Fatores que influenciam na velocidade de uma reação .......................................... 130
4.7.3 Teoria da colisão .....................................................................................................................132
4.8 Eletroquímica ............................................................................................................................................. 134
4.8.1 Potencial de redução e oxidação das pilhas ................................................................ 135
4.9 Entropia ........................................................................................................................................................ 139
4.9.1 A entropia e a segunda lei .................................................................................................. 141
4.10 Energia livre ............................................................................................................................................. 142
4.11 Radioatividade ........................................................................................................................................ 143
4.11.1 Leis da radioatividade ........................................................................................................ 144
Referências ........................................................................................................................................................................ 149
Minicurrículo da autora ................................................................................................................................................ 153
Índice .................................................................................................................................................................................. 155
Introdução
1
Prezado aluno,
É com grande satisfação que o Serviço Nacional de Aprendizagem Industrial (SENAI) traz o 
livro didático de Química Aplicada a Processos Químicos, volume 1. 
Este livro tem como objetivo geral desenvolver fundamentos técnicos e científicos relativos 
a processos químicos, bem como capacidades sociais, organizativas e metodológicas, de acor-
do com a atuação do técnico no mundo do trabalho.
Nesta unidade curricular, você vai aprender os conceitos de química necessários para en-
tender como os processos químicos ocorrem, além de algumas características fundamentais 
que poderá desenvolver ao longo deste curso, que são: como trabalhar em equipe; como orga-
nizar seu ambiente de trabalho para que suas atividades se tornem mais práticas e prazerosas. 
Este livro está dividido em 2 volumes. Neste primeiro volume serão abordados conceitos e 
propriedades relacionadas à química inorgânica, alguns tipos de reações, como: neutralização, 
ionização e dissociação iônica, além de algumas grandezas importantes, como: constante de 
Avogadro e volume molar, e também terá a oportunidade de aprender um pouco sobre bioi-
norgânica. Você vai conhecer sobre a química orgânica através dos hidrocarbonetos e grupos 
funcionais mais importantes oxigenados, nitrogenados, suas respectivas nomenclaturas, assim 
como suas fórmulas estruturais. Fará uma viagem na físico-química, onde irá entender a este-
quiometria das reações e os cálculos estequiométricos. Você também irá estudar os gases e as 
equações utilizadas para cálculo envolvendo gases. Termoquímica, cinética química e equilí-
brio químico também serão vistos neste capítulo.
Já no segundo volume serão apresentados os procedimentos práticos laboratoriais direcio-
nados para algumas práticas de química orgânica, química inorgânica e físico-química, o que 
é ética e como aplicá-la no tratamento das informações. Você também verá aspectos de inte-
ração com equipe e resiliência, a importância de um ambiente organizado e limpo. O uso do 
Excel como ferramenta útil no dia a dia de um técnico em química e o uso da política de gestão 
e garantia da qualidade na análise laboratorial. 
Veja a seguir a matriz curricular do curso. Em destaque, a unidade curricular corresponden-
te a este livro.
QUÍMICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS - VOLUME I14
Técnico Química
MÓDULOS UNIDADE CURRICULAR CARGA HORÁRIA DA UC
CARGA HORÁRIA 
 DO MÓDULO
Básico
•Linguagem e Comunicação 40 h
300 h
• Fundamentos Físicos, Químicos e Biológicos 150 h
• Fundamentos das Técnicas Laboratoriais 60 h
• Fundamentos a Processos Químicos 50 h
Específico I
• Química Aplicada a Processos Químicos 150 h
400 h
• Análises Químicas 160 h
• Análises Instrumentais 50 h
• Análises Microbiológicas 40 h
Específico II
• Operação de Processos Químicos 160 h
300 h• Controle de Processos Químicos 80 h
• Controle Ambiental Aplicado 60 h
Específico III
• Gestão da Produção 60 h
200 h• Gestão de Pessoas 40 h
• Desenvolvimento de Projetos 100 h
Total 1200 h
Quadro 1 - Matriz curricular
Fonte: SENAI DN, 2014. 
Ao final desta unidade curricular, você terá desenvolvido as seguintes capacidades:
CAPACIDADES SOCIAIS, ORGANIZATIVAS E METODOLÓGICAS
a) Demonstrar postura ética no tratamento das informações das análisews laboratoriais;
b) Demonstrar responsabilidade no tratamento dos dados da análise laboratorial;
c) Ter organização no ambiente de trabalho para execução das análises laboratoriais;
d) Utilizar recursos computacionais na organização de registros de análises;
e) Utilizar ferramentas da qualidade na confiabilidade da análise laboratorial.
CAPACIDADES TÉCNICAS
a) Reconhecer propriedades químicas e físico-químicas dos materiais e reagentes para realização 
da análise; 
b) Identificar propriedades da química inorgânica e orgânica, e físico-química dos materiais e rea-
gentes para realização da análise; 
 1 INTRODUÇÃO 15
c) Correlacionar propriedades químicas (inorgânicas e orgânicas) e físico-químicas dos materiais e 
dos reagentes para realização da análise; 
d) Aplicar propriedades químicas e físico-químicas dos materiais e dos reagentes para realização da 
análise. 
Lembre-se de que você é o principal responsável por sua formação e isso inclui ações proativas, como:
a) Consultar seu professor-tutor sempre que tiver dúvida;
b) Não deixar as dúvidas para depois;
c) Estabelecer e cumprir um cronograma de estudo factível;
d) Reservar um intervalo para quando o estudo se prolongar um pouco mais.
Mãos à obra e bons estudos!
Química inorgânica
2
Olá! Neste capítulo vamos aprender sobre a química inorgânica, que estuda os compostos 
inorgânicos. Talvez você não saiba, mas ela está presente em nosso dia a dia, sejam nos produtos 
de limpeza, na bateria dos carros, pigmentos de tintas, nos alimentos, como: frutas, pães, bolos e 
sal de cozinha. Além disso, ela também está presente nas pérolas, nos fertilizantes e nos gases da 
atmosfera. Os compostos inorgânicos estão divididos em quatro grandes grupos: ácidos, bases, 
sais e óxidos que possuem propriedades semelhantes. Inicialmente, veremos as propriedades 
em comum a esses grupos e, em seguida, vamos estudar cada um separadamente. 
Você está pronto para começar nossa viagem pela química inorgânica? 
H+
He+
O+
O+
Figura 1 - A química inorgânica no nosso cotidiano
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
QUÍMICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS - VOLUME I18
2.1 PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS DE ACORDO COM AS FUNÇÕES QUÍMICAS
Na química, ácidos e bases são estudados com base em várias teorias, sendo uma delas a Teoria de Arrhe-
nius, que é a mais conhecida. Arrhenius foi o cientista que realizou, durante muito tempo, estudos sobre ioni-
zação e dissociação na Universidade de Uppsala (Suécia) e chegou à conclusão de que algumas substâncias 
passam por ionização, quando em solução aquosa. 
Veremos agora o conceito de cada uma das funções inorgânicas associadas à teoria de Arrhenius, assim 
como: nomenclatura, classificação, propriedades e funções. 
2.1.1 ÁCIDOS
Você deve saber o quanto as frutas de sabor azedo nos fazem salivar. Isso acontece devido a uma subs-
tância presente na fruta: o ácido. Este ácido é responsável por estimular a salivação, que consequentemente 
ajudará na digestão. Por essa razão, utiliza-se o vinagre ou limão em saladas, por exemplo. Mas os ácidos 
estão presentes no nosso dia a dianão só nos alimentos, mas também em baterias de automóveis e no nosso 
próprio organismo, como veremos mais adiante. De acordo com Arrhenius, ácido é toda substância que sofre 
ionização em solução aquosa, liberando o cátion H+ (H3O
+). 
 FIQUE 
 ALERTA
Reconhecer uma substância pelo sabor é muito perigoso. Nunca experimente uma 
substância para saber se é um ácido, pois pode ser fatal.
 NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS
Existem dois tipos de ácidos que possuem nomenclaturas diferentes: hidrácidos e oxiácidos. Veja-os:
a) Hidrácidos: são aqueles que não possuem oxigênio. Seu nome é formado da seguinte maneira:
Ácido + nome do elemento + ídrico
Exemplos:
 - HBr: ácido bromídrico;
 - H2S: ácido sulfídrico;
 - HF: ácido fluorídrico; 
 - HCl: ácido clorídrico.
 2 Química inorgânica 19
Perceba que todos os ânions do ácido (Br- = brometo, S2- = sulfeto, F- = fluoreto, Cl- = cloreto) apresen-
tam a terminação eto. Toda vez que isso acontecer a terminação final (eto) pode ser substituída por ídrico 
(eto ídrico) a fim de nomear o ácido. 
b) Oxiácido: são os ácidos que possuem oxigênio.
Ácido + nome do elemento + ico/oso 
Família 14 (Carbono - C)
H2CO3: ácido carbônico
Família 16 (Enxofre - S)
H2SO4: ácido sulfúrico
H2SO3: ácido sulfuroso
Família 15 (Nitrogênio - N)
HNO3: ácido nítrico
HNO2: ácido nitroso
Família 17 (Cloro - Cl)
HClO3: ácido clórico
HClO2: ácido cloroso 
Alguns ácidos acima das famílias 14, 15, 16 e 17 terminam em ICO. Eles servem como referência para dar 
nome aos demais oxiácidos. Perceba que todos os ânions dos oxiácidos de referência (CO3
2- = carbonato, 
NO3- = nitrato, SO4
2- = sulfato, ClO3- = clorato) apresentam a terminação ato. Toda vez que isso acontecer a 
terminação final (ato) pode ser substituida por ico (ato → ico), a fim de nomear o ácido. 
Se diminuirmos o número de oxigênio destes ácidos, utilizamos a terminação OSO. Se diminuirmos dois 
oxigênios, adicionamos HIPO antes do elemento mais a terminação OSO. Se aumentar o número de oxigênio, 
colocamos o prefixo PER na frente do elemento. Verifique que para este caso os ânions de alguns oxiácidos 
(NO2- = nitrito, SO3
2- = sulfito, ClO2- = clorito) apresentam a terminação ito. Toda vez que isso acontecer a 
terminação final (ito) pode ser substituída por oso (ito → oso), a fim de nomear o ácido. 
Como exemplo temos os ácidos formados a partir do cloro:
 - HClO4: ácido perclórico;
 - HClO3: ácido clórico;
 - HClO2: ácido cloroso;
 - HClO: ácido hipocloroso.
QUÍMICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS - VOLUME I20
Resumidamente temos:
Tipos de ácidos Descrição Ânion Terminação Exemplo
Hidrácidos
Não possuem 
oxigênio na 
fórmula
eto ídrico
HCN 
(ácido cianídrico)
Oxiácidos
Possuem oxigênio 
na fórmula
ato ico
H3BO3 
(ácido bórico)
ito oso
H3PO3 
(ácido fosforoso)
Quadro 2 - Nomenclatura dos hidrácidos e oxiácidos
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS
 Aqui iremos classificar os ácidos por dois critérios importantes: quanto ao número de hidrogênios ionizá-
veis e quanto ao grau de ionização.
a) Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
Para os hidrácidos, todos os hidrogênios presentes na molécula são ionizáveis; para os oxiácidos, somente 
os hidrogênios ligados aos átomos de oxigênio são ionizáveis. Veja a seguir:
Hidrácidos 
Oxiácidos
 2 Química inorgânica 21
Tomando como exemplo, o ácido H3PO4, vamos ver as etapas de ionização em solução aquosa, que irá 
resultar em três hidrogênios ionizáveis. Veja:
1ª Etapa: H3PO4 ↔ H+ + H2PO4-
 2ª Etapa: H2PO4
- ↔ H+ + HPO42-
 3ª Etapa: HPO4
- ↔ H+ + PO43-
_____________________________________________
Resultado → Equação total: H3PO4 ↔ 3 H+ + PO43-
Podemos perceber que, em solução aquosa, foram liberados 3 íons H+ por molécula de ácido que 
foi ionizada. 
b) Quanto ao grau de ionização
O grau de ionização mede o quanto ionizável é o ácido, e deve ser calculado da seguinte maneira:
 nº de moléculas ionizadas
_________________________
 nº de moléculas dissolvidas
Exemplo: em cada 100 moléculas de HF dissolvidas, 8,5% serão ionizadas. 
H
H
H
H
H
H+
F
F
F
F
F
F-
Água
100 Moléculas de HF
Figura 2 - Ionização de HF
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
O grau de ioniozação do ácido fluorídrico é representado a seguir: 
HF ↔ H++ F-
=
nº de moléculas ionizadas
_________________________ 
 nº de moléculas dissolvidas
α =
8,5
____ 
100
0,085= 8,5%=
QUÍMICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS - VOLUME I22
Podemos comparar o grau de ionização com a medida de condutibilidade dos ácidos em solução aquosa. 
Veja: 
GRAU DE IONIZAÇÃO CONDUTIBILIDADE DOS ÁCIDOS EM SOLUÇÃO AQUOSA
Forte α ≥ 50%
Semiforte ou moderado 5% < α < 50%
Fracos α ≤ 5%
Podemos determinar a força dos oxiácidos através da diferença entre o número de átomos de oxigênio e 
o número de átomos de hidrogênio ionizáveis. Veja na fórmula a seguir.
Fórmula 1: número de átomos de O – número de átomos de H ionizáveis = x
Para valores de x igual a 3 ou 4, o oxiácido é considerado forte como, por exemplo: HBrO4 e H2SO4. Para va-
lores de x igual a 1, temos oxiácidos moderados como HClO. Por fim, para valores de x equivalente a 0, temos 
os oxiácidos fracos como H4SiO4.
PROPRIEDADES DOS ÁCIDOS
 Os ácidos possuem algumas propriedades, aquelas que lhe conferem características únicas, como: sabor 
azedo e a presença da molécula de hidrogênio em sua fórmula. 
a) Reação com metais 
Um ácido pode reagir com um metal, produzindo gás hidrogênio (H2) e um sal do metal. Em uma reação 
entre cobre e ácido clorídrico, temos o hidrogênio como um dos produtos e o sal ZnCl2 (cloreto de cobre II) 
resultante do metal Zn. Veja na figura a seguir.
Ocorre a seguinte reação: Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g) 
 2 Química inorgânica 23
Solução de HCl
Bolhas de H2 gasoso
Zinco metálico
Figura 3 - Reação entre zinco e ácido clorídrico
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
b) Reação com carbonatos e bicarbonatos
Esse tipo de reação também libera gás, nesse caso, o gás carbônico. Essas reações ocorrem quando os 
ácidos reagem com os ânions CO3
2- e HCO3. Veja as reações a seguir.
CaCO3 (s) + 2HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
↓
Carbonato de cálcio
NaHCO3 (s) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g)
↓
Bicarbonato de sódio
Diferente do hidrogênio, o CO2 liberado não queima caso seja coletado em um tubo e um fósforo for aceso 
perto. Logo, o CO2 não é considerado combustível.
QUÍMICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS - VOLUME I24
ALGUNS ÁCIDOS E SUAS APLICAÇÕES 
Agora vamos ver onde podemos encontrar os principais ácidos em nosso dia a dia. Eles estão represen-
tados em nosso cotidiano, conforme evidencia as figuras seguintes, bem como suas principais aplicações.
a) Ácido clorídrico – HCl: esta molécula está presente no nosso estômago, executando o processo de 
digestão dos alimentos. 
Estômago
Suco 
gástrico
(contém HCl)H+
Cl-
Cl- Cl-
Cl-Cl-
H+
H+H+
H+
H+
Cl-
Figura 4 -Suco gástrico presente no estômago
Fonte: USBERCO & SALVADOR, 2008.
 Principais aplicações:
 - Utilizado em galvanização de metais;
 - Presente na produção de tintas e corantes; 
 - Na indústria alimentícia, é utilizado na produção de amido e proteínas;
 - Na indústria de petróleo, é utilizado na extração, para dissolver as rochas, liberando o fluxo até a su-
perfície.
b) Ácido sulfúrico - H2SO4: o principal constituinte das baterias de carros.
 2 Química inorgânica 25
Figura 5 -Bateria de carro
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
Principais aplicações:
 - Funciona como eletrólito em baterias de chumbo ácido, presente em automóveis;
 - Utilizado na fabricação de explosivos;
 - Utilizado em refinarias de petróleo para remoção de impurezas de gasolina e outros óleos;
 - Na produção industrial e também na produção de outros ácidos, como: o ácido fosfórico (H3PO4) e o 
ácido nítrico (HNO3);
 - Muito comum na indústria de fertilizantes.
c) Ácido acético - H3COOH: este ácido pode ser obtido tanto porvia biológica, com a oxidação do eta-
nol; quanto pela extração dos componentes do petróleo.
QUÍMICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS - VOLUME I26
Figura 6 -Vinagre
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
 
Principais aplicações:
 - Utilizado na produção de acetato de celulose; 
 - Utilizado para fabricação de produtos de limpeza e desinfecção;
 - Utilizado como solvente;
 - Utilizado para produção de sais metálicos, matéria-prima para obtenção de tintas e inseticidas;
 - Está presente no vinagre de cozinha.
d) Ácido carbônico - H2CO3: este ácido pode ser obtido através de uma reação de equilíbrio entre o CO2 
gasoso e a H2O líquida.
Figura 7 -Água com gás
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
 Principais aplicações: 
 - Utilizado na produção de refrigerantes e água com gás, pois confere o gás necessário nessas bebidas;
 - Formado a partir da reação entre o gás carbônico e a água.
e) Ácido fosfórico - H3PO4: um dos componentes presentes nos refrigerantes de cola, e seve para masca-
rar o sabor doce destas bebidas.
 2 Química inorgânica 27
Figura 8 -O ácido fosfórico presente no refrigerante
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
 Principais aplicações:
 - Utilizado para remover ferrugem; 
 - Eficiente para proteger superfícies metálicas;
 - No setor industrial, ele é utilizado para produzir vidro, sendo útil também na indústria de tintas; 
 - Na indústria de fertilizantes, ele é utilizado para produção de fosfatos e superfosfatos. 
CASOS E RELATOS
Azia, que sensação ruim!
Magno, técnico em química, estava tendo constantemente episódios de queimação (azia) em sua gar-
ganta. Preocupado com essa questão, ele marcou uma consulta médica. Durante a consulta, o médico 
ouviu atentamente os sintomas que Magno estava apresentando e solicitou alguns exames. 
De posse dos resultados, o médico relatou que Magno estava com um quadro de azia que deveria ser 
tratado através de medicamentos. Mário, que foi um aluno muito aplicado no curso técnico em quími-
ca, sabia que a sensação de azia que ele estava tendo era resultado do suco gástrico, que contém ácido 
clorídrico (HCl) em seu esôfago.
O suco gástrico, por ser muito ácido, ataca o tecido do esôfago, que não tem nenhuma proteção para 
essa situação. Esse ataque ácido se reflete na forma de azia.
 Portanto, essa situação demonstra na prática a atuação de um ácido em um sistema, nesse caso, espe-
cífico do nosso organismo. O ácido clorídrico presente no suco gástrico é extremamente importante 
para a digestão dos alimentos que ingerimos, porém, esse mesmo suco gástrico, no nosso esôfago, 
pode causar problemas de saúde, conforme relatado.
QUÍMICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS - VOLUME I28
2.1.2 BASES
Como você viu anteriormente, o ácido possui características bem específicas. Assim como o ácido, a 
base também possui um sabor próprio, neste caso, um sabor adstringente1 que “amarra” a boca. Veja a 
definição dada por Arrhenius: 
“É toda substância que dissocia, quando em solução aquosa liberando o ânion OH- (hidroxila). Para sa-
ber se uma substância é mesmo uma base, fala-se em alcalinidade, que é a capacidade que uma substância 
tem de neutralizar um ácido.”
No cotidiano, encontramos alimentos alcalinos (base), por exemplo: leite, tomate, legumes, frutas e 
outros. A digestão desses alimentos auxilia no controle e equilíbrio acidobásico em nosso organismo.
Vamos agora aprender como nomear e classificar as bases, assim como suas aplicações na indústria e 
no nosso cotidiano.
NOMENCLATURA DAS BASES
Podemos dar nome às bases utilizando a regra a seguir:
Hidróxido de (nome do cátion).
Exemplos:
Hidróxido de Magnésio: Mg(OH)2 → Mg2+ + 2OH- (Hidróxido de metal da família 2);
Hidróxido de Alumínio: Al(OH)3 → Al3+ + 3OH- (Hidróxido de metal da família 13);
Hidróxido de Lítio: LiOH → Li+ + OH- (Hidróxido de metal da família 1).
 
Mas há também alguns elementos que podem ser nomeados de forma diferente, como: o Ferro. 
Hidróxido de Ferro II ou hidróxido ferroso: Fe(OH)2
Hidróxido de Ferro III ou hidróxido férrico: Fe(OH)3
Veja que o ferro possui diferentes cargas, Fe+2 e Fe3+. O nome pode ser dado com o número da valência 
ao final, ou utilizando o sufixo -oso para o íon que apresenta a carga menor e o sufixo -ico para o íon que 
apresenta carga maior. 
Agora que você já sabe dar nome às bases, veremos a seguir como são classificadas. 
1 Adstringente: substância ou agente adstringente, aquela que leva a contração da mucosa na boca.
 2 Química inorgânica 29
CLASSIFICAÇÃO DAS BASES
Podemos classificar a base por número de hidroxilas:
BASES NúMERO DE OH- pOR FóRMULA
Monobase 1 OH-
Dibases 2 OH-
Tribases 3 OH-
Tetrabases 4 OH-
 SAIBA 
 MAIS
Para aprender mais sobre outras bases e exemplos de nomenclatura, leia o livro: USBER-
CO, João; SALVADOR, Edgard. Química. 7. ed. ref. São Paulo: Saraiva, 2008. v. 2.
SOLUBILIDADE 
Aqui veremos como as bases são classificadas de acordo com a sua solubilidade em água. Veja a seguir 
a escala em ordem crescente de solubilidade. 
 
Solubilidade das bases em água
ordem crescente
Metais
alcalinos
Metais
alcalinoterrosos
Outros
metais
Solúveis Pouco solúveis Praticamente insolúveis
Veja que os metais alcalinos formam bases mais solúveis em água, os metais alcalinoterrosos formam 
bases pouco solúveis e os outros metais quase insolúveis. Veja os exemplos a seguir.
a) Bases solúveis 
LiOH (Hidróxido de lítio)
NaOH (Hidróxido de sódio)
KOH (Hidróxido de potássio)
b) Bases pouco solúveis
Sr(OH)2 (Hidróxido de estrôncio)
Ca(OH)2 (Hidróxido de cálcio)
 Ba(OH)2 (Hidróxido de bário)
QUÍMICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS - VOLUME I30
c) Bases quase insolúveis
Ni(OH)2 (Hidróxido de níquel II) 
Fe(OH)3 (Hidróxido de ferro III)
Pb(OH)4 (Hidróxido de chumbo)
A seguir será explicado o conceito de dissociação, que é fundamental para a determinação do grau de 
força da base.
GRAU DE DISSOCIAÇÃO 
É quando, em presença de água, as moléculas se dissociam, se separam. O grau de dissociação irá de-
terminar se a base é forte ou fraca. Se a base possuir alto grau de dissociação, maior a solubilidade, e será 
uma base forte. 
Base solúvel
Elevado grau de
dissociação
Base forte
Base quase insolúvel
Baixo grau de
dissociação
Base fracaSe a base possuir um baixo grau de dissociação, menor será a solubilidade, e será uma base fraca.
Base solúvel
Elevado grau de
dissociação
Base forte
Base quase insolúvel
Baixo grau de
dissociação
Base fraca
Podemos dar atenção especial ao hidróxido de amônio (NH4OH), que é uma base que não provém de 
um metal, mas sim de uma substância molecular: a amônia. Ela é considerada uma base solúvel e é obtida 
através de uma reação da amônia borbulhada em água. Embora dissociada em água, possui um grau de 
dissociação fraca, por isso, o hidróxido de amônio é a única base que, além de solúvel, também é fraca. Veja 
a reação a seguir.
NH3 + H2O(l) ⇆ NH4+ + OH-(aq)
Veja alguns exemplos de bases:
Fortes: 
LiOH: hidróxido de lítio;
NaOH: hidróxido de sódio;
 2 Química inorgânica 31
KOH: hidróxido de potássio;
RbOH: hidróxido de rubídio;
CsOH: hidróxido de césio;
Ca(OH)2: hidróxido de cálcio;
Sr(OH)2: hidróxido de estrôncio;
Ba(OH)2: hidróxido de bário.
Fracas: 
NH4OH: hidróxido de amônio;
Mg(OH)2: hidróxido de magnésio;
Fe(OH)2: hidróxido de ferro II; 
Al(OH)3: hidróxido de alumínio; 
Zn(OH)2: hidróxido de zinco. 
 
Agora que você já sabe dar nome às bases, irá aprender um tipo de reação muito comum na qual elas 
estão presentes. 
REAÇÃO DE NEUTRALIzAÇÃO
A reação de um ácido com uma base forma sal e água, pois os íons H+ e OH- reagem formando H2O. Essa 
reação é conhecida como reação de neutralização.
 
HA + BOH → BA + H2O
Ácido Base Sal Água 
O sal é formado por um cátion da base e um ânion do ácido, também conhecido com salificação.
PRINCIPAIS BASES E SUAS APLICAÇÕES
Agora veremos as principais bases que podemos encontrar no dia a dia.
a) Hidróxido de sódio - NaOH: conhecido comercialmentecomo soda cáustica, um produto eficiente na 
limpeza pesada, principal constituinte dos sabões em barra.
QUÍMICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS - VOLUME I32
Figura 9 - Base para produzir sabões: NaOH
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
 Principais aplicações: 
 - Utilizado na purificação de derivados de petróleo e na transformação de óleos vegetais em biodiesel;
 - Um dos constituintes principais na produção de produtos de limpeza, como: sabões, desinfetantes ou 
produtos domésticos em geral;
 - Utilizado na fabricação e processamento de produtos orgânicos, como: papel, celofane, celulose e 
corantes.
b) Hidróxido de cálcio - Ca(OH)2: também denominado de cal hidratada, é um dos constituintes do ci-
mento branco.
Figura 10 - Cal virgem produzida com o óxido de cálcio
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
 Principais aplicações:
 - Utilizado para tratamento odontológico;
 2 Química inorgânica 33
 - Utilizado como substituinte ao NaOH em relaxamento de cabelo ou como creme para desfazer cachos 
de cabelos, alterando sua estrutura; 
 - Utilizado para produção de couro, através do preparo de uma solução para que o couro seja removido 
da pele do animal; 
 - Utilizado também na indústria de tratamento de água.
c) Hidróxido de amônio - NH4OH: é uma base fraca presente na maioria dos produtos para tintura de 
cabelos.
Figura 11 - Hidróxido de amônio utilizado como fertilizante
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2016.
 Principais aplicações: 
 - Utilizado na produção de fertilizantes agrícolas, explosivos, lubrificantes;
 - Na indústria de cosméticos, é também bastante útil, além de ser utilizado na produção de tintas de 
cabelo; 
 - Utilizado também na produção de lubrificantes, cerâmicas e detergentes;
 - No tratamento de efluentes, além da produção de óleos e gorduras. 
QUÍMICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS - VOLUME I34
2.1.3 SAIS
Segundo Arrhenius, sal é toda substância que sofre dissociação em solução aquosa, porém, com uma
diferença do ácido e da base que já vimos. O cátion liberado não será um H+ e o ânion liberado não será 
um OH- ou O2-. 
Figura 12 -
K2Cr2O7 CuSO4
 Dicromato de potássio (K2Cr2O7) e sulfato de cobre (CuSO4)
Fonte: USBERCO; SALVADOR, 2008.
Veja nos exemplos a seguir a dissociação do NaCl, NH4Cl e do Al2(SO4)3. Nenhum deles libera OH
- ou H+.
Água
NaCl → Na+ + Cl-
Dissociação do NaCl liberando o cátion Na+ e o ânion Cl-.
Água
NH4Cl → NH4+ + Cl-
Dissociação do NH4Cl liberando o cátion NH4
+ e o ânion Cl-.
 Água
Al2(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO42-
Dissociação do Al2(SO4)3 liberando o cátion Al
3+ e o ânion SO4
2-.
NOMENCLATURA DOS SAIS
Já aprendemos como nomear os ácidos e as bases. Agora, chegou a vez de dar nomes aos sais. Veja 
como é um pouco diferente.
Sufíxo do ácido: -ídrico, -ico, -oso
Sufixo do ânion: -eto, -ato, -ito
NOME DO SAL = NOME DO ÂNION de NOME DO CÁTION 
 2 Química inorgânica 35
Exemplos:
Ácido de origem Sal resultante
↓ ↓
HCl (clorídrico) → NaCl = ânion (Cl- - cloreto) + de + cátion (Na+) = cloreto de sódio 
H2SO4(sulfúrico) → CaSO4 = ânion (SO42- - sulfato) + de + cálcio (Ca2+) = sulfato de cálcio 
HNO2 (nitroso) → Al(NO2)3= ânion (NO2 - nitrito) + de + alumínio (Al3+) = nitrito de alumínio 
CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS
Podemos classificar os sais de acordo com a natureza dos íons. Veja a seguir.
CLASSIFICAÇÃO CARACTERÍSTICA EXEMpLOS
Sal neutro ou normal
Possui um cátion originado de uma base forte 
e o seu ânion originado de um ácido forte, 
sendo produto de uma neutralização total 
NaCl → cátion = Na+ (originado de NaOH, base forte)
Ânion = Cl- (originado do HCl, ácido forte)
Sal básico
Apresenta dois ânions e um cátion, um dos 
ânions é uma hidroxila: OH-
Al(OH)2Cl → ânions = 2OH - e Cl- -
Cátion = Al3 +
Sal duplo ou misto
Apresenta dois cátions diferentes ou dois 
ânions diferentes, mas, neste caso, eles não são 
hidrogênio ionizável H+ e nem hidroxila OH-
NaLiSO4 → ânions = SO42-
Cátions = Na+ e Li+
Sal hidratado
Apresenta molécula de água que se posiciona 
no retículo cristalino da estrutura. A quanti-
dade de moléculas coordenadas no retículo 
cristalino influencia diretamente na absorção 
em diferentes comprimentos de onda de cada 
sal, ou seja: cores distintas.
CuSO4.5H2O → sulfato de cobre II pentahidratado
CaSO4.2H2O → sulfato de cálcio di-hidratado
Quadro 3 - Classificação dos sais
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
QUÍMICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS - VOLUME I36
ALGUNS SAIS E SUAS APLICAÇÕES 
Agora vamos ver alguns sais que podemos encontrar no nosso dia a dia.
a) Cloreto de sódio - NaCl: utilizado principalmente na culinária como salgador de alimentos e também 
como conservantes de produtos alimentícios. A eletrólise deste sal em meio aquoso produz os gases 
cloro, hidrogênio e soda cáustica.
Principal
componente
do sal de
cozinha
Figura 13 - Sal de cozinha: NaCl
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
b) Nitrato de sódio - NaNO3: é um sal que também apresenta um alto poder de conservação de alimen-
tos. Pode ser utilizado para a fabricação de fertilizantes e explosivos.
Figura 14 -Componente da pólvora NaNO3
Matéria-prima
para
produção de
pólvora negra
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
c) Fosfato de cálcio - Ca3(PO4)2: este sal também é utilizado na fabricação de fertilizantes. Pode atuar 
como complemento nutricional em humanos e costuma vir adicionado a derivados do leite para com-
plementar o teor de Ca2+ no nosso corpo.
Principal
componente
dos ossos
Figura 15 - Fosfato de cálcio presente nos ossos
Fonte: USBERCO & SALVADOR, 2008.
 2 Química inorgânica 37
d) Hipoclorito de sódio - NaClO: principal componente das águas sanitárias comerciais. Vem em con-
centrações que pode variar de 2 a 4% em solução. Também é o componente principal do “cloro” de 
piscina que favorece a desinfecção das águas.
Possui ação
branqueadora,
por isso está
presente em
água
sanitária
Ág
ua
 sa
ni
tá
ria
Ág
ua
 sa
ni
tá
ria
Ág
ua
 sa
ni
tá
ria
Figura 16 - NaClO presente na água sanitária
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
2.1.4 ÓXIDOS 
É um composto binário, formado por dois elementos químicos, sendo um deles o oxigênio, o mais ele-
tronegativo. 
NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS 
Os óxidos que possuem um ametal ligado a um oxigênio são chamados de óxidos moleculares e sua 
nomenclatura é dada da seguinte maneira:
prefixo + óxido de + nome do elemento
↓
Mono-, di-, tri-
O prefixo indica a quantidade do elemento químico. Veja:
Monóxido de carbono → CO
Dióxido de enxofre → SO2
Trióxido de enxofre → SO3
Heptóxido de dicloro → Cl2O7
QUÍMICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS - VOLUME I38
Os óxidos que possuem um metal ligado a um oxigênio são chamados óxidos iônicos e o oxigênio irá 
apresentar carga O-2. Sua nomenclatura será dada da seguinte maneira:
óxido de (nome do elemento)
Veja os exemplos:
óxido de cobre I = Cu2O → Cu+ O2-
óxido de cálcio = CaO → Ca2+ O2-
óxido de ferro III = Fe2O3 → Fe3+ O2-
ALGUNS ÓXIDOS E SUAS APLICAÇÕES
a) Monóxido de dinitrogênio - N2O
Figura 17 -
Chamado de NOS,
em inglês Nitrous
Oxide System, é
utilizado em carros
para aumentar a
potência dos
motores 
 Monóxido de dinitrogênio: N2O
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2016.
b) Óxido de cálcio 
Figura 18 - Óxido de cálcio em argamassa
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2016.
Utilizado para
neutralizar o pH
do solo e
também em
construção para
preparar
argamassa
c) Gás carbônico - CO2
 2 Química inorgânica 39
Figura 19 - Gás carbônico: o gás do efeito estufa
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2016.
Óxido muito
importante para a
vida e, além
disso, é o
responsável pelo
efeito estufa
CURIOSIDADES
A sublimação é uma propriedade característica do gelo seco sólido (CO2),
produzindo aqueles fumos que são muito utilizados em filmes de terror. 
d) Peróxido de hidrogênio - H2O2
Figura 20 - Água oxigenada
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
Quando em solução
aquosa, é chamado
de água oxigenada,
que em grandes
concentrações pode
ser utilizado para
clarear pelos
e cabelos
2.2 REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO 
Estudamos atéaqui os ácidos, as bases, os sais e os óxidos. Agora, vamos ver um tipo de reação que 
envolve esses três compostos inorgânicos. Trata-se de uma reação de neutralização, na qual os reagentes 
são um ácido e uma base e os produtos são sal e água. Qualquer que seja o ácido irá neutralizar uma base 
e qualquer que seja a base irá neutralizar um ácido. 
Ácido + base → sal + água
QUÍMICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS - VOLUME I40
2.2.1 NEUTRALIzAÇÃO TOTAL
A neutralização total ou completa ocorre quando a quantidade de matéria do ácido se iguala com a 
quantidade de matéria da base, a fim de formar o sal correspondente e água como subproduto. A reação 
de neutralização total gera uma solução salina com pH igual a 7,0 indicando que todas as espécies (ácidas 
e básicas) presentes foram consumidas na reação. Como exemplo temos a reação de neutralização total do 
ácido nítrico (HNO3) com o hidróxido de magnésio (Mg(OH)2): 
2 HNO3 + Mg(OH)2 → 2 H2O + Mg(NO3)2
Para que ocorra a neutralização total, é necessário que haja uma quantidade de íons hidroxilas (OH-) 
igual à quantidade de íons H+. Assim, com base no exemplo anterior, podemos estimar a representação a 
seguir:
2H+ + 2 OH- → 2H2O
Podemos observar que houve a formação de 2 moléculas de água na reação a partir de 2 moléculas 
de ácido nítrico com 1 molécula de hidróxido de magnésio. Portanto, a quantidade de íons H+ foi igual 
à quantidade de íons OH. Veja os exemplos seguintes.
Exemplo 01. Ácido sulfúrico (H2SO4) + Hidróxido de sódio (NaOH)
H2SO4 → 2H++ SO42- (Cada molécula de H2SO4 produz 2H+)
NaOH → Na+ + OH- (Cada molécula de NaOH produz 1OH-)
 Sulfato de sódio Água
↓ ↓
Reação de neutralização: H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
2H+ 2OH- 
Para neutralizar 2OH-, precisamos de 2H+, ou seja, a proporção da reação é de duas moléculas de NaOH 
para uma molécula de H2SO4.
 2 Química inorgânica 41
Exemplo 02. Ácido clorídrico (HCl) + Hidróxido de Cálcio (Ca(OH)2)
HCl → H+ + Cl- (Cada molécula de HCl produz 1 H+)
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH- (Cada molécula de NaOH produz 2 OH-)
Cloreto de cálcio Água
↓ ↓
Reação de neutralização: 2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O
2H+ 2OH- 
2.2.2 NEUTRALIzAÇÃO PARCIAL
A neutralização parcial ocorre quando não há quantidade suficiente de íons H+ ou OH- para que ocorra a 
neutralização total, ou seja, quando não há quantidades de reagentes suficientes. Veja o exemplo a seguir:
Exemplo 01. Ácido fosfórico + Hidróxido de sódio 
H3PO4 + NaOH → H2O + NaH2PO4 
H3PO4 → 3H+ + PO42- (Cada molécula de H3PO4 produz 3 íons H+)
NaOH → Na+ + OH- (Cada molécula de NaOH produz 1 íon OH-)
Sabemos que cada íon H+ neutraliza um íon OH-, para que seja formada uma molécula de H2O. Mas o 
ácido não será neutralizado completamente, formando o ânion H2PO4
-. Veja a reação a seguir.
1Na+ 1H2PO4
1H3PO4 + 1 NaOH → Na + H2PO4- + 1H2O
1H+ 1OH- 
O nome do sal formado é diácido de sódio ou dihidrogenofosfato de sódio (NaH2PO4). Para que o ácido 
seja neutralizado totalmente, precisamos de duas moléculas de NaOH, para que neutralizem 2 íons H+ res-
tantes, com a formação da água. 
QUÍMICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS - VOLUME I42
Veja na reação a seguir.
Na2HPO4
H3PO4 + 2 NaOH → Na + (H2PO42-) + 2H2O
2H+ 2OH- 
O composto formado é o Na2HPO4, um sal ácido chamado de fosfato de (mono)ácido de sódio ou 
(mono) hidrogenofosfato de sódio.
CURIOSIDADES
O dihidrogenofosfato de sódio (NaH2PO4) pode ser chamado também de 
fosfato monobásico de sódio indicando que uma espécie básica neutra-
lizou um dos cátions H+ da estrutura do ácido fosfórico (H3PO4).
2.3 INDICADORES ÁCIDO-BASE 
Os indicadores são substâncias orgânicas que mudam de cor dependendo do meio que estiver. Caso 
entre em contato com um ácido, fica de uma cor; caso entre em contato com uma base, fica de outra cor. 
Veja o quadro seguinte com os indicadores mais conhecidos e a cor que eles apresentam diante de um 
ácido ou uma base.
INDICADOR ÁCIDO BASE FAIXA DE pH
Fenolftaleína Incolor Rosa 8,2 - 10,0
Tornassol Rosa Azul -
Alaranjado de metila Vermelho Amarelo 3,1 - 4,4
Azul de bromotimol Amarelo Azul 6,0 - 7,6
Azul de bromofenol Amarelo Violeta 3,0 - 4,6
Quadro 4 - Indicadores ácido-base
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
CURIOSIDADES
Na natureza existem vários indicadores naturais usados para identificar 
as soluções ácidas e básicas, tais como: as antocianinas que estão pre-
sentes nas folhas do repolho roxo, na uva vermelha, na beterraba, etc.
 2 Química inorgânica 43
Há uma escala chamada de escala de pH, indicando a intensidade da força ácida ou básica. Esta escala 
já foi vista na unidade curricular de Fundamentos Físicos, Químicos e Biológicos. Como um técnico em 
química, você irá utilizar bastante esse medidor de pH e deverá saber essa escala para determinar se o re-
sultado da cor do papel indicará se a solução é ácida, básica ou neutra. Veja a imagem a seguir.
Figura 21 - Escala de pH
Fonte: USBERCO, 2008.
Ácidos fortes têm
pH de 0 a 1
Soluções neutras
têm pH = 7
Bases fortes têm um
pH máximo de 14
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Aumento da acidez Aumento da basicidade
2.4 EQUAÇÃO DE IONIZAÇÃO E DISSOCIAÇÃO IÔNICA
As reações de ionização e dissociação iônica se dão quando a molécula é colocada em presença de 
água, mas se diferenciam em relação à molécula na forma original. Veja a seguir cada uma separadamente. 
2.4.1 IONIzAÇÃO 
As moléculas são quebradas pela ação da água, formando íons. Neste caso, a água tem função de rea-
gente, pois sem ela não haverá formação de íons. A ionização irá ocorrer por meio da reação entre as molé-
culas de H2O e as moléculas de HCl. Este fenômeno ocorre apenas com compostos moleculares. 
Veja o exemplo a seguir:
Água
HCl → H+ + Cl-
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
QUÍMICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS - VOLUME I44
Figura 22 - Ionização de HCl
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
HCl
Água
H+
Cl-
Molécula de
cloreto de hidrogênio
Em solução
resultam íons
Cl-
Cl-H+
H+
HCl HCl
2.4.2 DISSOCIAÇÃO 
Também conhecida como dissociação eletrolítica. Podemos ver o exemplo do NaCl que, ao ser mistu-
rado com água, os íons já existentes são separados. Este caso ocorre apenas com os compostos iônicos. 
Figura 23 - Dissociação do NaCl
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
Água
Na+Cl- Na+Cl-
Íons já existentes Íons separados
Água
Sal Na
+
Na+
Cl-
Cl-
Podemos chegar à seguinte conclusão:
Compostos Iônicos + Água = Dissociação Iônica
Compostos Moleculares + Água = Ionização
 2 Química inorgânica 45
2.5 GRANDEZA QUÍMICA 
Grandeza é tudo o que pode ser medido, como: tempo, volume e massa. Por exemplo, se você pesa 70 kg, 
logo você pesa 70 vezes mais do que a grandeza padrão usada para medir sua massa, neste caso, o kg. Veja a 
seguir algumas grandezas usadas para medir quantidade de massa. 
2.5.1 QUANTIFICAÇÃO DA MATÉRIA 
Tratando-se ainda sobre grandezas, você sabe que a massa pode ser medida em kg, g ou t, além de 
outras unidades de medida. Mas como os átomos são medidos? Os átomos são bem pequenos para serem 
medidos, mas suas massas relativas podem ser definidas. Conforme visto, a massa de um átomo de carbo-
no é 12 u (u: unidade de massa atômica – massa contida em 1/12 da massa de um átomo de carbono-12). 
A massa atômica, por sua vez, é a soma dos prótons e nêutrons contidos em cada átomo – essa informação 
é encontrada na tabela periódica.
Agora use a sua imaginação: pense que o átomo de carbono pode ser dividido em 12 partes iguais. 
Uma dessas partes 1/12 representa a unidade de massa atômica (u.m.a, ou simplesmente, u). Acompanhe 
a seguir.
Figura 24 - Representação da unidade de massa atômica
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
Átomo de 12C u = 1/12 . m12C=1,66.10
-24g
A parte que está na cor verde é a unidade de massa atômica (u.m.a)
QUÍMICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS - VOLUME I46
2.5.2 MASSA ATÔMICA
Uma vez determinada a unidade de medida atômica, podemos estender essa ideia para os átomosde 
todos os elementos da tabela periódica. 
A massa atômica é a massa de qualquer átomo representada em unidades de massa atômica (u.m.a). Ela 
indicará o quanto o átomo do elemento químico em questão é mais pesado que 1/12 do átomo padrão de 
medida, que é o átomo de carbono-12. Veja um exemplo a seguir.
Figura 25 - Medida da massa atômica do sódio (Na)
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
Átomo de sódio
23u
Na
 Quando realizamos algum tipo de medida, sempre temos uma unidade padrão para comparação, por 
exemplo: metro, polegada, jarda, quilogramas, litros, entre outras. Pensando em átomos, moléculas e íons, 
a unidade usada para realizar a medida das espécies químicas é o mol. Esta unidade transforma as unida-
des microscópicas para uma unidade macroscópica.
2.5.3 MOL 
Mol é a quantidade de matéria presente em 12g do elemento carbono-12. O número 12 ao lado do 
carbono indica o isótopo2 usado nesta medida do átomo de carbono. O valor encontrado para essa quan-
tidade de carbono-12 é 6,0221 x 1023. Esta unidade não apresenta dimensão. Este valor corresponde à 
medida padrão para todos os elementos químicos.
2 Isótopo: quando dois ou mais átomos de um mesmo elemento possuem o mesmo número de prótons, mas diferentes números 
 de nêutrons.
 2 Química inorgânica 47
Figura 26 - Massa de carbono equivalente a 1 mol
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
12g de 12C = 1 mol de 12C
= 6.02 x 1023 átomos de 12C 
1 mol = 6,0221 x 1023 entidades químicas
Definida a nossa unidade padrão, podemos realizar cálculos em todos os processos, reações e trans-
formações da matéria, desde átomos até moléculas mais complexas. Determinando a quantidade da 
substância representada pela letra n, ou seja, a quantidade que existe de cada átomo, íon ou molécula 
em uma amostra.
Dessa forma, podemos calcular a massa de qualquer molécula, através da massa atômica de cada áto-
mo presente em sua estrutura. É o que veremos no tópico a seguir. 
2.5.4 MASSA MOLAR
A massa da molécula, ou massa molar, será calculada considerando a massa atômica de cada átomo e a 
quantidade de cada um presente na fórmula. Usando a molécula da água, faremos esse cálculo.
Calcule a massa molar da molécula H2O.
Resolução:
QUÍMICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS - VOLUME I48
H = 2 X 1 = 2
O = 1 X 16 = 16
___________________
H2O = 18 g.mol
-1
Observando a fórmula da molécula de água, temos dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigê-
nio. Como sabemos disso? Através dos índices subscritos. O algarismo “2” ao lado do símbolo de hidrogê-
nio indica a quantidade do mesmo. O oxigênio está presente nessa fórmula com 1 átomo, pois o número 
1 é omitido.
Veja que a unidade da massa molar é g.mol-1, pois a quantidade de substância está relacionada ao mol 
(nossa unidade de medida padrão), ou seja, cada molécula de água apresenta 18 gramas em cada mol, que 
corresponde a 6,0221 x 1023 moléculas. Mas, por que 6,0221 x 1023 moléculas? É o que veremos a seguir.
2.6 CONSTANTE DE AVOGADRO
A constante de Avogadro está relacionada ao número de moléculas existentes em uma amostra de 
gás. A Lei de Avogadro diz que: volumes iguais, de gases diferentes e à mesma temperatura e pressão, 
possuem o mesmo número de moléculas. Com base em dados experimentais foi descoberto que o nú-
mero de Avogadro seria um valor de 6,0221 x 1023 moléculas por mol de substância. Esta descoberta 
rendeu no ano de 1926, o Prêmio Nobel de Física. 
 
Assim sendo, podemos concluir que para uma massa em gramas numericamente igual à massa 
atômica (MA), para qualquer elemento, existem 6,0221x1023 átomos; assim como, para uma massa em 
gramas numericamente igual à massa molecular (MM), para qualquer substância molecular, existem 
6,0221x1023 moléculas.
2.7 VOLUME MOLAR
Para falar de volume, precisamos lembrar dos gases, pois, para condições de pressão e temperatura, o 
volume que o gás ocupa é diretamente proporcional ao número de mol. Assim, se o número de mol for 
triplicado, o volume também será triplicado. Podemos concluir que: a relação entre volume e número de 
mol é constante V/n = K. Se 1 mol é equivalente a 6x1023 moléculas, então, para as mesmas condições de 
pressão e temperatura, o mesmo volume sempre será ocupado. 
Volume molar de gases: é o volume ocupado por 1 mol de um gás a uma dada temperatura e pressão. 
Na figura seguinte podemos ver que o volume de qualquer gás, nas mesmas condições de pressão e 
temperatura, sempre será um valor de 22,4 l. O que de fato será diferenciado nestes sistemas será a massa 
e a densidade característica de cada elemento. Verifique que os valores de massa e densidade da figura a 
seguir são disferentes entre si. 
 2 Química inorgânica 49
He N2 O2
n = 1 mol
P = 1 atm (760 torr)
T = OºC (273K)
V = 22.4 l/mol
n = 1 mol
P = 1 atm (760 torr)
T = OºC (273 K)
V = 22.4 l/mol
n = 1 mol
P = 1 atm (760 torr)
T = OºC (273 K)
V = 22.4 l/mol
Número de moléculas do gás
= 6.022 x 1023
Número de moléculas do gás
= 6.022 x 1023
Número de moléculas do gás
= 6.022 x 1023
Massa = 4.003 g
d = 0.179 g/l
Massa = 28.02 g
d = 1.25 g/l
Massa = 32.00 g
d = 1.43 g/l
22,4 l 22,4 l 22,4 l
Figura 27 - Volume molar padrão de alguns gases
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
Esse volume molar é determinado através da equação dos gases perfeitos sob as Condições Normais 
de Pressão e Temperatura (CNTP), onde a pressão equivale a 1 atm e a temperatura a 0°C, nas quais temos:
 Onde nas CNTP:
P = pressão ambiente;
R = constante dos gases em atm;
T = temperatura em Kelvin (273+0°C = 273K);
n = número de mols;
V = volume.
Sendo então: V/n = volume molar = 22,4 l/mol nas CNTP.
Para outras condições, o volume molar equivale a: 
24,5 l/mol a 25°C e 1 atm;
22,7 l/mol a 0°C e 1 bar.
Dessa forma, entendemos que o volume molar está diretamente ligado às Condições Normais de Pres-
são e Temperatura (CNTP). 
QUÍMICA APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS - VOLUME I50
2.8 CONDUTIVIDADE
A condutividade elétrica está presente em todo material e provém dos átomos que formam as matérias. 
Esses átomos são compostos por nêutrons que não possuem carga elétrica; prótons, que possuem carga 
elétrica positiva e os elétrons que possuem carga elétrica negativa.
Esses elétrons podem ser atraídos por outros átomos e assim sua carga elétrica pode ser alterada. Conside-
rando átomos eletricamente neutros, se, por exemplo, um átomo recebeu 1 elétron de outro átomo, este apre-
sentará carga elétrica positiva; já aquele que doou o elétron, apresentará carga elétrica negativa. Este fenômeno 
é conhecido como transferência de elétrons e pode ocorrer por meio de condução, atrito ou indução. 
Figura 28 - Transferência de elétrons
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
Perde elétron
Cátion: íon
carregado
positivamente
Ganha
elétrons
Ânion: íon carregado
negativamente
Os compostos iônicos são bons condutores de eletricidade. Devido a presença de íons, os elétrons mo-
vimentam-se facilmente, formando assim um circuito elétrico. Veja o exemplo a seguir.
Uma solução de Cu2+ ou Ag+, na presença de Zn, faz com que o mesmo seja oxidado, transferindo 
seus elétrons, ou seja, gerando uma corrente elétrica. Veja o esquema a seguir: uma pilha contendo 
zinco e cobre.
Figura 29 - Pilha Zn/Cu
Fonte: SENAI DR BA, 2016.
e-
Zn
Zn+2
Cu
Cu+2
(s)(s)
 2 Química inorgânica 51
O elétrons estão indo em direção ao cobre, logo, ele ganha elétrons, sofrendo redução, enquanto o 
zinco doa elétrons e sofre oxidação, conduzindo corrente elétrica. 
2.9 COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO (BIOINORGÂNICA)
Os compostos de coordenação possuem funções importantes na química bioinorgânica, na qual se 
insere também a química inorgânica medicinal. Mas você sabe o que é um composto de coordenação?
É um composto que possui um elemento central, ligado a outros elementos. Veja os exemplos:
[Ag(NH3)2]
+
[Cr(CO)6]
Trata-se de um íon metálico com íons ou moléculas ao redor, ligados por átomos com elétrons livres 
para formar ligações. Os íons metálicos atuam como ácidos de Lewis, receptores de elétrons; já os ligantes 
são bases de