Revisão de Química - Plantão da Química - ENEM

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Eurico Dias (eurico@gmail.com / @eurico_dias) 
 
REVISÃO DE QUÍMICA 
(versão 1.0) 
 
I - Transformações Químicas: 
a) Evidências de transformações químicas. 
 As evidências mais comuns associadas a fenômenos químicos são: 
- mudança de coloração; 
- mudança de odor; 
- desprendimento de gás e luz; 
- formação de precipitados; 
 Reação entre o carbonato de cálcio presente em um pedaço de giz com ácido 
clorídrico com produção de bolhas de gás carbônico: 
 
 Reação entre nitrato de chumbo II e iodeto de sódio com formação do precipitado 
amarelo iodeto de chumbo II: 
 
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b) Sistemas Gasosos: Lei dos gases. Equação geral dos gases ideais. 
 Equação do Gás Ideal: 
 
 Equação da transformação gasosa de uma situação inicial 1 (descrita pela pressão P1, 
volume V1, temperatura T1 e número de mols n1) para uma situação final 2. 
 
c) Teoria cinética dos gases. 
A curva de distribuição de velocidades de Maxwell indica quantas moléculas de um 
gás se movem em distintas velocidades em uma dada temperatura. Quando a temperatura se 
eleva, maior número de moléculas se movem em grande velocidade. 
 
d) Modelo Atômico de Dalton. 
 
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A química moderna iniciou com a teoria atômica de Dalton, que estabelece que toda 
a matéria é composta por partículas pequenas e indivisíveis chamadas átomos; que todos os 
átomos do mesmo elemento são idênticos; que os compostos possuem átomos de diferentes 
elementos combinados em relação de números inteiros, e que os átomos não se criam nem se 
destroem durante as reações químicas. 
e) Modelo Atômico de Thomson 
 A partir de experimentos com desvios de raios catódicos no tubo de Crookes o 
cientista Thomson conseguiu identificar a existência do elétron. 
 
f) Modelo Atômico de Rutherford, 
 Com o experimento da irradiação de partículas alfa sobre uma placa de ouro o cientista 
Rutherford identificou a existência de duas regiões atômicas: Núcleo Atômico e Eletrosfera. 
 
 
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g) Modelo Atômico de Bohr. 
 
O espectro de linhas do hidrogênio, que era um mistério para os físicos do século XIX, 
também era explicado com a teoria quântica. O modelo que Bohr desenvolveu para o átomo de 
hidrogênio fazia a suposição que a energia de seu único elétron era quantizada, assim, era 
limitada a certos valores definidos de energia por um inteiro, o numero quântico principal. 
O estado de energia mais estável de um elétron é o estado fundamental. Se diz que 
um elétron que se encontra em um nível de energia superior ao de seu estado mais estável está 
em um estado excitado. No modelo de Bohr, um elétron emite um fóton quando passa de um 
estado de maior energia (um estado excitado) a outro de menor energia (o estado fundamental 
ou outro estado menos excitado). A liberação de quantidades específicas de energia na forma 
de fótons explica as linhas do espectro de emissão do hidrogênio. 
De Broglie ampliou a descrição de Einstein do comportamento onda-partícula da luz a 
toda matéria em movimento. A longitude da onda de uma partícula em movimento, de massa 
m e velocidade u, se expressa com a equação  = h/m.u elaborada por De Broglie. 
 Fenômeno associado: emissão de luz colorida em fogos de artifícios e teste de chama. 
 
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Teste de chama com sódio, potássio, lítio e bário. 
 
h) Tabela Periódica 
 
1 – Os químicos do século XIX desenvolveram a tabela periódica organizando os elementos em 
ordem crescente de suas massas atômicas. Foram resolvidas algumas discrepâncias das 
primeiras versões da tabela periódica organizando os elementos em ordem crescente de seus 
números atômicos. 
 
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2 – A configuração eletrônica determina as propriedades dos elementos. A tabela periódica 
moderna classifica os elementos de acordo com seus números atômicos e também segundo sua 
configuração eletrônica. A configuração dos elétrons de valência afeta de maneira direta as 
propriedades dos átomos dos elementos representativos. 
3 – Existem algumas propriedades físicas cujos valores só aumentam ou só diminuem com o 
número atômico e que são chamadas de Propriedades Aperiódicas. Dentre elas podemos citar 
a massa atômica (sempre aumenta com o aumento do número atômico) e o calor específico 
(sempre diminui com o aumento do número atômico). 
4 – As variações periódicas de propriedades físicas dos elementos são um reflexo da diferença 
na estrutura atômica. O caráter metálico dos elementos diminui ao longo de um período, inicia 
com os metais, continua com os metalóides e termina com os ametais, além de aumentar acima 
abaixo dentro de um grupo específico de elementos representativos. 
5 – O raio atômico varia periodicamente com a posição dos elementos na tabela periódica. 
Diminui da esquerda a direita e aumenta de cima para baixo. 
6 – A energia de ionização é uma medida da tendência de um átomo neutro evitar a perda de 
um elétron. Quanto maior a energia de ionização, maior é a força de atração do núcleo sobre o 
elétron. A afinidade eletrônica é uma medida da tendência de um átomo neutro ganhar um 
elétron. Quanto mais positivo é o valor da afinidade eletrônica, maior é a tendência do átomo 
ganhar um elétron. Em geral, os metais possuem baixa energia de ionização e os ametais, alta 
afinidade eletrônica. 
7 – Os gases nobres são muitos estáveis devido aos seus subníveis externos ns e np estarem 
completamente preenchidos. Os metais dos elementos representativos (1A, 2A e 3A) tendem a 
perder elétrons até que seus cátions se tornem isoeletrônicos do gás nobre que os precede na 
tabela periódica. Os não metais dos grupos 5A, 6A e 7A tendem a aceitar elétrons até que seus 
ânions se tornem isoeletrônicos do gás nobre que os sucede na tabela periódica. 
 
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II - Representação das transformações químicas 
a) Balanceamento de equações químicas. 
Método da tentativa: O balanceamento inicia com a escolha do elemento que aparece uma só 
vez, em cada membro, e com maior índice. Os outros elementos vão sendo balanceados em 
seguida deixando-se por último o hidrogênio e o oxigênio, respectivamente. 
 
Exemplo: 
C4H10 + O2  CO2 + H2O 
 
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1o passo – O carbono é o elemento que aparece uma vez de cada lado e é que possui maior 
índice em relação aos outros compostos. Assim temos 4 carbonos do lado dos reagentes e 
essa quantidade deverá ser a mesma do lado dos produtos. 
C4H10 + O2  4 CO2 + H2O 
 
2o passo – O balanceamento do hidrogênio segue o mesmo padrão do 1° passo. Há 10 H do 
lado dos reagentes e deverá haver, também, 10 H do lado dos produtos (2x5=10). Assim: 
C4H10 + O2  4 CO2 + 5 H2O 
 
3o passo – O balanceamento do oxigênio é o último a ser feito. Há 13 oxigênios do lado dos 
produtos portanto, devemos colocar 13/2 ao lado do O2 (13/2x2=13). 
C4H10 + 13/2 O2  4 CO2 + 5 H2O 
 
Observação: Sequência de balanceamento que em geral facilita o processo por tentativa: 
1º: Balancear os Metais 
2º: Balancear os Ametais 
3º: Balancear o Carbono 
4º: Balancear o Hidrogênio 
5º: Balancear o Oxigênio 
 
b) Cálculos estequiométricos. 
 Os átomos dos elementos que constituem um composto em particular sempre se 
combinam na mesma proporção em massa (lei das proporções definidas). Quando dois 
elementos se combinam para formar mais de um composto, a massa do elemento que se 
combina com uma quantidade fixa de massa do outro elemento sempre é uma relação de 
números inteiros pequenos (lei das proporções múltiplas) 
 Roteiro básico: 
i) escrever a equação envolvida; 
ii) acertar os coeficientes da equação (ou equações); 
iii) relacionar os coeficientes com mols. 
 Teremos assim uma proporção inicial em mols; 
iv) estabelecer entre o dado e a pergunta do problema uma regrade três. 
 Esta regra de três deve obedecer aos coeficientes da equação química e poderá ser 
estabelecida, a partir da proporção em mols, em função da massa, em volume, número de 
moléculas, entre outros, conforme dados do problema. 
 
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Como exemplo podemos citar a reação de combustão completa e balanceada do 
álcool etílico: 
 C2H6O(l) + 3O2(g) => 2CO2(g) + 3H2O(l) 
 Estabelecida a proporção em mols, podemos fazer inúmeros cálculos, envolvendo os 
reagentes e/ou produtos dessa reação, combinando as relações de várias maneiras: 
 
Tipo de Relação 
Estequiométrica 
C2H6O(l) + 3O2(g) => 2CO2(g) 3H2O(l) 
 
Proporção em 
mols 
1 mol 3 mols 2 mols 3 mols 
Em massa 46g 3 x 32g 2 x 44g 3 x 18 g 
Em moléculas 6,0 x 1023 3 x 6,0 x 1023 2 x 6,0 x 1023 3 x 6,0 x 1023 
Em volume (CNTP) É líquido 3 x 22,4 L 2 x 22,4 L É Liquido 
 
III - Materiais, suas propriedades e usos – 
a) Estados Físicos. 
Representação dos estados da matéria: 
 
b) Misturas: métodos de separação. 
Principais métodos de separação: 
b.1) Decantação 
Ex. de aplicação: Etapa usada no tratamento de água (precipitação de partículas mais densas 
que a água) e separação do petróleo da água do mar. 
 
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b.2) Filtração 
Ex. de aplicação: Etapa usada no tratamento de água e separação de resíduos sólidos do 
petróleo. 
b.3) Flotação 
Ex. de aplicação: Uso de bolhas de ar para separar fragmentos de plástico PET do plástico PVC. 
b.4) Extração 
Ex. de aplicação: Separação de componentes presentes no pó de café com uso de água 
quente. Uso de vapor d´água para extrair componentes de folhas de eucalipto. 
b.5) Floculação 
Ex. de aplicação: Etapa usada no tratamento de água com formação de partículas aglutinadas a 
partir de uso de aditivo específico. 
b.6) Separação Magnética 
Ex. de aplicação: separar contaminantes metálicos de efluentes industriais. 
 
b.7) Destilação 
Ex. de aplicação: Separação da mistura água e álcool devido diferença de volatilidade. 
Separação das diferentes frações de hidrocarbonetos no petróleo. 
 
c) Ligações metálicas. 
 
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1 – A ligação metálica pode ser visualizada como a força entre íons positivos imersos em um mar 
de elétrons. Em termos de teoria das bandas, os orbitais atômicos se fundem para formar 
bandas de energia. Uma substância é um condutor quando seus elétrons podem ser promovidos 
com facilidade até a banda de condução, onde possuem liberdade para mover-se através da 
substância. 
2 – Nos isolantes, o espaço energético entre a banda de valência e a banda de condução é tão 
grande que os elétrons não podem se promover até esta última. Nos semicondutores, os 
elétrons podem atravessar o espaço energético em maiores temperaturas e, assim, a 
condutividade aumenta a medida que aumenta a temperatura, já que mais elétrons são capazes 
de chegar à banda de condução. 
3 – Os semicondutores tipo-n contém impurezas doadoras e elétrons extras. Os semicondutores 
tipo-p contém impurezas receptoras e lacunas positivas. 
4 – Os metais alcalinos são os mais reativos de todos os elementos metálicos. Possuem nox +1 
em seus compostos. Em condições especiais alguns deles podem formar ânions com carga 
negativa (através de sais complexos em soluções metal-amônia). 
8 – Os metais alcalino-terrosos são um pouco menos reativos que os metais alcalinos. Quase 
sempre possuem Nox +2 em seus compostos. As propriedades dos elementos 2A se fazem mais 
metálicas ao descer em seu grupo periódico. 
9 – Alumínio não reage com água devido a formação de um óxido protetor; seu hidróxido é 
anfótero. 
 
d) Metais e Ligas metálicas. 
Principais Ligas Metálicas: 
Aço: Ferro e Carbono 
Bronze: Cobre e Estanho 
Latão: Cobre e Zinco 
Ouro 18 quilates: Ouro + Cobre/Prata 
 
e) Ferro, cobre e alumínio. 
e.1) Processo metalúrgico de extração de ferro (siderurgia): 
 
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Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2 
e.2) Processo metalúrgico de extração de cobre: 
Cu2S + O2 = 2Cu + SO2 
Refino eletrolítico do cobre: Cobre impuro (ânodo) => Cobre puro (cátodo) 
e.3) Processo metalúrgico de extração de alumínio: 
2Al2O3 + 3C = 4Al + 3CO2 
f) Ligações iônicas. 
Uma ligação química iônica é o produto das forças eletrostáticas de atração entre íons 
positivos e negativos. Um composto iônico é formado por uma grande rede de íons onde estão 
balanceadas as cargas negativas e as positivas. Na estrutura de um composto iônico sólido é 
máxima a força de atração total dos íons. 
 
Sal puro não conduz eletricidade mas em solução aquosa ocorre condução elétrica 
 
g) Substâncias iônicas do grupo: cloreto, carbonato, nitrato e sulfato. 
1 - Cloreto de Sódio: NaCl – sal de cozinha, sal-gema, halita 
2 - Carbonato de Cálcio: CaCO3 – calcário, mármore, calcita 
3 - Carbonato de Sódio: Na2CO3 - barrilha 
4 - Bicarbonato de Sódio: NaHCO3 
 
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5 - Nitrato de Sódio e Nitrato de Potássio: NaNO3 e KNO3 - Salitre 
6 - Sulfato de Cálcio: CaSO4 – componente do gesso 
7 - Sulfato de Magnésio: MgSO4 – Componente comum em laxante 
8 - Sulfato de Bário: BaSO4 – Componente comum em contraste radiológico 
9 - Sulfato de Alumínio: Al2(SO4)3 – Agente floculante comum no tratamento de água 
 
h) Ligações Covalentes. 
Em uma ligação covalente, dois átomos compartilham dois elétrons (um par). Nas 
ligações covalentes múltiplas, dois átomos compartilham dois ou três pares de elétrons. Alguns 
átomos unidos por ligações covalentes também possuem pares livres, ou seja, pares de elétrons 
de valência que não participam nas ligações. A distribuição dos elétrons ligantes e os pares livres 
ao redor dos átomos é representada por meio da estrutura de Lewis. 
 A regra do octeto prediz que os átomos formam ligações covalentes suficientes para 
rodear-se de oito eletros cada um. Existem exceções para a regra do octeto, em particular para 
os compostos covalentes de berílio, para os elementos do grupo 3A e para os elementos do 
terceiro período e subseqüentes da tabela periódica. 
 
i) Substâncias moleculares: H2, O2, N2, Cl2, NH3, HCl, CH4. 
H2: 
- Obtido pela eletrólise da água: 2H2O = 2H2 + O2 
- Obtido pela reforma catalítica do metano com vapor d´água: CH4 + H2O = CO + 3H2 
O2: 
- Obtido pela destilação fracionada do ar liquefeito 
N2: 
- Obtido pela destilação fracionada do ar liquefeito 
Cl2: 
- Obtido pela eletrólise de soluções aquosas de NaCl: 
 
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2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2 
NH3: 
 
Geometria Piramidal 
- Obtido industrialmente pela síntese de Haber-Bosch: N2 + 3H2 = 2NH3 
HCl: 
 
Geometria Linear 
- Obtido pela reação entre gás hidrogênio e gás cloro obtidos na eletrólise de NaCl(aq) 
CH4: 
 
Geometria Tetraédrica 
- Obtido diretamente como componente principal do gás natural ou a partir da fração gasosa 
do petróleo e como produto gasoso da gaseificação de matéria orgânica. 
 
j) Hibridação e Geometria Molecular. 
1 – O Modelo de RPECV (Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência) que prevê a 
geometria molecular se baseia na suposição de que os pares de elétrons da camada de valência 
se repelem e tendem a permanecerem o mais separado possível. 
 
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2 – De acordo com o modelo de RPECV, a geometria molecular pode ser prevista a partir do 
número de pares de elétrons ligantes e não-ligantes. Os pares livres repelem os outros pares 
com mais força dos que os pares ligantes, o que provoca uma distorção dos ângulos de ligação 
do que seria a geometria ideal. 
3 – O momento dipolar é uma medida da separação da carga em moléculas que contém átomos 
de diferentes eletronegatividades. O momento dipolar de uma molécula é a resultante de todos 
os momentos das ligações presentes nela.A partir das medições do momento dipolar se obtém 
informação sobre a geometria molecular. 
4 – Existem duas explicações da mecânica quântica para a formação da ligação covalente: a 
teoria da ligação de valência e do orbital molecular. Na teoria da ligação de valência se formam 
orbitais híbridos mediante a combinação e rearrranjo dos orbitais de um mesmo átomo. Todos 
os orbitais híbridos possuem a mesma energia e densidade eletrônica, e o número de orbitais 
híbridos é igual ao número de orbitais atômicos puros que se combinam. 
5 – A expansão da camada de valência se pode explicar supondo a hibridação dos orbitais s, p e 
d. 
6 – Na hibridação sp, os dois orbitais híbridos estão sobre uma linha reta; na hibridação sp2, os 
três orbitais híbridos estão dirigidos para os vértices de um triângulo; na hibridação sp3, os 
quatro orbitais híbridos estão apontando par os vértices de um tetraedro; na hibridação sp3d, 
os cinco orbitais híbridos se dirigem aos vértices de uma bipirâmide trigonal; na hibridação 
sp3d2, os seis orbitais híbridos apontam os vértices de um octaedro. 
7 – Em um átomo com hibridação sp2 (por exemplo, o carbono), o orbital p que não participou 
da hibridação pode formar uma ligação pi com outro orbital p. Uma ligação dupla carbono-
carbono é formada por uma ligação sigma e uma ligação pi. Em um átomo de carbono com 
hibridação sp, os dois orbitais p que não participam da hibridação podem formar duas ligações 
pi, com dois orbitais p de outro átomo (ou de outros átomos). Uma ligação tripla CC é formada 
por uma ligação sigma e duas ligações pi. 
 
k) Forças intermoleculares. 
k.1) Principais tipos: 
1 – Todas as substâncias existem em um dos três estados: gasoso, líquido ou sólido. A principal 
diferença entre o estado condensado e o gasoso é a distância que separa as moléculas. 
2 – As forças intermoleculares atuam entre as moléculas ou entre moléculas e íons. Estas forças 
de atração quase sempre são muito mais débeis que as forças de ligação. 
 
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3 – As forças dipolo-dipolo e as forças íon-dipolo atraem moléculas com momentos dipolares 
até outras moléculas polares ou íons. 
 
Interação Íon-dipolo 
4 – As forças de dispersão se devem aos momentos dipolares temporários induzidos em 
moléculas apolares. O grau de polarização de uma molécula é uma medida da facilidade para 
induzir um momento dipolar. Com o termo “forças de van der Waals” se faz referência ao efeito 
total das interações dipolo-dipolo, dipolo-dipolo induzido e forças de dispersão. 
5 – A ponte de hidrogênio é uma interação dipolo-dipolo relativamente forte entre uma ligação 
polar que contém um átomo de hidrogênio e um átomo eletronegativo de O, N ou F. As pontes 
de hidrogênio são muito fortes, em especial entre as moléculas de água. 
 
 
k.2) Aplicações: 
1 – Os líquidos tendem a adotar uma geometria que minimize sua área superficial. A tensão 
superficial é a energia necessária para expandir a área superficial de um líquido; as forças 
intermoleculares maiores conduzem a uma maior tensão superficial. 
 
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Tensão superficial da água 
“sustentando” o peso de um clipe metálico 
2 – A viscosidade é uma medida da resistência de um líquido a fluir; esta propriedade diminui 
com o aumento de temperatura. 
3 – Capilaridade: fenômeno associado a habilidade de um líquido fluir contra ação da gravidade 
devido interação com a superfície do recipiente que o contém. 
 
 
l) Sólidos Cristalinos ou Amorfos: 
1 – Todos os sólidos são cristalinos (com uma estrutura regular de átomos, íons ou moléculas) 
ou amorfos (sem uma estrutura regular). O vidro é um exemplo de sólido amorfo. 
 
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2 – A unidade estrutural básica de um sólido cristalino é a célula unitária, a qual se repete para 
formar um retículo cristalino tridimensional. A difração de raios-X fornece informação suficiente 
para se conhecer as estruturas dos cristais. 
3 – Os quatro tipos de cristais e das forças que mantém unidas suas partículas são: cristais 
iônicos, unidos por ligações iônicas; cristais covalentes unidos por ligações covalentes; cristais 
moleculares, unidos por forças de van der Waals e/ou pontes de hidrogênio, e cristais metálicos, 
unidos por ligações metálicas. 
 
 
IV – Água e compostos inorgânicos 
a) Líquidos 
1 – Um líquido contido em um recipiente fechado estabelece um equilíbrio dinâmico entre a 
evaporação e a condensação. Nestas condições a pressão de vapor sobre o líquido é a pressão 
de vapor de equilíbrio, conhecida simplesmente como “pressão de vapor”. 
2 – No ponto de ebulição, a pressão de vapor de um líquido é igual a pressão externa. O calor 
molar de vaporização de um líquido, isto é, a energia necessária para evaporar um mol de 
líquido, pode ser determinado ao se medir a pressão de vapor de um líquido em função da 
temperatura e com a equação de Clausius-Clapeyron. O calor molar de fusão de um sólido é a 
energia necessária para fundir um mol de sólido. 
 
Gráfico de aquecimento da água 
 
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3 – Para cada substância há uma temperatura, denominada temperatura crítica, acima da qual 
não é possível liquefazer sua fase gasosa. 
4 – As relações entre as fases de uma só substância se representam por meio de um diagrama 
de fases, onde cada região representa uma fase pura e os limites das regiões mostram as 
temperaturas e pressões nas quais duas fases estão em equilíbrio. No ponto triplo, as três fases 
estão em equilíbrio. 
 
ÁGUA 
 
b) Estrutura e propriedades. 
b.2) Estrutura Molecular: 
 
Geometria Angular 
 
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b.2) Propriedades principais: 
1 – As moléculas de água no estado sólido formam uma rede tridimensional em que cada átomos 
de oxigênio está unido por ligações covalentes a dois átomos de hidrogênio, assim como a 
outros dois átomos de hidrogênio por ligações ou pontes de hidrogênio. Esta estrutura única 
explica porque o gelo é menos denso que a água líquida, propriedade que permite a 
sobrevivência dos seres vivos abaixo do gelo em tanques e lagos sob climas frios. 
2 - A água é também uma substância muito importante do ponto de vista ecológico graças a seu 
alto calor específico, outra propriedade devida às fortes pontes de hidrogênio. Os grandes 
depósitos de água possuem a capacidade de moderar o clima do planeta ao absorver e gerar 
quantidades substanciais de claro com apenas pequenas mudanças em sua temperatura. 
 
b) Sistemas em Solução Aquosa: Soluções verdadeiras, soluções coloidais e suspensões. 
b.1) Soluções verdadeiras 
As soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substancias, que podem ser 
sólidas, líquidas ou gasosas. 
A facilidade de dissolução de um soluto em um solvente depende das forças 
intermoleculares. A energia e desordem que resulta quando se misturam as moléculas do soluto 
e solvente para formar uma solução são as forças que impulsionam o processo de dissolução. 
 
b.2) Soluções coloidais 
Um colóide é uma dispersão de partículas (aproximadamente de 10³ pm a 106 pm) de 
uma susbtância em outra. Um colóide se diferencia de uma solução também pelo efeito Tyndall, 
 
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que é a dispersão da luz visível pelas partículas coloidais. Os colóides em água se classificam 
como colóides hidrofílicos e colóides hidrofóbicos. 
b.3) Suspensões 
 Uma suspensão (ou dispersão grosseira) é uma mistura heterogênea onde o soluto 
não se dissolve no solvente. 
Exemplo: Leite de Magnésia, Água + Areia, Trigo suspenso em água 
 
c) Solubilidade. Concentração das soluções. 
1 – A concentração de uma solução pode ser expressa em porcentagem em massa, fração molar, 
molaridade e molalidade. A escolha da unidade de concentração dependerá das circunstâncias. 
2 – Em geral, o aumento de temperatura aumenta a solubilidadede substâncias sólidas e 
liquidas e diminui a solubilidade dos gases em água. 
3 – De acordo com a lei de Henry, a solubilidade de um gás em um líquido é diretamente 
proporcional a pressão parcial do gás sobre a solução. 
 
d) Aspectos qualitativos das propriedades coligativas das soluções. 
A diminuição da pressão de vapor, a elevação do ponto de ebulição, a diminuição do 
ponto de congelamento e a pressão osmótica são propriedades coligativas das soluções, ou seja, 
dependem somente do número de partículas de soluto que estão presentes e não de sua 
natureza. 
 
e) Ácidos, Bases, Sais e Óxidos 
Nome Químico Nome Comum Fórmula Exemplo de uso 
Ácido Clorídrico Ácido muriático HCl Ácido forte, Ácido Gástrico 
Ácido Nítrico HNO3 
Ácido forte, Produção de 
Explosivos e Fertilizantes 
 
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Ácido Sulfúrico H2SO4 Baterias de carro 
Cianeto de 
Hidrogênio 
Ácido 
Cianídrico 
HCN Veneno 
Dióxido de 
Carbono 
Gás carbônico CO2 Extintores de incêndio 
Dióxido de 
Nitrogênio 
 NO2 
Obtenção do ácido nítrico e 
poluente ácido no ar 
Hidróxido de 
Cálcio 
Cal extinta Ca(OH)2 Argamassa 
Hidróxido de 
Magnésio 
 Mg(OH)2 Antiácido estomacal 
Hidróxido de 
Potássio 
Potassa 
Cáustica 
KOH Manufatura de sabão 
Hidróxido de 
Sódio 
Soda Cáustica NaOH 
Manufatura de Sabão, Produto 
de Limpeza 
Monóxido de 
Carbono 
 CO Agente redutor, Gás asfixiante 
Monóxido de 
Nitrogênio 
Óxido Nítrico NO 
Obtenção do ácido nítrico, Ação 
Vasodilatadora 
Óxido de 
Alumínio 
Alumina, 
Bauxita 
Al2O3 Abrasivo 
Óxido de Cálcio Cal, cal viva CaO Manufatura de vidro 
Óxido de 
Chumbo II 
Litargírio PbO Manufatura de vidro 
 
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Monóxido de 
Dinitrogênio 
Gás hilariante, 
Óxido Nitroso 
N2O Anestésico 
Óxido de 
Enxofre IV 
Dióxido de 
enxofre 
SO2 
Poluente Ácido no ar, 
Conservante 
Óxido de 
Manganês IV 
Dióxido de 
manganês 
MnO2 Pilha seca, Catalisador 
Dióxido de 
Silício 
Sílica SiO2 Manufatura de vidro 
Óxido de Titânio 
IV 
Dióxido de 
titânio 
TiO2 Pigmento branco 
Óxido de Zinco ZnO 
Pigmento branco, cosméticos, 
Óxido Anfótero em pomadas 
pra assaduras 
Peróxido de 
Hidrogênio 
Água 
oxigenada 
H2O2 Desinfetante, branqueador 
 
f) Conceitos de ácidos e base. 
 Os ácidos de Arrhenius se ionizam em água para formar íons H+; as bases de 
Arrhenius se ionizam em água para formar íons OH-. Os ácidos de Bronsted doam prótons, as 
bases de Bronsted aceitam prótons. 
 
g) Principais propriedades dos ácidos e bases: indicadores, condutibilidade elétrica, reação 
com metais, reação de neutralização. 
 
1 – Os indicadores ácido-base são ácidos ou bases orgânicas fracas que mudam de cor na 
proximidade do ponto de equivalência de uma reação de neutralização entre um ácido e uma 
base. 
2 – Em uma titulação ácido-base, adiciona-se gradualmente uma dissolução de concentração 
conhecida (por exemplo, uma base) a uma dissolução de concentração desconhecida (por 
 
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exemplo, um ácido) com o objetivo de determinar a concentração que não se conhece. O ponto 
em que a neutralização tenha se completado se denomina ponto de equivalência. 
 
Titulação de solução de HCl com NaOH 
(mudança da cor da fenolftaleína de incolor pra rosa) 
 
V - Transformações Químicas e Energia 
a) Transformações químicas e energia calorífica. 
 Energia é a capacidade de realizar um trabalho. Existem muitas formas de energia e 
se convertem entre si. A lei da conversação de energia estabelece que é constante a 
quantidade total de energia do universo. 
Um processo que libera calor no meio é exotérmico; um processo que absorve calor 
do meio é endotérmico. 
 
Exemplo de reação exotérmica 
b) Calor de reação. 
 
 Eurico Dias (eurico@gmail.com / @eurico_dias) 
 
A mudança de entalpia (∆H, geralmente expresso em kJ) é uma medida do calor de 
reação (ou de qualquer outro processo) sob pressão constante. 
Os calorímetros sob volume e pressão constantes são utilizados para medir as 
variações de energia que ocorrem nos processos físicos e químicos. 
 
c) Lei de Hess. 
A lei de Hess estabelece que a variação total de entalpia em uma reação é igual a 
soma das mudanças de entalpia das etapas individuais que conduzem à reação total. 
A entalpia padrão de uma reação se calcula a partir das entalpias padrão de 
formação dos reagentes e produtos. 
d) Transformações químicas e energia elétrica. Potenciais padrão de redução. Pilha. 
Elementos com cargas elétricas comuns (Nox) 
 
d.1) Reações de oxirredução 
São aquelas que ocorrem com transferência de elétrons. Oxidação refere-se à perda 
de elétrons (aumento no nox) e redução refere-se ao ganho de elétrons (redução no nox). 
Portanto, as reações de oxirredução ocorrem quando os elétrons são transferidos do átomo 
oxidado para o átomo reduzido. 
Quando o zinco metálico é adicionado a um ácido forte, os elétrons são transferidos 
dos átomos de zinco (o zinco é oxidado) para os íons de hidrogênio (o hidrogênio é reduzido): 
Zn(s) + 2H+(aq)  Zn2+(aq) + H2(g) 
 
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Essa reação ocorre espontaneamente. A transferência de elétrons que ocorre 
durante as reações de oxirredução pode ser usada para produzir energia na forma de 
eletricidade. 
 Em uma reação de oxirredução a substância que contém o elemento que sofre 
redução é denominada agente oxidante e a substancia que contém o elemento que sofre 
oxidação é denominada agente redutor. 
Exemplo: na reação Zn(s) + 2HCl(aq)  ZnCl2 (aq) + H2(g), o Zn é o agente redutor e o HCl é o 
agente oxidante. 
 
d.2) Pilhas 
1 – As reações redox implicam a transferência de elétrons. As equações que representam os 
processos redox são balanceadas com o método do íon-elétron. 
2 – Todas as reações eletroquímicas implicam a transferência de elétrons e, por tanto, são 
reações redox. 
3 – Em uma célula eletroquímica se produz eletricidade por uma reação química espontânea. A 
oxidação e a redução acontecem no ânodo e cátodo, respectivamente, e os elétrons fluem 
através de um circuito externo. 
4 – As duas partes de uma célula eletroquímica são as semi-células. Uma ponte salina permite 
o fluxo de íons entre elas. 
5 – A força eletromotriz (fem) de uma célula é a diferença de voltagem entre dois eletrodos. No 
circuito externo, os elétrons fluem do ânodo até o cátodo em uma célula eletroquímica. Em 
solução, os ânions se movem até o ânodo e os cátions até o cátodo. 
11 – As baterias, que são formadas por uma ou mais células eletroquímicas, se utilizam 
amplamente como fontes de energia autônomas. As mais conhecidas são a pilha seca, tal como 
a célula de Leclanché, a bateria de mercúrio e a bateria ou acumulador de chumbo dos 
automóveis. As células de combustíveis produzem energia elétrica a partir de uma alimentação 
continua de reagentes. 
12 – A corrosão de metais, como a oxidação de ferro, é um fenômeno eletroquímico. 
 
e) Eletrólise. 
 
 Eurico Dias (eurico@gmail.com / @eurico_dias) 
 
Para induzir uma reação química que não é espontânea em uma célula eletroquímica 
se emprega corrente elétrica de uma fonte externa. A quantidade de produto formado ou de 
reagente consumido dependerá da quantidade de eletricidade transferida ao eletrodo. 
Os processos eletrolíticos são utilizados para obter eletrodeposição metálica 
(cromagem, revestimento (“banho”) com ouro e prata, etc.) e geração de compostos como 
NaOH, H2, Cl2, F2, etc. 
 
f) Leis de Faraday. 
O faraday (F) é a quantidade de eletricidade que transporta um mol de elétrons, e é 
igual a 96500 C. A partir de proporções entre a quantidade de substância eletrolisada e carga 
elétrica utilizada no processo é possível obter a massa obtida durante a eletrólise. 
 
g) Conceitos fundamentais da radioatividade. Transformações nucleares. 
1 – Para os núcleos estáveis de baixo número atômico, a relaçãonêutron-próton é 
aproximadamente igual a um. Para os núcleos estáveis mais pesados, a relação é maior que um. 
Todos os núcleos com 84 ou mais prótons são instáveis e radiativos. Os núcleos com número 
atômicos pares tendem a ter mais isótopos estáveis que os que possuem números atômicos 
impares. 
2 – A energia de união nuclear (energia necessária para romper um núcleo em seus prótons e 
nêutrons) é uma medida quantitativa de estabilidade nuclear. É possível calcular esta energia se 
for conhecido o defeito de massa do núcleo (diferença de massa entre o átomo e massa total 
de seus prótons, elétrons e nêutrons após um processo nuclear) e for utilizada a relação de 
equivalência massa-energia de Einstein. 
3 – Os núcleos radioativos emitem partículas α, partículas β, pósitrons ou raios γ. A equação de 
uma reação nuclear inclui as partículas emitidas, e deve se balancear tantos os números de 
massa quanto os números atômicos. 
4 – O Urânio-238 é o progenitor de uma série de desintegração radioativa natural que se utiliza 
para determinar a idade de rochas na Terra e de objetos vindos do espaço, dado sua meia vida 
ser grande. 
5 – Os elementos radioativos artificiais se geram ao bombardear outros elementos com 
partículas α, nêutrons ou prótons acelerados. 
 
 
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h) Reações de fissão e fusão nuclear. 
1 – A fissão nuclear é a divisão de um núcleo grande em dois núcleos pequenos e um ou mais 
nêutrons. Quando os nêutrons livres se capturam de modo eficiente por outros núcleos, ocorre 
uma reação em cadeia. 
2 – Os reatores nucleares utilizam o calor de uma reação de fissão controlada para produzir 
energia. 
3 – A fusão nuclear, que o tipo de reação que se produz no Sol, é a combinação de núcleos leves 
para formar um mais pesado; a fusão só ocorre em temperaturas muito altas, motivo pelo qual 
a fusão nuclear controlada em grande escala não acontece ainda. 
 
i) Desintegração radioativa e radioisótopos. 
1 – Os isótopos radiativos se detectam com facilidade e por isso são usados, basicamente, de 
duas maneiras: como marcadores ou como fontes de energia. Isto é, pode-se colocar isótopos 
radioativos no lugar de outros elementos não-radioativos, sem alterar as propriedades químicas 
do material de modo que torne-se possível obter informações sobre o material onde o isótopo 
se localiza, bem como pode-se fazer uso das propriedades de ionização da radiação para matar 
células, destruir tecidos de crescimento anormal, alterar o código genético dos seres vivos ou 
para fazer mapeamento do interior de materiais (detecção de falhas). 
2 – A radiação de alta energia causa danos aos sistemas biológicos pela ionização e formação de 
radicais livres. 
 
VI - Dinâmica das Transformações Químicas – 
a) Transformações Químicas e velocidade. Velocidade de reação. 
1 – A velocidade de uma reação química se manifesta na variação de concentração dos 
reagentes ou produtos com relação ao tempo. A velocidade não é constante, e varia 
continuamente à medida que muda a concentração. 
2 – A lei de velocidade é uma expressão que relaciona a velocidade de uma reação com a 
constante de velocidade e as concentrações dos reagentes, elevadas às potências apropriadas. 
A constante de velocidade k para uma determinada reação varia somente com a temperatura 
(ou adição de catalisador). 
 
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3 – A ordem de uma reação em relação a um determinado reagente é o expoente a qual está 
elevada a concentração do dito reagente na lei de velocidade. A ordem global de uma reação é 
a soma dos expoentes em que estão elevadas as concentrações dos reagentes na lei de 
velocidade. A lei de velocidade e a ordem de reação não podem ser determinadas a partir da 
estequiometria da equação global da reação: devem ser determinadas experimentalmente. 
Para uma reação de ordem zero, a velocidade de reação é igual a constante de velocidade. 
4 – A meia vida de uma reação (o tempo que se leva para que a concentração de um reagente 
diminua à metade) pode ser utilizada para se determinar a constante de velocidade de uma 
reação de primeira ordem. 
 
b) Energia de ativação. 
De acordo com a teoria das colisões, uma reação ocorre quando as moléculas se 
chocam com energia mínima suficiente, denominada energia de ativação, e orientação 
adequada, para assim romper as ligações e iniciar a reação. 
 
c) Fatores que alteram a velocidade de reação: concentração, pressão, temperatura e 
catalisador. 
 
Em geral, um catalisador acelera uma reação ao diminuir o valor de Ea. Um catalisador 
pode ser recuperado sem variação ao final de uma reação. 
Na catálise heterogênea, que é de grande importância industrial, o catalisador é um 
sólido e os reagentes são gases ou líquidos. Na catálise homogênea, o catalisador e os reagentes 
estão na mesma fase. As enzimas são os catalisadores dos sistemas vivos. 
 
 
VII - Transformação Química e Equilíbrio – 
a) Caracterização do sistema em equilíbrio. 
O equilíbrio dinâmico entre fases se denomina equilíbrio físico. O equilíbrio químico é 
um processo reversível em que as velocidades das reações direta e inversa são iguais, e as 
concentrações dos reagentes e produtos não variam com o tempo. 
 
 
 Eurico Dias (eurico@gmail.com / @eurico_dias) 
 
b) Constante de equilíbrio. 
2 – Para a reação química geral aA + bB  cC + dD, as concentrações de reagentes e produtos 
no equilíbrio se relacionam por meio da expressão da constante de equilíbrio. 
3 – A constante de equilíbrio para os gases, Kp, expressa a relação das pressões parciais de 
equilíbrio (em atm). 
4 – Um processo de equilíbrio químico é homogêneo quando todos os reagentes e produtos 
estão na mesma fase. As concentrações dos sólidos puros, líquidos puros e solventes são 
constantes e não aparecem na expressão da constante de equilíbrio de uma reação. 
5 – Se uma reação pode ser expressa como a soma de duas ou mais reações, a constante de 
equilíbrio da reação global é dada pelo produto das constantes de equilíbrio das reações 
individuais. 
6 – O valor de K depende da forma em que está balanceada a equação química, e a constante 
de equilíbrio para a reação inversa de uma reação em particular é o inverso da constante de 
equilíbrio da reação correspondente. 
7 – A constante de equilíbrio é a relação entre as constantes de velocidades das reações direta 
e inversa. 
 
c) Equilíbrio em água de ácido e base 
1 – Os seguintes ácidos se classificam como ácidos fortes em solução aquosa: HClO4, HI, HBr, 
HCl, H2SO4 (primeira etapa de ionização) e HNO3. As bases fortes em solução aquosa incluem 
os hidróxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos (exceto o berílio). 
2 – A constante de ionização ácida Ka aumenta quanto maior for a força do ácido. De forma 
semelhante, Kb expressa a força das bases. 
3 – A porcentagem (grau) de ionização é outra forma de medir a força dos ácidos. Quanto mais 
diluída é uma solução de um ácido fraco, maior será sua porcentagem de ionização. 
4 – O produto da constante de ionização de um ácido e a constante de ionização de sua base 
conjugada é igual a constante do produto iônico da água. 
5 – As forças relativas dos ácidos se explicam qualitativamente em termos de sua estrutura 
molecular. 
 
 
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d) Escala pH e pOH. 
A acidez de um solução aquosa se expressa como seu pH, que de define como o 
logaritmo negativo da concentração de íons hidrogênio (em mol/L) 
A 25ºC, uma solução ácida possui pH < 7, uma solução básica possui pH > 7, e uma 
solução neutra possui pH = 7. 
 
e) Solubilidade dos sais 
1 – O produto de solubilidade Kps expressa o equilíbrio entre um sólido e seus íons em solução. 
A solubilidade pode ser calculada a partir do Kps e vice-versa. 
2 – A presença de um íon comum diminui a solubilidade de um sal ligeiramente solúvel. 
3 – A solubilidade dos sais ligeiramente solúveis que possuem ânionsbásicos aumenta com a 
elevação da concentração de íons hidrogênio. A solubilidade de sais que possuem ânions 
derivados de ácidos fortes não se modifica com o pH. 
4 – A análise qualitativa é a separação e identificação de cátions e ânions em solução. 
 
Baixa solubilidade de AgCl em água (precipitado branco) 
 
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Formação de incrustrações devido a ação de 
 água dura (maior concentração de íons cálcio e magnésio) sob sabão. 
f) Hidrólise. 
1 – A maioria dos sais são eletrólitos fortes que se dissociam por completo em seus íons quando 
se dissolvem. A reação destes íons com a água, denominada hidrólise do sal, pode produzir 
soluções ácidas ou básicas. 
2 – Os íons metálicos com cargas elevadas, como o Al+3 e o Fe+3, se hidrolisam para formar 
soluções ácidas. 
3 – A maioria dos óxidos pode ser classificada como ácidos, básicos ou anfóteros. Os hidróxidos 
metálicos podem ser básicos ou anfóteros. 
4 – Os ácidos de Lewis aceitam pares de elétrons e as bases de Lewis doam pares de elétrons. A 
expressão “ácido de lewis” em geral se utiliza para substancias que estão em possibilidade de 
aceitar pares de elétrons mas não contém átomos de hidrogênio ionizáveis. 
5 – O efeito do íon comum tende a suprimir a ionização de um ácido fraco ou de uma base fraca. 
Este efeito se explica por meio do princípio de Le Chatelier. 
6 – O pH no ponto de equivalência de uma titulação ácido-base depende da hidrólise do sal 
formado na reação de neutralização. Nas titulações ácido forte - base forte, o pH do ponto de 
equivalência é 7; nas titulações ácido fraco - base forte, o pH do ponto de equivalência é maior 
que 7; nas titulações ácido forte – base fraca, o pH do ponto de equivalência é menor que 7. 
 
 
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h) Fatores que alteram o sistema em equilíbrio. 
1 – O quociente reacional Q tem a mesma forma que a constante de equilíbrio, mas se aplica a 
uma reação que pode não estar em equilíbrio. Se Q > K, a reação ocorrerá da direita para 
esquerda para que se alcance o equilíbrio. Se Q < K, a reação ocorrerá da esquerda para direita, 
até que Q = K. 
2 – O principio de Le Chatelier estabelece que se se aplica uma tensão externa a um sistema em 
equilíbrio químico, o sistema se ajustará para compensar e eliminar tal tensão. 
3 – Só a mudança de temperatura modifica o valor da constante de equilíbrio de uma reação 
em particular. As mudanças de concentrações, pressão ou volume podem alterar as 
concentrações de equilíbrio de reagentes e produtos. A adição de um catalisador acelera o 
momento em que se alcança o equilíbrio mas não modifica as concentrações de reagentes e 
produtos em equilíbrio. 
 
i) Aplicação da velocidade e do equilíbrio químico no cotidiano. 
1 – Uma solução tampão é uma combinação de um ácido fraco e sua base conjugada fraca 
(adicionada na forma de sal) ou uma base fraca e seu ácido conjugado fraco (adicionado na 
forma de sal). A solução reage com pequenas quantidades de ácido ou de base adicionados, de 
tal forma que o pH da solução permaneça quase constante. Os sistemas tamponados possuem 
função importante na manutenção do pH dos fluidos corporais. 
 
 
VIII - Compostos de Carbono – 
a) Características gerais dos compostos orgânicos. 
- Baixos pontos de fusão e ebulição (em geral); 
- Ligações predominantemente covalentes; 
- Baixa condutividade elétrica em solução aquosa ou quando fundidos. 
- Facilmente entram em combustão (em geral) 
 
b) Principais funções orgânicas. 
 
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 FUNÇÃO ORGÂNICA GRUPO FUNCIONAL EXEMPLOS 
 
HIDROCARBONETOS Formado apenas por C e H 
CH4, C3H6, C2H2,... 
F
U
N
Ç
Õ
E
S
 O
X
IG
E
N
A
D
A
S
 
ÁLCOOL R OH**
 
CH3-CH2-CH2-OH 
PROPAN-1-OL 
FENOL Ar OH
 
OH
HIDRÓXI-BENZENO 
CETONA 
R R1 ou RCOR1
O
C
 
O
CCH3 CH3
PROPANONA 
ALDEÍDO *ou R CHOR C
O
H
*
 
C
O
H
H METANAL
 
ÁCIDO 
CARBOXILICO ou R COOHR C
O
OH
* *
 
C
O
OH
CH2=CH-CH
CH3
ÁCIDO 2-METILBUT-3-ENÓICO 
ÉSTER *R C
O
O R
*ou R COOR
 
H C
O
O CH-CH3
 CH3
METANOATO de ISOPROPILA 
SAL DE ÁCIDO 
CARBOXÍLICO *R C
O
O Me+
*ou R COO-Me+
 
PROPANOATO de SÓDIO 
CH3-CH2 C
O
O-Na+
 
ÉTER R R1O 
(R < R1) 
CH3-CH2-CH2-O-CH3 
METÓXIPROPANO 
F
U
N
Ç
Õ
E
S
 
N
IT
R
O
G
E
N
A
D
A
S
 
AMINA 
R N R*
R* 
CH3 NH CH2-CH3 
ETILMETILAMINA 
AMIDA N R*
R*
C
O
R*
 
NH2C
O
CH3
ETANAMIDA 
 
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NITRILA C N ou R CN R 
CH3-CH-CN
CH3
2-METILPROPANONITRILO 
NITROCOMPOSTOS NO2 R 
CH2=CH-CH-CH3
NO2
2-NITROBUT-3-ENO 
O
U
T
R
A
S
 F
U
N
Ç
O
E
S
 HALETO ORGÂNICO R X
X = F, Cl, Br ou I 
CH2-CH2-CH2 
FBr
1-BROMO-3-FLUORPROPANO 
ÁCIDO SULFÔNICO 
SO3HR 
SO3H
ÁCIDO BENZENOSULFÔNICO 
Obs: 
R é um radical não aromático ou aromático 
R* pode ser um HIDROGÊNIO (H) ou um radical não aromático ou 
aromático 
R** é um radical não aromático 
Ar é um radical aromático 
 
c) Hidrocarbonetos. 
Exemplos: 
Composto Fórmula 
Metano (Gás Natural) 
 
 
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Eteno (Etileno) 
 
Etino (Acetileno) 
Benzeno 
 
Iso-octano 
(componente da gasolina)
Naftaleno (Naftalina) 
 
 
d) Compostos orgânicos oxigenados. 
Exemplos: 
 
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Etanol (Álcool Etílico) 
 
 
Metanol 
 
Glicerol (Glicerina) 
 
Fenol 
 
Cresol (Desinfetante 
Creol) 
 
Éter Dietílico 
(Éter hospitalar) 
 
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Metanal 
(Formaldeído) 
 
Propanona (Acetona) 
 
Ácido Etanoico 
(Ácido Acético) 
 
Ácido Metanóico 
(Ácido Fórmico) 
 
Butanoato de Etila 
(aroma artificial de 
abacaxi) 
 
 
e) Fermentação. 
 
 
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Usos da fermentação: 
- Obtenção de etanol 
 
- Geração de CO2 na utilização de fermento biológico 
 
f) Compostos orgânicos nitrogenados. 
Exemplos: 
Trimetilamina (Odor 
de Peixe) 
 
Anilina (síntese de 
corantes) 
 
 
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Nitroglicerina 
 
g) Macromoléculas naturais e sintéticas. Noções básicas sobre polímeros. 
De acordo com a origem, podemos distinguir dois tipos de polímeros: 
- Naturais – exemplos: borracha, algodão, polissacarídeos (celulose, amido, glicogênio), 
proteínas, ácidos nucleicos, ... 
- Sintéticos – exemplos: PVC, polietileno, polipropileno, poliestireno, teflon, PVA, 
borracha sintética, etc. 
De acordo com a aplicação, os polímeros podem ser classificados em: 
- Elastômeros – possuem a elasticidade característica das borrachas naturais ou 
sintéticas. 
- Fibras – usados na fabricação de fios e em geral apresentam resistência à tração 
mecânica. Exemplos: poliamidas (nylon), algodão, poliéster, etc. 
- Plásticos – podem ser usados em moldagens, tintas, vernizes. Exemplos: polietileno, 
polipropileno, poliestireno, PVA. 
 
h) Exemplos de polímeros 
Amido 
 
 
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Celulose 
 
Teflon 
 
Poliestireno (PS e 
Isopor) 
 
 
k) Óleos e gorduras, sabões e detergentes sintéticos. 
1 – Lipídios: 
Exemplos: 
C15H31COOH (ácido palmítico); 
C17H35COOH (ácido esteárico); 
2 – Sabão: 
Exemplo: 
 
3 – Detergente 
Exemplo: 
 
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l) Proteínas e enzimas. 
 As proteínas são macromoléculas, de elevado peso molecular e estrutura complexa, 
formadas por unidades denominadas aminoácidos. 
Aminoácidos na espécie humana 
Naturais Essenciais 
Alanina Isoleucina 
Arginina Leucina 
Asparagina Lisina 
Ácido Aspártico Metionina 
Cisteína Fenilalanina 
Ácido Glutâmico Triptofano 
Glutamina Treonina 
Glicina Valina 
Histidina 
Prolina 
Serina 
Tirosina 
 
 Enzimas são catalisadores biológicos de natureza protéica e ação específica que 
podem perder a ação catalíticaquando submetidas a calor excessivo ou variação excessiva de 
pH (causas da desnaturação protéica). 
 
IX - Relações da Química com as Tecnologias, a Sociedade e o Meio Ambiente - 
a) Química no cotidiano. 
- Estudo dos princípios ativos e compostos químicos presentes em produtos de limpeza, 
cosméticos, vestuário, estruturas de móveis, etc. 
b) Química na agricultura e na saúde. 
 
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- Estudo dos princípios ativos e compostos químicos presentes em agroquímicos, defensivos 
agrícolas, fertilizantes sintéticos, etc. 
c) Química nos alimentos. 
- Estudo dos princípios ativos e compostos químicos presentes em alimentos processados, 
conservantes, umectantes, antiumectantes, corantes naturais e sintéticos, estabilizantes, etc. 
d) Química e ambiente. 
1 – A atmosfera da Terra está formada principalmente de nitrogênio e oxigênio, mais uma 
quantidade mínima de outros gases. Nos processos químicos que ocorrem na atmosfera, 
também influem a radiação solar, as erupções vulcânicas e a atividade humana. 
2 – O bombardeio de moléculas e átomos pelas partículas solares produz as auroras nas regiões 
externas da atmosfera. O resplendor (emissão intensa de luz) de satélites artificiais é causado 
pela excitação de moléculas adsorvidas (NO2 gasoso) na superfície do satélite. 
3 – O ozônio da estratosfera absorve a radiação nociva UV (200 a 300 nm) e desta forma protege 
a vida na Terra. Durante muitos anos, os compostos de CFC tem destruído a camada de ozônio. 
4 – As erupções vulcânicas podem contaminar o ar, diminuir o ozônio da estratosfera e alterar 
o clima. 
5 – O dióxido de carbono tem a capacidade de absorver a radiação infravermelha, o que permite 
aprisionar parte do calor que emana da Terra e aquece sua superfície. Outros gases como o CFC 
e metano também contribuem com o aquecimento do planeta (efeito estufa). 
6 – O dióxido de enxofre e, em menor grau, os óxidos de nitrogênio qu esse geram pela queima 
de combustíveis fosseis e os processos de queimas de sulfetos metálicos, ocasionam a chuva 
ácida. 
7 – Smog fotoquímico é produzido pela reação fotoquímica dos gases que emanam de veículos 
na presença da luz do Sol. Esta é uma reação complexa em que participam os óxidos de 
nitrogênio, ozônio e os hidrocarbonetos. Cria uma nuvem poluente sobre os centros urbanos. 
8 – A contaminação do ar dos interiores domésticos (ou contaminação doméstica) é causada 
pelo radônio, um gás radioativo que se forma pela desintegração de urânio; o monóxido e o 
dióxido de carbono, que são produtos de combustão; e o formaldeído, uma substância 
orgânica volátil que se libera das resinas utilizadas nos materiais de construção. 
 
 
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e) Aspectos científico-tecnológicos, socioeconômicos e ambientais associados à obtenção ou 
produção de substâncias químicas. 
Química Verde: busca de obtenção de compostos e processos químicos que reduzem 
ou eliminam o uso e geração de substâncias nocivas. 
Alguns princípios da Química Verde: 
- Economia de átomos; 
- Eficiência energética; 
- Reaproveitamento de insumos nos processos; 
- Uso de catalisadores com maior eficiência; 
- Redução no número de etapas no processo industrial; 
- Substituição de matéria-prima poluente por não-poluente; 
- Tratamento de resíduos gerados; 
 
f) Indústria Química: obtenção e utilização do cloro, hidróxido de sódio, ácido sulfúrico, 
amônia e ácido nítrico. 
1 – Obtenção de Cl2 e NaOH: eletrólise de solução aquosa de NaCl 
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2 
2 – Obtenção de ácido sulfúrico: 
S + O2  SO2 (queima de S) 
4 FeS2 + 11O2  2 Fe2O3 + 8SO2 (ustulação de Pirita) 
2 SO2 + O2 

 
 
Ptou OV 52
 2 SO3 
H2SO4 + SO3  H2S2O7 
H2S2O7 + H2O  2 H2SO4 
3 – Obtenção de amônia: 
 
 Eurico Dias (eurico@gmail.com / @eurico_dias) 
 
Processo Haber-Bosch: N2 + 3H2 

 
 pressão
 cat. 
 2NH3 
4 – Obtenção de ácido nítrico: 
4 NH3 + 5O2 
C800o
Pt
 4 NO + 6H2O 
2 NO + O2  2 NO2 
3 NO2 + H2O  2 HNO3 + NO 
g) Mineração e Metalurgia. 
1 – Dependendo de suas reatividades, os metais existem na natureza em estado livre ou em 
forma combinada. 
2 – A obtenção de um metal a partir da sua mina é um processo em três etapas. Primeiro deve 
se preparar a mina. Depois se separa o metal, quase sempre por meio de um processo de 
redução, e por último, se purifica. 
3 – Os métodos comuns utilizados na purificação dos metais são destilação, eletrólise e 
refinação. 
 
h) Poluição e tratamento de água. 
Fontes de poluição na água: esgoto doméstico, efluentes industriais, restos 
de combustíveis, partículas suspensas orgânicas ou inorgânicas (virus, bactérias, algas, 
protozoários, etc.), resíduos de adubos, lama residual (minérios, partículas finas do 
solo). 
Efeitos das impurezas na água: 
a) fluoretos: manchas nos dentes, irritação gástrica. 
b) sulfatos: sulfatos de Na, K e Mg causam diarréia. 
c) chumbo: danos a vários orgâos, incluindo cérebro. 
d) Cd e Hg: dano letal aos rins. 
 
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e) Zn: tonturas e diarréia. 
f) fosfatos de fertilizantes: promovem crescimento de algas e reduzem a concentração 
de oxigenio dissolvido na água. Este processo é conhecido como eutrofização. 
Obs: DBO (Demanda bioquímica de oxigênio): quantidade de oxigênio necessária 
para a oxidação da matéria orgânica biodegradável sob condições aeróbicas. É a 
quantidade de oxigênio utilizada na oxidação bioquímica da matéria orgânica, num 
determinado período de tempo. 
i) Poluição atmosférica. 
- Gases Estufa; 
 
Concentração de CO2 e Temperatura Média Global ao longo dos anos 
- Material Particulado (fuligem, amianto em pó, ...); 
- Chuva ácida; 
 
Floresta danificada por chuva ácida 
 
 Eurico Dias (eurico@gmail.com / @eurico_dias) 
 
- “Buraco” na camada de ozônio (poluição estratosférica); 
 
Menor concentração de O3 sobre a Antártida 
- Smog comum (Nuvem de fuligem e névoa de SO2/SO3) e Smog Fotoquímico (ozônio, 
formaldeído, nitratos de peroxiacilas (PAN), NO2,...) 
 
j) Proteção do ambiente. 
Exemplos de medidas: 
- Uso de catalisador automotivo como antipoluente no escapamento dos automóveis 
transforma gases venenosos, tais como CO, NO e NO2, em gases não-venenosos, tais como 
CO2, N2 e N2O 
; 
- Redução, Reutilização e Reciclagem de lixo; 
- Busca de fontes renováveis de energia; 
 
 
X - Energias Químicas no Cotidiano – 
 
 Eurico Dias (eurico@gmail.com / @eurico_dias) 
 
a) Petróleo, gás natural e carvão. 
1 - Beneficiamento do petróleo: 
Decantação: Separar água salgada do petróleo. 
Filtração: Separar fragmentos de rochas, areia, argila, etc. 
Destilação Fracionada: Separar as frações de hidrocarbonetos constituintes do petróleo. 
2 – Craqueamento ou Cracking: 
 
Obtenção de moléculas que podem ser componentes da gasolina, por exemplo, a 
partir de frações mais pesadas do petróleo. 
3 – Aditivo antidetonante 
Substância que aumenta a resistência da gasolina a detonação por compressão do 
pistão (medida pela escala de octanagem). 
 
Exemplo de aditivo (banido): Chumbo-tetraetila. 
 
4 – Gás Natural 
Mistura gasosa que pode ser encontrada associada ou não a jazidas de petróleo. É 
composto basicamente por metano – CH4 (até 92%) e etano – C2H6 (até 9%). 
 
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O gás natural pode ser obtido através da decomposição de lixo orgânico em 
biodigestores (sendo denominado biogás em geral). 
 
5 – Carvão 
Material Porcentagem de 
carbono 
Carvão 
Vegetal 
50% 
 
Carvões 
minerais 
Turfa 60% 
Linhito 70% 
Hulha 80% 
Antracito 90% 
 
b) Hulha. 
 Usos da Hulha: Combustível de termelétricas, obtenção de compostos orgânicos por 
pirólise (fração gasosa, fração líquida), produção de carvão coque para siderúrgicas (fração 
sólida). 
c) Biomassa. 
 Biomassa é o nome dado a todo recurso renovável originado de matéria orgânica(de 
origem animal ou vegetal) que pode ser utilizada na produção de energia. 
Obtenção de gás metano pelo processo de compostagem e biodigestão de biomassa: 
 
d) Biocombustíveis. 
Principal: obtenção de biodiesel (éster de ácido graxo em geral) a partir de 
triglicerídeos na reação de transesterificação: 
 
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