Apostila de Química para EJA - Módulo I

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Centro Educacional Brasil Central 
Nível: Educação Básica 
Modalidade: Educação de Jovens e Adultos a Distância 
Etapa: Ensino Médio 
 
APOSTILA DE QUÍMICA 
 
Índice 
 
Módulo I 
 -Matéria e Energia 
- Fenômenos Químicos e Físicos 
- Misturas homogêneas e heterogêneas 
-Ligações Químicas 
-Ligação Iônica 
- Ligação covalente simples 
- Ligação covalente dativa ou coordenada 
-Ligação Metálica 
 
Módulo II 
-Termoquímica 
- Medida do calor de Reação 
- Entalpia e Variação De Entalpia 
-Equações termoquímicas e gráficos de entalpia 
- Determinação Indireta do Calor de reação 
- Tipos de calores e Espontaneidade das reações 
-Reações Nucleares 
 
Módulo III 
 - Hidrocarbonetos 
- Ácidos Carboxílicos 
 
Centro Educacional Brasil Central 
Modalidade: Educação de Jovens e Adultos- a 
Distância 
 Etapa: Ensino Médio 
Disciplina: Química 
MÓDULO I – 1° ANO 
 
MATÉRIA E ENERGIA 
 
Matéria 
Matéria é tudo o que tem massa e ocupa 
um lugar no espaço, ou seja, possui volume. 
Ex.: madeira, ferro, água, areia, ar, ouro e tudo 
o mais que imaginemos, dentro da definição 
acima. Obs.: a ausência total de matéria é o 
vácuo. 
 
Corpo 
Corpo é qualquer porção limitada de 
matéria. Ex.: tábua de madeira, barra de ferro, 
cubo de gelo, pedra. 
 
Objeto 
Objeto é um corpo fabricado ou 
elaborado para ter aplicações úteis ao homem. 
Ex.: mesa, lápis, estátua, cadeira, faca, martelo. 
 
FENÔMENOS FÍSICOS E QUÍMICOS 
 
Fenômenos físicos 
Os fenômenos físicos são aqueles onde 
as propriedades da matéria não se alteram 
(ponto de fusão, ebulição, etc.), e onde não haja 
mudança na sua constituição atômica: 
derretimento do gelo, ebulição, dissolução de 
sal ou açúcar em água, são fenômenos físicos, 
pois mantém suas propriedades intactas, bem 
como a composição química. No caso da 
dissolução do sal (NaCl) em água, a molécula 
de sal é quebrada em Na+ e Cl-, quando a água 
evaporar, esses íons e ânions vão se juntar 
novamente e reconstituir o sal. 
A evaporação é um fenômeno físico, pois com 
a ação da luz solar, os átomos que constituem 
a água (H2O) vão ficar com um maior estado 
de agitação, causando a sua separação e a 
conseqüente evaporação. Em uma pressão 
maior, seria necessário muito mais energia 
(calor, luz solar) para causar essa separação. 
Não há qualquer alteração nas propriedades do 
elemento, e o processo é reversível. Veja o 
exemplo do ciclo da água 
 
 
 
Fenômenos químicos 
Um fenômeno químico acontece quando há 
uma alteração na estrutura atômica dos 
elementos envolvidos (na maioria das vezes 
irreversível). Por exemplo, a combustão. Um 
comburente (pode ser gasolina, álcool, etc.) é 
combinado com oxigênio (O2) gasoso, 
liberando calor e produzindo um óxido. Os 
óxidos gerados mais comuns são o CO, CO2, 
H2O, etc. 
Alguns exemplos de fenômenos químicos: 
- Combustão (queima); 
- Ferrugem (o ferro reage aos poucos com 
o oxigênio, causando oxidação); 
- Fotossíntese (a planta captura CO2 da 
atmosfera e o transforma em seiva, liberando 
O2); 
- Digestão (ácidos (HCl, por exemplo) 
presentes no estômago destroem as moléculas 
de alimento); 
Evidências de uma reação química: 
- liberação de gás após a mistura dos 
reagentes; 
- formação de um sólido/líquido/gasoso 
após a mistura de reagentes (por exemplo, 
mistura-se dois reagentes líquidos e uma parte 
deles se transforma em sólido); 
- mudança de cor dos reagentes; 
- mudança de temperatura; 
 
Misturas homogêneas e heterogêneas 
Na química, a separação de misturas é 
muito importante, pois para obtermos 
resultados mais corretos em pesquisas e 
experiências, é necessário que as substâncias 
utilizadas sejam as mais puras possíveis. 
Para isso, utilizam-se vários métodos de 
separação, que vão desde a “catação” até a 
complicada “destilação fracionada”. 
Exemplos práticos onde a separação de 
misturas é aplicada: 
- Tratamento de esgotos / Tratamento de 
água 
O esgoto urbano contém muito lixo 
“grosso”, é necessário separar este lixo do resto 
da água (ainda suja, por componentes 
líquido,que serão extraídos depois). 
- Dessalinização da água do mar 
Em alguns lugares do planeta, a falta de 
água é tamanha, que é preciso pegar água do 
mar para utilizar domesticamente. Para isso, as 
usinas dessalinizadoras utilizam a osmose e 
membranas semi-permeáveis para purificar a 
água. 
- Destilação da cachaça 
- Separação de frutas podres das boas em 
cooperativas (catação) 
- Exame de sangue Separa-se o sangue puro 
do plasma (líquido que compõe parte do 
sangue, que ajuda no carregamento de 
substâncias pelo organismo), através de um 
processo de sedimentação “acelerada” (o 
sangue é posto em uma centrífuga, para que a 
parte pesada do composto se deposite no fundo 
do recipiente). Entre várias outras aplicações. 
Para facilitar o processo de separação de 
uma mistura, deve-se observar primeiro a 
própria mistura. Ela pode ser de dois tipos: 
homogênea e heterogênea. Homogênea 
significa que as misturas têm um aspecto 
comum, dando a impressão de que não é uma 
mistura. Heterogênea é o contrário: nota-se 
claramente que se trata de duas (ou mais) 
substâncias, exemplo: água misturada com 
areia. 
Nas misturas homogêneas, deve-se 
aplicar primeiro métodos que envolvam 
fenômenos físicos (evaporação, solidificação, 
etc.). Nas heterogêneas, devem-se separar as 
“fases” (os diferentes aspectos da mistura) 
utilizando métodos mecânicos (catação, 
levigação, etc.), e depois, os mesmos métodos 
utilizados em substâncias homogêneas (pois 
cada fase poderá ter mais de uma substância, 
passando a ser então, uma substância 
homogênea). 
Técnicas de separação homogênea: 
Cristalização: Separação de dois 
componentes de uma mistura homogênea 
sólido-líquido. A mistura fica submetida, em 
recipiente aberto, à ação do calor. Ocorre a 
evaporação do líquido e a cristalização do 
sólido. 
1. Fusão Fracionada: Mistura homogênea 
sólido-sólido. À medida que a temperatura vai 
aumentando um componente se funde primeiro 
do que o outro permitindo a separação. 
2. Destilação Simples: Mistura homogênea 
sólido-líquido, como por exemplo, água + sal 
de cozinha. A temperatura do sistema é elevada 
de maneira que o líquido sofre ebulição. O 
líquido é posteriormente condensado sendo 
posteriormente recuperado. 
3. Destilação Fracionada: Separação de 
misturas homogêneas de dois ou mais líquidos. 
Aquece-se o sistema. O primeiro líquido a ser 
destilado é o que possuir menor ponto de 
ebulição. Após isso a temperatura volta a 
elevar-se alcançando o ponto de ebulição do 
próximo líquido. Ocorrendo uma condensação 
dos líquidos evaporados. Exemplo: Água de 
Álcool. 
 
Técnicas de separação heterogênea: 
 
1. Catação: Utilizada para separar os 
componentes de uma mistura de dois ou mais 
sólidos, manualmente ou usando uma pinça. 
Exemplo: Separar a pedra do feijão. 
2. Peneiração: Separação de componentes de 
uma mistura constituída de dois ou mais sólidos 
com certa diferença de tamanho dos mesmos. 
Exemplo: Separar areia de cascalho. 
3. Ventilação: Utilizada na separação de um 
sólido do outro tendo-se um deles muito mais 
leve do que seu concorrente. Exemplo: 
Separação de cascas de arroz em máquinas de 
beneficiamento. 
4. Levigação: Separação de sólidos de 
densidades diferentes através de uma corrente 
de água. Exemplo: Separação de ouro em 
garimpos. 
5. Separação magnética: Quando uma das 
substâncias que se deseja separar é atraída por 
um imã. Exemplo: Separar alumínio do ferro. 
6. Flotação: Utiliza-se um líquido de densidade 
intermediária para separar sólidos de 
densidades diferentes. Exemplo: Areia de 
serragem. 
7. Dissolução Fracionada: Quando certo 
líquido tem a propriedade de dissolução de 
determinado sólido. Em seguida é utilizada a 
filtração ou destilação. Exemplo: sal de cozinha 
da areia. 
8. Filtração Simples: Separar um sólido de um 
líquido, por meio de uma superfície porosa. 
Também serve para separar sólido de um gás. 
9. Decantação: Quando se tem líquidos de 
diferentesdensidades ou sólido de um líquido. 
Sólido/líquido: deixa-se repousar para que o 
sólido acame e com cuidado transfere-se o 
líquido para outro recipiente. Método bem 
primitivo, mas que funciona muito bem 
dependo da precisão requerida. Líquido/ 
líquido: O líquido mais denso concentra-se no 
fundo e é retirado também com cuidado. 
10. Centrifugação: Através de um movimento 
de rotação tem-se a deposição das partículas 
sólidas no fundo do recipiente podendo, assim, 
serem separadas do líquido. Podendo também 
ser utilizados com líquidos de densidades 
diferentes. 
11. Câmara de Poeira: Processo utilizado 
industrialmente para separar gases de sólidos. 
A mistura é forçada a passar por um tubo com 
barreira físicas aonde os sólidos vão sendo 
depositados. 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
É impossível se pensar em átomos como os 
constituintes básicos da matéria sem se pensar 
em ligações químicas. Afinal, como podemos 
explicar que porções tão limitadas de matéria, 
quanto os átomos, possam formar os corpos 
com que nos deparamos no mundo 
macroscópico do dia-a-dia. Também é 
impossível se falar em ligações químicas sem 
falarmos em elétrons. Afinal, se átomos vão se 
unir uns aos outros para originar corpos 
maiores, nada mais sensato do que pensar que 
estes átomos entrarão em contato entre si. 
Quando dois átomos entram em contato, os 
fazem a través das fronteiras das suas 
eletrosferas, ou seja, de suas últimas camadas. 
Isso faz pensar que a última camada de um 
átomo é a que determina as condições de 
formação das ligações químicas. 
Em 1868, Kekulé e Couper, propuseram a 
utilização do termo valência para explicar o 
poder de combinação de um átomo com outros. 
A valência de um dado elemento é que 
determina as fórmulas possíveis ou não de 
compostos formados por ele. 
A primeira situação seria entender por que 
dois ou mais átomos se ligam, formando uma 
substância simples ou composta. Como, na 
natureza, os únicos átomos que podem ser 
encontrados no estado isolado (moléculas 
monoatômicas) são os gases nobres, logo se 
pensou que os demais átomos se ligariam entre 
si tentando alcançar a configuração eletrônica 
do gás nobre mais próximo deles na tabela 
periódica. Todos os gases nobres, com exceção 
do He, possuem 8 elétrons.Esta maneira de 
pensar a ligação entre os átomos passou a ser 
conhecida por Teoria do octeto, e foi proposta 
por Kossel e Lewis no início do século XX. 
Baseado nessa idéia, a valência de um átomo 
passou a ser vista como a quantidade de 
elétrons que um átomo deveria receber, perder 
ou compartilhar para tornar sua última 
camada (camada de valência) igual a do gás 
nobre de número atômico mais próximo. 
As ligações químicas podem ser 
classificadas em três categorias: 
- Iônica 
- Covalente normal e dativa 
- Metálica 
 
Ligação Iônica 
Como o próprio nome já diz, a ligação 
iônica ocorre com a formação de íons. A 
atração entre os átomos que formam o 
composto é de origem eletrostática. Sempre um 
dos átomos perde elétrons, enquanto o outro 
recebe. O átomo mais eletronegativo arranca os 
elétrons do de menor eletronegatividade. 
Ocorre entre metais e não metais e entre metais 
e hidrogênio. 
- átomo com facilidade para liberar os 
elétrons da última camada: metal. 
- átomo com facilidade de adicionar 
elétrons à sua última camada: não metal. 
 
A ligação iônica ocorre entre metais e não 
metais e entre metais e hidrogênio. Num 
composto iônico, a quantidade de cargas 
negativas e positivas é igual. 
A ligação entre o sódio (11Na) e o cloro 
(17Cl) é um exemplo característico de ligação 
iônica. Observe a distribuição dos elétrons em 
camadas para os dois elementos: 
 
Na 2 - 8 - 1 Cl 2 - 8 - 7 
 
Para o cloro interessa adicionar um elétron 
à sua última camada, completando a quantidade 
de oito elétrons nela. Ao sódio interessa perder 
o elétron de sua camada M, assim a anterior 
passará a ser a última, já possuindo a 
quantidade necessária de elétrons. Na 
representação da ligação, utilizamos somente 
os elétrons da última camada de cada átomo. A 
seta indica quem cede e quem recebe o elétron. 
Cada elétron cedido deve ser simbolizado por 
uma seta. Esta representação é conhecida por 
fórmula eletrônica ou de Lewis. 
 
 
 
O sódio possuía inicialmente 11 prótons e 
11 elétrons. Após a ligação, a quantidade de 
prótons não se altera e a de elétrons passa a ser 
10. O cloro que inicialmente possuía 17 prótons 
e 17 elétrons tem sua quantidade de elétrons 
aumentada de uma unidade após a ligação. 
Com isso o sódio se torna um íon de carga 
1+ e o cloro 1-. A força que mantém os dois 
átomos unidos é de atração elétrica, ou seja, 
uma ligação muito forte. Como foram 
utilizados um átomo de cada tipo, a fórmula do 
composto será NaCl. 
 
 
De maneira análoga podemos observar a 
ligação entre o flúor (9F) e o alumínio (13Al). 
O alumínio perde os três elétrons de sua última 
camada, pois a penúltima já possui os oito 
elétrons necessários. Como o átomo de flúor 
possui 7 elétrons em sua última camada, 
precisa de apenas mais um elétron. São 
necessários três átomos de flúor para acomodar 
os três elétrons cedidos pelo alumínio. 
 
 
 
De maneira análoga ao exemplo anterior, 
ocorre a formação de íons positivo e negativo 
devido a quebra do equilíbrio entre as 
quantidades de prótons e elétrons nos átomos. 
O alumínio passa a ser um íon de carga 3+ e o 
fluor 1-. A fórmula do composto será AlF3. 
 
Ligação covalente simples 
É o tipo de ligação que ocorre quando 
os dois átomos precisam adicionar elétrons em 
suas últimas camadas. Somente o 
compartilhamento é que pode assegurar que 
estes átomos atinjam a quantidade de elétrons 
necessária em suas últimas camadas. Cada um 
dos átomos envolvidos entra com um elétron 
para a formação de um par compartilhado, 
que a partir da formação passará a pertencer a 
ambos os átomos. 
Ocorre entre não metais e não metais, 
não metais e hidrogênio e entre hidrogênio e 
hidrogênio. 
O hidrogênio possui somente uma 
camada contendo um único elétron, 
compartilhando 1 elétron, atinge a quantidade 
necessária para a camada K, que é de dois 
elétrons. Os elétrons compartilhados passam a 
ser contados para as eletrosferas dos dois 
átomos participantes da ligação. 
 
Na molécula de nitrogênio ocorrem três 
ligações covalentes entre os dois átomos. 
N 2 - 5 
 
Estas três ligações garantem que os dois 
átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de 
oito elétrons nas suas últimas camadas. A 
ligação covalente entre dois átomos iguais é 
dita apolar, pois nela os elétrons são 
compartilhados de maneira igual, nenhum dos 
átomos tem mais força que o outro para atrair o 
elétron para si. 
 
 
A molécula de CO2 é formada por dois 
átomos de oxigênio e um de carbono unidos 
através de ligações covalentes. 
 
6C 2 - 4 8O 2 - 6 
O átomo de carbono compartilha 4 elétrons 
e cada átomo de carbono 2, garantindo assim 
que ambos atinjam os oito elétrons nas últimas 
camadas. 
 
 
Como a ligação é entre átomos 
diferentes e com diferentes eletronegatividades, 
a ligação é dita polar, pois o átomo de oxigênio 
atrai para si mais fortemente os elétrons 
compartilhados. 
 
Além da fórmula eletrônica, os compostos 
covalentes podem ser representados pela 
fórmula estrutural, onde cada par 
compartilhado é representado por um traço. 
Ex.: H - H, O = C = O. 
 
Uma ligação covalente unindo dois 
átomos é dita simples. O conjunto de duas 
ligações unindo dois átomos é dito dupla 
ligação. O conjunto de rês ligações unindo dois 
átomos é dito tripla ligação. 
 
Ligação covalente dativa ou coordenada 
A existência de algumas moléculas não 
pode ser explicada simplesmente através da 
ligação covalente simples. Para estes casos foi 
formulada a teoria da ligação covalente 
coordenada. Neste tipo de ligação, um dos 
átomos que já estiver com última camada 
completa entra com os dois elétrons do par 
compartilhado. Este par de elétrons apresenta 
as mesmas características do da ligação 
covalente simples,a única diferença é a origem 
dos elétrons, que é somente um dos átomos 
participantes da ligação. Os elétrons do par 
passam a pertencer a ambos os átomos 
participantes. A ligação covalente coordenada é 
representada por uma seta que se origina no 
átomo doador e termina no átomo receptor. 
Dadas as distribuições eletrônicas em 
camadas para os átomos de 16S e 8O. 
 
S 2 - 8 - 6 O 2 – 6 
 
Compartilhando dois elétrons através de 
ligações covalentes simples, ambos os átomos 
atingem os oito elétrons na última camada. 
 
 
No entanto, esta molécula ainda pode 
incorporar ainda um ou dois átomos de 
oxigênio. Tal fato só pode ser explicado se o 
enxofre utilizar um ou dois pares de elétrons 
não envolvidos em ligações para formar um ou 
dois pares dativos com o oxigênio. 
 
 
 
 
Outra molécula que não pode ser 
explicada somente com a ligação covalente 
simples é a de CO2. O interessante desta 
molécula é que a ligação covalente dativa 
ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o 
menos eletronegativo (C). 
 
 
Ligação metálica 
É o tipo de ligação que ocorre entre os 
átomos de metais. Os átomos dos elementos 
metálicos apresentam forte tendência a doarem 
seus elétrons de última camada. Quando muitos 
destes átomos estão juntos num cristal 
metálico, estes perdem seus elétrons da última 
camada. Forma-se então uma rede ordenada de 
íons positivos mergulhada num mar de elétrons 
em movimento aleatório. Se aplicarmos um 
campo elétrico a um metal, orientamos o 
movimento dos elétrons numa direção 
preferencial, ou seja, geramos uma corrente 
elétrica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Centro Educacional Brasil Central 
Modalidade: Educação de Jovens e Adultos- 
a Distância 
Etapa: Ensino Médio 
Disciplina: Química 
 
MÓDULO II – 2° ANO 
 
TERMOQUÍMICA 
 
A energia liberada nas reações químicas 
está presente em várias atividades da nossa vida 
diária. Por exemplo, á o calor liberado na 
queima do gás butano que cozinha os nossos 
alimentos, é o calor liberado na combustão do 
álcool ou da gasolina que movimenta nossos 
veículos e á através das reações químicas dos 
alimentos no nosso organismo que obtemos a 
energia necessária para manutenção da vida. 
A maioria das reações químicas ocorre 
produzindo variações de energia, que 
freqüentemente se manifestam na forma de 
variações de calor. A termoquímica ocupa-se 
do estudo quantitativo das variações térmicas 
que acompanham as reações químicas. Essas 
reações são de dois tipos: 
Reações exotérmicas: as que liberam 
calor para o meio ambiente. 
Exemplos 
 
• combustão (queima) do gás butano, C4H10 
 
C4H10(g) + 13/2 O2(g) => 4 CO2(g) + 5H20(g) + 
calor 
 
• combustão do etanol, C2H60: 
 
C2H60(l) + 3O2(g) => 2 CO2(g) + 3 H2O(g) + 
calor 
 
Na equação química, o calor é 
representado junto aos produtos para significar 
que foi produzido, isto á, liberado para o 
ambiente durante a reação. 
Reações endotérmicas: as que para 
ocorrerem retiram calor do meio ambiente. 
 
 
Exemplos 
• decomposição da água em seus elementos: 
 
H20(l) + calor => H2(g) + 1/2 O2(g) 
 
• fotossíntese: 
 
6 CO2(g) + 6 H20(l) + calor => C6H12O6(aq) + 6 
O2(g) 
 
Na equação química, a energia 
absorvida á representada junto aos reagentes, 
significando que foi fornecida pelo ambiente 
aos reagentes. 
 
MEDIDA DO CALOR DE REAÇÃO 
 
O calor liberado ou absorvido por um 
sistema que sofre uma reação química á 
determinado em aparelhos chamados 
calorímetros. Estes variam em detalhes e são 
adaptados para cada tipo de reação que se quer 
medir o calor. Basicamente, no entanto, um 
calorímetro é constituído de um recipiente com 
paredes adiabáticas, contendo uma massa 
conhecida de parede água, onde se introduz um 
sistema em reação. O recipiente é provido de 
um agitador e de um termômetro que mede a 
variação de temperatura ocorrida durante a 
reação. 
A determinação do calor liberado ou 
absorvido numa reação química á efetuada 
através da expressão: 
 
 
 
onde: 
• Q é a quantidade de calor liberada ou 
absorvida pela reação. Esta grandeza pode 
ser expressa em calorias (cal) ou em Joules 
(J). O Sistema Internacional de Medidas 
(SI) recomenda a utilização do Joule, no 
entanto, a caloria ainda é muito utilizada. 
Uma caloria (1 cal) é a quantidade de calor 
necessária para fazer com que 1,0 g de 
água tenha sua temperatura aumentada de 
1,0ºC. Cada caloria corresponde a 4,18 J; 
• m é a massa, em gramas, de água presente 
no calorímetro; 
• c é o calor especifico do liquido presente 
no calorímetro. Para a água seu valor é 1 
cal/g . ºC; 
• ∆t é a variação de temperatura sofrida pela 
massa de água devido a ocorrência da 
reação. É medida em graus Celsius. 
 
A rigor, deve-se considerar a capacidade 
térmica do calorímetro que inclui, além da 
capacidade térmica da água, as capacidades 
térmicas dos materiais presentes no calorímetro 
(agitador, câmara de reação, fios, termômetro 
etc.). 
O calor de reação pode ser medido a 
volume constante, num calorímetro 
hermeticamente fechado, ou à pressão 
constante, num calorímetro aberto. 
Experimentalmente, verifica-se que existe 
uma pequena diferença entre esses dois tipos de 
medidas calorimétricas. Essa diferença ocorre 
porque, quando uma reação ocorre à pressão 
constante, pode haver variação de volume e, 
portanto, envolvimento de energia na expansão 
ou contração do sistema. 
A variação de energia determinada a 
volume constante é chamada de variação de 
energia interna, representada por? E, e a 
variação de energia determinada à pressão 
constante é chamada de variação de entalpia, 
representada por? H. 
Como a maioria das reações químicas são 
realizadas em recipientes abertos, à pressão 
atmosférica local, estudaremos mais 
detalhadamente a variação de entalpia das 
reações. 
 
ENTALPIA E VARIAÇÃO DE ENTALPIA 
 
O calor, como sabemos, é uma forma de 
energia e, segundo a Lei da Conservação da 
Energia, ela não pode ser criada e nem 
destruída, pode apenas ser transformada de uma 
forma para outra. Em vista disso, somos 
levados a concluir que a energia: 
• liberada por uma reação química não foi 
criada, ela já existia antes, armazenada 
nos reagentes, sob uma outra forma; 
• absorvida por uma reação química não 
se perdeu, ela permanece no sistema, 
armazenada nos produtos, sob uma 
outra forma. 
 
Cada substância, portanto, armazena um 
certo conteúdo de calor, que será alterado 
quando a substância sofrer uma transformação. 
A liberação de calor pela reação exotérmica 
significa que o conteúdo total de calor dos 
produtos á menor que o dos reagentes. 
Inversamente, a absorção de calor por uma 
reação endotérmica significa que o conteúdo 
total de calor armazenado nos produtos é maior 
que o dos reagentes. 
A energia armazenada nas substâncias 
(reagentes ou produtos) dá-se o nome de 
conteúdo de calor ou entalpia. Esta é 
usualmente representada pela letra H. 
Numa reação, a diferença entre as entalpias 
dos produtos e dos reagentes corresponde à 
variação de entalpia, ∆H. 
 
 
onde: 
• Hp = entalpia dos produtos; 
• Hr = entalpia dos reagentes. 
 
Numa reação exotérmica temos que Hp < Hr 
e, portanto, ∆H < O (negativo). 
Numa reação endotérmica temos que Hp > 
Hr e, portanto, ∆H > O (positivo). 
 
Equações termoquímicas e gráficos de 
entalpia 
As reações, como sabemos, são 
representadas através de equações químicas. 
No caso da representação de uma reação que 
ocorre com variação de calor, é importante 
representar, além da quantidade de calor 
envolvida, as condições experimentais em que 
a determinação dessa quantidade de calor foi 
efetuada. Isso porque o valor do calor de reação 
é afetado por fatores como a temperatura e a 
pressão em que se processa a reação, o estado 
físico e as variedades alotrópicas das 
substâncias participantes dessa reação. A 
equação que traz todas essas informações 
chama-se equação termoquímica. 
Exemplos de equações termoquímicas: 
 
H2(g) + Cl2(g)=> 2 HCl(g) + 184,9 kJ (25ºC, 1 
atm) 
 
Segundo a equação, 1 mol de 
hidrogênio gasoso reage com 1 mol de cloro 
gasoso formando 2 mols de cloreto de 
hidrogénio gasoso, liberando 184,9 kJ de calor. 
Tal reação foi realizada à temperatura de 25ºC 
e à pressão de 1 atm. 
Podemos também escrever essa equação 
termoquímica utilizando a notação ?H. Neste 
caso temos: 
H2(g) + Cl2(g) => 2 HCl(g), ∆H = -184,9 kJ 
(25ºC, 1 atm) 
 
O valor numérico de ∆H é precedido do 
sinal negativo pois a reação é exotérmica. 
Graficamente, a variação de entalpia 
que acompanha a reação é representada por: 
 
 
• H2(g) + I2(g) + 51,8 kJ => 2 HI (g) (25ºC, 
1 atm) 
 
Segundo a equação, quando, a 25ºC e 1 
atm, 1 mol de hidrogênio gasoso reage com 1 
mol de iodo gasoso, formando 2 mols de iodeto 
de hidrogênio gasoso, são absorvidos 51,8 kJ 
de calor. 
A equação também pode ser escrita 
utilizando a notação AH: 
 
H2(g) + I2(g) => 2 HI (g) AH = + 51,8 kJ (25ºC, 1 
atm) 
 
O valor numérico de AH é positivo, 
pois a reação é endotérmica. 
Graficamente a variação de entalpia 
dessa reação pode ser representada por: 
 
 
 
DETERMINAÇAO INDIRETA DO 
CALOR DE REAÇAO 
 
Vimos anteriormente que a variação de 
entalpia de uma reação á determinada 
experimentalmente no calorímetro. Existem, no 
entanto, maneiras indiretas de determinação da 
variação de entalpia de uma reação. A seguir, 
discutiremos as mais importantes. 
 
Determinação através da definição de ∆H 
 
Já vimos que a variação de entalpia AH 
de uma reação á a diferença entre as entalpias 
dos produtos e reagentes de uma reação. 
 
∆H = Hp - Hr 
 
Portanto, se conhecêssemos as entalpias 
absolutas das substâncias, poderíamos calcular, 
facilmente, a variação de entalpia associada a 
qualquer reação. Como isto á impossível, pois 
apenas a diferença das entalpias dos produtos e 
reagentes pode ser medida, os químicos 
resolveram atribuir, arbitrariamente, a um 
grupo de substâncias um determinado valor de 
entalpia e, a partir disso, construir uma escala 
relativa de entalpias das demais substâncias. 
Assim, atribuiu-se às variedades 
alotrópicas mais estáveis das substâncias 
simples, a 25ºC e 1 atm, entalpias iguais a zero. 
Essas condições experimentais são chamadas 
de condições padrão ou estado padrão, e a 
entalpia, determinada nessas condições, á a 
entalpia padrão. A entalpia padrão á 
representada por H0. 
Por exemplo, têm entalpias padrão zero 
as substâncias: 02 gasoso, H2 gasoso, I2 sólido, 
C grafite, S8 rômbico etc., e têm entalpias 
padrão diferentes de zero as substâncias: 02 
liquido, 03 gasoso, H2 liquido, I2 gasoso, C 
diamante, S8 monoclínico etc. 
A entalpia padrão de uma substância 
qualquer pode ser calculada tomando-se como 
referência a variação de entalpia da reação de 
formação, também chamada de entalpia de 
formação, dessa substância a partir de seus 
elementos, no estado padrão. 
 
Calor de formação ou entalpia de formação é 
o nome dado à variação de entalpia associada à 
formação de um mol de uma substância a partir 
de seus elementos constituintes, na forma de 
substâncias simples mais estável e no estado 
padrão. 
A entalpia de formação é representada 
por ∆H0f. 
 
Exemplo 
 
 
 
Acompanhe a seguir a determinação da 
entalpia padrão do dióxido de carbono gasoso: 
Reação de formação do C02(g): 
 
 
A tabela a seguir traz as entalpias 
padrão de algumas substâncias. 
 
Entalpia padrão (∆H 0f) em kcal/mol 
H20 (l) - 68,3 
HCl (g) - 22,0 
HBr (g) - 8,6 
Hl (g) + 6,2 
CO (g) - 26,4 
CO2 (g) - 94,1 
NH3 (g) - 11,0 
SO2 (g) - 70,9 
CH4 (g) - 17,9 
C2H4 (g) + 11,0 
C2H6 (g) - 20,5 
C2H2 (g) + 53,5 
C6H6 (l) + 12,3 
 
Conhecendo-se as entalpias padrão das 
substâncias, a variação de entalpia de uma 
reação pode ser determinada com facilidade. 
 
Lei de Hess 
Em 1849, o químico Germain Henri 
Hess, efetuando inúmeras medidas dos calores 
de reação, verificou que: 
O calor liberado ou absorvido numa 
reação química depende apenas dos estados 
intermediários pelos quais a reação passa. 
 Esta é a lei da atividade dos calores de 
reação ou lei de Hess. 
De acordo com essa lei é possível 
calcular a variação de entalpia de uma reação 
através da soma algébrica de equações 
químicas que possuam conhecidos. Por 
exemplo, a partir das equações: 
 
 
é possível determinar a variação de entalpia da 
reação de formação do metano, CH4, reação 
essa que não permite medidas calorimétricas 
precisas de seu calor de reação por ser lenta e 
apresentar reações secundárias. 
A soma algébrica das reações dadas 
deve, portanto, resultar na reação de formação 
do metano, cujo queremos determinar: 
 
 
No entanto, para obtermos essa equação 
devemos efetuar as seguintes operações: 
• multiplicar a reação II por 2, para que o 
número de mols de H2(g) seja igual a 2, 
consequentemente o também será 
multiplicado por 2; 
• inverter a reação III, para que CH4(g) 
passe para o segundo membro da 
equação. Em vista disso, o também terá 
seu sinal invertido, isto é, se a reação é 
exotérmica, invertendo-se o seu sentido, 
passará a ser endotérmica e vice-versa; 
• somar algebricamente as equações e os 
∆H; 
 
Assim temos: 
 
 
 
Energia de ligação 
 
É a energia fornecida para romper 1 mol 
de ligações entre dois átomos e um sistema 
gasoso, a 25ºC e 1 atm. 
A energia de ligação pode ser 
determinada experimentalmente. Na tabela 
tabela abaixo estão relacionadas as energias de 
algumas ligações. 
 
Ligação Energia de 
ligação 
kcal/mol de 
ligações 
H - H 104,2 
Cl - Cl 57,8 
H - Cl 103,0 
O = O 118,3 
Br - Br 46,1 
H - Br 87,5 
C - C 83,1 
C - H 99,5 
C - Cl 78,5 
 
Observe que os valores tabelados são 
todos positivos, isto porque o rompimento de 
ligações é um processo que consome energia, 
ou seja, é um processo endodérmico. A 
formação de ligações, ao contrário, é um 
processo que libera energia, processo 
exotérmico. 
Para se determinar o ∆H de uma reação 
a partir dos valores devemos considerar: 
• que todas as ligações dos reagentes são 
rompidas e determinar a quantidade de 
energia consumida nesse processo; 
• que as ligações existentes nos produtos 
foram todas formadas a partir de átomos 
isolados e determinar a quantidade de 
energia liberada nesse processo. 
O ∆H será correspondente à soma algébrica 
das energias envolvidas nos dois processos, o 
de ruptura e o de formação de ligações. É 
importante salientar que este método fornece 
valores aproximados de ∆H. Ele é muito útil na 
previsão da ordem de grandeza da variação de 
entalpia de uma reação. 
 
TIPOS DE CALORES E 
ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES 
 
A variação da entalpia recebe uma 
denominação particular da natureza da reação: 
Calor de combustão ou entalpia de 
combustão: É ∆H associado à reação de 
combustão, no estado padrão, de um mol de 
uma substância. 
Calor de dissolução ou entalpia de 
dissolução: É o ∆H associado a 1 mol de uma 
substância em água suficiente para preparar um 
solução diluída. 
 
 
 
Calor de neutralização ou entalpia de 
neutralização: É o da reação de neutralização 
de 1 equivalente- grama de um ácido por 1 
equivalente de uma base, ambos na forma de 
soluções aquosas diluídas. 
 
 
 
Espontaneidade das reações 
Muito dos processos que ocorrem à sua 
volta são espontâneos, isto é, uma vez iniciados 
prosseguem sem a necessidade de ajuda 
externa. A dissolução do sal em água, a queima 
de carvão são exemplos de processos 
espontâneos. 
Os processos espontâneos são aqueles 
que apenas são possíveis através do 
fornecimento contínuo de energia do meio 
ambiente. O cozimento de alimentos, a 
obtenção de metais, são exemplos de processos 
não espontâneos. 
A constatação de que a maioria dos 
processos espontâneos ocorrem com liberação 
de energia, levou à idéia de que apenas 
processos exotérmicos, que ocorriam com 
diminuição de energia do sistema, eram 
espontâneos. De fato, isto é verdade para 
muitas reações; existem, no entanto, processos 
espontâneosque absorvem calor. Portanto, 
além do fator energia, existe um outro que 
influencia a espontaneidade de um processo. 
Este fator chama-se entropia, e é representado 
pela letra S. 
A entropia está associada à ordem ou à 
desordem de um sistema. Quanto mais 
desorganizado o sistema, maior será sua 
entropia. Exemplos de processos que ocorrem 
com aumento de entropia: 
• a evaporação de um líquido: no estado 
gasoso as moléculas movimentam-se 
com mais liberdade do que no estado 
líquido, estão, portanto, mais 
desorganizadas; 
• a dissolução de qualquer substância em 
um liquido tambem produz um sistema 
em que a desorganização á maior. 
Da mesma forma que para a entalpia, para a 
determinação da entropia das substâncias foi 
necessário estabelecer, arbitrariamente, a 
entropia de algumas substâncias e, a partir 
disso, construir uma escala relativa de 
entropias. Estabeleceu-se que uma substância, 
na forma de um cristal perfeito, a zero Kelvin, 
tem entropia zero. A tabela a seguir relaciona 
as entropias padrão (sº) de algumas substâncias. 
 
 Entropia padrão 
(cal/mol . K) a 25ºC 
Ca (g) 9,95 
Ag (g) 10,20 
CaO (g) 9,5 
Br2 (l) 36,4 
Hg (l) 18,17 
He (gás) 30,13 
N2 (gás) 45,7 
Metano, CH4 (gás) 44,5 
 
A espontaneidade de uni processo é 
determinada pelos fatores entalpia e entropia. 
São espontâneos os processos que ocorrem com 
diminuição de entalpia e aumento de entro. pia. 
Não são espontâneos os processos que ocorrem 
com aumento de entaipia e diminuição de 
entropia. Quando um processo ocorre com 
aumento ou diminuição simultânea de eutalpia 
e entropia, para se prever a espontaneidade ou 
não da reação é necessário lançar mão de uma 
grandeza que relaciona a entropia e a entalpia. 
Esta grandeza é a energia livre de Gibbs (G) e 
é dada pela equação: 
 
 
 
• ∆G é a variação de energia livre do 
sistema, dada em kcal/mol; 
• ∆H é a variação de entalpia, dada em 
kcallmol; 
• T é a temperatura absoluta (K); 
• ∆S é a variação dc entropia, dada em 
cal/K. mol 
 
A energia livre de Gibbs mede a capacidade 
que um sistema possui de realizar trabalho. São 
espontâneos os processos onde a capacidade de 
realizar trabalho do sistema diminui, ou seja, 
∆G < 0. Processos não espontâneos são aqueles 
onde a capacidade do sistema realizar trabalho 
aumenta, ou seja, ∆G > 0. 
 
REAÇÕES NUCLEARES 
 
Quando dois núcleos se movem um em 
direção ao outro e, apesar da repulsão 
coulombiana, se aproximam o suficiente para 
que haja interação entre as partículas de um 
com as partículas do outro pela força nuclear, 
pode ocorrer uma redistribuição de núcleons e 
diz-se que aconteceu uma reação nuclear. 
Usualmente, as reações nucleares são 
produzidas bombardeando-se um núcleo alvo 
com um projétil que pode ser algum tipo de 
partícula ou núcleo pequeno, de modo que a 
repulsão coulombiana não se torne um 
obstáculo muito grande. 
 
As reações que envolvem energias não 
muito grandes ocorrem em duas fases. Na 
primeira fase, o núcleo alvo e o projétil se 
agrupam, formando o que se chama de núcleo 
composto num estado altamente excitado. Na 
segunda fase, o núcleo composto decai por 
qualquer processo que não viole os princípios 
de conservação. Por exemplo, uma partícula a 
com uma energia cinética de cerca de 7 MeV 
colide com um núcleo de nitrogênio 14. O 
resultado é um núcleo composto que consiste 
de todos os núcleons da partícula a e do 
nitrogênio 14 num estado altamente excitado. 
Esse núcleo composto, sendo constituído de 9 
prótons, é um núcleo de fluor. Como esse 
núcleo composto está num estado altamente 
excitado, pode-se esperar que ele emita uma 
partícula (ou um fóton) no processo de 
passagem a um estado menos excitado ou ao 
estado fundamental do núcleo filho. Se o 
núcleo filho é o oxigênio 17, a reação é a 
seguinte: 
 
4He2 + 14N7 ---> [ 18F9 ] ---> 17O8 + 1H1 
 
O núcleo composto persiste como 
entidade única por um intervalo de tempo 
muito pequeno (menos de 10-19 s), decaindo 
para um estado mais estável com a emissão de 
um próton (1H1). Como as energias de ligação 
da partícula a, do núcleo 14N7 e do núcleo 
17O8 são: 
Ea = [ 2 ( 1,0078 ) + 2 ( 1,0087 ) - 4,0026 ] ( 
931,4815 MeV ) = 28,3170 MeV 28 MeV 
 
EN = [ 7 ( 1,0078 ) + 7 ( 1,0087 ) - 14,0031 ] ( 
931,4815 MeV ) = 104,6985 MeV 105 MeV 
 
EO = [ 8 ( 1,0078 ) + 9 ( 1,0087 ) - 16,9991 ] ( 
931,4815 MeV ) = 131,8978 MeV 132 MeV 
 
e como a partícula a incide com uma energia 
cinética de cerca de 7 MeV, o próton emitido 
tem uma energia cinética de cerca de ( - 28 - 
105 + 7 + 132 ) MeV = 6 MeV. 
Um núcleo composto pode decair por 
qualquer processo que não viole os princípios 
de conservação. Por exemplo: 
 
27Al13 + p ---> [ 28Si14 ] ---> 24Mg12 + a 
27Si14 + n 
 
28Si14 + g 
 
24Na11 + 3p + n 
 
Ainda como exemplo, considere as 
seguintes reações: 
 
4He2 + 24Mg12 ---> [ 28Si14 ] ---> 27Al13 + 
1H1 
 
4He2 + 9Be4 ---> [ 13C6 ] ---> 12C6 + n 
 
Essas reações são interessantes porque 
produzem prótons e nêutrons com grandes 
energias cinéticas. Por outro lado, as partículas 
a de fontes radioativas naturais são efetivas 
para produzir transformações nucleares apenas 
em núcleos com números atômicos menores 
que Z = 19 (correspondente ao potássio) devido 
à intensidade da repulsão coulombiana entre 
essas partículas a e os núcleos atômicos alvo. 
Nêutrons, ao contrário, podem penetrar, em 
princípio, qualquer núcleo, já que não são 
repelidos pelos prótons. Por exemplo, um 
nêutron pode ser absorvido por um núcleo de 
prata 107 para formar um núcleo de prata 108: 
 
107Ag47 + n ---> [ 108Ag47 ] ---> 108Cd48 + 
e- + n* 
 
O núcleo de prata 108 não ocorre na 
natureza, ou seja, é um isótopo artificial da 
prata. Esse núcleo é radioativo e dacai emitindo 
um elétron e um antineutrino e produzindo um 
núcleo de cádmio 108. A maioria dos núcleos 
artificiais são instáveis e radioativos. Mais 
exemplos (agora omitindo a representação do 
núcleo composto): 
 
10B5 + a ---> 13N7 + n 
 
13N7 ---> 13C6 + e+ + n 
 
27Al13 + n ---> 24Na11 + 4He2 
 
24Na11 ---> 24Mg 12 + e- + n* 
 
Os núcleos radioativos artificiais são 
produzidos por reações nucleares. Os 
elementos transurânicos, em particular, são 
normalmente produzidos pela captura de 
nêutrons seguida de decaimento b-. 
Por outro lado, o que se chama de 
espalhamento é a reação nuclear em que 
projétil e partícula liberada são a mesma 
partícula. O espalhamento é elástico quando, 
durante o processo, não varia a energia cinética 
da partícula, e inelástico, caso contrário. 
Os fogos sagrados de Baku, capital do 
Azerbaijão, situada à beira do mar Cáspio, 
assombraram seus antigos habitantes, que 
ignoravam a origem do fenômeno. 
Modernamente sabe-se que se devem à 
constante combustão dos vapores de metano e 
outros hidrocarbonetos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Centro Educacional Brasil Central 
Modalidade: Educação de Jovens e Adultos- 
a Distância 
Etapa: Ensino Médio 
Disciplina: Química 
 
MÓDULO III – 3° ANO 
HIDROCARBONETOS 
 
Hidrocarbonetos são compostos formados 
exclusivamente de carbono e hidrogênio, que 
também são chamados hidrocarburetos, 
carboidretos, carbetos, carburetos ou 
carbonetos de hidrogênio. 
Classificação e ocorrência 
Os hidrocarbonetos se classificam de 
acordo com a proporção dos átomos de carbono 
e hidrogênio presentes em sua composição 
química. Assim, denominam-se 
hidrocarbonetos saturados os compostos ricos 
em hidrogênio, enquanto os hidrocarbonetos 
ditos insaturados apresentam uma razão 
hidrogênio/carbono inferior e são encontrados 
principalmente no petróleo e em resinas 
vegetais. 
Os grupos de hidrocarbonetos 
constituem as chamadas séries homólogas, em 
que cada termo (composto orgânico) difere do 
anterior em um átomo de carbono e dois de 
hidrogênio. Os termos superiores da série 
homóloga saturada, de peso molecular mais 
alto, encontram-seem alguns tipos de petróleo 
e como elementos constituintes do pinho, da 
casca de algumas frutas e dos pigmentos das 
folhas e hortaliças. 
Os hidrocarbonetos etilênicos, primeiro 
subgrupo dos insaturados, estão presentes em 
muitas modalidades de petróleo em estado 
natural, enquanto os acetilênicos, que compõem 
o segundo subgrupo dos hidrocarbonetos 
insaturados, obtêm-se artificialmente pelo 
processo de craqueamento (ruptura) catalítico 
do petróleo. Os hidrocarbonetos aromáticos 
foram assim chamados por terem sido obtidos 
inicialmente a partir de produtos naturais como 
resinas ou bálsamos, e apresentarem odor 
característico. Com o tempo, outras fontes 
desses compostos foram descobertas. Até a 
segunda guerra mundial, por exemplo, sua 
fonte mais importante era o carvão. Com o 
crescimento da demanda, durante e após a 
guerra, outras fontes foram pesquisadas. 
Atualmente, grande parte dos compostos 
aromáticos, base de inúmeros processos 
industriais, se obtém a partir do petróleo. 
Estrutura e nomenclatura 
A estrutura das moléculas dos 
hidrocarbonetos baseia-se na tetravalência do 
carbono, isto é, em sua capacidade de ligar-se, 
quimicamente, a quatro outros átomos, 
inclusive de carbono, simultaneamente. Assim, 
as sucessões de átomos de carbono podem 
formar cadeias lineares, ramificadas em 
ziguezague, que lembram anéis e estruturas de 
três dimensões. 
Hidrocarbonetos saturados 
A fórmula empírica molecular dos 
hidrocarbonetos saturados, também chamados 
alcanos ou parafinas, é CnH2n+2, segundo a 
qual n átomos de carbono combinam-se com 2n 
+ 2 átomos de hidrogênio para formarem uma 
molécula. Valores inteiros sucessivos de n dão 
origem aos termos distintos da série: metano 
(CH4), etano (C2H6), propano (C3H8), butano 
(C4H10) etc. 
A partir do quarto termo da série, o 
butano, os quatro carbonos podem formar uma 
cadeia linear ou uma estrutura ramificada. No 
primeiro caso, o composto se denomina n-
butano. Na estrutura ramificada, um átomo de 
carbono se liga ao carbono central da cadeia 
linear formada pelos outros três, formando o 
iso-butano, ou pode dar origem a uma estrutura 
cíclica, própria do composto chamado 
ciclobutano, em que os átomos de carbono das 
extremidades estão ligados entre si. A 
existência de compostos com mesma fórmula 
molecular, mas com estruturas diferentes, é 
fenômeno comum nos hidrocarbonetos, 
designado como isomeria estrutural. As 
substâncias isômeras possuem propriedades 
físicas e químicas semelhantes, mas não 
idênticas, e formam, em certos casos, 
moléculas completamente diferentes. 
Os termos da série saturada são 
nomeados a partir do butano com o prefixo 
grego correspondente ao número de átomos de 
carbono constituintes da molécula: penta, hexa, 
hepta etc., acrescidos da terminação "ano". Nos 
cicloalcanos, hidrocarbonetos de cadeia 
saturada com estrutura em anel, a nomenclatura 
faz-se com a anteposição da palavra "ciclo" ao 
nome correspondente ao hidrocarboneto 
análogo na cadeia linear. Finalmente, os 
possíveis isômeros presentes na série saturada 
cíclica se distinguem por meio de números, 
associados à posição da ramificação no ciclo. 
Hidrocarbonetos insaturados 
O primeiro grupo de hidrocarbonetos 
insaturados, constituído pelos compostos 
etilênicos, também chamados alcenos, alquenos 
ou olefinas, tem como característica estrutural a 
presença de uma dupla ligação entre dois 
átomos de carbono. Sua fórmula molecular é 
CnH2n e os primeiros termos da série 
homóloga correspondente recebem o nome de 
etileno ou eteno (C2H4), propileno ou propeno 
(C3H6), butileno ou buteno (C4H8) etc. Os 
termos seguintes têm uma nomenclatura 
análoga à dos hidrocarbonetos saturados, 
acrescidos da terminação "eno". 
A posição da dupla ligação na molécula 
dos alcenos pode dar origem a diferentes 
isômeros. Para distingui-los, o número do 
primeiro carbono a conter essa ligação precede 
o nome do hidrocarboneto na nomenclatura 
desses compostos. Existem, ainda, 
hidrocarbonetos etilênicos com mais de uma 
dupla ligação -- denominados dienos, quando 
possuem duas ligações, e polienos, com três ou 
mais. O grupo mais importante dessa classe de 
hidrocarbonetos constitui-se de compostos com 
duplas ligações em posições alternadas, os 
dienos conjugados. A nomenclatura dos 
alcenos de estrutura anelar, ditos cicloalquenos, 
é formalmente análoga à dos cicloalcanos. 
 
Os alcinos ou alquinos (de fórmula molecular 
CnH2n-2), também conhecidos como 
hidrocarbonetos acetilênicos e componentes do 
segundo grupo dos compostos insaturados, 
apresentam ligação tripla em sua estrutura e sua 
nomenclatura é similar à dos alcenos, com a 
terminação "ino" que lhes é própria. Os 
cicloalquinos inferiores (de baixo peso 
molecular) são instáveis, sendo o ciclo-octino, 
com oito átomos de carbono, o menor alcino 
cíclico estável conhecido. 
Hidrocarbonetos aromáticos 
A estrutura do benzeno, base dos 
hidrocarbonetos aromáticos, foi descrita pela 
primeira vez por Friedrich August Kekulé, em 
1865. Segundo ele, a molécula do benzeno tem 
o formato de um hexágono regular com os 
vértices ocupados por átomos de carbono 
ligados a um átomo de hidrogênio. Para 
satisfazer a tetravalência do carbono, o anel 
benzênico apresenta três duplas ligações 
alternadas e conjugadas entre si, o que lhe 
confere sua estabilidade característica. 
Os hidrocarbonetos da série homóloga 
benzênica subdividem-se em três grupos 
distintos. O primeiro constitui-se de compostos 
formados pela substituição de um ou mais 
átomos de hidrogênio do anel pelos radicais de 
hidrocarbonetos. Esses compostos têm seus 
nomes derivados do radical substituinte, 
terminado em "il", e seguidos da palavra 
"benzeno". Alguns, no entanto, apresentam 
denominações alternativas (ou vulgares), mais 
comumente empregadas. Assim, o metil-
benzeno é conhecido como tolueno, o dimetil-
benzeno como xileno etc. 
No segundo grupo, encontram-se os 
compostos formados pela união de anéis 
benzênicos por ligação simples entre os átomos 
de carbono, como a bifenila, ou com um ou 
mais átomos de carbono entre os anéis. Por 
último, o terceiro grupo de hidrocarbonetos 
aromáticos constitui-se de compostos formados 
por condensação de anéis benzênicos, de modo 
que dois ou mais átomos de carbono sejam 
comuns a mais de um anel, tais como o 
naftaleno, com dois anéis, e o antraceno, com 
três. 
Propriedades e aplicações 
Os hidrocarbonetos em geral são 
insolúveis em água, mas se solubilizam 
prontamente em substâncias orgânicas como o 
éter e a acetona. Os primeiros termos das séries 
homólogas são gasosos, enquanto os compostos 
de maior peso molecular são líquidos ou 
sólidos. Graças a sua capacidade de decompor-
se em dióxido de carbono e vapor d'água, em 
presença de oxigênio, com desprendimento de 
grande quantidade de energia, torna-se possível 
a utilização de vários hidrocarbonetos como 
combustíveis. 
Os hidrocarbonetos saturados, ou 
parafinas, caracterizam-se sobretudo por ser 
quimicamente inertes. Industrialmente, são 
empregados no processo de craqueamento 
(cracking) ou ruptura, a elevadas temperaturas, 
e produzem misturas de compostos de 
estruturas mais simples, saturados ou não. A 
hidrogenação catalítica dos alcenos é utilizada, 
em escala industrial, para a produção 
controlada de moléculas saturadas. Esses 
compostos são usados ainda como moderadores 
nucleares e como combustíveis (gás de cozinha, 
em automóveis etc.). 
 
Os hidrocarbonetos insaturados com duplas 
ligações têm a capacidade de realizar reações 
de adição com compostos halogenados e 
formam importantes derivados orgânicos. Além 
disso, com a adição de moléculas de alcenos, é 
possível efetuar a síntese dos polímeros, 
empregados industrialmente no fabrico de 
plásticos (polietileno, teflon, poliestireno etc) e 
de fibras sintéticas para tecidos (orlon, acrilan 
etc.). Além disso, faz parte da gasolina uma 
importante mistura de alquenos. Metade da 
produção de acetileno é utilizada, como 
oxiacetileno,na soldagem e corte de metais. Os 
hidrocarbonetos aromáticos, além de bons 
solventes, são empregados na produção de 
resinas, corantes, inseticidas, plastificantes e 
medicamentos. 
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS 
 São compostos que contêm o grupo 
funcional carboxilo (-COOH), assim chamado 
por ser formalmente a combinação de um grupo 
carbonilo e um grupo hidroxilo. Como 
resultado da combinação de ambos os grupos 
funcionais, o grupo hidroxilo experimenta um 
acentuado aumento de acidez. Os ácidos 
carboxílicos formam ligações de hidrogénio 
mais fortes que as dos álcoois uma vez que as 
suas ligações O-H estão mais polarizadas e o 
átomo de hidrogénio que serve de ponte pode-
se unir a um oxigénio carbonílico, que está 
carregado muito mais negativamente que o 
oxigénio do outro grupo hidroxilo, como no 
caso dos álcoois. Por este motivo, os ácidos 
carboxílicos existem na forma de dímeros 
cíclicos no estado sólido e líquido: 
 
 Os espectros IV dos ácidos carboxílicos 
alifáticos mostram uma intensa absorção do 
grupo carbonilo a 1700 cm-1 e uma ampla 
região de vibração de tensão da ligação O-H, 
que se estende entre 3600 e 2500 cm-1 devido 
às ligações por pontes de hidrogénio. Esta 
banda larga de absorção é característica dos 
ácidos carboxílicos. Nos espectros RMN dos 
ácidos carboxílicos destaca-se fortemente a 
posição do singlete do protão ácido que aparece 
a valores de d compreendidos entre 11 e 13, 
uma vez que a densidade electrónica do 
hidrogénio carboxílico é muito baixa. 
Para numerar de modo sistemático os 
ácidos carboxílicos, substitui-se a terminação 
do nome do hidrocarboneto que contém o 
grupo carboxilo pelo sufixo -oico. Assim, por 
exemplo, o composto CH3 - (CH2)5 -
 COOH chamar-se-á ácido heptanóico. Ao 
numerar a cadeia de um ácido carboxílico deve-
se considerar sempre número 1 o carbono 
carboxílico. 
Os compostos com menos de seis 
átomos de carbono recebem nomes vulgares 
muito usuais: fórmico, acético, propiónico, 
butírico e valeriânico. Também são muito 
empregados os nomes vulgares dos ácidos 
dicarboxílicos até sete átomos de carbono: 
oxálico, malónico, succínico, glutárico, adípico 
e pimélico. 
Os sais dos ácidos nomeiam-se 
variando a terminação -óico dos nomes dos 
ácidos pelo sufixo -ato seguindo-se o nome do 
catião. Assim, por exemplo, o composto CH3 -
 COONa chamar-se-áacetato de sódio. 
Os pontos de fusão e de ebulição dos 
ácidos carboxílicos são mais elevados que os 
dos compostos de igual peso molecular, devido 
à forte associação intermolecular por ligações 
de hidrogénio. 
A solubilidade dos ácidos carboxílicos 
na água diminui com o comprimento da 
cadeia hidrocarbonada. Os sais sódicos dos 
ácidos carboxílicos simples são solúveis em 
água. 
Os ácidos carboxílicos obtêm-se por 
oxidação de aldeídos ou de álcoois primários. 
O mais importante dos ácidos 
carboxílicos é o ácido acético ou etanóico, que 
se emprega como solvente e para fabricar 
corantes e acetato de celulose.