Interações Intermoleculares e Geometria Molecular

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Interações intermoleculares
anotações em aula
Interações intermoleculares
2
Polaridade das ligações
eletronegatividade e polaridade
• Quando	dois átomos do mesmo elemento químico	formam	uma	ligação	covalente,	a	molécula	formada	é	uma
molécula apolar,	pois	ambos	têm	a	mesma	tendência	de	atrair	elétrons	para	si.
• Quando	dois átomos de elementos químicos diferentes	formam	uma	ligação	covalente,	a	densidade	eletrônica
da	molécula	se	distribui	de	modo	desigual	entre	eles.
• Isso	faz	surgir	uma	carga elétrica parcial negativa	no	átomo	mais	eletronegativo,	representada	com	o	símbolo	 .
Por	consequência,	resta	uma	carga elétrica parcial positiva,	simbolizada	por	 ,	no	átomo	menos	eletronegativo.
• Essa	variação	da	densidade	eletrônica	é	denominada	dipolo elétrico,	e	a	molécula	formada	por	esses	dois
átomos	é	uma	molécula polar.
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F F
Representação da densidade eletrônica da molécula 
de flúor (F2) igualmente distribuída entre os átomos.
Representação da densidade eletrônica da molécula 
de fluoreto de hidrogênio (HF), maior em torno do 
átomo mais eletronegativo, o flúor.
H
d1
d2
F
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momento de dipolo elétrico
• A	grandeza	que	descreve	os	dipolos	elétricos	de	uma	molécula	é	chamada	momento de dipolo elétrico	(ou
apenas	momento	de	dipolo,	representado	por	j).
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• Para	determinar	se	uma	molécula	com	mais	de	dois	átomos	é	polar	ou	apolar	é	necessário	somar	todos	os
vetores	momento	de	dipolo	elétrico	das	ligações,	o	que	fornece	o	momento de dipolo elétrico resultante	(jR).
n
f1 f–
FH
Representação de uma molécula de fluoreto de hidrogênio. A diferença de eletronegatividade entre 
os átomos da molécula gera um dipolo elétrico. A grandeza vetorial que o descreve é o momento
de dipolo (j), que pode ser representado por uma seta paralela à representação do eixo de ligação e 
direcionada do átomo com carga parcial negativa (f–) para o átomo com carga parcial positiva (f+).
 Fonte: LEE,	J.	D. Química inorgânica não tão concisa. Trad.	Henrique	E.	Toma.	São	Paulo:	Edgard	Blücher,	2003.
Polaridade de algumas moléculas
Nome Fórmula molecular Fórmula estrutural Polaridade das ligações Polaridade da molécula
Metano CH4
H
H C H
H
Polar Apolar (jR = 0 )
Dióxido de carbono CO2 O C O Polar Apolar (jR = 0 )
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Interações intermoleculares
4
Introdução à geometria molecular
• A	geometria molecular	descreve	como	os	átomos	estão	posicionados	na	molécula,	ou	seja,	qual	é	o	ângulo
entre	as	ligações	que	os	unem.
modelo VsePR
• Esse	modelo	amplia	a	teoria	de	ligação	química	de	Lewis	para	explicar	a	geometria	molecular,	adicionando
informações	sobre	os	ângulos	das	ligações.
• Nesse	modelo,	a	ideia	é	que	os	pares	de	elétrons	se	repelem	entre	si	e,	para	reduzir	essa	repulsão,	tendem a
se afastar o máximo possível	uns	dos	outros.
• Isso	ocorre	tanto	para	os	pares	de	elétrons	das	ligações	químicas,	chamados	de	pares ligantes,	como	para	os
pares não ligantes,	que	não	estão	envolvidos	nas	ligações	químicas	do	átomo	central.
Representação de algumas geometrias moleculares.
a
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Linear
180°
Trigonal planar
120°
Tetraédrica
109,5°
Pirâmide trigonal Angular
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Interações intermoleculares
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arranjo eletrônico e a geometria molecular
Previsão da geometria molecular utilizando o modelo VSEPR
Grupo 13 14 15 16 17
Nome Trifluoreto de boro Metano Amônia Água Fluoreto de hidrogênio
Fórmula molecular BF3 CH4 NH3 H2O HF
Fórmula de Lewis
B FF
F
C HH
H
H
N HH
H
O HH HF
Fórmula estrutural
B FF
F
C
H
HH
H
N HH
H
O HH FH
Arranjo eletrônico
Tetraédrico Tetraédrico Trigonal planar Tetraédrico Linear
O
H
B
F
N
FF
HH
H
H
C
H
H
H
H
FH
Tetraédrico Tetraédrico Trigonal planar Tetraédrico Linear
O
H
B
F
N
FF
HH
H
H
C
H
H
H
H
FH
Tetraédrico Tetraédrico Trigonal planar Tetraédrico Linear
O
H
B
F
N
FF
HH
H
H
C
H
H
H
H
FH
Tetraédrico Tetraédrico Trigonal planar Tetraédrico Linear
O
H
B
F
N
FF
HH
H
H
C
H
H
H
H
FH
Tetraédrico Tetraédrico Trigonal planar Tetraédrico Linear
O
H
B
F
N
FF
HH
H
H
C
H
H
H
H
FH
Trigonal planar Tetraédrica Pirâmide trigonal Angular Linear
Geometria molecular
F
B
F F
H
H H
H
C
Pirâmide trigonal
H
H H
N
H H
O
n
f1 f–
FH
Trigonal planar Tetraédrica Pirâmide trigonal Angular Linear
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Interações intermoleculares
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a polaridade das moléculas a partir do modelo VsePR
• Conhecendo	a	geometria	molecular,	pode	‑se	determinar	a	resultante	dos	momentos	de	dipolo	elétrico	das
ligações	e,	portanto,	definir	se	o	momento	de	dipolo	resultante	é	nulo	ou	não.
• Exemplos:
O								C								O
f– f+ f–
jR	5	0; molécula	apolar
Dióxido de carbono (CO2)
Devido	à	diferença	de	eletronegatividade	entre	o	
carbono	e	o	oxigênio,	as	ligações	entre	esses	átomos	são	
polares,	ou	seja,	o	dipolo	elétrico	é	diferente	de	zero.
Como	a	molécula	de	CO2	é	linear,	esses	momentos	
de	dipolos	elétricos	são	vetores	de	igual intensidade 
que	apontam	em	sentidos opostos,		anulando	‑se	
mutuamente,	fazendo	com	que	a	molécula	seja	apolar.
Água (H2O)
Devido	à	diferença	de	eletronegatividade	entre	o	
oxigênio	e	o	hidrogênio,	as	ligações	entre	esses	átomos	
são	polares,	ou	seja,	o	dipolo	elétrico	é		
diferente	de	zero.
Em	razão	da	presença	de	dois	pares	eletrônicos	não	
ligantes,	a	molécula	de	H2O	apresenta	arranjo eletrônico 
tetraédrico	e	geometria angular,	de	modo	que	os	
vetores	momento	de	dipolo	elétrico	não	se	anulam,	
fazendo	com	que	sua	molécula	seja	polar.
jR	%	0; molécula	polar
O
H												H
f+ f+
f–
momento	de	dipolo	
elétrico	resultante
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Interações intermoleculares
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tipos de interações entre moléculas
• O	 conjunto	 de	moléculas	 de	 uma	 substância	 determina	 as	propriedades	 observáveis	 –	 cor,	 solubilidade,
temperatura	de	fusão,	por	exemplo	–	dessa	substância,	devido	às	interações intermoleculares.
Forças dispersivas de london
• Nos	átomos,	nas	moléculas	e	em	outras	espécies	químicas,	os	elétrons	estão	distribuídos,	de	acordo	com	o	modelo
quântico,	em	uma	região	de	máxima	densidade	de	probabilidade,	comumente	chamada	de	nuvem eletrônica.
• Quando	dois	átomos	ou	moléculas	se	aproximam	um	do	outro,	as	densidades	eletrônicas	se	alteram,	formando
dipolos	elétricos	instantâneos,	induzidos	pela	aproximação	entre	as	duas	espécies	químicas.
• Esse	tipo	de	interação	recebe	o	nome	de	interação	dipolo	induzido	‑dipolo	induzido,	ou	forças dispersivas
de London.
Quando dois átomos de hélio (He) se aproximam, as densidades eletrônicas se 
alteram em razão das forças de atração e repulsão, dando origem à interação 
dipolo induzido ‑dipolo induzido.
Atração 
eletrostática
Átomo de hélio Átomo de hélio
2+
e– e–
e–e–
2+
d– d+ d– d+
Forças dispersivas de London
(dipolo induzido-dipolo induzido)Distorção da 
nuvem eletrônica
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Interações intermoleculares
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Forças de Keesom
• As	moléculas	polares	que	apresentam	momento	de	dipolo		elétrico	não	nulo	sofrem	também	outro	tipo	de
interação,	as	chamadas	interações	dipolo	permanente	‑dipolo	permanente,	ou forças de Keesom.
• Nesse	tipo	de	interação,	a	carga	parcial	negativa	do	dipolo	de	uma	das	moléculas	atrai	a	carga	parcial	positiva
do	dipolo	de	outra	molécula,	e	vice	‑versa.
• Nas	moléculas	polares	ocorrem	os	dois	tipos	de	interação,	porém	as	forças	de	Keesom	predominam	na	maioria
dos	casos,	pois	são	mais	fortes	que	as	forças	dispersivas	de	London.
d+
d+
d– d+
d–
d–
As forças de Keesom atuam entre moléculas 
polares, aproximando as regiões dos dipolos 
que apresentam densidades de carga opostas.
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Forças de Keesom
(dipolo permanente-dipolo permanente)
anotações em aula
Interações intermoleculares
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ligaçõesde hidrogênio
• A	 ligação de hidrogênio	 é	 a	 interação	do	 tipo	dipolo	permanente‑dipolo	permanente	entre	o	átomo de
hidrogênio	ligado	covalentemente	a	um	átomo bastante eletronegativo	(F,	O	ou	N)	e	o	par	eletrônico	não
ligante	do	átomo	de	flúor,	oxigênio	ou	nitrogênio	presente	em	outra	molécula.
• Esse	tipo	de	interação	é	mais	forte	que	as	forças	dispersivas	de	London	e	forças	de	Keesom.
• Isso	explica,	por	exemplo,	a	temperatura	de	ebulição	elevada	do	fluoreto	de	hidrogênio	(HF)	e	da	água	(H2O)
em	relação	a	outras	substâncias	formadas	por	elementos	químicos	do	mesmo	grupo	da	tabela	periódica.
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30
20
10
–10
0
–30
–20
–60
–50
–40
–70
–80
–90
–100
Período da tabela periódica
Te
m
pe
ra
tu
ra
 d
e 
eb
ul
iç
ão
 (
°C
)
3 4 5 621
HI
HCl
HBr
HF
Temperaturas de ebulição dos 
haletos de hidrogênio (1 atm)
Fonte: LIDE,	D.	R. CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90.	ed.	
Boca	Raton:	CRC	Press,	2010.
120
100
80
40
60
0
20
–60
–40
–20
–80
Período da tabela periódica
Te
m
pe
ra
tu
ra
 d
e 
eb
ul
iç
ão
 (
°C
)
3 4 521
H2O
H2S
H2Se
H2Te
Temperaturas de ebulição dos compostos 
formados por calcogênios e hidrogênio (1 atm)
Fonte: LIDE,	D.	R. CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90.	ed.	
Boca	Raton:	CRC	Press,	2010.
anotações em aula
Interações intermoleculares
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Interações intermoleculares e propriedades dos compostos
temperatura de ebulição
• De	modo	geral,	quanto	mais forte for a interação	entre	as	moléculas,	maior será a temperatura de mudança
de fase,	porque	mais	energia	será	necessária	para	romper	essa	interação.
Propriedades de algumas moléculas e das substâncias formadas por elas
Substância Massa molecular (u)
Temperatura de ebulição 
(ºC; 1 atm)
Fórmula estrutural Modelo molecular
Polaridade da molécula 
(interação intermolecular 
mais forte)
Propano 44,0 –42
C
C
H
C
H
HH
HH
H H
Apolar 
(forças dispersivas de 
London)
Éter dimetílico 46,0 –25
O
C C
HH
HH
H H
Polar
(forças de Keesom)
Etanol 46,0 78 OC
C H
H
H
H
H
H
Polar
(ligações de hidrogênio)
Fonte:	LIDE,	D.	R.	CRC	Handbook of Chemistry and Physics.	90.	ed.	Boca	Raton:	CRC	Press,	2010.
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Interações intermoleculares
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solubilidade
• A	presença	de	fases	em	uma	mistura	pode	ser	explicada	pelos	diferentes	tipos	de	interações	entre	as	moléculas
das	substâncias	que	a	compõem.
• Moléculas	que	apresentam	diferentes polaridades não interagem,	formando	diferentes	fases	em	uma	mistura.
• As	interações	que	ocorrem	entre	moléculas	ao	se	misturar	substâncias	de	mesma	polaridade	são	similares;
como	consequência,	elas	tendem	a	ser	miscíveis	entre	si,	resultando	em	misturas	homogêneas.
tensão superficial
• As	moléculas	da	superfície	de	um	líquido	interagem	mais	fortemente	com	as	moléculas	presentes	no	interior
do	líquido	do	que	com	as	moléculas	do	ar.
• Essa	interação	resulta	numa	força	de	atração	resultante	direcionada	para	o	interior	do	líquido,	de	modo	que	a
camada	superficial	do	líquido	se	comporta	como	se	fosse	uma	película.
• Essa	propriedade	dos	líquidos	é	conhecida	como	tensão superficial.
Viscosidade
• A	viscosidade	é	definida	como	a	resistência	de	um	fluido	(líquido	ou	gás)	ao	escoamento.
• Quando	as	interações	intermoleculares	são	fortes,	elas	mantêm	as	moléculas	unidas,	reduzindo	seus	movimentos
e	diminuindo	a	velocidade	de	escoa	mento	do	líquido.
Propriedades químicas 
dos compostos
anotações em aula
Propriedades químicas dos compostos
2
soluções eletrolíticas
• Quando	um	soluto	é	dissolvido	em	um	solvente,	ocorrem	interações químicas entre suas partículas,	em	um
processo	conhecido	como	solvatação.
• Segundo	a	teoria eletrolítica de Arrhenius,	as	partes	que	formam	uma	substância	podem	se	separar	em	solução,
formando	íons.	Essas	soluções	são	denominadas	soluções eletrolíticas,	e	seus	solutos	são	chamados	eletrólitos.
• Algumas	substâncias	têm	suas	moléculas	solvatadas,	mas	não	formam	íons	em	solução.	Essas	soluções	são
chamadas	não eletrolíticas,	dada	sua	incapacidade	de	conduzir	corrente	elétrica.
Força dos eletrólitos
• O	conceito	de	força	dos	eletrólitos	está	relacionado	com	o	percentual	de	íons	em	meio	aquoso,	denominado
grau de ionização	–	para	substâncias	covalentes	–	ou	grau de dissociação	–	para	substâncias	iônicas	(a):
• Exemplo:	para	cada	100	moléculas	de	HCl	dissolvidas,	em	média,	a	25	wC,	92	sofrem	ionização	(eletrólito	forte).
número	de	moléculas	ionizadas
número	de	moléculas	dissolvidas
a = número	de	íons	dissociados
número	de	íons	dissolvidos
a =ou
92
100
=	0,92	ou	92%a =
anotações em aula
Propriedades químicas dos compostos
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Dissociação iônica
• Corresponde	ao	processo	de	dissolução	de	uma	substância	iônica	em	um	líquido	que,	resultando	na separação
dos íons	que	já	existiam	no	sólido.
• Exemplo:	dissolução	do	cloreto	de	sódio	(NaCl).
Íon Na+
solvatado
+
–
–
+
–
+
–
+
–
+
+
–
+
–
+
–
+
–
+
–
+
–
–
+
–
+
–
+
+
–
+
–
+
–
NaCl(s)
–
Cl–
+
Na+H2O
–
Íon Cl–
solvatado
–++
- +
Polo
negativo
Polo
positivo
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Nessa representação da solução aquosa de cloreto de sódio, os átomos de hidrogênio da 
molécula de água (representados pelas bolinhas brancas), polarizados positivamente, interagem 
com os ânions cloreto, enquanto os átomos de oxigênio (representados pelas bolinhas 
vermelhas), polarizados negativamente, interagem com os cátions sódio. Os íons solvatados 
podem se movimentar pela solução e são atraídos pelos polos de carga oposta. Assim, a 
solução torna-se capaz de conduzir corrente elétrica.
NaCl(s) Na+(aq)	+	Cl	–(aq)H2O
anotações em aula
Propriedades químicas dos compostos
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Ionização
• Alguns	compostos	moleculares	formam	soluções	eletrolíticas	em	meio	aquoso	pela	formação de íons	decorrente
da	interação	entre	as	moléculas	polares	da	água.	Esse	processo	é	denominado	ionização.
• Exemplo:	dissolução	do	gás	cloreto	de	hidrogênio	(HCl)	em	água.
HCl
H2O
Íon Cl–
solvatado
–
–
HCl(g)
Íon H+
solvatado
++
+-
Polo
negativo
Polo
positivo
Nessa representação da solução aquosa de cloreto de hidrogênio, as moléculas do 
soluto e do solvente interagem formando ânions cloreto e cátions hidrogênio. Os 
átomos de hidrogênio da molécula de água (representados pelas bolinhas brancas), 
polarizados positivamente, interagem com os ânions cloreto, enquanto os átomos 
de oxigênio (representados pelas bolinhas vermelhas), polarizados negativamente, 
interagem com os cátions hidrogênio. Graças à presença desses íons solvatados a 
solução passa a conduzir corrente elétrica.
HCl(g) H+(aq)	+	Cl	–(aq)H2O
anotações em aula
Propriedades químicas dos compostos
5
Ácidos
• De	acordo	com	Arrhenius,	os	ácidos	são	substâncias	que,	em	solução aquosa,	se	ionizam,
gerando	cátions	H+(aq).
• Para	que	um	átomo	de	hidrogênio	seja	considerado	ionizável	(ácido),	ele	deve	estar
ligado	a	um	átomo	de	elevada eletronegatividade.
• Em	muito	casos,	os	hidrogênios	ionizáveis	são	aqueles	ligados	diretamente	a	um	átomo
de	oxigênio.
• Exemplo:	hidrogênios	ionizáveis	do	ácido	fosforoso.
Grau de ionização e força dos ácidos
• A	força	de	um	ácido	está	relacionada	com	seu	grau de ionização	(a).
• Na	prática,	isso	significa	analisar	a	quantidade	de	íons	H+(aq)	em	solução	em	relação	ao	total	de	moléculas	presentes.
Classificação Grau de ionização Exemplos
Fraco a < 5% HCN (a = 0,008%)
Moderado 5% < a < 50% HF (a = 8%)
Forte a > 50% HCl (a = 92%)
Fonte:	ATKINS,	P.;	JONES,	L.	Princípios de química:	questionando	a	vida	moderna	e	o	meio	ambiente.		
Trad.	Ricardo	Bicca	de	Alencastro.	5.	ed.	Porto	Alegre:	Bookman,	2012.
P
O
OO
H H
H
k
k
k
kk
kk
2 hidrogênios 
ionizáveis
Ácido fosforoso
(H3PO3)
o comportamento ácido-base
anotações em aula
Propriedades químicas dos compostos
6
nomenclatura e fórmula dos ácidos
• Para	nomear	um	ácido	segundo	a	nomenclatura	sistemática	estabelecida	pela	Iupac,	usa-se	o	nome“ácido”	–
que	indica	a	presença	do	elemento	químico	hidrogênio,	o	qual	forma,	em	solução,	cátions	H+(aq)	–	seguido	da
indicação	do	ânion.
• Nos	ácidos,	o	nome	dos	ânions	é	modificado,	conforme	a	tabela	a	seguir:
Sufixo dos ácidos e seus respectivos ânions
Sufixo do ácido Sufixo do ânion
ídrico eto
oso ito
ico ato
Exemplo
Ânion	nitrato:	NO3–
Ácido	nítrico:	HNO3
Nomenclatura de alguns ânions
Valência 1– Valência 2– Valência 3– Valência 4–
F– (fluoreto) NO3– (nitrato) S2– (sulfeto) HPO32– (fosfito) PO43– (fosfato) P2O74– (pirofosfato)
Cl– (cloreto) HCO3– (hidrogenocarbonato) SO32– (sulfito) CrO42– (cromato) BO33– (borato) P2O64– (hipofosfato)
Br– (brometo) CN– (cianeto) SO42– (sulfato) Cr2O72– (dicromato) [Fe(CN)6]3– (ferricianeto) SiO44– (silicato)
I– (iodeto) OCN– (cianato) S2O32– (tiossulfato) MnO42– (manganato) AsO33– (arsenito) [Fe(CN)6]4– (ferrocianeto)
ClO– (hipoclorito) SCN– (tiocianato) S2O82– (persulfato) AsO43– (arseniato)
ClO2– (clorito) PO3– (metafosfato) S2O62– (pirossulfato)
ClO3– (clorato) H2PO2– (hipofosfito) C2O42– (oxalato)
ClO4– (perclorato) MnO4– (permanganato) CO32– (carbonato)
NO2– (nitrito) HSO4– (hidrogenossulfato) SiO32– (metassilicato)
Fonte consultada: ATKINS,	P.;	JONES,	L. Princípios de química: questionando	a	vida	moderna	e	meio	ambiente.	Trad.	Ricardo	Bicca	de	Alencastro.	5.	ed.	Porto	Alegre:	Bookman,	2012.
anotações em aula
Propriedades químicas dos compostos
7
Bases
• De	acordo	com	Arrhenius,	as	bases	são	substâncias	que,	em	solução aquosa,	se	dissociam,	gerando	ânions	OH	–(aq).
• Assim	como	os	ácidos,	as	bases	inorgânicas	também	podem	ser	classificadas	de	acordo	com	suas	características
estruturais	e	seu	comportamento	em	reações	químicas.
• As	classificações	mais	importantes	referem-se	à	sua	solubilidade	em	água	e	à	sua	força.
Grau de dissociação e força das bases
• A	força	de	uma	base	também	está	relacionada	com	seu	grau de dissociação	(a).
Solubilidade das bases de Arrhenius em água
Classificação Exemplos
Solúveis Hidróxidos de metais alcalinos e de amônio
Pouco solúveis Hidróxidos de metais alcalinoterrosos, exceto Mg(OH)2
Insolúveis Os demais hidróxidos e Mg(OH)2
Classificação das bases quanto à força em meio aquoso
Classificação Grau de dissociação Ocorrência Exemplos
Fracas a < 5% Demais hidróxidos Al(OH)3
Fortes a = 100% Hidróxidos de metais alcalinos e alcalinoterrosos LiOH, NaOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2
Fonte consultada: ATKINS,	P.;	JONES,	L. Princípios de química: questionando	a	vida	moderna	e	meio	
ambiente.	Trad.	Ricardo	Bicca	de	Alencastro.	5.	ed.	Porto	Alegre:	Bookman,	2012.
Fonte consultada: ATKINS,	P.;	JONES,	L. Princípios de química: questionando	a	vida	moderna	e	meio	ambiente.		
Trad.	Ricardo	Bicca	de	Alencastro.	5.	ed.	Porto	Alegre:	Bookman,	2012.
anotações em aula
Propriedades químicas dos compostos
8
nomenclatura e fórmula das bases
• A	nomenclatura	sistemática	das	bases	de	Arrhenius	é	feita	utilizando-se	o	nome	do	ânion	(hidróxido),	seguido
do	nome	do	cátion.
Nomenclatura de alguns cátions
Valência 1+ Valência 2+ Valência 3+ Valência 4+
NH4+ (amônio) Be2+ (berílio) Cu2+ (cobre(II)) Al3+ (alumínio)
Li+ (lítio) Mg2+ (magnésio) Hg2+ (mercúrio(II)) Bi3+ (bismuto)
Na+ (sódio) Ca2+ (cálcio) Fe2+ (ferro(II)) Fe3+ (ferro(III))
K+ (potássio) Sr2+ (estrôncio) Cr2+ (crômio(II)) Cr3+ (crômio(III))
Rb+ (rubídio) Ba2+ (bário) Co2+ (cobalto(II)) Co3+ (cobalto(III))
Ag+ (prata) Zn2+ (zinco) Sn2+ (estanho(II)) Sn4+ (estanho(IV))
Cu+ (cobre(I)) Pb2+ (chumbo(II)) Pb4+ (chumbo(IV))
• Exemplo:
Fórmula da base
Nome e fórmula do cátion 
que forma a base
Nome da base
Fe(OH)3 Ferro(III) (Fe3+) Hidróxido de ferro(III)
anotações em aula
Propriedades químicas dos compostos
9
medida de acidez: a escala de pH
• A	acidez	e	a	basicidade	das	soluções	podem	ser	medidas	utilizando	-se	a	escala de pH (poder	do	hidrogênio).
• Essa	escala	está	relacionada	com	a	concentração de íons hidrogênio	(H+)	em	solução	aquosa	e	varia	de	0	a	14,
à	temperatura	de	25	wC.
• Quanto	mais	ácida	for	uma	solução,	ou	seja,	quanto	maior	for	a	concentração	de	íons	H+(aq),	menor	será	o	valor	do	pH.
• Indicadores ácido-base	são	substâncias	que	têm	suas	cores	alteradas	na	presença	de	ácidos	ou	bases.
• São	adicionadas	em	pequenas	quantidades	à	solução	a	ser	analisada.
Neutro
7 8 9 10 11 12 13 146543210
Aumento
da acidez
Aumento da
basicidade
A escala de pH.
pH	<	7	
Solução	ácida
pH	>	7
Solução	alcalina
Mudança de cor de alguns indicadores de pH
Indicador Faixa de pH da mudança de cor Mudança de cor
Fenolftaleína 8,2 2 10,0
6,0 2 7,6
3,2 2 4,4
4,4 2 6,2
Incolor para rosa
Azul de bromotimol
8,2 2 10,0
6,0 2 7,6
3,2 2 4,4
4,4 2 6,2
Amarelo para azul
Alaranjado de metila
8,2 2 10,0
6,0 2 7,6
3,2 2 4,4
4,4 2 6,2
Vermelho para laranja
Vermelho de metila
8,2 2 10,0
6,0 2 7,6
3,2 2 4,4
4,4 2 6,2 Vermelho para amarelo
Fonte consultada: ATKINS,	P.;	JONES,	L. Princípios de química: questionando	a	vida	moderna	e	meio	ambiente.		
Trad.	Ricardo	Bicca	de	Alencastro.	5.	ed.	Porto	Alegre:	Bookman,	2012.
anotações em aula
Propriedades químicas dos compostos
10
sais
Reações de neutralização
• Quando	quantidades	equivalentes	de	íons	H+(aq),	provenientes	da	ionização	do	ácido,	e	íons	OH–(aq),	provenientes
da	dissociação	da	base,	reagem,	produzindo	água,	dizemos	que	ocorreu	uma	reação de neutralização.
• Exemplo:	neutralização	de	ácido	clorídrico	(presente	no	estômago)	com	hidróxido	de	magnésio	(presente
em	medicamento	antiácido).
• Caso	a	água	da	solução	seja	evaporada,	os	íons	Cl–(aq)	e	Mg2+(aq)	se	reagruparão	em	um	retículo	cristalino,
formando	a	substância	cloreto	de	magnésio	sólida,	MgCl2(s).
• Substâncias	formadas	por	ao	menos	um	cátion	diferente	de	H+	e	um	ânion	diferente	de	OH–	ou	oxigênio	(que
dá	origem	aos	óxidos)	são	chamadas	de	sais.
Ionização	do	ácido: HCl(aq)		 		H+(aq)	+	Cl–(aq)
Dissociação	da	base: Mg(OH)2(aq)		 		Mg2+(aq)	+	2	OH–(aq)
Neutralização: 2	H+(aq)	+	2	OH–(aq)		 		2	H2O(l)
Equação	global: 2	H+(aq)	+	2	Cl–(aq)	+	Mg2+(aq)	+	2	OH–(aq)		 		2	H2O(l)	+	2	Cl–(aq)	+	Mg2+(aq)
anotações em aula
Propriedades químicas dos compostos
11
solubilidade dos sais em água
• Em	solução	aquosa,	a	dissociação	dos	sais	pode	ocorrer	em	maior	ou	em	menor	grau.
• Exemplo:	neutralização	de	solução	de	ácido	sulfúrico	utilizando	solução	de	hidróxido	de	bário.
2	H+(aq)	+	SO42–(aq)	+	Ba2+(aq)	+	2	OH–(aq)	 	2	H2O(l)	+	BaSO4(s)
Solubilidade em água de alguns sais mais comuns
São geralmente solúveis os 
sais contendo os ânions
Exceções
NO3– (nitratos)
ClO3– (cloratos)
ClO4– (percloratos)
—
Cl– (cloretos)
Br– (brometos)
I– (iodetos)
Se o cátion for Ag+, Pb2+ ou Hg22+
F– (fluoretos) Se o cátion for Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+ ou Pb2+
SO42– Se o cátion for Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+ ou Hg22+
São geralmente insolúveis 
os sais contendo os ânions
Exceções
CO32– (carbonatos)
PO43– (fosfatos)
CrO42– (cromatos)
Cr2O42– (oxalatos)
Se o cátion for NH4+ ou 
cátions de metais alcalinos
S2– (sulfetos)
Se o cátion for NH4+, Ca2+, Sr2+, Ba2+ ou 
cátions de metais alcalinos
Fonte consultada:	SILVA,	L.	A.;	MARTINS,	C.	R.;	ANDRADE,	J.	B.	Por	que	todos	os	nitratos	são	solúveis?	
Química Nova.	v.	27,	n.	6,	2004.	Disponível	em:	<http://www.scielo.br/pdf/qn/v27n6/22295.pdf>.	
Acesso	em:	1º	jun.	2016..
anotações em aula
Propriedades químicas dos compostos
12
nomenclatura e fórmula dos sais
• A	partir	da	fórmula	de	um	sal	é	possível	deduzir	sua	nomenclatura	sistemática.
• Exemplo:	Na2CO3
• A	partir	da	nomenclatura	sistemática	do	sal	também	é	possível	construir	sua	fórmula	química.
• Exemplo:	sulfito	de	sódio
Nome do cátion Nome do ânion Nome do sal
Sódio Carbonato Carbonato de sódio
Fórmula do 
cátion
Fórmula do 
ânion
Valência do 
cátion
Valência do 
ânion
Fórmula do 
sal
Na+ SO32– 1+ 2– Na2SO3
Na1
Na1
1 CO3
22 Na2CO3
Na1
Na1
1 SO3
22 Na2SO3
anotações em aula
Propriedades químicas dos compostos
13
Óxidos
• São	compostos	binários	 (constituídos	por	dois	elementos	químicos):	o	oxigênio	e	outro	elemento	químicoqualquer,	que	deve	ser	menos eletronegativo que o oxigênio.
classificação dos óxidos
• Óxidos iônicos:	constituídos	pelo	ânion	óxido	(O2–),	ligado	geralmente	a	um	cátion	metálico.
• Os	óxidos	metálicos,	de	elevado	caráter	iônico,	são,	em	sua	maioria,	sólidos.
• Exemplos:	Fe2O3,	Al2O3
• Óxidos moleculares:	constituídos	pelo	átomo	de	oxigênio,	ligado	covalentemente	a	um	elemento	químico
não	metálico.
• Os	óxidos	não	metálicos,	de	elevado	caráter	covalente,	têm,	em	geral,	temperatura	de	fusão	mais	baixa	e	são
encontrados	como	gases	ou	líquidos	à	temperatura	ambiente.
• Exemplos:	NO,	CO2,	SO3
O caráter iônico ou covalente das substâncias é um contínuo entre dois extremos 
e pode ser determinado com base na diferença de eletronegatividade entre os 
elementos químicos que as compõem.
Substância 
100% iônica
Substância 
100% covalente
Aumento	do	caráter	iônico
Aumento	do	caráter	covalente
anotações em aula
Propriedades químicas dos compostos
14
Óxidos ácidos
• Em	contato	com	a	água,	esses	óxidos	geram	ácidos	de	Arrhenius.
• Exemplo:	trióxido	de	enxofre	em	água	(uma	das	substâncias	responsáveis	pela	chuva	ácida).
SO3(g)	+	H2O(l)	 	H+(aq)	+	HSO4–(aq)
• Óxidos	ácidos	são	neutralizados	por	bases:
SO3(g)	+	2	Na+(aq)	+	2	OH–(aq)	 	2	Na+(aq)	+	SO42–(aq)	+	H2O(l)
Óxidos básicos
• Em	contato	com	a	água,	esses	óxidos	formam	bases.
• São	compostos	formados	de	metais	alcalinos	e	alcalinoterrosos.
• Exemplo:	óxido	de	cálcio	(cal)	em	água.
CaO(s)	+	H2O(l)	 	Ca2+(aq)	+	2	OH–(aq)
• Óxidos	básicos	são	neutralizados	por	ácidos:
CaO(s)	+	H+(aq)	+	HSO4–(aq)	 	CaSO4(s)	+	H2O(l)
Trióxido	de	
enxofre
Óxido	de	
cálcio
Hidróxido	de	sódio
Ácido	sulfúrico Sulfato	de
cálcio
Sulfato	de	sódio
anotações em aula
Propriedades químicas dos compostos
15
nomenclatura dos óxidos
• A	nomenclatura	dos	óxidos	depende	do	caráter	iônico	ou	molecular	da	ligação	entre	o	oxigênio	e	o	outro
elemento	químico.
• Para	nomear	óxidos	iônicos,	encontra-se	o	nome	do	cátion	ligado	ao	ânion	óxido	(O2–),	escrevendo-o	depois
do	nome	do	ânion.
• Para	nomear	óxidos	covalentes,	é	necessário	observar	o	número	de	átomos	de	ôxigenio	e	do	outro	elemento
químico	presentes	na	fórmula	molecular,	indicando	-os	pelos	prefixos	"mono",	"di",	"tri"	ou	"tetra".
Fórmula do óxido
Nome e fórmula do 
cátion que forma a base
Nome do óxido
MgO Magnésio (Mg2+) Óxido de magnésio
Fórmula do óxido
Número de átomos 
de oxigênio
Número de átomos do 
outro elemento químico
Nome do óxido
NO 1 1 Monóxido de nitrogênio
NO2 2 1 Dióxido de nitrogênio
N2O 1 2 Monóxido de dinitrogênio
anotações em aula
Propriedades químicas dos compostos
16
tipos de transformações químicas
Reconhecimento das transformações químicas
• Uma	das	formas	de	 identificar	uma	transformação	química	é	analisando	os	estados inicial e final	de	um
sistema	com	base	nas	mudanças	de	propriedades	físicas	e	químicas	dos	reagentes	e	dos	produtos.
• A	 equação	 química	 é	 também	uma	 representação	 dessa	mudança	 de	 propriedades	 que	 caracteriza	 as
reações	químicas.
• Exemplo:
S(s)	+	O2(g)	 	SO2(g)
Estado	inicial Estado	final
+
lu
iz
 r
u
b
io
Representação esquemática da reação de combustão do enxofre, evidenciando 
o rearranjo entre os átomos. As esferas vermelhas representam os átomos de
oxigênio; as amarelas, os átomos de enxofre.
anotações em aula
Propriedades químicas dos compostos
17
a reversibilidade das transformações químicas
• Algumas	reações	são	chamadas	reversíveis.
• Exemplo:
• Na	atmosfera,	o	gás	carbônico	se	dissolve	em	água,	formando	uma	solução	ácida:
H2O(l)	+	CO2(g)	 	H+(aq)	+	HCO3–(aq)
• Com	as	chuvas,	essa	solução	penetra	pelas	fendas	das	rochas	e	dissolve	o	calcário	(CaCO3)	que	as	compõe:
H+(aq)	+	HCO3–(aq)	+	CaCO3(s)	 	Ca2+(aq)	+	2	HCO3–(aq)
• No	interior	das	cavernas,	ocorre	o	processo	inverso:	a	solução	ácida	libera	dióxido	de	carbono,	e	o
bicarbonato	de	cálcio	solúvel	volta	a	se	transformar	em	carbonato	de	cálcio,	que	se	precipita:
Ca2+(aq)	+	2	HCO3–(aq)	 	H2O(l)	+	CO2(g)	+	CaCO3(s)
• Reações	reversíveis	como	essa,	que	podem	ocorrer	em	ambos	os	sentidos,	podem	ser	representadas	por	uma
seta	dupla:
Ca2+(aq)	+	2	HCO3–(aq)	 	CaCO3(s)	+	H2O(l)	+	CO2(g)
Reações químicas: 
aspectos quantitativos
anotações em aula
Reações químicas: aspectos quantitativos
2
Quantidades e unidades
estudo dos gases e a massa dos elementos químicos
• No	início	do	século	XIX,	Amedeo	Avogadro	observou	que	um	volume	de	hidrogênio	reagia	com	um	volume	de
cloro,	originando	dois	volumes	de	cloreto	de	hidrogênio,	todos	em	fase	gasosa.
• Para	explicar	esse	fenômeno,	Avogadro	propôs	que	volumes	iguais	de	qualquer	gás,	nas	mesmas	condições
experimentais	de	pressão	e	temperatura,	contêm	o	mesmo	número	de	partículas,	que	chamou	de	moléculas.
• Essa	ideia	ficou	conhecida	como	hipótese de Avogadro:
• Os	gases	são	formados	por	moléculas.
• No	caso	dos	gases	hidrogênio	e	cloro,	cada	molécula	é	constituída	por	dois	átomos;	portanto,	o	número	de
átomos	será	o	dobro	do	número	n	de	moléculas.
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Representação esquemática da reação entre os gases 
hidrogênio (H2) e cloro (Cl2), produzindo cloreto de 
hidrogênio (HCl), segundo a hipótese de Avogadro.
H Cl HCl+
H2 Cl2 2 HCl+
anotações em aula
Reações químicas: aspectos quantitativos
3
a massa dos átomos
• A	massa atômica	(ma)	de	um	átomo	deve	‑se	essencialmente	às	massas	de	seus	prótons	e	nêutrons.
• A	massa	dos	elétrons	é	desprezada	porque	tem	valor	relativo	muito	pequeno:	cerca	de	2.000 vezes	menor	que
as	massas	de	um	próton	ou	de	um	nêutron.
massa atômica e a abundância isotópica
• A	massa	atômica	é	calculada	pela	média	ponderada	dos	isótopos,	baseado‑se	na	abundância isotópica.
• Exemplo:	átomo	de	cloro.
• Número	atômico	(Z)	igual	a	17	e	massa	atômica	(ma)	igual	a	35,5	u.
• A	massa	atômica	é	obtida	considerando	‑se	que	o	elemento	químico	cloro	existe,	na	natureza,	como	uma
mistura	de	dois	isótopos,	35Cl	e	37Cl,	com	abundância	relativa	de	76%	e	24%,	respectivamente.
ma(Cl)	= =	35,48	u(76	• 35	u)	+	(24	• 37	u)
100
anotações em aula
Reações químicas: aspectos quantitativos
4
Quantidade de matéria
• A	unidade	de	medida	utilizada	para	quantificar	a	matéria	e	relacioná‑la	com	a	quantidade	em	massa	é	o	mol.
• Um	mol	representa	um	valor	constante	de	espécies	químicas,	chamado	constante de Avogadro	(NA).
Determinação da massa molecular relativa a partir das fórmulas dos compostos
Fórmula do composto Elemento químico Massa atômica (u) Quantidade de átomos Massa total (u)
SO2
Enxofre 32,1 1 32,1
Oxigênio 16,0 2 32,0
C8H18
Carbono 12,0 8 96,0
Hidrogênio 1 18 18,0
1	mol	de { átomos equivale	a	6,02	31023 { átomosmoléculas moléculasíons íons
Mr(C8H18)	=	96,0	u	+	18,0	u	=	114,0	u
massa molecular
• A	massa molecular	relativa	(Mr)	representa	a	massa	de	uma	molécula	e,	portanto,	é	a	soma	das	massas	atômicas
relativas	dos	átomos	que	formam	cada	unidade	de	um	composto	químico.
• Exemplos:
Mr(SO2)	=	32,1	u	+	32,0	u	=	64,1	u
anotações em aula
Reações químicas: aspectos quantitativos
5
massa molar
• 1	mol	de	duas	espécies	químicas	diferentes,	embora	corresponda	sempre	ao	mesmo	número	de	unidades
(representado	pela	constante	de	Avogadro),		apresenta	massas	diferentes,	porque	suas	massas	atômicas
são	diferentes.
• Porém,	a	definição	de	mol	permite	estabelecer	uma		relação	entre	a	massa	de	uma	amostra	de	substância,	que
pode	ser	medida	em	uma	balança,	e	o	número	de	espécies	químicas	que	ela	contém.
• Exemplo:	combustão	do	enxofre.
• A	massa	de	um	mol	de	uma	espécie	química	é	denominada	massa molar	(M),	expressa	em	g/mol	(gramas	por	mol).
Relação entre quantidade de matéria e quantidade em massa 
das substâncias envolvidas na combustão do enxofre
Equação química S(s) + O2(g) SO2(g)
Massas atômica e 
molecular
32,1 u 2 316,0 u = 32,0 u 32,1 u + 32,0 u = 64,1 u
Quantidade de matéria
1 mol de átomos de S
ou
6,02 31023 átomos de S
1 mol de moléculas de O2
ou
6,02 31023 moléculas de O2
ou
2 3 6,02 31023 átomos de O
ou
2 mol de átomos de O1 mol de moléculas de SO2
 ou
 6,02 31023 moléculas de SO2
 ou
 6,02 31023 átomos de S e 
 2 3 6,02 31023 átomos de O
 ou
 1 mol de átomos de S e 
 2 mol de átomos de O
Quantidade em massa 32,1 g de S 32,0 g de O2 64,1 g de SO2
anotações em aula
Reações químicas: aspectos quantitativos
6
Balanceamento de equações
lavoisier e a conservação da massa
• Lei de conservação da massa ou	lei de Lavoisier:	em	um	sistema	fechado,	a	massa	dos	reagentes	se	conserva
e	é	igual	à	massa	dos	produtos.
• Em	uma	transformação	química,	a	matéria	não	se	forma	nem	é	destruída;	os	átomos	que	compõem	os	reagentes
interagem	e	se	reorganizam	para	produzir	novos	materiais.
• Exemplo:	síntese	da	água.
• A	soma	das	massas	dos	reagentes	(4,0	g	+	32,0	g	=	36,0	g)	é	igual	à	massa	do	produto	(36,0	g).
H H
H H
OO O
OO
H H
OO
H H
Gás hidrogênio
2 mol
4,0 g
Gás oxigênio
1 mol
32,0 g
Água
2 mol
36,0 g
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anotações em aula
Reações químicas: aspectos quantitativos
7
Proust e as proporções definidas
• Lei das proporções definidas	ou	lei de Proust:	todas	as	reações	químicas	ocorrem	de	acordo	com	as	proporções
definidas	de	reagentes	e	produtos,	independentemente	da	quantidade	de	reagentes	utilizada	para	a	reação.
• Exemplo:	síntese	da	água.
• É	possível	constatar	que	existe	uma	proporção	em	massa	entre		reagentes	efetivamente	consumidos	e
produtos	em	relação	ao	hidrogênio.
• A	proporção	é	8	:	1	:	9,	ou	seja,	8	partes		em	massa		de	gás	oxigênio	reagem	com	uma	parte	em	massa	de
gás	hidrogênio		formando	9	partes	em	massa	de	água.
Dados experimentais de síntese da água
Experimentos
Massa em gramas 
de O2(g)
Massa em gramas 
de H2(g) 
Massa em gramas de 
H2O(l)
Massa em gramas de 
O2(g) que não reagiu
Massa em gramas de 
H2(g) que não reagiu
A 0,32 0,02 0,18 0,16 —
B 0,32 0,04 0,36 — —
C 0,32 0,06 0,36 — 0,02
D 85,0 15,0 95,6 — 4,4
Experimento	A
Experimentos	B	e	C
Experimento	D
O2(g)
0,16	g
0,32	g
85,0	g
2	H2(g)
0,02	g
0,04	g
10,6	g
2	H2O(l)
0,18	g
0,36	g
95,6	g
+
anotações em aula
Reações químicas: aspectos quantitativos
8
a contribuição de Dalton
• A	combinação	entre	elementos	químicos	pode	levar	à	formação	de	diferentes	compostos.
• A	diferença	entre	compostos	formados	pelos	mesmos	elementos	químicos	se	deve	às	diferentes	proporções
entre	esses	elementos	químicos.
• A	combinação	entre	elementos	químicos	em	um	composto	se	dá	sempre	por	números	inteiros.
• Essas	conclusões	constituem	a lei das proporções múltiplas	ou	lei de Dalton.
• Exemplo:	reações	de	carbono	com	oxigênio.
2	C(s)	 + O2(g) 2	CO(g)
C
C
OO O
OO
OO
C
C
Carbono
2 mol
24,0 g
Gás oxigênio
1 mol
32,0 g
Gás monóxido de carbono
2 mol
56,0 g
C(s)	 +	 O2(g) CO2(g)
C
C
OO O C OOOO
Carbono
1 mol
12,0 g
Gás oxigênio
1 mol
32,0 g
Gás dióxido de carbono
1 mol
44,0 g
il
u
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anotações em aula
Reações químicas: aspectos quantitativos
9
Fórmulas químicas e o balanceamento de equações
• As	reações	químicas	são	representadas	por	equações	que	indicam,	por	meio	de	fórmulas,	quais	são	os	participantes
da	reação	e	a	proporção	em	quantidade	de	matéria	(mol)	entre	cada	um	deles.
• Toda	fórmula química	é	a	representação	dos	átomos	ou	íons	e	suas	proporções	em	determinada	substância.
• Exemplo:	fórmula	molecular	da	glicose	–	C6H12O6
• Os	elementos	químicos	presentes	na	molécula	dessa	substância	são:	6	átomos	de	carbono,	12	átomos	de
hidrogênio	e	6	átomos	de	oxigênio.
• O	índice	representa	a	proporção	entre	os	átomos	que	compõem	as	moléculas	dessa	substância.
• A	fórmula	CH2O,	por	exemplo,	é		chamada	fórmula	empírica	ou	fórmula mínima	porque	apresenta	apenas	a
proporção	dos	átomos	(1	:	2	:	1),	utilizando	os	menores	números	inteiros	possíveis.
• A	fórmula	mínima	CH2O	pode	representar	várias	substâncias	diferentes,	como	o	ácido	acético	(C2H4O2),	o	ácido
lático	(C3H6O3),	a	glicose	(C6H12O6)	e	outras	substâncias	que	respeitem	a	proporção	de	átomos	indicada.
anotações em aula
Reações químicas: aspectos quantitativos
10
coeficientes estequiométricos e balanceamento
• Quando	se	pretende	mostrar	a	proporção	em	quantidade	de	matéria,	em	mol,	entre	as	diversas	espécies	em	uma
equação	química,	esse	valor	é	indicado	antes	da	sua	fórmula	e	é	denominado	coeficiente estequiométrico.
• Exemplo:	combustão	do	metano.
• O	valor	do	coeficiente	estequiométrico	pode	ser	alterado	desde	que	todos	os	outros	da	equação	também	sejam
alterados	pelo	mesmo	fator,	para	que	a	proporção	entre	os	reagentes	e	os	produtos	permaneça	constante.	Esse
procedimento	é	denominado	balanceamento.
• Exemplo:	síntese	da	glicose	–	CO2(g)	+	H2O(g) 	C6H12O6(aq)	+	O2(g)
• 1º	passo:	igualar	o	número	de	átomos	que	estão	presentes	em	apenas	um	composto	em	cada	lado	da	equação.
6	CO2(g)	+	H2O(g)	 	C6H12O6(aq)	+	O2(g)
• 2º	passo:	igualar	o	número	de	átomos	de	hidrogênio.
6	CO2(g)	+	6	H2O(g)	 	C6H12O6(aq)	+	O2(g)
• 3º	passo:	igualar	o	número	de	átomos	de	oxigênio.
6	CO2(g)	+	6	H2O(g)	 	C6H12O6(aq)	+	6	O2(g)
CH4(g)	+	2	O2(g)	 				CO2(g)	+	2	H2O(g)
Coeficiente estequiométrico 
1 mol de CH4
Coeficiente estequiométrico 
1 mol de CO2
Coeficiente estequiométrico 
2 mol de O2
Coeficiente estequiométrico 
2 mol de H2O
anotações em aula
Reações químicas: aspectos quantitativos
11
estequiometria
Prevendo a massa dos produtos de reação
• De	acordo	com	a	lei	de	Proust,	todas	as	reações	químicas	ocorrem	segundo	proporções	definidas	de	massas
de	reagentes	e	produtos.
• Portanto,	pode	‑se	aplicar	um	cálculo	proporcional	para	determinar	a	massa	da	substância	que	se	espera	produzir
a	partir	de	determinada	massa	de	reagente.
• Exemplo:	produção	de	ferro	metálico	a	partir	de	1	tonelada	de	minério	de	ferro.
x	= 0,70 t de Fe
2	Fe2O3(s)
319,2	g
1	t
4	Fe(l)
223,2	g
x
6	CO2(g)6	C(s) 3	O2(g)+ + +
anotações em aula
Reações químicas: aspectos quantitativos
12
Rendimento de uma reação química
• Devido	à	presença	de	impurezas	nos	reagentes	ou	mesmo	pela	eficiência	de	processos	industriais,	o	rendimento
das	reações	químicas	são	inferiores	a	100%.
• Exemplo:	produção	de	ferro	metálico	a	partir	de	1	tonelada	de	minério	de	ferro.
• A	quantidade	de	óxido	de	ferro	presente	no	minério	de	ferro	é	inferior	a	uma	tonelada,	devido	às	impurezas
• Supondo	que	 a	porcentagem	de	 impurezas	 no	minério	 extraído	de	determinada	 jazida	 seja	 de	10%,	o
rendimento	da	reação	será	de	90%.
• Quantidade	teórica	(rendimento	teórico):
• Quantidade	real	obtida	(rendimento	real):
1	t	de	minério
90%	de	1	t	=	0,9	t	de	Fe2O3
+
10%	de	1	t	=	0,1	t	de	impurezas
90%	de	0,70	t	=	0,63 t de Fe
+
10%	de	0,70	t	=	0,07	t	de	impurezas
1	t	de	minério
1	t	de	Fe2O3
(100%)
0,70 t de Fe
(100%)
anotações em aula
Reações químicas: aspectos quantitativos
13
Reagente limitante e reagente em excesso
• O	reagente limitante determina	a	quantidade	máxima	de	produto	que	pode	ser	formado.
• Exemplo:	produção	de	ferro	metálico	a	partir	de	1	tonelada	de	minério	de	ferro.
• Quantidade	de	carvão	(C)	e	de	oxigênio	(O2)	necessários	para	a	reação	de	1	t	de	óxido	de	ferro(III):
• Como	a	reação	tem	um	rendimento	de	90%,	ou	seja,	apenas	90%	do	minério	se	converte	em	ferro	metálico:
2	Fe2O3 6	C 2	Fe2O3 3	O2
319,2	g 72	g 319,2	g 96	g
1	t z 1	t a
z	=	0,23	t a	=	0,30	t
2	Fe2O3(s)
1	t
0,9	t
Rendimento	de	100%
Rendimento	de	90%
4	Fe(l)
0,70	t
0,63	t
6	CO2(g)
0,83	t
0,74	t
Reagentes em excesso:	C	(0,02	t)	e	O2	(0,03	t)
6	C(s)
0,23	t
0,21	t
3	O2(g)
0,30	t
0,27	t
+ + +
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