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INFORMAÇÕES
27. 99703.5236 | 99932.9815
APOSTILA DE 
CONHECIMENTOS 
ESPECÍFICOS
Referente ao edital do Concurso SEDU 2018
Curso Preparatório de Conhecimentos Pedagógicos
MATRÍCULAS
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FALE DIRETO COM A GENTE
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Curso Completo
200,00
SEDU-ES 2021
CURSO PREPARATÓRIO
CONCURSO DA
https://www.profdavi.com.br/
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APOSTILAS OPÇÃO 
Conhecimentos Específicos 1 
Atomística 
Histórico 
A preocupação com a constituição da matéria surgiu em 
meados do século V a. C., na Grécia, onde filósofos criavam 
várias teorias para tentar explicar o universo. Um deles, 
Empócledes, acreditava que toda a matéria era formada por 
quatro elementos: água, terra, fogo e ar, que eram 
representados pelos seguintes símbolos: 
Anos mais tarde, por volta de 350 a. C., o muito conhecido 
e famoso Aristóteles retomou a ideia de Empócledes e aos 
quatro elementos foram atribuídas as “qualidades” quente, 
frio, úmido e seco, conforme pode ser observado na figura 
abaixo: 
De acordo com esses filósofos tudo no meio em que 
vivemos seria formado pela combinação desses quatro 
elementos em diferentes proporções. Entretanto em de 400 a. 
C., os filósofos Leucipo e Demócrito elaboraram uma teoria 
filosófica (não científica) segundo a qual toda matéria era 
formada devido a junção de pequenas partículas indivisíveis 
denominadas átomos (que em grego significa indivisível). 
Para estes filósofos, toda a natureza era formada por átomos e 
vácuo. 
Leis Ponderais 
No final do século XVIII, Lavoisier e Proust realizaram 
experiências relacionado as massas dos participantes das 
reações químicas, dando origem às Leis das combinações 
químicas (Leis ponderais). 
Lei de Lavoisier: 
A primeira delas, a Lei da Conservação de Massas, ou Lei de 
Lavoisier é uma lei da química que muitos conhecem por uma 
célebre frase dita pelo cientista conhecido como o pai da 
química moderna, Antoine Laurent de Lavoisier: 
“Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se 
transforma” 
Em seus vários experimentos, Lavoisier concluiu que: 
“Num sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual 
à massa total dos produtos” 
Então, em uma reação química não há alteração na 
quantidade de átomos, eles apenas se recombinam. Logo como 
não existe destruição nem criação de matéria, a massa dos 
reagentes sempre será igual a massa dos produtos. Ou seja: 
Lei de Proust 
O químico Joseph Louis Proust observou que em uma 
reação química a relação entre as massas das substâncias 
participantes é sempre constante. A Lei de Proust ou a Lei das 
proporções definidas diz que dois ou mais elementos ao se 
combinarem para formar substâncias, conservam entre si 
proporções definidas. 
Em resumo a lei de Proust pode ser resumida da seguinte 
maneira: 
"Uma determinada substância composta é formada por 
substâncias mais simples, unidas sempre na mesma proporção 
em massa". 
Na tabela abaixo vemos um exemplo prático de como a lei 
de Proust pode ser entendida: 
Experimento 
Hidrogênio 
(g) 
Oxigênio 
(g) 
Água 
(g) 
I 10 80 90 
II 2 16 18 
III 1 8 9 
IV 0,4 3,2 3,6 
Portanto se a massa de uma molécula de água é 18g, é o 
resultado da soma das massas atômicas do hidrogênio e do 
oxigênio. 
H – massa atômica = 1 → 2 x 1 = 2g (2 átomos de H) 
O – massa atômica = 16 → 1 x 16 = 16g (1 átomo de O) 
Então 18g de água tem sempre 16g de oxigênio e 2g de 
hidrogênio. A molécula água está na proporção 1:8 (para cada 
quantidade de H2 usa se oito vezes a quantidade de O2). Se 36g 
de água forem separados, serão produzidos 4g de H2 e 32g de 
O2, e assim por diante. 
Teoria Atômica de Dalton 
Em 1808, John Dalton propôs uma teoria para explicar 
essas leis ponderais, denominada teoria atômica, criando o 
primeiro modelo atômico científico, em que o átomo seria 
maciço e indivisível. A teoria proposta por ele pode ser 
resumida da seguinte maneira: 
- Tudo que existe na natureza é formado por pequenas 
partículas microscópicas denominadas átomos; 
- Estas partículas, os átomos, são indivisíveis (não é 
possível seccionar um átomo) e indestrutíveis (não se 
consegue destruir mecanicamente um átomo); 
1. Modelos atômicos.
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 2 
- O número de tipos de átomos (respectivos a cada 
elemento) diferentes possíveis é pequeno; 
-Átomos de elementos iguais sempre apresentam 
características iguais, bem como átomos de elementos 
diferentes apresentam características diferentes. Sendo que, 
ao combiná-los, em proporções definidas, compreenderemos 
toda a matéria existente no universo; 
-Os átomos assemelham-se a esferas maciças que se 
dispõem através de empilhamento; 
-Durante as reações químicas, os átomos permanecem 
inalterados. Apenas se combinam em outro arranjo. 
Ao mesmo tempo da publicação dos trabalhos de Dalton foi 
desenvolvido o estudo sobre a natureza elétrica da matéria, 
feita no início do século XIX pelo físico italiano Volta, que criou 
a primeira pilha elétrica. Isso permitiu a Humphry Davy 
descobrir dois novos elementos químicos: o potássio (K) e o 
sódio (Na). A partir disso, os trabalhos a respeito da 
eletricidade foram intensificados. 
Em meados de 1874, Stoney admitiu que a eletricidade 
estava intimamente associada aos átomos em que quantidades 
discretas e, em 1891, deu o nome de elétron para a unidade de 
carga elétrica negativa. 
 
A descoberta do elétron 
Em meados do ano de 1854, Heinrich Geissler desenvolveu 
um tubo de descarga que era formado por um vidro largo, 
fechado e que possuía eletrodos circulares em suas pontas. Ele 
notou que quando se produzia uma descarga elétrica no 
interior do tubo de vidro, utilizando um gás que estivesse sob 
baixa pressão, a descarga deixava de ser barulhenta, e no tubo 
uma cor aparecia que iria depender do gás, de sua pressão e da 
voltagem a ele aplicada. Um exemplo dessa experiência são as 
lâmpadas de neon que normalmente se usa em 
estabelecimentos como placa. 
Já em 1875, William Crookes se utilizou de gases bastante 
rarefeitos, ou seja, que estavam em pressões muito baixas, e os 
colocou em ampolas de vidro. Neles aplicou voltagens 
altíssimas e assim, emissões denominadas raios catódicos 
surgiram. Isso porque esses raios sempre se desviam na 
direção e sentido da placa positiva, quando são submetidos a 
um campo elétrico externo e uniforme, o que prova que os 
raios catódicos são de natureza negativa. 
Esse desvio ocorre sempre da mesma maneira, seja lá qual 
for o gás que se encontra no interior da ampola. Isso fez os 
cientistas imaginarem que os raios catódicos seriam formados 
por minúsculas partículas negativas, e que estas existem em 
toda e qualquer matéria. A tais partículas deu-se o nome de 
elétrons. Assim, pela primeira vez na história, constatava-se a 
existência de uma partícula subatômica, o elétron. 
Modelo atômico de Thomson 
No final do século XIX, Thomson, utilizando uma 
aparelhagem semelhante, demonstrou que esses raios 
poderiam ser considerados como um feixe de partículas 
carregados negativamente, uma vez que que eram atraídos 
pelo polo positivo de um campo elétrico externo e 
independiam do gás contido no tubo. 
Thomson concluiu que essas partículas negativas 
deveriam fazer parte dos átomos componentes da matéria, 
sendo denominados elétrons. Após isto, propôs um novo 
modelo científico para o átomo. Para Thomson, o átomo era 
uma esfera maciça de carga elétrica positiva “recheada” de 
elétrons de carga negativa. Esse modelo ficou conhecido como 
“pudim de passas”. Este modelo derruba a ideia de que o átomo 
é indivisível e introduz a natureza elétrica da matéria. 
 
 
A descoberta do próton 
 
Em 1886, Goldstein, físico alemão, provocando descargas 
elétricas num tubo a pressão reduzida (10 mmHg) e usandoum cátodo perfurado, observou a formação de um feixe 
luminoso (raios canais) no sentido oposto aos raios catódicos 
e determinou que esses raios era constituídos por partículas 
positivas 
 
 
 
Os raios canais variam em função do gás contido no tubo. 
Quando o gás era hidrogênio, obtinham-se os raios com 
partículas de menor massa, as quais foram consideradas as 
partículas fundamentais, com carga positiva, e denominadas 
próton pelo seu descobridor, Rutherford, em 1904. 
 
A descoberta da radioatividade 
Wilhelm Conrad Röntgen foi um físico alemão que, em 8 de 
novembro de 1895, realizando experimentos em que utilizava 
gases altamente rarefeitos em uma ampola de Crookes, 
descobriu acidentalmente que, a partir da parte externa do 
tubo, eram emitidos raios que conseguiam sensibilizar chapas 
fotográficas. Ele chamou esses raios de raios X. 
Isso possibilitou que, em 1886, Becquerel descobrisse a 
radioatividade e a descoberta do primeiro elemento capaz de 
emitir radiações semelhantes ao raio X: o urânio. Logo a seguir 
o casal Curie descobriu dois outros elementos radioativos: o 
polônio e o rádio. 
Com a finalidade de estudar as radiações emitidas pelos 
elementos radioativos, foram realizados vários tipos de 
experimentos, dentre os quais o mais conhecido é o 
representado a seguir, em que as radiações são submetidas a 
um campo eletromagnético externo. 
 
A experiência de Rutherford 
Em meados do século de XX, dentre as inúmeras 
experiências realizadas por Ernest Rutherford e seus 
colaboradores, uma ganhou destaque por mostrar que o 
modelo proposto por Thomson era incorreto. 
A experiência consistiu em bombardear uma fina folha de 
ouro com partículas positivas e pesadas, chamada de α (alfa), 
emitidas por um elemento radioativo chamado polônio. 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 3 
Rutherford observou que: 
- Grande parte das partículas α passaram pela folha de 
ouro sem sofrer desvios; 
- Algumas partículas α desviaram (B) com determinados 
ângulos de desvios; 
- Poucas partículas não atravessaram a folha de ouro e 
voltaram (C). 
O Modelo de Rutherford 
A experiência da “folha de ouro” realizada pelo 
neozelandês Ernest Rutherford foi o marco decisivo para o 
surgimento de um novo modelo atômico, mais satisfatório, que 
explicava de forma mais clara uma série de eventos 
observados: 
O átomo deve ser constituído por duas regiões: 
I - Um núcleo, pequeno, positivo e possuidor de 
praticamente toda a massa do átomo; 
II - Uma região positiva, praticamente sem massa, que 
envolveria o núcleo. A essa região se deu o nome de 
eletrosfera. 
 
 
Para que fique mais claro, vamos agora relacionar o 
modelo de Rutherford com as conclusões encontrados em sua 
experiência. 
 
Observações Conclusões 
Grande parte das 
partículas alfa 
atravessaram a lâmina 
sem desviar o curso. 
Boa parte do átomo é vazio. No 
espaço vazio (eletrosfera) 
provavelmente estão 
localizados os elétrons. 
Poucas partículas alfa (1 
em 20000) não 
atravessam a lâmina e 
voltavam. 
Deve existir no átomo uma 
pequena região onde está 
concentrada sua massa (o 
núcleo). 
Algumas partículas alfa 
sofriam desvios de 
trajetória ao atravessar 
a lâmina. 
O núcleo do átomo deve ser 
positivo, o que provoca uma 
repulsão nas partículas alfa 
(positivas). 
 
Em resumo: o modelo de Rutherford representa o átomo 
consistindo em um pequeno núcleo rodeado por um grande 
volume no qual os elétrons estão distribuídos. O núcleo 
carrega toda a carga positiva e a maior parte da massa do 
átomo. Rutherford comparou seu modelo atômico com o 
sistema planetário, onde os planetas (elétrons), giram em 
torno do Sol (núcleo). 
O Átomo Moderno 
Quando Rutherford realizou seu experimento com um 
feixe de partículas alfa, e propôs um novo modelo para o 
átomo, houve algumas controvérsias. Entre elas era que o 
átomo teria um núcleo composto de partículas positivas 
denominadas prótons. No entanto, Rutherford concluiu que, 
embora os prótons contivessem toda a carga do núcleo, eles 
sozinhos não podem compor sua massa. 
O problema da massa extra foi resolvido quando, em 1932, 
o físico inglês J. Chadwick descobriu uma partícula que tinha 
aproximadamente a mesma massa de um próton, mas não era 
carregada eletricamente. Por ser a partícula eletricamente 
neutra, Chadwick a denominou de nêutron. 
 
 
Hoje, acreditamos que, com uma exceção, o núcleo de 
muitos átomos contém ambas as partículas: prótons e 
nêutrons, chamados núcleons. (A exceção é o núcleo de muitos 
isótopos comuns de hidrogênio que contém um próton e 
nenhum nêutron.) Como mencionamos, é geralmente 
conveniente designar cargas em partículas em termos de carga 
em um elétron. De acordo com esta convenção, um próton tem 
uma carga de +1, um elétron de -1, e um nêutron de 0. 
 
 
 
Em resumo, podemos então descrever um átomo como um 
núcleo central, que é pequeníssimo, mas que contém a maior 
parte da massa, e é circundado por uma enorme região extra 
nuclear contendo elétrons (carga -). O núcleo contém prótons 
(carga +) e nêutrons (carga 0). O átomo como um todo não tem 
carga devido ao número de prótons ser igual ao número de 
elétrons. A soma das massas dos elétrons em um átomo é 
considerada desprezível em comparação com a massa dos 
prótons e nêutrons. 
O Modelo de Bohr 
Apesar de o modelo proposto por Rutherford esclarecer 
muitas questões sobre a dispersão das partículas alfa 
(prótons), ele tinha certas falhas na explicação de alguns 
outros fenômenos, como por exemplo os espectros atômicos. 
Niels Bohr propôs então outro modelo mais completo, que 
melhor representava e explicava o átomo e sua natureza. 
 Inicialmente para explicar seu modelo, Bohr agrupou uma 
certa quantidade de postulados e hipóteses (afirmações 
aceitas como verdadeira, sem demonstrações), onde podem 
ser resumidas em cinco: 
- Os elétrons circulam o núcleo do átomo fazendo em 
círculos em “camadas” ou “níveis”; 
- Cada nível tem um valor específico de energia; 
- Um elétron não pode permanecer entre dois níveis, ou ele 
está em um ou em outro; 
- Um elétron pode passar de um nível menos energético 
para um mais energético desde que absorva emergia externa; 
- Quando o elétron retorna para seu nível de energia inicial 
ele libera a energia absorvida. 
 
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Conhecimentos Específicos 4 
Bohr dividiu a eletrosfera em 7 níveis (K,L,M,N,O,P e Q), 
onde K é a mais próxima do núcleo e Q a mais afastada. Umas 
das novidades mais relevantes que é oferecida pelo átomo de 
Bohr é quantização da energia dos elétrons, ou seja, valores de 
energia determinados. Esse último modelo atômico é o 
utilizado hoje em dia, por conta das contribuições mais 
relevantes seu nome é modelo de Rutherford-Bohr. 
 
Número atômico e número de massa 
Um átomo individual (ou seu núcleo) é geralmente 
identificado especificando dois números: o número atômico Z 
e o número de massa A. 
 
O número atômico (Z) é o número de prótons no núcleo. 
Como um átomo é um sistema eletricamente neutro, se 
conhecermos o seu número atômico, teremos então duas 
informações: o número de prótons e o número de elétrons. 
 
 
 
O número de massa (A) é o número total de núcleons 
(prótons mais nêutrons) no núcleo. 
 
 
 
Pode-se ver destas definições que o número de nêutrons 
no núcleo é igual a A - Z. 
Um átomo específico é identificado pelo símbolo do 
elemento com número atômico Z como um índice inferior e o 
número de massa como um índice superior. Assim, 
 
Indica um átomo do elemento X com o número atômico Z e 
número de massa A. Por exemplo: 
 
Refere-se a um átomo de oxigênio comum número atômico 
8 e um número de massa 16. 
Todos os átomos de um dado elemento têm o mesmonúmero atômico, porque todos têm o mesmo número de 
prótons no núcleo. Por esta razão, o índice inferior 
representando o número atômico é algumas vezes omitido na 
identificação de um átomo individual. Por exemplo, em vez de 
escrever 16O8, é suficiente escrever 16O, para representar um 
átomo de oxigênio 16. 
 
Íons 
Os átomos podem perder ou ganhar elétrons, originando 
novos sistemas, carregados eletricamente: os íons. 
Nos íons, o número de prótons é diferente do número de 
elétrons. 
 
 
 
Os átomos, ao ganharem elétrons, originam íons negativos, 
ou ânions, e, ao perderem elétrons, originam íons positivos, os 
cátions. 
 
 
Cátions (íons positivos) 
Em um cátion, o número de prótons é SEMPRE maior do 
que o número de elétrons. Veja abaixo um exemplo de cátion: 
 
K (Z=19) 
Número de prótons: 19  carga = +19 
Número de elétrons: 19  carga = -19 
Carga elétrica total: +19 – 19 = 0 
 
 
K+ (Z=19) 
Número de prótons: 19 carga: +19 
Número de elétrons: 18  carga: -18 
Carga elétrica total: +19 -18= +1 
 
Ânions (íons negativos) 
Em um ânion, o número de prótons é menor do que o 
número de elétrons. Vamos agora relacionar o átomo de 
enxofre (S) com seu ânion bivalente (S2-). 
 
S (Z=16) 
Número de prótons: 16  carga = +16 
Número de elétrons: 16  carga = -16 
Carga elétrica total: +16 -16 =0 
 
S2- (Z=16) 
Número de prótons: 16  carga = +16 
Número de elétrons: 18  carga = -18 
Carga elétrica total: +16 -18 = -2 
 
O Elemento Químico 
Um elemento químico é definido como sendo o conjunto 
formado por átomos de mesmo número atômico (Z). 
A cada elemento químico atribui-se um nome; a cada nome 
corresponde um símbolo e, consequentemente, a cada símbolo 
corresponde um número atômico. 
 
Elemento químico Símbolo 
Número 
atômico 
Hidrogênio H 1 
Oxigênio O 8 
Cálcio Ca 20 
Cobre Cu 29 
Prata Ag 47 
Platina Pt 78 
Mercúrio Hg 80 
 
Relações atômicas 
Isótopos 
Átomos de um dado elemento podem ter diferentes 
números de massa e, portanto, massas diferentes porque eles 
podem ter diferentes números de nêutrons em seu núcleo. 
Como mencionado, tais átomos são chamados isótopos. 
Exemplo: considere os três isótopos de oxigênio de 
ocorrência natural: 16O8, 17O8 e 18O8. Cada um destes tem 8 
prótons no seu núcleo. (Isto é o que faz com que seja um átomo 
de oxigênio.). 
 
Átomos Prótons Nêutrons Elétrons 
H1
1 1 0 1 
H1
2 1 1 1 
H1
3 1 2 1 
08
16 8 8 8 
08
17 8 9 8 
08
18 8 10 8 
U92
234 92 142 92 
U92
235 92 143 92 
U92
238 92 146 92 
 
Número de prótons = número de elétrons 
Número de massa = número de prótons + 
número de nêutrons 
ÍONS: Número de prótons ≠ Número de 
elétrons 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 5 
Devido aos isótopos de um elemento apresentar diferentes 
números de nêutrons, eles têm diferentes massas. 
 
Isóbaros 
São átomos de diferentes números de próton, mas que 
possuem o mesmo número de massa (A). Assim, são átomos de 
elementos químicos diferentes, mas que têm mesma massa, já 
que um maior número de prótons será compensado por um 
menor número de nêutrons, e assim por diante. Desse modo, 
terão propriedades físicas e químicas diferentes. Por exemplo 
40K19 e 40Ca20, que tem a mesma massa, 40. 
 
Isótonos 
São átomos de diferentes números de prótons e de massa, 
mas que possuem mesmo número de nêutrons. Ou seja, 
também são elementos diferentes, com propriedades físicas e 
químicas diferentes. Por exemplo 37Cl17 e o 40Ca20, que tem o 
mesmo número de nêutrons, 20. 
 
Isoeletrônicos 
São átomos e íons que possuem a mesma quantidade de 
elétrons. Por exemplo o átomo de neônio, 20Ne10, e o cátion de 
sódio 23Na11+1. Ambos possuem 10 elétrons, logo são 
isoeletrônicos um do outro. 
 
Questões 
01. (Unesp-SP) Numa viagem, um carro consome 10 kg 
de gasolina. Na combustão completa deste combustível, na 
condição de temperatura do motor, formam-se apenas 
compostos gasosos. Considerando-se o total de compostos 
formados, pode-se afirmar que os mesmos: 
(A) não têm massa. 
(B) pesam exatamente 10 kg. 
(C) pesam mais que 10 kg. 
(D) pesam menos que 10 kg. 
(E) são constituídos por massas iguais de água e gás 
carbônico. 
 
02. (Fuvest 2008) Devido à toxicidade do mercúrio, em 
caso de derramamento desse metal, costuma-se espalhar 
enxofre no local, para removê-lo. Mercúrio e enxofre reagem, 
gradativamente, formando sulfeto de mercúrio. Para fins de 
estudo, a reação pode ocorrer mais rapidamente se as duas 
substâncias forem misturadas num almofariz. Usando esse 
procedimento, foram feitos dois experimentos. No primeiro, 
5,0 g de mercúrio e 1,0 g de enxofre reagiram, formando 5,8 g 
do produto, sobrando 0,2 g de enxofre. No segundo 
experimento, 12,0 g de mercúrio e 1,6 g de enxofre forneceram 
11,6 g do produto, restando 2,0 g de mercúrio. 
Mostre que os dois experimentos estão de acordo com a lei 
da conservação da massa (Lavoisier) e a lei das proporções 
definidas (Proust). 
03. (UEL-PR) 46,0 g de sódio reagem com 32,0 g de 
oxigênio formando peróxido de sódio. Quantos gramas de 
sódio são necessários para se obter 156 g de peróxido de 
sódio? 
04. (UFMG-MG) Em um experimento, soluções aquosas de 
nitrato de prata, AgNO3, e de cloreto de sódio, NaCl, reagem 
entre si e formam cloreto de prata, AgCl, sólido branco 
insolúvel, e nitrato de sódio, NaNO3, sal solúvel em água. A 
massa desses reagentes e a de seus produtos estão 
apresentadas neste quadro: 
 
REAGENTES PRODUTOS 
AgNO3 NaCl AgCl NaNO3 
1,699g 0,585g X 0,850g 
Considere que a reação foi completa e que não há 
reagentes em excesso. Assim sendo, é CORRETO afirmar que X, 
ou seja, a massa de cloreto de prata produzida é: 
(A) 0,585 g. 
(B) 1,434 g. 
(C) 1,699 g. 
(D) 2,284 g. 
(E) 2,866 g. 
 
05. (Fuvest-SP) Quando 96g de ozônio se transformam 
completamente, a massa de oxigênio comum produzida é igual 
a: 
(A) 32g. 
(B) 48g. 
(C) 64g. 
(D) 80g. 
(E) 96g. 
06. (ETFSP) No fim do século XIX começaram a aparecer 
evidências de que o átomo não era a menor partícula 
constituinte da matéria. Em 1897 tornou-se pública a 
demonstração da existência de partículas negativas, por um 
inglês de nome: 
(A) Dalton; 
(B) Rutherford; 
(C) Bohr; 
(D) Thomson; 
(E) Proust. 
 
07. (Puc - RS) O átomo, na visão de Thomson, é constituído 
de: 
(A) níveis e subníveis de energia. 
(B) cargas positivas e negativas. 
(C) núcleo e eletrosfera. 
(D) grandes espaços vazios. 
(E) orbitais. 
 
08. (ESPM-SP) O átomo de Rutherford (1911) foi 
comparado ao sistema planetário (o núcleo atômico 
representa o sol e a eletrosfera, os planetas): Eletrosfera é a 
região do átomo que: 
(A) contém as partículas de carga elétrica negativa. 
(B) contém as partículas de carga elétrica positiva. 
(C) contém nêutrons. 
(D) concentra praticamente toda a massa do átomo. 
(E) contém prótons e nêutrons 
 
09. (FUCMT-MT) O íon de ²³Na11+ contém: 
(A)11 prótons, 11 elétrons e 11 nêutrons. 
(B)10 prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons. 
(C)23 prótons, 10 elétrons e 12 nêutrons. 
(D)11 prótons, 10 elétrons e 12 nêutrons. 
(E)10 prótons, 10 elétrons e 23 nêutrons. 
 
10. (Fuvest – SP) O número de elétrons do cátion X2+ de 
um elemento X é igual ao número de elétrons do átomo neutro 
de um gás nobre. Este átomo de gás nobre apresenta número 
atômico 10 e número de massa 20. O número atômico do 
elemento X é: 
(A) 8 
(B) 10 
(C) 12 
(D) 18 
(E) 20 
 
Respostas 
 
1 – Alternativa B 
Interpretação direta da Lei de conservação das massas de 
Lavoisier: Massa dos reagentes = massa dos produtos; 
 
2 - Mercúrio + Enxofre → Sulfeto de mercúrio + 
Excesso 
I. 5,0 g 1,0 g 5,8 g 0,2 g de 
enxofre 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
ConhecimentosEspecíficos 6 
II. 12,0 g 1,6 g 11,6 g 2,0 g de 
mercúrio 
A soma da massa dos reagentes é igual a soma das massas 
dos produtos (Lei de Lavoisier). 
Massas que reagiram efetivamente: 
 Mercúrio + Enxofre → Sulfeto de mercúrio 
I. 5,0 g 0,8 g 5,8 g 
II. 10,0 g 1,6 g 11,6 g 
 
As proporções são mantidas: ao dobrar a quantidade de 
mercúrio de 5 para 10, também foi dobrada a quantidade de 
enxofre e de sulfeto de mercúrio (Lei de Proust). 
 
3 - Pela lei da conservação das Massas: 
 Sódio + Oxigênio → Peróxido de Sódio 
 46 g + 32 g 78g 
 Pela lei das proporções definidas: 
 Sódio + Oxigênio → Peróxido de Sódio 
 92g + 64g 156g 
Ou seja, são necessários 92g de sódio para se obter 156g 
de peróxido de sódio 
 
4 - Alternativa B 
Primeiro se soma a massa dos reagentes para podermos 
determinar a massa total: 1,699g + 0,585g = 2,284g. 
Em seguida basta subtrair o a massa do NaNO3 desse valor: 
2,284g – 0,850 = 1,434g. 
Logo a massa de AgCl produzida é 1,434g. 
 
5 - Alternativa E 
Interpretação direta da Lei de conservação das massas de 
Lavoisier: Massa dos reagentes = massa dos produtos; 
6 – Alternativa D 
Thomson provou experimentalmente a existência de 
partículas negativas no átomo. 
 
7 – Alternativa B 
Thomsom propôs que o átomo era formado por uma esfera 
maciça de carga positiva e que junta a ela existiam pequenas 
partículas de carga negativa, esse modelo ficou famoso pelo 
nome de “pudim de passas”. 
 
8 – Alternativa A 
Segundo Rutherford, o no átomo seu núcleo representava 
praticamente toda a sua massa e era composto por partículas 
de cargas positivas (prótons), e ao seu redor as partículas de 
cargas negativas (elétrons) ficavam circundando o núcleo em 
uma região denominada eletrosfera. 
 
9 – Alternativa D 
Seu número atômico (11) representa seu número de 
prótons, seu número de elétrons seria o mesmo se ele não 
tivesse carga, mas como foi estudado o íon ²³Na11+ apresenta 
uma carga positiva, logo sabemos que ele “perdeu” um elétron, 
ou seja, possui 10. E seu número de nêutrons é a diferença da 
massa atômica menos o número de prótons: 23 – 11 = 12. 
 
10 – Alternativa C 
Como sabemos que é um gás nobre ele não apresenta 
carga, logo seu número atômico é igual ao seu número de 
prótons e a seu número de elétrons, ou seja, 10. O elemento X 
está com carga positiva de +2 e se atualmente ele tem o mesmo 
número de elétrons que o gás nobre basta somarmos os 2 
elétrons faltando com os que ele possui: 10 + 2 =12. 
 
 
 
 
 
1Usberco, J.; Salvador, E. 2002. Química. Editora Saraiva. 
 
 
Classificação periódica dos elementos 
Histórico 
 
Um dos esforços mais antigos, no sentido de se encontrar 
uma relação no comportamento dos elementos com 
propriedades similares, foi o método de separar os elemento 
em grupos de três denominados tríades. Nessas tríades, a 
massa atômica de um elemento era aproximadamente a média 
aritmética dos pesos atômicos dos outros dois. Isto foi 
proposto pelo químico alemão J.W. Dobereiner, em 1829. 
No ano de 1862, Alexandre-Émile Béguyer de 
Chancourtois ordenou os valores de massas atômicas ao longo 
de linhas espirais traçadas nas paredes de um cilindro, dando 
origem ao parafuso telúrico, em que os elementos que 
apresentavam propriedades similares estavas reunidos numa 
linha vertical. 
 
Em 1866, John A. R. Newlands desenvolveu um rearranjo 
dos elementos químicos denominado lei das oitavas. Essa 
forma de classificação consistia em colocar os elementos 
agrupados de sete em sete, em ordem crescente de massa 
atômica. A partir dessa classificação Newlands observou que o 
primeiro elemento tinha propriedades semelhantes ao oitavo, 
e assim por diante. Diante disso, ele chamou esta descoberta 
de Lei das oitavas uma vez que as características se repetiam 
de sete em sete, como as notas musicais. 
 
 
Em meados de 1869, Lothar Meyer e Dimitri Ivanovich 
Mendeleev, independentemente, criaram tabelas periódicas 
dos elementos (semelhantes às usadas atualmente) onde os 
elementos eram colocados em ordem crescente de massas 
atômicas. Essas tabelas foram criadas quando tinham 
conhecimento de apenas 63 elementos químicos.1 
Mendeleev ordenou os elementos em linhas horizontais, 
chamadas de períodos, e em linhas verticais, de grupos, 
contendo elementos com propriedades similares. Veja a seguir 
a tabela de Mendeleev. 
 
 
2. Classificação periódica 
dos elementos químicos. 
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Conhecimentos Específicos 7 
Nesta tabela é possível observar que existe espaços vazios 
e asteriscos. Estes espaços representam elementos não 
conhecidos e os asteriscos os elementos que foram previstos 
por Mendeleev. 
Esta classificação proposta por Mendeleev foi utilizada até 
1913, quando Mosely verificou que as propriedades dos 
elementos eram dadas pela sua carga nuclear (número 
atômico-Z). Sabendo-se que em um átomo o número de 
prótons é igual ao número de elétrons, ao fazermos suas 
distribuições eletrônicas, verificamos que a semelhança de 
suas propriedades químicas está relacionada com o número de 
elétrons de sua camada de valência, ou seja, pertencem à 
mesma família. 
 
Com base nessa constatação, foi proposta a tabela 
periódica atual, na qual os elementos químicos: 
- Estão dispostos em ordem crescente de número atômico 
(Z); 
- Originam os períodos na horizontal (em linhas); 
- Originam as famílias ou os grupos na vertical (em 
colunas). 
 
 
 
 
Fonte: www.omundodaquimica.com.br 
 
Distribuição Eletrônica2 
 
Bohr propôs que existiam 7 camadas nomeadas K, L, M, N, 
O, P e Q, e os subníveis propostos pelos estudos subsequentes 
foram nomeados de s, p, d e f, onde cada camada e cada 
subnível tem um limite de quantos elétrons eles “abrigam”. A 
tabela a seguir mostra o número de elétrons que cada camada 
pode ter assim como os subníveis presentes nela. 
 
Canada Nível Subnível Número de elétrons 
K 1 s 2 
L 2 s p 8 
M 3 s p d 18 
N 4 s p d f 32 
O 5 s p d f 32 
P 6 s p d 18 
Q 7 s p 8 
 
A Distribuição dos Elétrons 
Os estudos seguintes vieram a mostrar como os elétrons 
deveriam ser distribuídos dentro dos subníveis de cada 
camada, onde o químico Linus Carl Pauling criou um método 
 
2Sardella, A.; Química – São Paulo, 2003. Editora Ática. 
prático que nos dá a ordem crescente de energia dos subníveis. 
O Diagrama de Pauling mostra a sequência de ocupação dos 
elétrons onde, na eletrosfera, os elétrons vão ocupando as 
posições de menor energia. Assim ele conseguiu mostrar de 
maneira facilitada essa ordem de posicionamento. Essa 
sequência que é feita através do diagrama de Pauling é 
chamada de Distribuição Eletrônica ou configuração eletrônica. 
 
 
 
Seguinte esse diagrama a ordem crescente de energia para 
a distribuição dos elétrons é: 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 
6p6 7s2 5f14 6d10 
 
Para realizar essa distribuição, algumas regras devem ser 
seguidas: 
 
- O número de elétrons a ser distribuído deve ser 
correspondente ao do átomo, estando ele no estado 
fundamental ou em forma de íon; 
 
- A última camada não deve ultrapassar 8 elétrons; 
 
- A penúltima camada não deve ultrapassar 18 elétrons; 
 
- A última camada que contém elétrons é chamada de 
camada de valência. 
 
Na tabela seguinte vemos alguns exemplos de distribuição 
eletrônica: 
 
Elemento 
Número de 
elétrons 
Distribuição Eletrônica 
He (Hélio) 2 
1s2 
K = 2 
Cl (Cloro) 17 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
K = 2, L = 8, M = 7 
Zr 
(Zircônio) 
40 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 5s2 4d2 
K = 2, L = 8, M = 18, N = 10, O 
=2 
Pt 
(Platina) 
78 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 
4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d9 
K = 2, L = 8, M = 18, N = 32, O 
= 17, P = 1 
Pt2+ 
(Cátion) 
76 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 
4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d7 
K = 2, L = 8, M = 18, N = 32, O 
= 17, P = 1 
 
 
 
Tabela periódica atual: Os elementos são 
agrupados em ordem crescente de seu 
número atômico (Z), observando-se a 
repetição periódica de muitas de suas 
propriedades. 
 
 
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Conhecimentos Específicos 8 
Como utilizar a tabela periódica? 
 
Cada quadro da tabela fornece os dados referentes ao 
elemento químico: símbolo, massa atômica, número atômico, 
nome do elemento, elétrons nas camadas e se o elemento é 
radioativo. 
As colunas verticais constituem as famílias ou grupos, nas 
quais os elementos estão reunidos segundo suas propriedades 
químicas. 
As filas horizontais são denominadas períodos. Neles os 
elementos químicos estão dispostos na ordem crescente de 
seus números atômicos. O número da ordem do período indica 
o número de níveis energéticos ou camadas eletrônicas do 
elemento. 
 
Famílias ou Grupos 
As Famílias da Tabela Periódica são distribuídas de forma 
vertical, em 18 colunas. Os elementos químicos que estão 
localizados na mesma coluna da Tabela Periódica são 
considerados da mesma família pois possuem propriedades 
semelhantes. Esses elementos fazem parte de um mesmo 
grupo porque apresentam a mesma configuração de elétrons 
na última camada. 
A tabela periódica atual é constituída por 18 famílias, a 
nomenclatura pode ser feita de duas maneiras. A primeira é 
dividir as famílias em A (de IA até VIIIA) e B (que pode ser 
considerada uma pequena bagunça, já que segue a ordem: 3B-
4B-5B-6B-7B-8B-8B-8B-1B-2B), onde “A” relaciona os metais 
alcalinos e alcalinos terrosos, gases nobres, halogênios, semi-
metais, e ametais. E “B” é formada pelos metais de transição. A 
segunda maneira e mais recente adotada é bem mais simples, 
pois ela nomeia as famílias de 1 a 18. 
 
Famílias A 
Os elementos que constituem essas famílias são 
denominados elementos representativos, e seus elétrons mais 
energéticos estão situados em subníveis s ou p. Nas famílias A, 
o número da família indica a quantidade de elétrons na camada 
de valência. Elas recebem ainda nomes característicos. 
 
 
 
 
 
 
 
Famílias B 
Os elementos dessas famílias são denominados 
genericamente elementos de transição. Uma parte deles ocupa 
o bloco central da tabela periódica, de IIIB até IIB (10 colunas), 
e apresenta seu elétron mais energético em subníveis d. 
 
 
 
 
A outra parte deles está deslocada do corpo central, 
constituindo as séries dos lantanídeos e dos actinídeos. Essas 
séries apresentam 14 colunas. O elétron mais energético está 
contido em subnível f (f1 a f14). 
O esquema a seguir mostra o subnível ocupado pelo 
elétron mais energético dos elementos da tabela periódica. 
 
 
 
Períodos ou séries 
Cada fila horizontal da tabela periódica constitui o que 
chamados de período ou série de elementos. 
Cada período corresponde ao número de camadas 
eletrônicas existentes nos elementos que os constituem. Os 
períodos são sete conforme pode ser observado no esquema 
abaixo. 
 
 
 
 
 
Informações importantes: 
1. A família 0 (8A) recebeu esse número para indicar que 
sua reatividade nas condições ambientes é nula. 
2. O elemento hidrogênio (H), embora não faça parte da 
família dos metais alcalinos, está representado na coluna 
IA por apresentar 1 elétron no subnível s na camada de 
valência. 
3. O único gás nobre que não apresenta 8 elétrons na 
camada de valência é o He: 1s2. 
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Conhecimentos Específicos 9 
Períodos Camadas eletrônicas 
1 1 (K) 
2 2 (K, L) 
3 3 (K, L, M) 
4 4 (K, L, M, N) 
5 5 (K, L, M, N, O) 
6 6 (K, L, M, N, O, P) 
7 7 (K, L, M, N, O, P) 
 
Vejamos agora alguns exemplos de localização na tabela 
periódica: 
 
1H — 1s1: 1° camada (K) 
4Be — 1s2 2s2: 2° camada (K, L) 
11Na— 1s2 2s2 2p6 3s1: 3°camada (K, L, M) 
13Al — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1: 3° camada. 
 
 
 
Lantanídeos e Actinídeos 
 
As séries dos lantanídeos e dos actinídeos correspondem, 
respectivamente, aos apêndices embaixo da tabela. Esses 
elementos todos pertencem a família IIIB ou 3. 
 
 
 
Importante: 
- Lantânio (La) e Actíneo (Ac) não pertencem às séries 
- Essas séries são chamadas Elementos de transição 
Interna 
- Os lantanídeos também são chamados lantanoides ou 
terras-raras. 
- Os actinídeos também são chamados actinoides 
- O uso dos termos “lantanoide” e actinoide” foi 
reconhecido pela IUPAC. 
 
Classificação dos elementos químicos 
 
Uma outra maneira de classificar os elementos pode ser 
feita relacionando o subnível energético de cada um. 
 
Assim temos: 
 
Elementos 
Subnível mais 
energético 
Localização 
Representativos s ou p 
Grupos A e gases 
nobres 
De transição d Grupos B 
De transição 
interna 
f 
Lantanídeos e 
Actinídeos 
 
 
 
Outra maneira de classificar os elementos é agrupá-los, 
segundo suas propriedades físicas e químicas, em: metais, 
ametais, semi-metais, gases nobres e hidrogênio. 
 
 
 
Metais 
 Os metais, são os mais numerosos elementos conhecidos. 
Eles estão situados do centro para a esquerda da Tabela 
Periódica. 
Características gerais: 
- Apresentam brilho metálico. 
- Conduzem corrente elétrica e calor. 
- São maleáveis (maleabilidade). 
- Podem ser reduzidos a fios (ductilidade). 
- Apresentam, via de regra, poucos elétrons (menos de 4) 
na última camada; 
- Tendem a perder elétrons; 
- São sólidos a temperatura ambiente (25°C), com exceção 
do mercúrio (líquido). 
 
Ametais ou não-metais 
São poucos (11 elementos), estão situados à direita da 
Tabela Periódica, antes dos gases nobres. 
Características gerais: 
- Não apresentam brilho metálico; 
- São maus condutores de corrente elétrica; 
- Não podem ser reduzidos a fios (ductilidade) e lâminas 
(maleabilidade); 
- São utilizados na produção de pólvora e na fabricação de 
pneus; 
- Apresentam, geralmente, muitos elétrons (mais do que 4) 
na camada de valência (última camada); 
-Tendem a ganhar elétrons em uma ligação química. 
 
Semi-metais 
São poucos (7) e estão situados na Tabela Periódica entre 
os metais e os não metais 
Características gerais: 
- Apresentam brilho metálico têm pequena 
condutibilidade elétrica fragmentam-se, isto é, apresentam 
propriedades intermediárias as apontadas anteriormente. 
 
 
 
Importante: 
A linha vermelha, de acordo com sugestão da 
Sociedade Brasileira de Química, separa os 
metais dos ametais. Os elementos próximos à 
linha são conhecidos por semi-metais. 
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Conhecimentos Específicos 10 
Hidrogênio 
É um elemento atípico, pois possui a propriedade de se 
combinar com metais, ametais e semi-metais. Nas condições 
ambientes, é um gás extremamente inflamável. 
 
Gases nobres 
Como o próprio nome sugere, nas condições ambientes 
apresentam-se no estado gasoso e sua principal característica 
química é a grande estabilidade, ou seja, possuem pequena 
capacidade de se combinar com outros elementos. 
 
Elementos Cisurânicos 
São todos os elementos cujo número atômico é inferior ao 
92, ou seja, as que antecedem o urânio. Sendo todos elementos 
naturais, encontrados na superfície terrestre, com exceção dos 
quatros seguintes, que são artificiais: 
Tecnécio (43) 
Promécio (61) 
Astato (85) 
Frâncio (87) 
 
Elementos químicos artificiais 
Os elementos artificiais são átomos de elementos químicos 
não encontrados na superfície terrestre e que foramsintetizados, isto é, criados em laboratório. Esses elementos 
possuem número atômico superior a 92, que é o número 
atômico do Urânio. Por isso foram denominados de elementos 
transurânicos. 
 
Elementos radioativos 
Os elementos radioativos são aqueles cujos isótopos mais 
abundante encontram-se, na tabela, do polônio em diante. 
 
Propriedades aperiódicas e periódicas 
 
A tabela periódica pode ser utilizada para relacionar as 
propriedades dos elementos com suas estruturas atômicas. 
Essas propriedades podem ser de dois tipos: aperiódicas e 
periódicas. 
 
Propriedades aperiódicas 
As propriedades aperiódicas são aquelas cujos valores 
variam (crescem ou decrescem) à medida que o número 
atômico aumenta e que não se repetem em períodos 
determinados ou regulares. Exemplos: a massa atômica de um 
elemento sempre aumenta de acordo com o número atômico 
desse elemento, o calor específico, a dureza, o índice de 
refração etc. 
 
Massa atômica 
A massa atômica é a unidade de peso de átomos feita por 
comparação com uma grandeza padrão (1/12 da massa de um 
átomo isótopo do carbono-12). Esta propriedade sempre 
aumenta de acordo com o aumento do número atômico, sem 
fazer referência à localização do elemento na tabela periódica. 
 
 
 
Calor específico 
O calor específico é a quantidade de calor que um grama de 
uma substância precisa absorver para aumentar sua 
temperatura em 1 °C, sem que haja alteração no seu estado 
físico. O calor específico de um elemento no estado sólido 
sempre diminui com o aumento do número atômico. 
 
Dureza 
A dureza é uma propriedade mecânica característica de 
materiais sólidos que representa a resistência destes materiais 
ao risco ou à penetração quando pressionados. Esta 
propriedade muito depende do estado em que se encontra o 
material, bem como das forças de ligação entre os seus átomos, 
moléculas ou íons. 
 
Índice de refração 
O índice de refração é uma propriedade física descrita 
como sendo a razão entre a velocidade da luz em dois meios 
diferentes (no ar e num corpo transparente mais denso). Tal 
propriedade também aumenta com o aumento do número 
atômico. 
 
Propriedades periódicas 
 
As propriedades periódicas são aquelas que, à medida que 
o número atômico aumenta, assumem valores crescentes ou 
decrescentes em cada período, ou seja, repetem-se 
periodicamente. Exemplo: o número de elétrons na camada de 
valência. 
Vamos agora detalhar algumas propriedades periódicas da 
Tabela. 
 
Raio atômico 
O raio atômico é uma propriedade periódica difícil de ser 
medida. Pode-se considerar que corresponde à metade da 
distância (d) entre dois núcleos vizinhos de átomos do mesmo 
elemento químico ligados entre si. 
Em uma família (grupo) tende a aumentar de cima para 
baixo (sentido em que aumenta também o número de camadas 
preenchidas pela eletrosfera de um átomo. 
Em um período, o raio atômico tende a aumentar da 
direita para a esquerda. Isso ocorre porque o número de 
prótons e elétrons aumenta para a direita. Logo, no lado direito 
do período, os átomos têm o mesmo número de camadas, 
maior números de prótons e elétrons e, portanto, a força de 
atração entre eles é maior. Isso provoca uma contração da 
eletrosfera e a consequente diminuição do raio atômico. 
 
 
 
 
 
Raio iônico 
Quando um átomo ganha ou perde elétrons, transforma-se 
em íon. Nessa transformação, há aumento ou diminuição das 
dimensões do tamanho do átomo inicial. 
- Raio de cátion: Quando um átomo perde elétron, a 
repulsão da nuvem eletrônica diminui, diminuindo o seu 
tamanho. Inclusive pode ocorrer perda do último nível de 
energia e quanto menor a quantidade de níveis, menor o raio. 
Resumindo: Nas famílias o raio atômico 
tende a aumentar com o aumento do número. 
Nos períodos, ele tende a aumentar com a 
diminuição do número atômico. 
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Conhecimentos Específicos 11 
Exemplo: 
 
 
 
Portanto: raio do átomo > raio do cátion 
Raio do ânion: quando um átomo ganha elétron, aumenta 
a repulsão da nuvem eletrônica, aumentando o seu tamanho. 
 
Exemplo: 
 
 
 
Portanto: raio do átomo < raio do ânion 
 
Energia de Ionização 
A maior ou menor facilidade com que o átomo de um 
elemento perde elétrons é importante para a determinação do 
seu comportamento. Um átomo (ou íon) em fase gasosa perde 
elétron(s) quando recebe energia suficiente. Essa energia é 
chamada de energia (ou potencial) de ionização. 
Quanto maior o raio atômico, menor será a atração 
exercida pelo núcleo sobre o elétron mais afastado; portanto, 
menor será a energia necessária para remover esse elétron.3 
 
 
Generalizando: Quanto maior o tamanho do átomo, 
menor será a primeira energia de ionização (E.I.). 
- Numa mesma família: a E.I. aumenta de baixo para cima; 
- Num mesmo período: a E.I. aumenta da esquerda para a 
direita. 
 
 
Ao retirarmos o primeiro elétron de um átomo, ocorre uma 
diminuição do raio. Por esse motivo, a energia necessária para 
retirar o segundo elétron é maior. Assim, para um mesmo 
átomo, temos: 
1ª E.I. < 2ª E.I. < 3ª E.I. 
 
Esse fato fica evidenciado pela analogia a seguir, referente 
ao átomo de magnésio (Z = 12): 
1s2 2s2 2p6 3s2. 
 
3 Usberco, J.; Salvador, E. 2002. Química. Editora Saraiva. 
Afinidade eletrônica (AE) ou Eletroafinidade 
A Eletroafinidade é a energia liberada quando um átomo 
isolado, no estado gasoso, “captura” um elétron. 
X 0 (g) + e–  X– (g) + energia 
 
 
 
A medida experimental da afinidade eletrônica é muito 
difícil e, por isso, seus valores foram determinados para 
poucos elementos. Veja na tabela abaixo alguns valores 
conhecidos de eletroafinidade. 
 
A VII 
Li 
60 kJ 
F 
328 kJ 
K 
48 kJ 
Br 
325 kJ 
 
 
 
 
 
 
 
Eletronegatividade e Eletropositividade 
A eletronegatividade e a eletropositividade são duas 
propriedades periódicas que indicam a tendência de um 
átomo, numa ligação química, em atrair elétrons 
compartilhados. Ou ainda, podem representar a força com que 
o núcleo atrai a eletrosfera. 
 
Eletropositividade: tendência que um átomo tem de 
perder elétrons. É muito característico dos metais. Pode ser 
também chamado de caráter metálico. É o inverso da 
eletronegatividade. 
A eletropositividade aumenta conforme o raio atômico 
aumenta. Quanto maior o raio atômico, menor será a atração 
do núcleo pelo elétron mais afastado, maior a facilidade do 
átomo em doar elétrons, então, maior será a 
eletropositividade. 
Os gases nobres também não são considerados, por conta 
da sua estabilidade. 
A eletropositividade aumenta nas famílias, de cima para 
baixo, e nos períodos, da direita para a esquerda. O elemento 
mais eletropositivo é o frâncio (Fr), que possui 
eletronegatividade 0,70. 
 
Numa família ou num período, quanto menor o raio, 
maior a afinidade eletrônica. 
Resumindo: A variação da afinidade 
eletrônica na tabela periódica: aumenta de 
baixo para cima e da esquerda para a direita. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 12 
 
 
Eletronegatividade: a força de atração exercida sobre os 
elétrons de uma ligação. 
A eletronegatividade dos elementos não é uma grandeza 
absoluta, mas, sim, relativa. Ao estudá-la, na verdade estamos 
comparando a força de atração exercida pelos átomos sobre os 
elétrons de uma ligação. Essa força de atração também tem 
relação com o raio atômico: quanto menor o tamanho do 
átomo, maior será a força de atração, pois a distância núcleo-
elétron da ligação é menor. Assim como na eletropositividade, 
a eletronegatividade não é definida para os gases nobres. 
 
Na tabela periódica, a eletronegatividade cresce de baixo 
para cima e da esquerda para a direita. 
 
Densidade 
Experimentalmente, verifica-seque: 
- Entre os elementos das famílias IA e VIIA, a densidade 
aumenta, de maneira geral, de acordo com o aumento das 
massas atômicas, ou seja, de cima para baixo. 
- Num mesmo período, de maneira geral, a densidade 
aumenta das extremidades para o centro da tabela. 
Assim, os elementos de maior densidade estão situados na 
parte central e inferior da tabela periódica, sendo o ósmio (Os) 
o elemento mais denso (22,5 g/cm3). 
 
Temperatura de fusão (TF) e temperatura de ebulição 
(TE) 
Também experimentalmente, verifica-se que: 
- Nas famílias IA e IIA, os elementos de maiores TF e TE 
estão situados na parte superior da tabela. Na maioria das 
famílias, os elementos com maiores TF e TE estão situados 
geralmente na parte inferior. 
- Num mesmo período, de maneira geral a TF e a TE 
crescem das extremidades para o centro da tabela. 
Assim, a variação das TF e TE na tabela periódica é similar 
com a densidade, tendo como exceção as famílias IA e IIA. 
 
 
 
Volume atômico 
Essa expressão é usada para designar (para qualquer 
elemento) o volume ocupado por uma quantidade fixa de 
número de átomos. 
O volume atômico sempre se refere ao volume ocupado 
por 6,02 x 1023 átomos (número de Avogadro), e pode ser 
calculado relacionando-se a massa desse número de átomos 
com a sua densidade. 
Assim, temos: 
 
Por meio de medidas experimentais, verifica-se que: 
- numa mesma família, o volume atômico aumenta com o 
aumento do raio atômico; 
- num mesmo período, o volume atômico cresce do centro 
para as extremidades. 
De maneira geral, a variação do volume atômico pode ser 
representada pelo seguinte esquema: 
 
Questões 
 
01. (PUC-MG) Considerando os elementos da coluna VA, 
na ordem crescente de números atômicos, é CORRETO afirmar 
que: 
(A) o ponto de fusão aumenta. 
(B) o caráter metálico diminui. 
(C) a eletronegatividade aumenta. 
(D) o raio atômico diminui. 
(E) o potencial de ionização aumenta 
 
02. (Cesgranrio-RJ) Na Tabela Periódica, os elementos 
estão organizados em ordem crescente de: 
(A) Número de massa 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 13 
(B) Massa atômica 
(C) Número atômico 
(D) Raio atômico 
(E) Eletronegatividade 
 
03. (UFPA) Um átomo, cujo número atômico é 18, está 
classificado na Tabela Periódica como: 
(A) metal alcalino 
(B) metal alcalino terroso 
(C) metal terroso 
(D) ametal 
(E) gás nobre 
 
04. (Ufac) O número atômico do elemento que se encontra 
no período III, família 3A é: 
(A) 10 
(B) 12 
(C) 23 
(D) 13 
(E) 31 
 
05. (UFRJ) Um dos elementos químicos que tem se 
mostrado muito eficiente no combate ao câncer de próstata é 
o Selênio (Se). Com base na Tabela de Classificação Periódica 
dos Elementos, os símbolos de elementos com propriedades 
químicas semelhantes ao Selênio são: 
(A) Cl, Br, I 
(B) Te, S, Po 
(C) P, As, Sb 
(D) As, Br, Kr 
 
06. (UFRJ) Cálcio é um dos elementos principais da 
estrutura óssea dos seres humanos. Uma doença muito comum 
em pessoas idosas, principalmente em mulheres após a 
menopausa, é a osteoporose, que consiste na desmineralização 
óssea causada pela perda de Ca+2, provocando fraturas 
frequentes e encurvamento da coluna vertebral. Uma das 
formas utilizadas pelos médicos para estudar a osteoporose 
consiste em administrar aos pacientes uma dieta contendo sais 
de estrôncio e acompanhar a taxa de absorção do mesmo pelo 
organismo. O estrôncio tem a capacidade de substituir o cálcio 
em seus compostos. A partir da estrutura atômica dos dois 
elementos, explique por que o estrôncio pode ser utilizado no 
lugar do cálcio. 
07. (Cesgranrio-RJ) O elemento manganês não ocorre 
livre na natureza e, combinado, encontra-se na forma de uma 
variedade de minerais, como pirolusita (MnO2), manganita 
(MnO3.H2O), ausmanita (Mn3O4) e outros. Extraído dos seus 
minerais, pode ser empregado em ligas de aço (britadores, 
agulhas e cruzamentos ferroviários), ligas de baixo coeficiente 
térmico (bobinas de resistência), etc. A respeito desse 
elemento químico, é correto afirmar que: 
Dado: Mn (Z = 25). 
(A) é líquido em condições ambientais. 
(B) se trata de um ametal. 
(B) se trata de um metal alcalino terroso. 
(D) os seus átomos possuem dois elétrons no subnível de 
maior energia. 
(E) os seus átomos possuem dois elétrons na camada de 
valência. 
08. (UCDB-MT) Os elementos xA, x+1B e x+2C pertencem a 
um mesmo período da tabela periódica. Se B é um halogênio, 
pode-se afirmar que: 
(A) A tem 5 elétrons no último nível e B tem 6 elétrons no 
último nível. 
(B) A tem 6 elétrons no último nível e C tem 2 elétrons no 
último nível. 
(C) A é um calcogênio e C é um gás nobre. 
(D) A é um metal alcalino e C é um gás nobre. 
(E) A é um metal e C é um não metal. 
09. (UFPA) Um átomo, cujo número atômico é 18, está 
classificado na Tabela Periódica como: 
(A) metal alcalino 
(B) metal alcalino terroso 
(C) metal terroso 
(D) ametal 
(E) gás nobre 
 
10. (Unaerp) O fenômeno da supercondução de 
eletricidade, descoberto em 1911, voltou a ser objeto da 
atenção do mundo científico com a constatação de Bednorz e 
Müller de que materiais cerâmicos podem exibir esse tipo de 
comportamento, valendo um prêmio Nobel a esses dois físicos 
em 1987. Um dos elementos químicos mais importantes na 
formulação da cerâmica supercondutora é o ítrio: 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d1 
 
O número de camadas e o número de elétrons mais 
energéticos para o ítrio, serão, respectivamente: 
 
(A) 4 e 1 
(B) 5 e 1 
(C) 4 e 2 
(D) 5 e 3 
(E) 4 e 3 
 
Respostas 
 
01. Alternativa A 
Uma vez que o número atômico aumenta, aumenta 
também o ponto de fusão. 
 
02. Alternativa C 
Na tabela periódica atual (moderna) os elementos são 
classificados de acordo com a ordem crescente de seu número 
atômico (Z). 
 
03. Alternativa E 
De acordo com a distribuição eletrônica no diagrama de 
Pauling de 18 elétrons é: 
 
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 
 
A distribuição em camadas é: K=2; L= 8; M 8. 
Observe que esse elemento possui 8 elétrons na última 
camada, então ele é da família 8 A ou 18, que é a dos gases 
nobres. Ao consultar a Tabela Periódica, vemos que se trata do 
gás argônio (Ar). 
 
04. Alternativa D 
Ao observar a Tabela Periódica encontramos o elemento 
Alumínio, cujo número atômico é 13. Mas se não tivermos uma 
Tabela à disposição, basta realizar a distribuição no diagrama 
de Pauling, que indica o período III e a família 3A, ou seja: 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
 
Agora basta somar todos os elétrons distribuídos: 2 + 2 + 6 
+ 2 + 1 = 13. 
 
05. Alternativa B 
Observando a tabela periódica nota-se que os elementos 
Te (Telúrios), S (Enxofre) e Po (Polônio) estão localizados na 
mesma família (16 ou 6 A) que o Se (Selênio). 
 
06. Resposta: 
Cálcio e estrôncio são elementos da mesma família da 
Tabela Periódica, apresentando portanto a mesma 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 14 
distribuição eletrônica na camada de valência e 
consequentemente propriedades químicas semelhantes. 
 
07. Alternativa E 
Por meio da distribuição eletrônica desse elemento, 
descobrimos sua localização na Tabela e conseguimos 
solucionar a questão. Veja: 
 
Mn (Z = 25) → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 
 
a) O manganês é sólido em temperatura ambiente, porque 
como mostra o próximo item, ele é um metal. 
b) Ele é um metal da família 7 ou VII B, pois a soma dos 
elétrons mais energéticos com os mais externos é: 4s2 3d5.). 
c) O manganês é um elemento de transição externa, porque 
ele possui o orbital d incompleto. 
d) O átomo de manganês possui 5 elétrons no subnível de 
maior energia: 3d5. 
e) Correta. Os seus átomos possuem dois elétrons na 
camada de valência, que é a camada mais externa: 4s2. 
 
08. Alternativa C 
Se B é um halogênio(família 17 ou VII-A), então A está uma 
“casa” atrás e C está uma “casa” à frente dele na Tabela 
periódica, sendo assim, A é um calcogênio (família 16 ou VI-A) 
e C é um gás nobre (família 18 ou VIII-A). 
 
09. Alternativa E 
A distribuição eletrônica no diagrama de Pauling de 18 
elétrons é dada por: 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
 
A distribuição em camadas é: 2 – 8 – 8. 
 
Observe que esse elemento possui 8 elétrons na última 
camada, então ele é da família 8 A ou 18, que é a dos gases 
nobres. 
Ao olhar na Tabela Periódica, vemos que se trata do gás 
argônio (Ar). 
 
10. Alternativa B 
Pela distribuição eletrônica mostrada no enunciado 
(1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d10 4p6 5s2 4d1), vemos que os elétrons 
foram distribuídos até a camada 5 (5s2). Visto que essa 
distribuição já está na ordem energética crescente, o subnível 
mais energético é o 4d que possui 1 elétron. 
 
 
 
Radioatividade 
 
Radioatividade (ou radiatividade) é a propriedade de 
determinados tipos de elementos químicos radioativos 
emitirem radiações, um fenômeno que acontece de forma 
natural ou artificial. A radioatividade natural ou espontânea 
ocorre através dos elementos radioativos encontrados na 
natureza (na crosta terrestre, atmosfera, etc.). Já a 
radioatividade artificial ocorre quando há uma transformação 
nuclear, através da união de átomos ou da fissão nuclear. A 
fissão nuclear é um processo observado em usinas nucleares 
ou em bombas atômicas. 
Em 1896, o francês Henri Becquerel percebeu que um sal 
de urânio era capaz de sensibilizar um filme fotográfico, 
mesmo quando este era recoberto com papel preto ou até 
mesmo por lâminas metálicas finas. Becquerel, o descobridor 
do urânio, percebeu que esse material emitia radiações 
semelhantes aos raios X, e essa propriedade ele chamou 
radioatividade. 
Em 1897, Marie Sklodowska Curie (1867-1934) 
demonstrou que a intensidade da radiação é proporcional à 
quantidade de urânio na amostra e concluiu que a 
radioatividade é um fenômeno atômico. 
Nesse mesmo ano, Ernest Rutherford criou uma 
aparelhagem para estudar a ação de um campo 
eletromagnético sobre as radiações: 
 
 
O esquema mostra o comportamento das radiações α, β e γ 
em um campo eletromagnético. 
 
Rutherford concluiu que, como os raios alfa (α) e beta (β) 
sofrem desvio no campo magnético, logo devem apresentar 
carga elétrica, ao passo que os raios gama (γ) não devem 
apresentar carga. Os raios β são atraídos pela placa positiva; 
devem, portanto, ter carga negativa. Com o mesmo raciocínio 
pode-se deduzir que os raios α têm carga positiva. 
Os tipos de radiação que um elemento pode emanar são 
divididos, primeiramente, em duas formas: partículas ou 
ondas. Partículas possuem massa e ondas são apenas energia. 
Isso é devido aos elementos que compõem esses tipos de 
radiação. Na categoria das partículas, duas são as mais 
comuns: alfa e beta. 
 
 Partículas α (alfa): são partículas formadas por 2 prótons 
e 2 nêutrons − a mesma composição do Hélio – que são 
liberadas por elementos radioativos para fora de seu núcleo. 
Quando um átomo libera 2 prótons, muda seu número atômico 
e transforma-se em um novo elemento, além de diminuir sua 
massa atômica em 4. Esse processo irá se repetir até que o 
núcleo do átomo esteja suficientemente estável, 
transformando-se em um elemento que não é radioativo 
 
- Partículas β (beta): são elétrons disparados para fora do 
átomo, em forma de radiação, quando um próton se 
transforma em nêutron ou vice-versa. Com a conversão de um 
próton em nêutron há a mudança do seu número atômico e, 
consequentemente, a transformação em outro elemento 
menos radiativo. Quando o núcleo possui menos nêutrons do 
que deveria para ser estável, pode transformá-lo em um 
próton ou mudar a relação n/p e diminuir a instabilidade 
nuclear até alcançar um elemento não radioativo. Um átomo 
instável irá liberar partículas alfa ou beta como radiação, mas 
isso não é a única coisa emitida por um elemento radioativo. 
Em qualquer um dos casos será emitido um terceiro tipo de 
radiação. 
 
 Raios γ (gama): este tipo de radiação não possui massa, é 
uma onda eletromagnética, como muitos outros tipos de 
radiação, e é resultante do decaimento radioativo (liberação 
de partículas alfa ou beta). Em outras palavras, quando um 
átomo dispara uma partícula alfa ou beta, ainda continua 
instável, pois a emissão da partícula não foi suficiente para 
estabilizar o átomo. Esta instabilidade é reduzida pela emissão 
de raios gama, ou seja, energia pura. 
As partículas alfa, como são formadas por um 
agrupamento de partículas, têm uma dimensão maior 
impedindo que ela atravesse mesmo materiais finos. As 
partículas beta conseguem atravessar materiais como o papel, 
3. Radioatividade. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 15 
mas são detidas pelo alumínio. E apenas as partículas gama 
conseguem atravessar boa parte dos materiais, mas não 
aqueles muito densos como o chumbo, por exemplo. 
 
Para uma melhor compreensão segueo quadro abaixo: 
 
 
 
Benefícios da radioatividade 
A radioatividade tem vários benefícios para o ser humano. 
Entre eles é importante realçar a sua utilização na produção de 
energia, na esterilização de materiais médicos, no diagnóstico 
de doenças e no controle do câncer, através da radioterapia. 
Em alguns alimentos, mais concretamente nas frutas, a 
radiação iônica emitida sobre elas, permite que a sua 
durabilidade aumente. Essa radiação não altera o sabor e as 
qualidades nutritivas dos alimentos. 
 
Leis da Radioatividade 
 
1ª Lei: Lei de Soddy 
A primeira lei da radioatividade, também conhecida como 
primeira lei de Soddy, tem relação com o decaimento alfa. Veja 
o que essa lei diz: 
 “Quando um átomo sofre um decaimento alfa (α), o seu 
número atômico (Z) diminui duas unidades e o seu número de 
massa (A) diminui quatro unidades”. 
 
Genericamente, podemos representar essa lei pela 
seguinte equação: 
 
 
Exemplo: 
90Th232→+2α4+88Ra228 
 
228 + 4 = 232 
88 + 2 = 90 
 
2ª Lei: Soddy, Fajans, Russel 
Quando um átomo emite uma partícula β, o seu número 
atômico aumenta de 1 unidade e o seu número de massa 
permanece inalterado. 
 
90Th234 → -1β0 + 91Pa234 
 
Exemplo: 
Dada a equação: 90X204 → xα + yβ + 92Y192 
Determinar x e y 
 
Resolução: 
90X204 → x+2α4 + y-1β0 + 92Y192 
 
Montamos duas equações: 
a) uma para os índices superiores: 
204 = 4x + 0y + 192 
x = 3 
b) uma para os índices inferiores: 
90 = 2x + (-1y) + 92 
90 = 2(3) -1y +92 
y = 8 
 
90X204 → 3+2α4 + 8-1β0 + 92Y192 
 
Isso acontece com todo elemento radioativo que emite 
uma partícula alfa, pois, conforme mostrado no texto emissão 
alfa (α), essa partícula é constituída por dois prótons e dois 
nêutrons — de forma semelhante ao que ocorre com o núcleo 
de um átomo de hélio — e é representada por 2α4. 
 
DECAIMENTO E MEIA-VIDA 
Radioatividade – É a propriedade que os núcleos atômicos 
instáveis possuem de emitir partículas e radiações 
eletromagnéticas para se transformarem em núcleos mais 
estáveis. Para este fenômeno, damos o nome de reação de 
desintegração radioativa, reação de transmutação ou reação 
de decaimento. 
A reação só acaba com a formação de átomos estáveis. 
 
Exemplos: 
U238 sofre decaimento até se transformar em Pb206. 
O tempo que os elementos radioativos levam para ficarem 
estáveis, varia muito. 
Meia-Vida – É o tempo necessário para a metade dos 
isótopos de uma amostra se desintegrar. 
Um conjunto de átomos radioativos pode estar se 
desintegrando neste instante. Outro átomo pode se 
desintegrar daqui há uma hora. Outro, pode desintegrar daqui 
há três meses. 
O U235 é o elemento com meia-vida mais longa. Tem cerca 
de 7, 04.108anos. 
Exemplo de um gráfico de Meia-vida: Atividade x Tempo 
 
Exemplo de decaimento do bismuto- 210 
 
Meia vida é a estimativa de tempo em que metade da massa 
de um isótopohaverá decaído. Um exemplo é a própria técnica 
de datação por Carbono 14. Reforce que a meia vida do isótopo 
radioativo do Carbono, cuja massa é 14, é de cerca de 5700 
anos. Isso quer dizer que a concentração de Carbono 14, após 
5700 anos, cai pela metade. Se esperarmos mais 5700 anos, 
haverá apenas 1/4 de Carbono 14, e assim sucessivamente. O 
tempo de meia vida depende diretamente do quão instável é o 
elemento e as variações são muito acentuadas, tendo elemento 
cuja meia vida pode ser de alguns minutos (isótopo iodo-131) 
e elemento cuja meia vida pode ser de até milhões de anos 
(Urânio 238). É importante enfatizar que meia vida não é a 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 16 
metade do tempo que o elemento radioativo leva para decair e 
desintegrar-se. O nome deste fenômeno é vida-média, este sim 
determina o tempo necessário para a transmutação do 
elemento radioativo. 
 
EFEITOS DA RADIOATIVIDADE NOS ORGANISMOS 
Os efeitos da radioatividade no ser humano dependem da 
quantidade acumulada no organismo e do tipo de radiação. A 
radioatividade é inofensiva para a vida humana em pequenas 
doses, mas, se a dose for excessiva, pode provocar lesões no 
sistema nervoso, no aparelho gastrintestinal, na medula óssea, 
etc., Muitas vezes pode levar a morte (em poucos dias ou num 
espaço de dez a quarenta anos, através de leucemia ou outro 
tipo de câncer). 
Estar em contato com a radiação é algo sutil e impossível 
de ser percebido imediatamente, já que no momento do 
impacto não ocorre dor ou lesão visível. 
A radiação ataca as células do corpo, fazendo com que os 
átomos que compõem as células sofram alterações em sua 
estrutura. As ligações químicas podem ser alteradas, afetando 
o funcionamento das células. Isso provoca, com o tempo, 
consequências biológicas no funcionamento do organismo 
como um todo; algumas consequências podem ser percebidas 
a curto prazo, outras a longo prazo. Às vezes vão apresentar 
problemas somente os descendentes (filhos, netos) da pessoa 
que sofreu alguma alteração genética induzida pela 
radioatividade. 
 
Séries radioativas 
A tabela a seguir indica a meia-vida de alguns isótopos 
radioativos 
 
O período de semidesintegração é aproximadamente 70% 
do valor da vida média (Vm): 
P ≅ 0,7 Vm 
 
Fissão nucelar 
A descoberta da reação de fissão nuclear ocorreu devido 
aos trabalhos de Enrico Ferni, Otto Hahn e Lise Meitner. A 
fissão nuclear é uma reação que ocorre no núcleo de um 
átomo. Geralmente o núcleo pesado é atingido por um nêutron, 
que, após a colisão, libera uma imensa quantidade de energia. 
No processo de fissão de um átomo, a cada colisão são 
liberados novos nêutrons. Os novos nêutrons irão colidir com 
novos núcleos, provocando a fissão sucessiva de outros 
núcleos e estabelecendo, então, uma reação que denominamos 
reação em cadeia. 
Um parâmetro importante para analisar a estabilidade de 
um núcleo é a razão entre o número de prótons e o número de 
nêutrons. Por um lado, a falta de nêutrons pode tornar a 
distância entre prótons tão pequena que a repulsão se torna 
inevitável, resultando na fissão do núcleo. Por outro lado, 
como a força nuclear é de curto alcance, o excesso de nêutrons 
pode acarretar uma superfície de repulsão eletromagnética 
insustentável, que também resultaria na fissão do núcleo. 
Assim, um dos principais fatores para a estabilidade do núcleo 
é que tenhamos N = Z. 
Quando o isótopo urânio-235 (235U) recebe um nêutron, 
ele passa para um estado excitado que corresponde ao urânio-
236 (236U). Pouco tempo depois esse novo núcleo excitado se 
 
4 Sardella, A.; Química – São Paulo, 2003. Editora Ática. 
rompe em dois novos elementos. Esse rompimento, além de 
liberar novos nêutrons, libera uma grande quantidade de 
energia. 
Os nêutrons provenientes do rompimento do núcleo 
excitado vão encontrar novos núcleos, gerando, portanto, uma 
reação em cadeia. A fim de que os novos nêutrons liberados 
encontrem novos núcleos, para assim manter a reação em 
cadeia, após a fissão do núcleo de urânio, deve-se ter uma 
grande quantidade de urânio-235. Como a concentração de 
urânio-235 no mineral urânio é pouca, obtém-se o urânio 235 
em grande escala através do processo de enriquecimento do 
urânio. 
 
A fissão nuclear de um átomo de urânio libera grande 
quantidade de energia, cerca de 200 Mev. Se for descontrolada, 
a reação será explosiva – é o que acontece com as bombas 
atômicas. 
 
Fusão Nuclear 
Praticamente toda energia que a Terra recebe diariamente 
é proveniente do Sol, que libera energia por reações 
termonucleares. 
As temperaturas elevadas no centro do Sol fornecem a 
energia necessária para que átomos de hidrogênio (H) se 
unam, num processo chamado fusão nuclear. 
 
 
 
Cinética Radioativa4 
 
Esta parte da Química nuclear nos mostra a diferença do 
tempo de desintegração entre os elementos, enquanto alguns 
se desintegram lentamente, outros se desintegram de maneira 
rápida. As seguintes fórmulas são as bases para determinar as 
grandezas desse estudo. 
 
- Velocidade de desintegração; é o número de átomos de 
um material radioativo que se desintegram em determinado 
tempo: 
v = -∆n/∆t 
 
Sua unidade de medida é chamada de desintegrações por 
segundo (dps), ou becquerel (Bq) 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 17 
- Constante radioativa; comprova-se experimentalmente 
que a velocidade de desintegração é proporcional ao número 
de átomos radioativos de um material radioativo: 
v = C . n 
Onde C é a constante de proporcionalidade chamada de 
constante radioativa. E para ∆t = 1, temos: 
C = -∆n/n 
 - Intensidade radioativa; é o número de radiações alfa ou 
beta emitidas por um material radioativo na unidade de 
tempo: 
i = C . n 
- Vida média; é a média aritmética dos tempos de vida de 
todos os átomos radioativos de um material radioativo. A vida 
média é o inverso da constante radioativa: 
Vm = 1/C 
Não é possível prever a duração de vida de determinado 
átomo, mas pode-se conhecer o tempo estatístico de sua 
duração. 
 
Uso da energia nuclear e suas implicações ambientais 
A Energia nuclear é aquela gerada a partir da quebra dos 
átomos de determinados elementos químicos, sendo o urânio 
o mais utilizado na atualidade. O processo de produção de 
energia ocorre nas Usinas Nucleares. De acordo com dados 
atuais, cerca de 15% da energia gerada no mundo é 
proveniente destas usinas nucleares. 
Uma das vantagens da usina nuclear é a produção de uma 
energia mais limpa, já que 10 g de urânio é o suficiente para 
produzir a mesma quantidade de energia de 700 kg de 
petróleo e 1.200 kg de carvão. Outra vantagem das usinas 
nucleares é que não emitem gases, e não contribuem para o 
aquecimento global. 
As desvantagens apresentadas são a respeito do lixo 
radioativo, uma vez que a energia elétrica produzida é por 
intermédio do processo de fissão nuclear, e não pode ser 
deixado exposto devido à radiação, o que causaria problemas 
na fauna e flora da região. O lixo radioativo deve ser muito bem 
acondicionado, pois pode demorar centenas de anos para 
perder suas propriedades radioativas. 
Um outro fator de risco a ser considerado é a possibilidade 
de explosão da usina nuclear. O processo de fissão resulta em 
um alto aquecimento do urânio, e caso não seja controlado 
pode causar fusão do reator causando acidente nuclear de 
grandes proporções como as que acontecerem em Chernobyl 
na Ucrânia, e Fukushima no Japão. 
 
Questões 
 
01. (UFRB- QUÍMICO- FUNRIO) Becquerel, o descobridor 
do urânio, observou em seus experimentos que diversos 
materiais emitiam raios com propriedades semelhantes às dos 
raios x, e essa propriedade ele denominouradioatividade. O 
estudo das partículas e radiações foi feito por Rutherford, que 
observou que elas apresentavam diferentes penetrações. 
Dessa forma, dentre as partículas e radiações, qual apresenta 
maior capacidade de penetração? 
(A) é – elétron. 
(B)p – próton. 
(C)α – alfa. 
(D)β – beta. 
(E)γ – gama. 
 
02. (PETROBRAS-TÉCNICO QUÍMICO DE PETRÓLEO 
JÚNIOR) 
O espectro eletromagnético é dividido em regiões onde se 
agrupam ondas eletromagnéticas em faixas de energia 
específicas. Não faz parte do espectro eletromagnético a(s) 
(A)radiação alfa 
(B) radiação gama 
(C)luz visível 
(D)ondas de rádio 
(E)micro-ondas 
 
03. (Unicamp-SP) Em 1946 a Química forneceu as bases 
científicas para a datação de artefatos arqueológicos, usando o 
14C. Esse isótopo é produzido na atmosfera pela ação da 
radiação cósmica sobre o nitrogênio, sendo posteriormente 
transformado em dióxido de carbono. Os vegetais absorvem o 
dióxido de carbono e, através da cadeia alimentar, a proporção 
de 14C nos organismos vivos mantém-se constante. Quando o 
organismo morre, a proporção de 14C nele presente diminui, 
já que, em função do tempo, se transforma novamente em 14N. 
Sabe-se que, a cada período de 5730 anos, a quantidade de 14C 
reduz-se à metade. 
A) Qual o nome do processo natural pelo qual os vegetais 
incorporam o carbono? 
B) Poderia um artefato de madeira, cujo teor determinado 
de 14C corresponde a 25% daquele presente nos organismos 
vivos, ser oriundo de uma árvore cortada no período do Antigo 
Egito (3200 a.C. a 2300 a.C.)? Justifique. 
C) Se o 14C e o 14N são elementos diferentes que possuem 
o mesmo número de massa, aponte uma característica que os 
distingue. 
 
04. (Fuvest-SP) Para diagnósticos de anomalias da 
glândula tireoide, por cintilografia, deve ser introduzido, no 
paciente, iodeto de sódio, em que o ânion iodeto é proveniente 
de um radioisótopo do iodo (número atômico 53 e número de 
massa 131). A meia-vida efetiva desse isótopo (tempo que 
decorre para que metade da quantidade do isótopo deixe de 
estar presente na glândula) é de aproximadamente 5 dias. 
A) O radioisótopo em questão emite radiação β–. O 
elemento formado nessa emissão é 52Te, 127I ou 54Xe? 
Justifique. Escreva a equação nuclear correspondente. 
B) Suponha que a quantidade inicial do isótopo na glândula 
(no tempo zero) seja de 1,000 μg e se reduza, após certo tempo, 
para 0,125 μg. Com base nessas informações, trace a curva que 
dá a quantidade do radioisótopo na glândula em função do 
tempo, utilizando o quadriculado a seguir e colocando os 
valores nas coordenadas adequadamente escolhidas. 
 
05. (Vunesp) A Tomografia PET permite obter imagens do 
corpo humano com maiores detalhes, e menor exposição à 
radiação, do que as técnicas tomográficas atualmente em uso. 
A técnica PET utiliza compostos marcados com 11C. Este 
isótopo emite um pósitron, 0β, formando um novo núcleo, em 
um processo com tempo de meia-vida de 20,4 minutos. O 
pósitron emitido captura rapidamente um elétron, 0β, e se 
aniquila, emitindo energia na forma de radiação gama. 
A) Escreva a equação nuclear balanceada que representa a 
reação que leva à emissão do pósition. O núcleo formado no 
processo é do elemento B (Z = 5), C (Z = 6), N (Z = 7) ou O (Z = 
8)? 
B) Determine por quanto tempo uma amostra de 11C pode 
ser usada, até que sua atividade radioativa se reduza a 25% de 
seu valor inicial. 
 
06. (Unicamp-SP) Entre o doping e o desempenho do 
atleta, quais são os limites? 
Um certo “bloqueador”, usado no tratamento de asma, é 
uma das substâncias proibidas pelo Comitê Olímpico 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 18 
Internacional (COI), já que provoca um aumento de massa 
muscular e diminuição de gordura. A concentração dessa 
substância no organismo pode ser monitorada através da 
análise de amostras de urina coletadas ao longo do tempo de 
uma investigação. 
O gráfico mostra a quantidade do “bloqueador” contida em 
amostras da urina de um indivíduo, coletadas periodicamente 
durante 90 horas após a ingestão da substância. Este 
comportamento é válido também para além das 90 horas. Na 
escala de quantidade, o valor 100 deve ser entendido como 
sendo a quantidade observada num tempo inicial considerado 
arbitrariamente zero. 
 
 
A) Depois de quanto tempo a quantidade eliminada 
corresponderá a 1/4 do valor inicial, ou seja, duas meias vidas 
de residência da substância no organismo? 
B) Suponha que o doping para esta substância seja 
considerado positivo para valores acima de 1,0 x 10-6 g/mL de 
urina (1 micrograma por mililitro) no momento da 
competição. Numa amostra coletada 120 horas após a 
competição, foram encontrados 15 microgramas de 
“bloqueador” em 150 mL de urina de um atleta. Se o teste fosse 
realizado em amostra coletada logo após a competição, o 
resultado seria positivo ou negativo? 
Justifique. 
 
07. (U. E. Maringá-PR) Sobre as representações químicas 
a seguir, assinale o que for correto. 
 
 
 
01) Representam o mesmo elemento químico. 
02) Contêm o mesmo número de prótons e nêutrons. 
04) Se representassem um mesmo elemento químico e 
fossem encontrados na natureza na proporção de 80% — 10% 
— 10%, respectivamente, a massa atômica desse elemento 
seria 24,3. 
08) Se o elemento X pudesse formar um composto com o 
ânion nitrato, ele seria representado por XNO3. 
16) O elemento X pode ser transformado em Y pela 
emissão de uma partícula β. 
 
08. (Unicamp-SP) Em 1946 a Química forneceu as bases 
científicas para a datação de artefatos arqueológicos, usando o 
14C. Esse isótopo é produzido na atmosfera pela ação da 
radiação cósmica sobre o nitrogênio, sendo posteriormente 
transformado em dióxido de carbono. Os vegetais absorvem o 
dióxido de carbono e, através da cadeia alimentar, a proporção 
de 14C nos organismos vivos mantém-se constante. Quando o 
organismo morre, a proporção de 14C nele presente diminui, 
já que, em função do tempo, se transforma novamente em 14N. 
Sabe-se que, a cada período de 5730 anos, a quantidade de 14C 
reduz-se à metade. 
A) Qual o nome do processo natural pelo qual os vegetais 
incorporam o carbono? 
B) Poderia um artefato de madeira, cujo teor determinado 
de 14C corresponde a 25% daquele presente nos organismos 
vivos, ser oriundo de uma árvore cortada no período do Antigo 
Egito (3200 a.C. a 2300 a.C.)? Justifique. 
C) Se o 14C e o 14N são elementos diferentes que possuem 
o mesmo número de massa, aponte uma característica que os 
distingue. 
 
09. (Vunesp) Os radioisótopos são isótopos radioativos 
usados no tratamento de doenças. Várias espécies de terapias 
para câncer utilizam radiação para destruir células malignas. 
O decaimento radioativo é discutido, normalmente, em termos 
de meia-vida, t1/2, o tempo necessário para que metade do 
número inicial dos nuclídeos se desintegre. Partindo-se de 
32,0g do isótopo 53 I131, e sabendo que seu tempo de meia-vida 
é 8 dias, 
A) determine quantas meias-vidas são necessárias para 
que a massa original de iodo se reduza a 8,0g, e quantos 
gramas de iodo terão sofrido desintegração após 24 dias; 
B) qual o tempo transcorrido para que a massa original de 
iodo seja reduzida a 1,0g. 
 
10. O radioisótopo 222 Rn 86, por uma série de 
desintegrações, transforma-se no isótopo do 82Pb206. 
Determine o número de partículas alfa e o número de 
partículas beta envolvidas nessas transformações. 
(A) 2 partículas alfa e 2 partículas beta 
(B) 2 partículas alfa e 4 partículas beta 
(C)4 partículas alfa e 3 partículas beta 
(D) 4 partículas alfa e 4 partículas beta 
(E)3 partículas alfa e 3 partículas beta 
 
Respostas 
01 Resposta: E 
Fazendo-se um comparativo entre as velocidades das 
partículas: A partícula Alfa é a mais lenta, apesar de ser mais 
energética, e atinge uma velocidade de 20.000 km/s 
A partícula Beta pode atingir uma velocidade de até95% 
da velocidade da luz. 
A partícula Gama atinge a velocidade das ondas 
eletromagnéticas (300.000 km/s), portanto tem maio 
capacidade de penetração e ainda conseguem atravessar boa 
parte dos materiais, 
 
02 Resposta: A 
Por definição, radiação alfa também chamada de partículas 
alfa ou raios alfa, são partículas carregadas por dois prótons e 
dois nêutrons, sendo, portanto, núcleos de hélio. Apresentam 
carga positiva +2 e número de massa 4. Portanto ela pode ser 
considerada somente onda elétrica sem possuir características 
magnéticas. O espectro eletromagnético é composto de ondas 
elétricas e magnéticas se denominando radiação 
eletromagnética. 
 
03 Resposta 
a) O processo natural de incorporação de carbono pelos 
vegetais e a fotossíntese. 
b) Cálculo do número de anos em que a árvore está morta: 
100 x 14C 5730 anos 50% 14C 5730 anos 25% 14C 
Passaram-se 11460 anos. Considerando que estamos no 
ano 2000 d.C., isso corresponde a 
9460 a.C. 
Portanto, a árvore não é oriunda do Antigo Egito (3200 a 
2300 a.C.) 
c) As espécies diferem no número de prótons 14 6C 14 7N 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 19 
04 Resposta 
a) 13159I → 0–1 B + 13154X 
Portanto o elemento formado será o 54Xe 
b) A curva será 
 
 
 
05 Resposta 
a) 11 6C → 11 5B + 0 1B 
 
 20,4 min 20,4 min 
b) 100% 50% 25% 
 
O tempo total decorrido é 40,8 minutos 
 
06 Resposta 
a) 60 horas 
b) 1,6 • 10–6 g “β-bloqueador” • Positivo ml urina 
 
07 Resposta 
01 + 04 = 05 
 
08 Resposta 
a) O processo natural de incorporação de carbono pelos 
vegetais e a fotossíntese. 
b) Cálculo do número de anos em que a árvore está morta: 
100 x 14C 5730 anos 50% 14C 5730 anos 25% 14C 
Passaram-se 11460 anos. Considerando que estamos no 
ano 2000 d.C., isso corresponde a 9460 a.C. 
Portanto, a árvore não é oriunda do Antigo Egito (3200 a 
2300 a.C.) 
c) As espécies diferem no número de prótons 6C14 7N 14 
 
09 Resposta 
a) Após 3 meias-vidas (24 dias) restaram 4,0g de 53I131; 
logo terão sofrido desintegração 28,0g. 
b) O tempo transcorrido para que a massa original seja 
reduzida a 1,0g é de 5 meias-vidas, ou seja, 40 dias 
 
10 Resposta; D 
 
86222Rn → 82206Pb 
O número de massa diminui 16 unidades. Como cada 
radiação alfa significa uma diminuição no número de massa 
em 4 unidades, temos que foram emitidas 4 partículas alfa, 
pois 4 . 4 = 16. Nesse momento, significou que ele perdeu 
também 2 unidades no número atômico para cada partícula 
alfa, dando um total de 8 e ficando com o número atômico igual 
a 78 (86 – 8). 
Para cada partícula beta emitida, o elemento ganha 1 
unidade no número atômico. Como ele está com 78 e precisa 
atingir o número atômico igual a 82, ele emitiu 4 partículas 
beta. 
 
 
 
 
 
 
Ligações Químicas Interatômicas 
 
Se átomos de um mesmo elemento ou de elementos 
diferentes não tivessem a capacidade de se combinarem uns 
com os outros, certamente não encontraríamos na natureza 
uma grande variedade de substâncias. Há diferentes maneiras 
pelas quais os átomos podem se combinar, como, por exemplo, 
mediante o ganho ou a perda de elétrons, ou pelo 
compartilhamento de elétrons dos níveis de valência. 
Alguns poucos elementos, como os da família dos gases 
nobres (família 0 ou VIIIA), aparecem na forma de átomos 
isolados. Esses elementos apresentam oito elétrons na camada 
de valência. O hélio (He) é a única exceção: ele apresenta 
apenas uma camada com dois elétrons. 
Em 1916, os cientistas Lewis e Kossel associaram esses 
dois fatos, ou seja, a tendência de elementos com oito elétrons 
na camada de valência aparecerem isoladamente, com a 
tendência que os elementos manifestam de perder, ganhar ou 
compartilhar elétrons. A partir dessa associação, propuseram 
uma teoria para explicar as ligações químicas entre os 
elementos: 
 
 
 
Essa teoria é aplicada principalmente para os elementos 
representativos (família A), sendo que os elementos de 
transição (família B) não seguem obrigatoriamente esse 
modelo. Embora existam muitas exceções a essa regra, ela 
continua sendo utilizada por se prestar muito bem como 
introdução ao conceito de ligação química e por explicar a 
formação da maioria das substâncias encontradas na natureza. 
 
Estabilidade dos gases nobres 
 
De todos os elementos químicos conhecidos, apenas 6, os 
gases nobres ou raros, são encontrados na natureza na forma 
de átomos isolados. Os demais se encontram sempre ligados 
uns aos outros, de diversas maneiras, nas mais diversas 
combinações. Eles são encontrados na natureza na forma de 
átomos isolados porque eles têm a última camada da 
eletrosfera completa, ou seja, com 8 elétrons. Mesmo o hélio, 
com 2 elétrons, está completo porque o nível K só permite, no 
máximo, 2 elétrons. 
 
Regra do Octeto – Os elementos químicos devem sempre 
conter 8 elétrons na última camada eletrônica ou camada de 
valência. Na camada K pode haver no máximo 2 elétrons. Desta 
forma os átomos ficam estáveis, com a configuração idêntica à 
dos gases nobres. 
 
4. Ligação química: 4.1 
Ligação iônica; 4.2 Ligação 
covalente; 4.3 Ligação 
metálica; 4.4 Polaridade das 
ligações e das moléculas; 4.5 
Forças intermoleculares; 4.6 
Geometria molecular. 
 
Teoria do octeto: um grande número de átomos 
adquire estabilidade eletrônica quando apresenta oito 
elétrons na sua camada mais externa. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 20 
 
 
Essa estabilidade deve-se ao fato de que possuem a última 
camada completa, ou seja, com o número máximo de elétrons 
que essa camada pode conter, enquanto última. Os átomos dos 
demais elementos químicos, para ficarem estáveis, devem 
adquirir, através das ligações químicas, eletrosferas iguais às 
dos gases nobres. 
 
Ligações Interatômicas 
As ligações entre átomos são feitas de várias formas, mais 
sempre envolvendo a camada mais externa (camada de 
valência). Isso indica que são os elétrons do último nível que 
participam das ligações. 
Estudaremos os seguintes tipos: 
-Ligações iônicas 
-Ligações covalente 
-Ligação covalente dativa (também conhecida por ligação 
coordenada) 
-Ligação metálica 
 
Ligação iônica 
 
Em uma ligação iônica (também conhecida como ligação 
eletrovalente) ocorre transferência definitiva de elétrons, o 
que acarreta a formação de íons positivos (cátions) ou 
negativos (ânions), os quais originam compostos iônicos. 
Como todos os íons apresentam excesso de cargas elétricas 
positivas ou negativas, eles sempre terão polos. 
Podemos visualizar a formação de uma ligação iônica típica 
entre dois átomos hipotéticos, M (um metal) e X (um não-
metal), da seguinte maneira: como M é um metal, sua energia 
de ionização é baixa, isto é, é necessária pouca energia para 
remover um elétron do átomo. A perda de um elétron por um 
átomo isolado (gasoso) M leva à formação de um íon positivo 
ou cátion. 
 
 
 
 
Por outro lado, como X é um átomo de um não-metal, o 
valor de sua afinidade eletrônica é negativo, portanto, possui 
uma grande tendência em ganhar elétrons e formar um ânion. 
 
Regra para montar a fórmula de um composto iônico. 
 
5 Usberco, J.; Salvador, E. 2002. Química. Editora Saraiva. 
No cloreto de magnésio existem dois íons, o cloreto (Cl) 
com número de oxidação -1 e o magnésio (Mg) com número de 
oxidação +2. 
A fórmula será 1 átomo de Mg (nox +2) e 2 átomos de Cl 
(nox -1). 
 
 
 
Determinação da fórmula iônica5 
A fórmula correta de um composto iônico nos mostra a 
mínima proporção entre os íons que se unem de modo a 
formar um sistema eletricamente neutro. Para que isso ocorra, 
é necessário que o número de elétrons cedidos sejaigual ao 
número de elétrons recebidos. 
Uma maneira prática de determinar a quantidade 
necessária de cada íon para escrever a fórmula iônica é por 
exemplo: 
 
Formação do cloreto de sódio (sal de cozinha), a partir do 
sódio e do cloro. 
 
O Sódio: Na (Z = 11) = 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 ou 2 – 8 – 1 
O Cloro: Cl (Z = 17) = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2,3p5 ou 2 – 8 – 7 
 
 
 
Características e propriedades dos compostos iônicos: 
-Rígidos; 
-Duros e quebradiços 
-Solúveis em solventes polares; 
-Maus condutores de eletricidade no estado sólido; 
-Elevadas temperaturas de fusão e ebulição. 
 
Substâncias iônicas 
As substâncias iônicas são aquelas que apresentam pelo 
menos uma ligação iônica entre seus componentes. Entre estes 
compostos temos, por exemplo os cloretos (Ex.: NaCl - sal de 
cozinha), nitratos (NaNO3), sulfatos (Na2SO4), carbonatos 
(CaCO3), etc. 
 
6Cloretos: 
Por conta de sua distribuição eletrônica (1s22s22p63s23p5), 
o Cloro está classificado como um membro da família 7A da 
tabela periódica, ou seja, ele possui 7 elétrons na camada de 
valência, logo ele é da família dos halogênios. Seguindo a regra 
do octeto o Cloro precisa de mais um elétron para poder 
atingir a estabilidade de um gás nobre, portanto ele tem uma 
necessidade de se ligar a outro átomo para poder atingir essa 
estabilidade. Para essa necessidade que ele tem de se ligar a 
outro elemento damos o nome de NOX, que é um valor que 
expressa a tendência de um átomo de fazer uma ligação 
química. O NOX do cloro é -1, que representa que ele precisa 
“ganhar” um elétron para se estabilizar. O íon de cloro é 
representado por Cl-, e o seu nome é Cloreto, onde ele é um 
ânion que participa da formação de muitos sais. 
De modo que um sal inorgânico se forme, é necessário que 
o cloreto se ligue a um cátion metálico. Para isso ocorrer o 
número de cargas positivas deverá ser exatamente o mesmo 
do que o de cargas negativas, ou seja, o NOX desse cátion deve 
ser igual a quantidade de cloretos da molécula desse sal. Um 
exemplo clássico é o Cloreto de Sódio (Sal de Cozinha), sua 
fórmula molecular é NaCl, repare que essa molécula não possui 
carga logo, ela está estável, pois o NOX do Sódio é +1 e o do 
6 http://www.infoescola.com/ 
Metais – 1 a 3 elétrons na última camada; tendência a perder 
elétrons e formar cátions. Elementos mais eletropositivos ou 
menos eletronegativos. 
Não-Metais – 5 a 7 elétrons na última camada; tendência a 
ganhar elétrons e formar ânions. Elementos mais 
eletronegativos ou menos eletropositivos. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 21 
Cloreto é -1, suas cargas se anulam estabelecendo uma ligação 
iônica. Outro exemplo é o Cloreto de Cálcio, que possui fórmula 
molecular CaCl2, onde podemos observar que o cálcio possui o 
NOX de +2, logo a necessidade de dois cloretos para estabilizar 
essa molécula. Essa relação entre esses cátions e o cloreto 
também pode ser relacionada com a tabela periódica, onde os 
elementos da família do sódio (1A), tem todos NOX +1, e da 
família do cálcio (2A) tem NOX +2, ou seja eles se ligariam na 
mesma proporção. 
 
Nitratos: 
Os nitratos são compostos inorgânicos que contêm o ânion 
NO3-. O nitrogênio pertence à família 15 (5A) e o oxigênio 
pertence à família 16 (6A), e assim como o resto dos elementos 
de cada um desses grupos eles possuem 5 e 6 elétrons na 
camada de valência, respectivamente. Portanto o Nitrogênio 
necessita de três ligações para se estabilizar e cada átomo de 
oxigênio precisa de duas. 
Assim, no ânion nitrato, o nitrogênio é o elemento central, 
que realiza uma ligação dupla com um dos oxigênios, que fica 
estável, e mais duas ligações simples com os outros dois 
oxigênios. Isso significa que esses dois oxigênios não ficam 
estáveis, precisando ainda receberem mais 1 elétron cada, 
dando um total de carga igual a -2. Porém, visto que o 
nitrogênio faz uma ligação a mais do que poderia fazer, ele doa 
um de seus elétrons, ficando com carga igual a +1. Assim, no 
total, o ânion fica monovalente (- 2 + 1 = -1). Veja abaixo a 
estrutura desse ânion: 
 
Sulfatos7: 
O sulfato trata-se de um átomo de enxofre central ligado a 
quatro átomos de oxigênio por meio de ligações covalentes 
(será explicado mais adiante) e tem a fórmula molecular SO42-
. A substância iônica mais famosa que o íon sulfato faz parte é, 
provavelmente, o H2SO4 (ácido sulfúrico), ele tem importância 
laboratorial, industrial e chega a ser importante até para os 
seres vivos. 
Apesar de existirem ligações covalentes no íon sulfato, 
baixo pode ser compreendido pelo conceito da dissociação, 
como compostos com sulfato pode ser iônicos. No qual é 
apresentada a molécula de sulfato de sódio, se dissociando em 
a água e formando íons. 
 
Como podemos ver o íon sulfato não se dissocia, ele 
permanece na forma de íon. Por isso, mesmo tendo ligações 
covalentes em seu interior, compostos com íon sulfato são 
iônicos. 
 
Carbonatos: 
 
Carbonatos são sais inorgânicos formados pelo ânion CO32-
. A principal característica desse grupo de compostos é a 
insolubilidade em água: todos são insolúveis, com exceção do 
carbonato de amônio (NH4)2CO3 e dos de metais alcalinos (Li, 
Na, K, Rb, Cs e Fr). Podem ser formados a partir da reação de 
ácido carbônico (H2CO3) com óxidos básicos. 
A reação de carbonatos com ácidos tem como produto o 
dióxido de carbono (CO2). Isso ocorre porque o contato com o 
íon H+ torna o carbonato mais instável e sujeito à 
 
7 BARBOSA, Addson; Dicionário de Química, 2° Ed.; AB – Editora, Goiânia, 
2000. 
decomposição, que produz o CO2. Esse processo consiste numa 
efervescência, que acontece, por exemplo, no estômago 
quando um antiácido é ingerido. 
 
Ligação covalente8 
Diferente da ligação iônica, a ligação covalente é 
estabelecida pela capacidade dos átomos de compartilhar 
elétrons e não uma transferência definitiva de deles. Ao 
observar a configuração eletrônica do átomo de cloro por 
exemplo, ele possui número atômico igual a 17 e sua 
distribuição eletrônica por camadas é K=2, L=8, M=7. Como 
sabemos ele precisa de mais um elétron para se tornar estável, 
entretanto existe um composto formado por dois átomos de 
Cloro, o Cl2, como é possível que este composto seja estável se 
os dois átomos de cloro “querem” receber elétrons? Nesse caso 
a estabilidade dessa molécula não é atingida pela transferência 
de elétrons, mas sim pelo compartilhamento como já foi citado. 
 
 
 
 
As substâncias formadas através das ligações covalentes 
apresentam-se como unidades de grandeza limitada, 
denominadas moléculas; por isso a ligação covalente é 
também denominada de ligação molecular. A ligação covalente 
pode ocorrer através de um ou mais pares de elétrons. Cada 
par eletrônico compartilhado entre dois átomos pode ser 
representado, nas fórmulas estruturais, por um traço (-). 
Assim, podemos ter: 
 
 
A ligação covalente e a tabela periódica 
A relação entre a posição na tabela e o número de ligações 
é indicada a seguir: 
 
 
 
Família VIIA (família dos Halogênios) 
Os elementos da família VIIA apresentam 7e- na sua última 
camada (camada de valência). Assim, eles atingem a 
estabilidade ao compartilharem um único par eletrônico 
sendo assim denominados monovalentes. Exemplo: Ligação 
entre dois átomos de cloro (Cl2). 
 
 
 (Uma ligação simples) 
8 Sardella, A.; Química – São Paulo, 2003. Editora Ática. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 22 
Família VIA (família dos Calcogênios) 
Os elementos da família dos calcogênios apresentam 6e- na 
sua camada de valência. Diante disso, eles devem adquirir dois 
pares eletrônicos para alcançar a estabilidade, sendo 
denominados bivalentes. Exemplo:Ligação entre dois átomos 
de oxigênio (O2). 
 
 
(Duas ligações simples = Dupla Ligação) 
Família VA 
Estes elementos apresentam 5e- na sua camada de 
valência, assim devem adquirir a estabilidade ao 
compartilharem três partes eletrônicos (trivalentes). 
Exemplo: Ligação entre dois átomos de Nitrogênio (N2). 
 
(Três ligações simples = Tripla Ligação) 
Família IVA 
Como estes elementos apresentam 4e- na camada de 
valência, eles alcançarão a estabilidades quando 
compartilharem quatro pares eletrônicos (tetravalentes). 
Exemplo: gás metano (CH4) 
 
(Quatro ligações simples) 
Hidrogênio 
O hidrogênio (1s1) para adquirir sua configuração 
eletrônica estável, ele deve ganhar um elétron e compartilhar 
um par eletrônico (Monovalente). Exemplo: Ligação entre dois 
átomos de Hidrogênio (H2). 
 
 
 
Substâncias moleculares 
 
Moléculas são a menor combinação de átomos que 
mantém a composição da matéria inalterada. As substâncias 
moleculares são substâncias formadas por moléculas, ou seja, 
elas não apresentam cargas livres e por isso não conduzem 
bem calor e corrente elétrica. 
Propriedades das substâncias moleculares: 
- Podem ser sólidas (pouco duras e muito quebradiças), 
líquidas ou gasosas à temperatura ambiente; 
- Forças de coesão das moléculas --> fracas e por isso, 
pontos de fusão e de ebulição baixos; 
- Em geral são más condutoras elétricas e térmicas porque 
as moléculas são partículas neutras; 
 
Exemplos: 
 
Hidrogênio (H2) 
O Hidrogênio é um gás inflamável, não tóxico, incolor, 
inodoro e insípido. Sendo o gás de densidade mais baixa 
conhecida, normalmente é transportado em cilindros de aço a 
pressões entre 150 e 200 bar. O H2 pode ser obtido 
industrialmente por alguns métodos como: 
 
A partir do carvão 
 
 Pelo processo Lane 
3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 
 
Por eletrólise 
2H2O → 2H2 + O2 
2NaCI + 2H2O → 2NaOH + H2 + CI2 
 
Oxigênio (O2) 
O oxigênio é um gás incolor, inodoro e, no estado líquido, é 
azul pálido. É o elemento mais abundante na Terra, tanto em 
porcentagem de átomos, como em massa. Está na atmosfera, 
combinado com hidrogênio na hidrosfera e combinado como 
silício, ferro, alumínio e outros elementos na crosta terrestre 
(litosfera). É o comburente das combustões, portanto sem ele 
não há fogo. É obtido industrialmente por liquefação e 
posterior destilação fracionada do ar atmosférico, e igual ao H2 
pode ser obtido pela pela eletrólise da água: 2H2O → 2H2 + O2 
 
Nitrogênio (N2) 
O nitrogênio é um gás, incolor, inodoro, insípido e inerte. 
Ocorre na Terra como o principal constituinte do ar atmosférico 
onde se encontra livre (N2). É difícil encontrar compostos 
inorgânicos do nitrogênio como minerais, pois a maioria é 
solúvel em água. O nitrogênio é encontrado em compostos 
orgânicos em todos os seres vivos, animais e plantas. Certas 
bactérias no solo e raízes de algumas plantas, especialmente os 
legumes, convertem o nitrogênio atmosférico em nitrogênio 
orgânico, que é, então, transformado por outras bactérias em 
nitrato, a forma de nitrogênio mais usada pelas plantas na 
síntese de proteínas. Assim como o O2, o nitrogênio pode ser 
obtido industrialmente por liquefação e posterior destilação 
fracionada do ar atmosférico, e em laboratório é obtido pela 
decomposição do nitrito de amônio (NH4NO2): 
 
 
 
 
Gás cloro (Cl2) 
O cloro é comumente encontrado em alguns produtos 
domésticos. O gás de cloro pode ser pressurizada e/ou 
aquecido para transformar-se num líquido, de modo que ele 
possa ser transportado e armazenado. Quando o cloro líquido 
é liberado, ele rapidamente se transforma em um gás que fica 
perto do chão e se espalha rapidamente. O gás de cloro pode 
ser reconhecido pelo seu odor picante, irritante, que é como o 
odor de alvejante. O cheiro forte pode fornecer um sinal 
adequado para as pessoas que foram expostas. O gás de cloro 
parece ser amarelo esverdeado na cor. O cloro em si não é 
inflamável, mas pode reagir explosivamente ou formar 
compostos explosivos com outros produtos químicos, tais 
como terebintina e amoníaco. 
 
Gás Amoníaco ou Amônia (NH3) 
A amônia ou gás amoníaco (NH3) é uma composto formado 
por um átomo de nitrogênio ligado à três de hidrogênio. É um 
gás incolor, com odor característico, sufocante, e sua inalação, 
em altas concentrações, causa problemas respiratórios. 
Este composto é obtido por um processo famoso chamado 
Haber-Bosch que consiste em reagir nitrogênio e hidrogênio 
em quantidades estequiométricas sob elevada temperatura e 
pressão. É a maneira de obtenção de amônia mais utilizada 
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Conhecimentos Específicos 23 
hoje em dia. Esse processo leva o nome de seus 
desenvolvedores Fritz Haber e Carl Bosch. 
 
Ácido Clorídrico (HCl) 
O ácido clorídrico é formado pelo gás cloreto de hidrogênio 
(HCl) dissolvido em água, numa proporção de cerca de 37% do 
gás. É um ácido inorgânico forte, levemente amarelado, em que 
seus cátions H+ são facilmente ionizáveis. A 18 ºC o grau de 
ionização do ácido clorídrico, isto é, a porcentagem de 
hidrogênios que efetivamente sofrem ionização é de 92,5%. 
Este ácido é muito usado na limpeza e galvanização de 
metais, no curtimento de couros, na obtenção de vários 
produtos, como na produção de tintas, de corantes, na 
formação de haletos orgânicos, é usado também na hidrólise 
de amidos e proteínas pelas indústrias alimentícias e na 
extração do petróleo, dissolvendo as rochas e facilitando o seu 
fluxo até a superfície. Ele pode ser encontrado também no suco 
gástrico do estômago, cuja ação é ajudar na digestão dos 
alimentos. 
 
Gás Metano (CH4) 
O metano (CH4) é um gás que não possui cor (incolor) nem 
cheiro (inodoro). Considerado um dos mais simples 
hidrocarbonetos, possui pouca solubilidade na água e, quando 
adicionado ao ar, torna-se altamente explosivo. 
O gás metano é produzido pela decomposição da matéria 
orgânica. É abundante em aterros sanitários, lixões e 
reservatórios de hidrelétricas, e também pela criação de gado 
(a pecuária representa 16% das emissões mundiais de gases 
de efeito estufa) e cultivo de arroz. Também é resultado da 
produção e distribuição de combustíveis fósseis (gás, petróleo 
e carvão). Se comparado ao CO2, também é mais perigoso: o 
metano é mais eficiente na captura de radiação do que o CO2. 
O impacto comparativo de CH4 sobre a mudança climática é 
mais de 20 vezes maior do que o CO2, isto é, 1 unidade de 
metano equivale a 20 unidades de CO2. 
 
Fórmulas químicas 
 
A representação do número e dos tipos de átomos que 
formam uma molécula é feita por uma fórmula química. 
Existem diferentes tipos de fórmulas: a molecular, a eletrônica 
e a estrutural plana. 
Molecular: é a representação mais simples e indica apenas 
quantos átomos de cada elemento químico formam a molécula. 
 
 
Eletrônica: também conhecida como fórmula de Lewis, 
esse tipo de fórmula mostra, além dos elementos e do número 
de átomos envolvidos, os elétrons da camada de valência de 
cada átomo e a formação dos pares eletrônicos. 
 
Estrutural plana: também conhecida como fórmula 
estrutural, ela mostra as ligações entre os elementos, sendo 
cada par de elétrons entre dois átomos representado por um 
traço. 
 
 
 
Perceba que mais de um par de elétrons pode ser 
compartilhado, formando-se, então, ligações simples, duplas e 
triplas. Veja as fórmulas de algumas moléculas simples: 
 
 
Casos particulares que contrariam a regra do octeto 
Vários compostos estáveis não apresentam oito elétrons 
em torno de um átomo da molécula. Veja alguns elementos que 
não seguem a regra do octeto: 
Berílio (Be): embora classificado como metal alcalino-
terroso, pelo fato de seus dois elétrons da camada de valência 
apresentarem elevadas energias de ionização, forma 
compostos moleculares com duas ligações simples. Assim, 
estabiliza-se com quatro elétrons na camada de valência.Boro (B): forma compostos estáveis através de três 
ligações simples, estabilizando-se com seis elétrons na camada 
de valência. 
Alumínio (Al): como seus elétrons de valência apresentam 
elevadas energias de ionização, o alumínio forma, em alguns 
casos, três ligações simples. Assim, estabiliza-se com seis 
elétrons na camada de valência. 
As explicações anteriores baseiam-se em fatos 
experimentais. Compostos como BF3, BeF2 e AlCl3 apresentam 
TF e TE baixas, quando comparados com compostos iônicos, o 
que evidencia que eles são moleculares. 
 
Ligação Covalente Dativa 
 
A ligação covalente dativa, também chamada de 
coordenada, ocorre quando um dos átomos envolvidos já 
atingiu a estabilidade e um outro átomo ainda precisa de dois 
elétrons para completar sua camada de valência. Essa ligação 
é semelhante à covalente comum, na medida em que existe um 
compartilhamento de um par eletrônico. 
 
 
(Ligação covalente dativa) 
Resumindo: 
A ligação covalente ocorre entre: 
Hidrogênio – Hidrogênio 
Hidrogênio – Não-metal 
Não-metal – Não-metal 
Obs.: Os semimetais também podem ser incluídos. 
 
A Ligação covalente e suas variações alotrópicas 
A alotropia é a propriedade pela qual os átomos de um 
mesmo elemento químico pode originar uma ou mais 
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Conhecimentos Específicos 24 
substâncias simples e diferentes, através do 
compartilhamento de elétrons. 
As variedades alotrópicas dos átomos podem variar devido 
ao: 
 
- Número de átomos que forma cada molécula, isto é, 
sua atomicidade 
 
Exemplo: Oxigênio (O): 
 O elemento oxigênio forma duas variedades alotrópicas: 
uma delas, mais abundante na atmosfera, é o gás oxigênio (O2) 
e a outra, o ozônio (O3) 
 
O2: Cada molécula é formada por 2 átomos dando origem 
ao gás oxigênio 
 
O3: Cada molécula é formada por 3 átomos dando origem 
ao gás ozônio. 
 
OBS: A transformação de O2 (g) em O3 (g) pode ser feita 
utilizando descargas elétricas 
 
- Arranjo dos átomos no retículo cristalino: 
 
Exemplo: Carbono (C) 
O diamante, o fulereno e a grafita, são as formas alotrópicas 
do elemento químico carbono. Estas substâncias diferem entre 
si pela estrutura cristalina, isto é, pela forma de seus cristais. A 
maneira dos átomos de carbono se unirem é diferente em 
todos estes três compostos, ou seja, se diferem no retículo 
cristalino. Essas variedades alotrópicas apresentam 
propriedades físicas diferentes e suas propriedades químicas, 
na maioria das vezes, são semelhantes. 
 
Vejamos com mais detalhes os principais casos de 
alotropia do carbono: 
 
Diamante: 
No diamante, cada átomo de carbono está ligado a quatro 
outros átomos também de carbono não contidos num mesmo 
plano. 
 
Grafita: 
A grafita é formada por uma estrutura composta de anéis 
hexagonais contidos num mesmo plano. Como os anéis estão 
em um mesmo plano, esse conjunto forma lâminas. Assim, a 
grafita é constituída por um grande número dessas lâminas 
sobrepostas, permitindo o deslizamento de um sobre a outra. 
 
Fulereno: 
Os fulerenos são uma forma alotrópica do Carbono, a 
terceira mais estável após o diamante e o grafite. Tornaram-se 
populares entre os químicos, tanto pela sua beleza estrutural 
quanto pela sua versatilidade para a síntese de novos 
compostos químicos. 
 
 
 
Ligação Metálica 
 
É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais. 
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. 
 
 
Teoria do “mar de elétrons” ou teoria da “nuvem 
eletrônica” 
 
A principal característica dos metais é a eletropositividade 
(tendência de doar elétrons), assim os elétrons da camada de 
valência saem facilmente do átomo e ficam “passeando” pelo 
metal, o átomo que perde elétrons se transforma num cátion, 
que, em seguida, pode recapturar esses elétrons, voltando a 
ser átomo neutro. O metal seria um aglomerado de átomos 
neutros e cátions, imersos num “mar de elétrons livres” que 
estaria funcionando como ligação metálica, mantendo unidos 
os átomos e cátions de metais. 
 
Característica e propriedades dos metais: 
-Brilho metálico: o brilho será tanto mais intenso quanto 
mais polida for a superfície metálica, assim os metais refletem 
muito bem a luz. 
-Condutividades térmica e elétrica elevadas: os metais são 
bons condutores de calor e eletricidade pelo fato de possuírem 
elétrons livres. 
-Densidade elevada: os metais são geralmente muito 
densos, isto resulta das estruturas compactas devido à grande 
intensidade da força de união entre átomos e cátions (ligação 
metálica), o que faz com que, em igualdade de massa com 
qualquer outro material, os metais ocupem menor volume. 
-Resistência à tração: os metais resistem às forças de 
alongamentos de suas superfícies, o que ocorre também como 
consequência da “força” da ligação metálica. 
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Conhecimentos Específicos 25 
-Pontos de fusão e ebulição elevados: os metais 
apresentam elevadas temperaturas de fusão e ebulição, isto 
acontece porque a ligação metálica é muito forte. 
-Maleabilidade: a propriedade que permite a obtenção de 
lâminas de metais. 
-Ductilidade: a propriedade que permite a obtenção de fios 
de metal. 
As ligas metálicas 
As ligas metálicas são uniões de dois ou mais metais, 
podendo ainda incluir semimetais ou não metais, mas sempre 
com predominância dos elementos metálicos. Apesar da 
grande variedade de metais existentes, a maioria não é 
empregada em estado puro, mas em ligas com propriedades 
alteradas em relação ao material inicial, o que visa, entre 
outras coisas, a reduzir os custos de produção. 
Podemos dizer que as ligas metálicas têm maiores 
aplicações práticas que os próprios metais puros: 
Aço: Formado pela mistura de aproximadamente 98,5% 
de ferro, 0,5 a 1,7% de carbono e traços de silício, enxofre e 
oxigênio. É usado em peças metálicas que sofrem elevada 
tração, pois é mais resistente à tração do que o ferro puro. O 
aço é uma liga usada para produzir outras ligas metálicas. 
Aço Inox: Formado por 74% de aço, 18% de cromo e 8% 
de níquel. Por ser praticamente inoxidável, é usado em 
talheres, peças de carro, brocas, utensílios de cozinha e 
decoração. 
Ouro 18 quilates: Liga formada por 75% de ouro, 13% de 
prata e 12% de cobre. Sua vantagem em relação ao ouro puro 
é que esse metal é macio e pode ser facilmente riscado. Além 
disso, a liga mantém as propriedades desejadas do ouro, como 
brilho, dureza adequada para a joia e durabilidade. 
 Bronze: Formado por 67% de cobre e 33% de 
estanho. Sua principal propriedade é resistência ao desgaste, 
sendo muito usado para produzir sinos, medalhas, moedas e 
estátuas. 
 Latão: Mistura de 95 a 55% de cobre e de 5 a 45% de 
zinco. Devido a sua alta flexibilidade, ele é usado para produzir 
instrumentos musicais de sopro, como trompete, flauta, 
saxofone etc., além de também ser aplicado em peças de 
máquinas, produção de tubos, armas e torneiras. 
 Amálgama: Muito usada em obturações nos dentes, 
a amalgama é formada pela mistura de 70% de prata, 18% de 
estanho, 10% de cobre e 2% de mercúrio. Ela é bastante 
resistente à oxidação (corrosão) e é bem maleável, podendo 
ser moldada no dente do paciente. 
 Solda: Formada por 67% de chumbo e 33% de 
estanho, ela é usada em solda de contatos elétricos porque 
possui baixo ponto de fusão. 
 
Propriedades características e propriedades das ligas 
metálicas: 
-Condução da energia elétrica – elétrons são promovidosa 
níveis energéticos mais elevados que estão disponíveis 
(vazios). 
-Condução de energia térmica: Elétrons “deslocalizados” 
interagem fracamente com os núcleos. 
-No aquecimento os elétrons adquirem grande quantidade 
de energia cinética e deslocam-se para as regiões mais frias. 
-Dissipação desta energia através de choque com outras 
partículas levando a aquecimento do retículo. 
-Vibração dos cátions em suas posições no retículo 
cristalino também contribui – razão pela qual a condutividade 
elétrica dos metais cai com o aumento da temperatura. 
 
Polaridade de moléculas 
 
Como vimos então, as moléculas podem ser classificadas 
quanto à sua polaridade em dois grupos: polares ou apolares. 
Experimentalmente, uma molécula é considerada polar 
quando se orienta na presença de um campo elétrico externo, 
e apolar quando não se orienta. O pólo negativo da molécula é 
atraído pela placa positiva do campo elétrico externo e vice-
versa. 
Teoricamente, pode-se determinar a polaridade de uma 
molécula pelo vetor momento dipolar resultante (μr), isto é, 
pela soma dos vetores de cada ligação polar da molécula. 
 
 
 
Para determinar o vetor μr devem-se considerar dois 
fatores: 
a) a escala de eletronegatividade, que nos permite 
determinar a orientação dos vetores de cada ligação polar; 
b) a geometria da molécula, que nos permite determinar a 
disposição espacial desses vetores. 
 
Veja a seguir alguns exemplos: 
 
 
 
Uma outra forma de determinar a polaridade da maioria 
das moléculas é estabelecendo uma relação entre o número de 
nuvens eletrônicas ao redor do átomo central A e o número de 
átomos iguais ligados a ele. 
 
 
 
Geometria molecular 
 
As moléculas são formadas por átomos unidos por ligações 
covalentes e podem apresentar, na sua constituição, de dois a 
milhares de átomos. A disposição espacial dos núcleos desses 
átomos irá determinar diferentes formas geométricas para as 
moléculas. Portanto, toda molécula formada por dois átomos 
(diatômicas) será sempre linear, pois seus núcleos estarão 
obrigatoriamente alinhados, como em: 
 
H2: H---H 
 
HCl: H---Cl 
 
Para prever a geometria das moléculas que apresentam 
mais de dois átomos utiliza-se a teoria da repulsão dos pares 
eletrônicos da camada de valência. Essa teoria está apoiada 
na ideia de que os pares eletrônicos ao redor de um átomo 
central, quer estejam ou não participando das ligações, 
comportam-se como nuvens eletrônicas que se repelem, de 
forma a ficarem orientadas no espaço com a maior distância 
angular possível. 
Para você visualizar melhor essa teoria, representaremos 
cada par eletrônico (2 elétrons de valência) ao redor de um 
átomo central como uma nuvem eletrônica de formato 
ovalado. 
 
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Conhecimentos Específicos 26 
Nessa teoria, é importante destacar que uma nuvem 
eletrônica pode corresponder a: 
-Uma ligação covalente simples: — ou  
-Uma ligação covalente dupla: = 
-Uma ligação covalente tripla: ≡ 
-Um par de elétrons não-ligantes: xx 
Assim, a orientação espacial dessas nuvens dependerá do 
número total de pares eletrônicos ao redor de um átomo 
central A. 
Em contrapartida, a geometria das moléculas será 
determinada pela posição dos núcleos dos átomos ligados ao 
átomo central A. Considerando a orientação das nuvens e o 
número de átomos ligados ao átomo central, temos as 
possíveis geometrias moleculares, de acordo com a posição 
dos núcleos dos átomos. 
Com base no quadro abaixo, podemos observar a relação 
da geometria das moléculas com o número de nuvens 
eletrônicas localizadas ao redor do átomo central: 
 
 
Ponto de Fusão e de Ebulição dos Compostos 
Orgânicos9 
Em geral, os pontos de fusão e de ebulição dos compostos 
orgânicos são menores do que os dos compostos 
inorgânicos, como substâncias iônicas e metálicas. 
Isso acontece porque quanto mais forte é a força 
intermolecular que mantém as moléculas de determinada 
substância unidas, mais energia será necessário fornecer ao 
meio para que essas interações sejam rompidas e elas mudem 
de estado físico, o que resulta em maiores pontos de fusão e 
ebulição. Assim, as forças intermoleculares existentes nos 
compostos orgânicos são fracas em comparação às forças dos 
compostos inorgânicos. 
Por exemplo, dois compostos comuns em nossas cozinhas 
são o sal e o açúcar. Fisicamente, eles se parecem muito, pois 
são sólidos brancos em forma de pequenos cristais. Porém, 
suas propriedades físicas e químicas são muito diferentes, 
incluindo os pontos de fusão e de ebulição. Isso se deve à 
constituição de cada um. O sal é um composto inorgânico 
iônico, o cloreto de sódio (NaCl), e o açúcar é a sacarose, um 
composto orgânico cuja fórmula molecular é: C12H22O11. 
Ao colocar esses dois produtos no fogo, vemos que o açúcar 
– o composto orgânico - funde-se a uma temperatura bem 
menor que o sal - o composto inorgânico. O ponto de fusão do 
açúcar é 185ºC enquanto que o do sal é de 801ºC. 
Devido a essa baixa intensidade das interações 
intermoleculares, existem compostos orgânicos nos três 
estados físicos em temperatura ambiente. 
Exemplo:O álcool (etanol – C2H6O), usado como 
combustível, como bebida e como desinfetante, é líquido; o 
butano (C4H10), usado no gás de cozinha e de isqueiro, é 
gasoso; e o fenol (C6H6O), usado como bactericida, é sólido. 
 
9 http://alunosonline.uol.com.br/quimica/ponto-fusao-ebulicao-dos-
compostos-organicos.html 
A seguir, temos uma tabela comparando os pontos de fusão 
e ebulição destas substâncias: 
 
Quando comparamos os pontos de fusão e de ebulição 
entre compostos orgânicos, vemos que três coisas afetam estas 
propriedades: as interações intermoleculares, a polaridade e a 
massa molecular. 
Interações Intermoleculares10 
 
Quando a matéria se aproxima, os átomos ou íons nela 
presentes podem ou interagir ou reagir. Para a reação ocorrer 
é necessário que ligações entre os átomos sejam desfeitas e 
refeitas em diferentes combinações ou proporções. Já uma 
interação é identificada quando uma molécula é atraída ou 
repelida por outra, sem que haja o rompimento ou surgimento 
de novas ligações interatômicas. 
 
Dipolo-Dipolo 
As interações do tipo dipolo-dipolo, também conhecidas 
como dipolo permanente-dipolo permanente, são formadas 
pela diferença de eletronegatividade dentro das moléculas, o 
que torna as moléculas polares (possuem carga). Como por 
exemplo a molécula de HCl é polar devido a diferença de 
eletronegatividade entre o H e o Cl, sua extremidade negativa 
(Cloro) atrai a extremidade positiva (Hidrogênio) de outra 
molécula e vice e versa. Essa interação é chamada de dipolo-
dipolo e ocorre em todas as substâncias polares 
 
 
Forças de London 
Em uma molécula apolar, a sua nuvem eletrônica está 
distribuída uniformemente e está em constante movimento, se 
por uma pequena fração de segundo essa nuvem eletrônica se 
deslocar mais para uma das extremidades da molécula pode-
se dizer que foi criado um dipolo-instantâneo, que significa 
que por um instante aparecem dois polos na molécula mesmo 
ela sendo apolar. Assim a extremidade positiva desse dipolo 
atrai os elétrons presentes em uma molécula vizinha, criando 
assim um dipolo-induzido nela. Essa atração ocorre como no 
caso do dipolo permanente-dipolo permanente, a diferença é 
que essa atração dura apenas uma fração de segundo. 
As interações dipolo instantâneo-dipolo induzido são 
conhecidas também como forças de dispersão de London, que 
é uma homenagem ao físico Fritz Wolfgang London. Essas 
interações ocorrem na verdade em todas as substâncias 
polares ou apolares, que apesar de serem interações fracas, 
são o único tipo de interações intermolecular que ocorre em 
moléculas apolares. Um nome comum que é usado pra 
representar essa interação é força de Van der Walls. 
 
10 Rocha, R.W.; Interações Intermoleculares – Química Nova Escola, 2001. 
 
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Conhecimentos Específicos 27 
 
 
Ligações de Hidrogênio 
 
Os elementos F (Flúor), O (Oxigênio) e N (Nitrogênio) são 
muito eletronegativos e possuem um raio atômico pequeno. 
Quando esses elementos estão ligados a um átomo de 
hidrogênio eles provocam uma grande polarização dessa 
ligação, ou seja, o polo positivo que é formado no átomo de 
hidrogênio possui grande intensidade. Por conta dessa 
intensidade o hidrogênio interage com o par de elétrons de 
moléculas vizinhas. Atualmente esse tipo de interação entre 
moléculas recebe o nome de ligação de hidrogênio porém é 
muito conhecida como ponte de hidrogênio. É a interação 
intermolecular mais forte conhecida. 
 
 
 
Questões 
 
01. O elemento “A” possui número atômico igual a 6, 
enquanto o elemento “B” possui número atômico igual a 8. A 
molécula que representa corretamente o composto formado 
por esses dois elementos é: 
(A) AB 
(B) BA 
(C) A2B 
(D) AB2 
(E) B2A 
 
02. Sabe-se que a interação entre átomos que se ligam, na 
formação de novas substâncias, é feita através de seus elétrons 
mais externos. Uma combinação possível entre o elemento A 
com a configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 e outro B 
(Z = 17) terá fórmula e ligação, respectivamente: 
(A) AB e ligação iônica. 
(B) A2B e ligação iônica. 
(C) A2B3 e ligação covalente. 
(D) AB2 e ligação iônica. 
(E) A2B e ligação covalente. 
03. (UFU-MG) O fosgênio (COCl2), um gás, é preparado 
industrialmente por meio da reação entre o monóxido de 
carbono e o cloro. A fórmula estrutural da molécula do 
fosgênio apresenta: 
(A) uma ligação dupla e duas ligações simples. 
(B) uma ligação dupla e três ligações simples. 
(C) duas ligações duplas e duas ligações simples. 
(D) uma ligação tripla e duas ligações simples. 
(E) duas ligações duplas e uma ligação simples. 
 
04. Os elementos H, O, Cl e Na (ver Tabela Periódica) 
podem formar compostos entre si. 
A) Que compostos podem-se formar entre: H e O, H e Cl, Na 
e Cl? 
B) Qual o tipo de ligação formada em cada caso? 
 
05. Cite três características físicas que permitem 
identificar um elemento metálico. 
 
06. Os átomos pertencentes à família dos metais alcalinos 
terrosos e dos halogênios adquirem configuração eletrônica de 
gases nobres quando, respectivamente, formam íons com 
números de carga: 
(A) + 1 e – 1. 
(B) – 1 e + 2. 
(C) + 2 e – 1. 
(D) – 2 e – 2. 
(D) + 1 e – 2 
 
07. Considere o elemento cloro formando compostos com, 
respectivamente, Hidrogênio, carbono, sódio e cálcio. 
A) Com quais desses elementos o cloro forma compostos 
covalentes? 
B) Qual a fórmula de um dos compostos covalentes 
formados? 
 
08. Os elementos químicos que apresentam a última 
camada eletrônica incompleta podem alcançar uma estrutura 
mais estável unindo-se uns aos outros. 
A) De que forma se podem ligar dois átomos que precisem 
ganhar elétrons? 
B) Dois elementos situam-se: um no segundo período e 
subgrupo 4A; e o outro, no terceiro período e subgrupo 7A da 
Tabela Periódica. Qual será a fórmula provável do composto 
por eles formado? 
 
Respostas 
 
01. Resposta D. 
Pela da distribuição eletrônica de cada elemento, 
descobrimos a que família pertencem, quantos elétrons eles 
possuem na sua última camada (camada de valência) e, 
também, quantas ligações covalentes cada um realiza: 
6A: 2 – 4 
8B: 2 – 6 
Assim, o elemento A é da família 14, possuindo 4 elétrons 
na camada de valência e precisando receber mais 4 elétrons 
para ficar estável. O elemento B da família 16 possui 6 elétrons 
na camada de valência e precisa realizar duas ligações para 
ficar estável. Diante disso, temos: 
 
Portanto, a fórmula molecular nesse caso é: AB2. Visto que 
o A é o átomo central ele vem primeiro. 
Se olharmos na Tabela Periódica, veremos que o elemento 
A é o carbono e o elemento B é o oxigênio. Então, a fórmula é: 
CO2. 
02. Resposta: D. 
A ⇒ 2 elétrons na camada de valência 
Tendência a doar 2 e– ⇒ A2+ 
B ⇒ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
7 elétrons na camada de valência 
Tendência a receber 1 e– ⇒ B1– 
A ligação é iônica, pois, ocorre entre átomos de um metal 
(A) e de um ametal (B). Teremos a transferência dos 2 elétrons 
do A. Porém, cada B só recebe um elétron. Precisaremos, 
portanto, de 2 átomos de B para receberem os 2 elétrons do A. 
Então, para 1A preciso de 2B, Logo: AB2. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 28 
03. Resposta A. 
Como se pode ver na sua fórmula abaixo, o fosfagênio 
apresenta uma ligação dupla e duas ligações simples: 
 
04. Resolução: 
A) H2O, H2O2, HCl, NaCl. 
B) H2O, covalente; H2O2, covalente; HCl, covalente; NaCl, 
iônica. 
 
05. Resolução: 
Condutividade elétrica, condutividade térmica, brilho, 
maleabilidade, ductilidade, tenacidade (resistência a tração). 
 
06. Resposta C. 
Para adquirir a mesma configuração eletrônica de um gás 
nobre um elemento deve apresentar oito elétrons na última 
camada. Para tal, um elemento classificado como metal 
alcalino terroso deve doar dois elétrons e um halogênio 
receber um. 
 
07. Resolução: 
A) com o Hidrogênio e o carbono 
B) H – Cl 
 
08. Resolução: 
A) por ligação covalente 
B) CCl4 
 
 
 
Funções da Química Inorgânica 
 
As propriedades funcionais são propriedades comuns a 
determinados grupos de substâncias, identificados pela função 
que desempenham, e esses grupos são denominados de 
funções químicas, que podem ser divididas em orgânicas e 
inorgânicas. 
Os compostos orgânicos são diferenciados dos inorgânicos 
pela presença de átomos de carbono ligados em “cadeias”, bem 
como ligados diretamente a átomos de hidrogênio. Algumas de 
suas funções são: álcoois, fenóis, cetonas, aldeídos, aminas, 
ésteres, entre outras que são estudadas pela Química Orgânica. 
Já as funções inorgânicas são aquelas que são constituídas por 
todos os demais elementos químicos que formam ácidos, 
bases, sais e óxidos, que são estudados pela Química 
Inorgânica. 
ÁCIDOS 
 
Antes da teoria de Arrhenius, os ácidos eram conceituados 
por uma série de propriedades comuns, como: Apresentar 
sabor azedo, tornar róseo o papel de tornassol azul, produzir 
efervescência liberando gás carbônico, quando adicionados ao 
mármores e a outros carbonatos. 
Entretanto, depois de Arrhenius, pôde-se entender que 
essas propriedades comuns são consequência do fato de todos 
os ácidos apresentarem o mesmo íon positivo, H+. Porém, 
antes de se dissolverem em água os ácidos são compostos 
moleculares, porque para que ocorra a liberação de íons H+, 
eles precisam estar em meio aquoso. 
Exemplo: HCl, HNO3 e H2SO4 puros (na ausência de água) 
não formam íons. A ionização ocorre quando são dissolvidos 
em água. Assim, verifica-se que todos os ácidos conduzem 
corrente elétrica. 
 
 
 
 
Nomenclatura dos ácidos 
 
Para efeito de nomenclatura, os ácidos são divididos em 
dois grupos: 
- Hidrácidos; 
- Oxiácidos. 
 
1. Hidrácidos (HxE): Ácidos sem oxigênio. 
Seus nomes são dados da seguinte maneira: 
 
 
 
Exemplos: 
HF = ácido fluorídrico 
HBr = ácido bromídrico 
H2S = ácido sulfídrico 
HCl = ácido clorídrico 
HI = ácido iodídrico 
HCN = ácido cianídrico 
 
2. Oxiácidos: ácidos com oxigênio. 
Uma das maneiras mais simples de dar nome a esses ácidos 
é a partir do nome e da fórmula dos ácidos-padrão de cada 
família. 
Com base nessas fórmulas e com a variação do número de 
átomos de oxigênio, determinam-se as fórmulas e os nomes de 
outros ácidos, com o uso de prefixos e sufixos. 
 
Observe: 
 
 
 
Assim, teremos: 
Família 14/IVA (C) 
-H2CO3 — ácido carbônico 
 
5. Função inorgânica: 5.1 
Ácidos e bases; 5.2 Óxidos e 
sais. 
Resumindo: Ácido é toda substância que, em 
solução aquosa, libera como íons positivossomente H+. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 29 
Família 15/VA (N, P, As) 
-HNO3 — ácido nítrico 
-H3PO4 — ácido fosfórico 
-HNO2 — ácido nitroso 
 
Família 16/VIA (S, Se) 
-H2SO4 — ácido sulfúrico 
-H2SO3 — ácido sulfuroso 
 
Família 17/VIIA (Cl, Br, I) 
-HClO4 — ácido perclórico 
-HClO3 — ácido clórico 
-HClO2 — ácido cloroso 
-HClO — ácido hipocloroso 
Obs.: não existem ácidos oxigenados do flúor. 
Alguns ácidos de um mesmo elemento têm os prefixos de 
seus nomes atribuídos em função de seu grau de hidratação 
(quantidade de H2O): 
 
 
 
Grau de hidratação: Orto > Piro > Meta 
 
O prefixo orto é dispensável. Exemplo: (H3PO4): 
- 2H3PO4 – 1 H2O = H4P2O7 (ácido pirofosfórico) 
- 1H3PO4 – 1 H2O = HPO3 (ácido metafosfórico) 
 
Classificação dos ácidos 
Além da classificação baseada na presença de oxigênio na 
molécula, os ácidos podem ser classificados segundo outros 
critérios, como: 
 
-Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis 
Hidrogênio ionizável é aquele que está ligado a um átomo 
da molécula com eletronegatividade significativamente maior 
que a sua, formando, assim, um polo positivo e um negativo 
dentro da molécula. Ao serem adicionados na água, sofrerão 
força eletrostática pelos respectivos polos negativos e 
positivos da água, sendo, então, separados por ela. Com isso, 
há a formação de cátions H+, ou seja, houve a ionização de 
hidrogênios. 
Exemplos: 
-Monoácido: apresenta apenas um hidrogênio ionizável; 
-Diácido: apresenta dois hidrogênios ionizáveis; 
-Triácido: apresenta três hidrogênios ionizáveis; 
-Tetrácido: apresenta quatro hidrogênios ionizáveis. 
 
Importante: 
Nos hidrácidos todos os hidrogênios são ionizáveis, já nos 
oxiácidos, apenas aqueles que estão ligados a átomos de 
oxigênio é que serão ionizáveis, por exemplo: 
 
-Hidrácidos: 
 
 
-Oxiácidos: 
 
 
Assim, em soluções aquosas, os ácidos podem liberar um 
ou mais íons H+ para cada molécula de ácido ionizado, e cada 
íon H+ liberado corresponde a uma etapa de ionização. 
 
Exemplo: a ionização do H2SO4: 
 
 
 
-Grau de ionização 
O Grau de ionização de um ácido (α) consiste na relação 
entre o número de moléculas ionizadas e o número total de 
moléculas dissolvidas. Para realizar o cálculo dessa relação, 
usamos a seguinte equação: 
 
 
 
Comparando os graus de ionização temos: 
-Ácidos fortes: aqueles que possuem um grau de 
ionização igual ou maior que 50%. Exemplos a 18°C: HCl (α = 
92,5%), H2SO4 (α = 61%); 
-Ácidos moderados ou semifortes: seu grau de ionização 
é maior que 5% e menor que 50%. Exemplos a 18°C: HF (α = 
8,5%), H3PO4(α = 27%); 
-Ácidos fracos: possui grau de ionização igual ou menor 
que 5%. Exemplos a 18°C: HCN (α = 0,008%), H2CO3 (α = 
0,18%). 
 
Exemplo: 
De cada 100 moléculas de HCl dissolvidas, 92 moléculas 
sofrem ionização: 
α =
92
100
 
 
𝛂 =0,92% Ácido forte 
- Volatilidade 
Volatilidade é a capacidade das substâncias passarem do 
estado líquido para o gasoso em temperatura ambiente. Desse 
modo, para classificar os ácidos quanto à volatilidade é preciso 
considerar os pontos de ebulição dos ácidos: 
-Ácidos voláteis: a grande maioria dos ácidos: HF, HCl, 
HCN, H2S, HNO3 etc. 
O ácido acético, componente do vinagre, é o ácido volátil 
mais comum no nosso dia-a-dia. Ao abrirmos um frasco com 
vinagre, logo percebemos seu cheiro característico. 
-Ácidos fixos: Os dois ácidos pouco voláteis mais comuns 
são o H2SO4 e o H3PO4. 
 
Propriedades dos ácidos 
 
O sabor azedo é uma das características comuns aos 
ácidos, os quais, assim como todas as substâncias azedas, 
estimulam a salivação. Vamos abordar agora outras 
propriedades apresentadas por eles e que nos permitem 
identificá-los: 
-Causam mudanças de cor nos corantes vegetais (por 
exemplo: alteram a cor da tintura azul de tornesol, de azul para 
vermelho). 
-Reagem com certos metais (como o zinco, o magnésio e o 
ferro) produzindo hidrogénio gasoso. 
-Reagem com carbonatos e bicarbonatos, para produzir 
dióxido de carbono gasoso. 
-As suas soluções aquosas conduzem a eletricidade 
 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 30 
Principais ácidos e suas aplicações no cotidiano 
 
- Ácido fluorídrico — HF 
Nas condições ambientes, é um gás incolor que tem a 
característica de corroer o vidro, quando em solução aquosa. 
Por esse motivo, em laboratórios, deve ser guardado em 
frascos plásticos. É usado para fazer gravações em cristais e 
vidros. 
 
- Ácido sulfídrico — H2S 
O ácido sulfídrico é um gás venenoso, incolor, formado na 
putrefação de substâncias orgânicas naturais que contenham 
enxofre, sendo responsável em grande parte pelo cheiro de 
ovo podre. 
Alguns animais como o gambá e a maritaca, liberam uma 
mistura de substâncias de odor desagradável, entre as quais o 
H2S. 
 
Ácido Sulfúrico (H2SO4) 
É o ácido mais importante na indústria e no laboratório. É 
utilizado nas baterias de automóvel, é consumido em enormes 
quantidades em inúmeros processos industriais, como 
processos da indústria petroquímica, na fabricação de 
corantes, tintas, explosivos e papel. 
É tambem usado na indústria de fertilizantes agrícolas, 
permitindo a fabricação de produtos como os fosfatos e o 
sulfato de amónio. 
O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais 
enérgicos. Assim, ele carboniza os hidratos de carbono como 
os açúcares, amido e celulose; a carbonização é devido à 
desidratação desses materiais; O ácido sulfúrico "destrói" o 
papel, o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e outros 
materiais devido à sua enérgica ação desidratante. O ácido 
sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos 
organismos vivos também devido à sua ação desidratante. 
Produz sérias queimaduras na pele. Por isso, é necessário 
extremo cuidado ao manusear esse ácido; 
As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de 
enxofre contêm H2SO4 e causam grande impacto ambiental. 
 
-Ácido clorídrico (HCl) 
O ácido clorídrico consiste no gás cloreto de hidrogênio 
dissolvido em água. Quando impuro, é vendido com o nome de 
ácido muriático, sendo usado principalmente na limpeza de 
pisos e de superfícies metálicas antes do processo de 
soldagem. 
O ácido clorídrico também pode ser encontrado em nosso 
próprio organismo, estando presente no suco gástrico do 
estômago, produzido pelas células parietais, cuja ação é ajudar 
na digestão dos alimentos. 
 
-Ácido cianídrico (HCN) 
É um ácido extremamente tóxico. Este gás foi utilizando 
contra os judeus durante a segunda guerra mundial para a 
execução da pena de morte. 
-Ácido acético (CH3-COOH) 
É o ácido do vinagre, produto indispensável na cozinha no 
preparo de saladas e maioneses. 
 
-Ácido Nítrico (HNO3) 
Depois do ácido sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais 
consumido na indústria. É usado na fabricação de explosivos 
como o trinitrotolueno (TNT) e a nitroglicerina (dinamite); é 
muito útil para a indústria de fertilizantes agrícolas, 
permitindo a obtenção do salitre. 
O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; 
seus vapores são muito tóxicos. É um ácido muito corrosivo e, 
assim como o ácido sulfúrico, é necessário muito cuidado para 
manuseá-lo. 
 
-Ácido fosfórico (H3PO4) 
- Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como 
fertilizantes na agricultura; 
-É usado como aditivo em alguns refrigerantes. 
 
BASES 
 
Antes da teoria de Arrhenius, as bases eram determinadas 
por uma série de propriedades comuns, como: 
-Sabor adstringente, isto é, “amarras na boca”; 
-Tornar a pele lisa e escorregadia; 
-Tornar azul o papel de tornassol róseo; 
-Conduzir corrente elétrica. 
Após as contribuições de Arrhenius, foi possível entender 
que essas propriedades comuns se devem ao íon negativo OH- 
(hidroxila ouhidróxido), presente em todas as bases. 
Os hidróxidos metálicos são compostos iônicos, e por isso, 
quando se dissolvem em água, há dissociação iônica. Na época 
de Arrhenius acreditava-se que esses hidróxidos eram 
formados por moléculas e que a água separava-se em íons. Por 
ser iônica, essa dissociação pode ser esquematizada como: 
 
 
 
Resumindo: Segundo Arrhenius, base é toda substância 
que, em solução aquosa, sofre dissociação, liberando como 
único tipo de ânion o OH–. 
Nomenclatura das bases 
 
O nome das bases é obtido a partir da seguinte regra: 
 
 
 
Exemplos: 
 
-NaOH: 
Cátion: Na+ (sódio) 
Ânion: OH- (hidróxido) 
Nomenclatura: Hidróxido de sódio 
 
-Ca (OH)2 
Cátion: Ca2+ (cálcio) 
Ânion: OH- (hidróxido) 
Nomenclatura: Hidróxido de cálcio 
 
-Al (OH)3 
Cátion: Al3+ (alumínio) 
Ânion: OH- (hidróxido) 
Nomenclatura: Hidróxido de alumínio 
 
Importante: Quando um mesmo elemento forma cátions 
com diferentes eletrovalências (cargas), acrescenta-se ao final 
do nome, em algarismos romanos, o número da carga do íon. 
Outra maneira de dar nome é acrescentar o sufixo -oso ao íon 
de menor carga, e -ico ao íon de maior carga. 
 
Hidróxido de + nome do cátion 
Hidróxido de + nome do cátion + carga do cátion 
 
Ou 
 
Hidróxido de + nome do cátion + ICO (carga maior) 
Hidróxido de + nome do cátion + OSO (carga 
menor) 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 31 
Exemplos: 
 
-Ferro: 
Fe2+ Fe(OH)2 = Hidróxido de ferro (II) ou hidróxido ferroso. 
Fe3+: Fe(OH)3 = Hidróxido de ferro (III) ou hidróxido 
férrico. 
 
-Cobre: 
Cu (OH): Hidróxido de cobre (I) 
Cu (OH)2: Hidróxido de cobre (II) 
 
Classificação das bases 
 
-Quanto ao número de hidroxilas (OH-) 
 
Classificação 
Número de 
hidroxilas (OH-) 
Exemplos 
Monobase 1 OH- 
NaOH, LiOH, 
NH4OH 
Dibase 2 OH- 
Ca(OH)2, 
Fe(OH)2 
Tribase 3 OH- 
Al(OH)3, 
Fe(OH)3 
Tetrabase 4 OH- 
Sn(OH)4, 
Pb(OH)4 
 
 
 
- Classificação quanto à força 
Fracas: possui grau de dissociação iônica inferior a 5%, é o 
caso do NH4 e dos metais em geral (desde que estes não sejam 
alcalinos ou alcalinos terrosos) 
Fortes: possui grau de dissociação iônica de praticamente 
100%, é o caso das bases de metais alcalinos e metais alcalinos 
terrosos, exceto os hidróxidos de berílio e magnésio. 
 
Tipo de base Força básica 
De metais alcalinos Fortes e solúveis 
De metais 
alcalinoterrosos 
Fortes e parcialmente 
solúveis, 
Exceto a de magnésio, que é 
fraca 
Demais bases 
Fracas e praticamente 
insolúveis 
 
- Quanto à Solubilidade em água 
O esquema a seguir mostra a variação genérica da 
solubilidade das bases em água. 
 
 
Solúveis: NH4OH e as bases de metais alcalinos (da família 
1ª) 
Pouco solúveis: as bases de metais alcalinos terrosos (da 
família 2ª) 
Praticamente insolúveis: as demais 
 
Propriedades das bases 
 
-Reações com ácidos 
Como já sabemos: 
 
 
Assim, se misturarmos um ácido e uma base, os íons H+ e 
OH– interagem, produzindo água (H2O). Essa reação é 
denominada neutralização. O cátion da base e o ânion do ácido 
darão origem a um sal, num processo chamado salificação. 
 
-Ação sobre indicadores 
Tanto os ácidos como as bases alteram a cor de um 
indicador. A maioria dos indicadores usados em laboratório 
porém, alguns são encontrados na natureza, como o repolho 
roxo, na beterraba, nas pétalas de rosas vermelhas, no chá-
mate, nas amoras etc., sendo sua extração bastante fácil 
 
Principais bases e suas aplicações no cotidiano 
 
-Hidróxido de sódio — NaOH 
O hidróxido de sódio é popularmente conhecido como soda 
cáustica, cujo termo cáustica significa que pode corroer ou, de 
qualquer modo, destruir os tecidos vivos. É um sólido branco, 
cristalino e higroscópico, ou seja, tem a propriedade de 
absorver água. Por isso, quando exposto ao meio ambiente, ele 
se transforma, após certo tempo, em um líquido incolor. As 
substâncias que têm essa propriedade são denominadas 
deliquescentes. 
Quando preparamos soluções concentradas dessa base, 
elas devem ser conservadas em frascos plásticos, pois 
lentamente reagem com o vidro. Tais soluções também 
reagem com óleos e gorduras e, por isso, são muito utilizadas 
na fabricação de sabão e de produtos para desentupir pias e 
ralos. 
 
 
 
-Hidróxido de cálcio – Ca(OH)2 
É popularmente conhecido como cal hidratada ou cal 
extinta ou cal apagada; 
- É utilizado na construção civil no preparo da argamassa, 
usada na alvenaria, e na caiação (pintura a cal) o que fazem os 
pedreiros ao preparar a argamassa. 
 
 
 
 
-Hidróxido de magnésio — Mg(OH)2 
O hidróxido de magnésio é um sólido branco, pouco solúvel 
em água. Quando dissolvido em água, a uma concentração de 
aproximadamente 7% em massa, o hidróxido de magnésio 
origina um líquido branco e espesso que contém partículas 
sólidas misturadas à água. A esse líquido damos o nome de 
suspensão, sendo conhecido também por leite de magnésia, 
cuja principal aplicação consiste no uso como antiácido e 
laxante. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 32 
 
 
- Hidróxido de amônio (NH4OH) 
 É obtido ao se borbulhar amônia (NH3) em água, conforme 
a reação abaixo: 
 
NH3 + H2O ↔ NH4+ (aq) + OH- (aq) 
 
Assim, não existe uma substância hidróxido de amônio, 
mas sim soluções aquosas de amônia interagindo com a água, 
originando os íons amônio (NH4+) e hidróxido (OH-). 
O hidróxido de amônio é conhecido comercialmente por 
amoníaco, sendo muito utilizado na produção de ácido nítrico 
para a produção de fertilizantes e explosivos. 
Ele também é usado em limpeza doméstica, na produção 
de compostos orgânicos e como gás de refrigeração. 
 
 
 
Teoria moderna de Ácido e Base (Brönsted-Lowry) 
 
Foi proposta de forma independente por G. Lewis, por T. 
Lowry e por J. Brønsted. Mas foi Brønsted um dos que mais 
contribuiu para o seu desenvolvimento. 
Essa teoria é chamada de teoria protônica porque se baseia 
na transferência de prótons, iguais ao íon H+, o núcleo do 
hidrogênio, mas que ao ser chamado de próton, ajuda a 
diferenciar da teoria de Arrhenius. Além disso, nessa teoria 
não há necessidade da presença de água. 
 
Segundo esses cientistas: 
 
“Ácido é toda espécie química, íon ou molécula capaz de doar 
um próton, enquanto a base é capaz de receber um próton” 
 
Exemplos de ácidos e bases segundo a teoria de Brønsted 
e Lowry: 
NH3 + HCℓ → NH4+ + Cℓ- 
base ácido ácido base 
forte forte fraco fraca 
 
Observe que a amônia (NH3) é base porque ela recebe um 
próton (H+) do ácido clorídrico (HCℓ). 
Nessa teoria, a reação de neutralização seria uma 
transferência de prótons entre um ácido e uma base, como a 
reação explica acima. 
Apesar de ser uma teoria que também permitiu o estudo e 
desenvolvimento de várias áreas e de ser uma definição 
bastante utilizada e atual, ela também tinha uma limitação: não 
permitia prever o caráter ácido ou o caráter básico de espécies 
químicas sem a presença de hidrogênio. 
 
Indicadores Ácido-Base 
 
Existe uma escala da medida da acidez e basicidade das 
substâncias, denominada escala de pH, que é numerada do 0 
ao 14. Quando menor o valor do pH, mais ácida é a substância. 
Quando maior for o pH, mais básica é a substância. O valor 7, 
exatamente na metade da escala, indica as substâncias neutras 
ou seja, nem ácidas nem básicas. 
 
 
 
Algumas substâncias naturais ou sintéticas que adquirem 
coloração diferente em solução ácida e em solução básica. São 
os indicadores ácido-base, utilizados para reconhecer o 
caráter de uma solução. Como exemplo de indicadores 
sintéticos, temos: 
 
-Fenolftaleína: é um indicador líquido que fica incolor em 
meio ácido e rosa escuro em meio básico:-Papel de tornassol: Fica com cor azul na presença de 
bases e adquire cor vermelha na presença de ácidos. 
 
 
 
-Alaranjado de metila: O alaranjado de metila fica 
vermelho em contato com ácido, amarelo-laranja em base e 
quando neutro. 
 
 
 
 
-Azul de bromotimol: O azul de bromotimol fica amarelo 
em ácido, e azul em base e quando neutro 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 33 
 
Alguns indicadores naturais também podem ser utilizados, 
como o repolho roxo e a flor hortência e o hibisco. 
 
-Repolho roxo: O repolho roxo, meio aquoso, fica 
vermelho em contato com ácido, verde em contato com base e 
vermelho quando neutro. 
 
 
 
-Flor Hortência: Uma hortênsia azul pode se tornar, com 
o tempo, rosa e vice-versa. Isso ocorre em razão do pH do solo. 
Em solo ácido a hortênsia produz flores azuis, já em solos 
básicos, suas flores são cor-de-rosa. A intensidade dessas 
cores depende do teor de acidez ou alcalinidade do solo; 
quanto mais ácido, mais azul-escuro ficará; e quanto mais 
básico, mais claro será. 
 
 
Como funciona um indicador ácido-base? 
O sistema de funcionamento dos indicadores é o seguinte: 
geralmente eles são um ácido fraco ou uma base fraca que 
entra em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, 
respectivamente, que apresenta coloração diferente. Veja um 
exemplo: 
 
Indicador ácido + H2O ↔ H3O+ + Base conjugada 
(cor A) (cor B) 
 
Quando esse indicador genérico entra em contato com um 
meio ácido, segundo o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio é 
deslocado no sentido de formação do ácido fraco, ficando com 
a cor A. Por outro lado, se o indicador entrar em contato com 
um meio básico, os íons OH- da solução básica irão reagir com 
os íons H3O+ do indicador. Desse modo, o equilíbrio será 
deslocado no sentido de repor os íons H3O+, ou seja, para a 
direita, que é também o sentido de formação da base 
conjugada, e o sistema adquire a cor B. 
 
SAL 
 
Sal é um composto resultante da reação de neutralização 
mutua entre um ácido e uma base. Assim, o cátion da base e o 
ânion do ácido formam o sal. 
 
 
Conceito teórico segundo Arrhenius: É todo o composto 
iônico que possui, pelo menos, um cátion diferente do H+ e um 
ânion diferente do OH- 
 
Exemplo: NaCl ou Na+Cl- 
 
Exemplo: HCl + NaOH → NaCl + H2O 
 Ácido Base Sal Água 
 
 
Formulação de um sal 
 
Os sais são substâncias neutras formadas a partir da 
ligação entre o ânion de um ácido e o cátion de uma base. 
Assim, para que ocorra a igualdade de cargas positivas e 
negativas, basta inverter as cargas dos íons pelos seus índices 
no sal. O índice é, na fórmula unitária, o número que vem 
subscrito (no canto inferior direito) do elemento ou do grupo 
de elementos, conforme mostrado na fórmula a seguir: 
 
 
 
Observe que o valor da carga do cátion torna-se o índice do 
ânion, enquanto a carga do ânion torna-se o índice do cátion. 
Observe também que é somente o valor da carga que é 
invertido, os sinais negativos e positivos não vão para o índice. 
 
Exemplos: 
-Nitrato de potássio: K+ + NO3-: KNO3 (Observe que tanto o 
índice quanto a carga são iguais a “1”, logo, não precisam ser 
escritos); 
-Perclorato de potássio:K1+ + ClO41-: KClO4; 
-Sulfato de cálcio: Ca2+ + SO42-: CaSO4 (veja que, quando as 
cargas são iguais, podemos simplificar os índices. É por isso 
que a fórmula não é escrita assim: Ca2(SO4)2. 
-Dicromato de alumínio: Al3+ + Cr2O72-: Al2(Cr2O7)3; 
-Fosfato de bário: Ba2+ + PO43-: Ba3(PO4)2; 
-Nitrito de ferro III: Fe3+ + NO2-: Fe(NO2)3. 
Formulação do sal a partir de seu nome 
 
Para se determinar a fórmula do sal a partir do seu nome, 
segue-se os seguintes passos: 
 
Exemplos: Sulfato de ferro-III 
1º Passo: determinar a fórmula do ácido e da base que 
originaram o sal. 
Ânion sulfato: ácido sulfúrico = H2SO4 
Cátion ferro-III: hidróxido de ferro-III = Fe(OH)3 
 
2º Passo: a partir das fórmulas do ácido e da base, 
determina-se a carga do cátion base e do ânion do ácido. 
H2SO4 = SO42- Ânion sulfato 
Fe(OH)3 = Fe3+ Cátion ferro-III 
3º Passo: juntar o cátion da base com o ânion do ácido. 
 
 
 
4º Passo: inverter as cargas dos íons para que a soma das 
cargas se anule. 
Fe2(SO4)3 
 
 
Ácido + Base  Sal + H2O 
 Fe3+ SO42- 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 34 
Reações de neutralização 
 
Quando misturamos um ácido e uma base, ocorrem as 
reações de neutralização ocorrem de modo que o pH do meio 
é neutralizado e se produz água e um sal. Nessa reação o ácido 
libera cátions H+ que se juntam aos ânions OH- liberados pela 
base e, assim, formam-se as moléculas de água. O sal é então 
formado pela união do ânion do ácido com o cátion da base. 
Assim, temos: 
HA + BOH → H2O + BA 
 Ácido Base Água Sal 
 
-Neutralização total 
Ocorre quando a quantidade de cátions H+ provenientes do 
ácido é igual à quantidade de ânions OH- provenientes da base. 
Nesse tipo de reação são sempre formados sais neutros. Dessa 
forma, a reação ocorre entre ácidos e bases em que ambos são 
fracos ou, então, ambos são fortes. 
 
Exemplos: 
 
-Reações entre ácidos e bases fortes: 
 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
Observe que cada molécula do ácido produziu 1 íon H+ e 
cada molécula da base produziu também apenas 1 íon OH-. 
 
3 HCl + Al(OH)3 → Al(Cl)3 + 3H2O 
Cada molécula do ácido produziu 3 íons H+ e cada molécula 
da base produziu também apenas 3 íons OH-. 
 
-Reações entre ácido e base fracos: 
 
2 HNO3 + Mg(OH) 2 → Mg(NO3)2 + 2 H2O 
Cada molécula do ácido produziu 2 íons H+ e cada 
molécula da base produziu também apenas 2 íons OH-. 
 
HCN + NH4OH → NH4CN+ H2O 
Observe que cada molécula do ácido produziu 1 íon H+ e 
cada molécula da base produziu também apenas 1 íon OH-.11 
 
-Neutralização parcial 
Ocorre quando a quantidade de cátions H+ s do ácido não é 
a mesma quantidade de ânions OH- da base. Assim, a 
neutralização não ocorre por completo e, dependendo de quais 
íons estão em maior quantidade no meio, o sal formado pode 
ser básico ou ácido. 
 
Exemplos: 
 
HCl + Mg(OH)2 → Mg(OH)Cl + H2O 
 
No exemplo acima, o ácido libera apenas um cátion H+ e a 
base libera dois ânions OH-. Assim, os ânions OH- não são 
neutralizados totalmente e é formado um sal básico, que 
também é chamado de hidróxissal. 
 
H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O 
 
Nesse exemplo, o ácido liberou mais íons (3) que a base (1). 
Portanto, os cátions H+ não foram totalmente neutralizados e 
um sal ácido foi originado, que também é denominado de 
hidrogenossal. 
Os sais ácidos também podem ser formados através de 
reações de neutralização entre um ácido forte (HCl, HNO3, 
HClO4 etc.) e uma base fraca (NH3, C6H5NH2 - anilina - etc.). Por 
outro lado, os sais básicos podem ser formados em reações de 
 
11 http://manualdaquimica.uol.com.br/ 
neutralização entre um ácido fraco (CH3COOH, HF, HCN etc.) e 
uma base forte (NaOH, LiOH, KOH etc.). 
 
-Reação entre ácido forte e base fraca→ Sal de caráter 
ácido: 
HNO3 + AgOH → AgNO3 + H2O 
-Reação entre ácido fraco e base forte→ Sal de caráter 
básico: 
2H3BO3 + 3 Ca(OH)2 → Ca3(BO3)2 + 6 H2O 
Nomenclatura dos sais 
 
A nomenclatura dos sais é obtida a partir da nomenclatura 
do ácido que originou o ânion participante do sal, pela 
mudança de sufixos. Assim, temos: 
 
Sufixo do ácido -ídrico -ico -oso 
Sufixo do ânion -eto -ato -ito 
 
Para determinar os nomes dos sais, pode-se utilizar o 
seguinte esquema: 
 
 
 
Exemplos: 
 
 
Uma outra forma de dar nomes aos sais é consultando as 
tabelas de cátions e ânions. Nas tabelas a seguir, apresentamos 
alguns deles: 
 
Ânions 
Acetato: 
H3CCOO-Bicarbonato: HCO3- Bissulfato: 
HSO4- 
Brometo: Br- Carbonato: CO32- Cianeto: CN- 
Cloreto: Cl- Floreto: F- Fosfato: PO43- 
Hipocloreto: 
ClO- 
Iodeto: I- Nitratp: NO3- 
Nitrito: NO2- Permanganato: 
MnO4- 
Pirofosfato: 
P2O74- 
Sulfato: SO2-4 Sulfeto: S2- Sulfito: S2- 
 
Cátions 
+1 Li+, Na+, K+, Ag+, NH4+, Cu+ 
+2 Mg2+, Ca2+, Ba2+, Zn2+, Cu2+, Fe2+ 
+3 Al3+, Fe3+ 
Exemplos de como utilizar as tabelas: 
1. Determinação da fórmula a partir do nome do sal. 
Exemplo: carbonato de cálcio 
Ânion: carbonato — CO2–3 
Cátion: sódio — Na+ 
 
Determinação do nome a partir da fórmula do sal. 
Exemplo: Fe2(SO4)3 
Cátion: Fe3+ 
Ânion: SO2– 
 
Assim, o nome do sal é sulfato de ferro III ou sulfato férrico. 
Nome do sal ⇒ nome do ânion de nome do 
cátion 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 35 
Classificação dos Sais 
 
A classificação dos sais é realizada de acordo com a 
natureza ou tipo de íons que os constituem. Dessa forma, os 
sais inorgânicos são classificados em neutros (normais), 
ácidos (hidrogeno sal) e básicos (hidroxi sal). 
 
1) A natureza dos íons 
 
Sal neutro (normais) 
É o sal resultante de uma reação entre uma base e um ácido 
fortes ou entre uma base e um ácido fracos. Este é o sal cujo 
ânion não possui H ionizável e não é o ânion OH-. Resulta de 
uma reação de neutralização total. 
Exemplos: 
-NaCl: cátion → Na+ (vem do hidróxido de sódio, NaOH, 
uma base forte); ânion → Cl- (vem do ácido clorídrico, HCl, um 
ácido forte). 
-Na2SO4: cátion → Na+ (vem do hidróxido de sódio, NaOH, 
uma base forte); ânion → SO42- (vem do ácido sulfúrico, H2SO4, 
um ácido forte). 
-NH4CN: cátion → NH42+ (vem do hidróxido de amônio, 
NH4OH, uma base fraca); ânion → CO3-2 (vem do ácido 
cianídrico, HCN, um ácido fraco). 
Esses sais são considerados neutros porque, quando eles 
são adicionados à água, o pH do meio não sofre nenhuma 
alteração. Além disso, eles não liberam em solução aquosa 
cátion H+, que indica acidez, e nem ânion OH-, que indica 
basicidade. 
 
Hidrogeno sal (Sal ácido) 
É o sal cujo ânion tem um ou mais H ionizáveis e não 
apresenta o ânion OH- Resulta de uma neutralização parcial 
do ácido. 
Exemplos: 
-NH4Cl(s): cátion → NH42+ (vem do hidróxido de amônio, 
NH4OH, uma base fraca); ânion → Cl- (vem do ácido clorídrico, 
HCl, um ácido forte). 
-Al2(SO4)3: cátion → Al3+ (vem do hidróxido de alumínio, 
Al(OH)3, uma base fraca); ânion → SO42- (vem do ácido 
sulfúrico, H2SO4, um ácido forte). 
-NH4NO3: cátion → NH42+ (vem do hidróxido de amônio, 
NH4OH, uma base fraca); ânion → NO3- (vem do ácido nítrico, 
HNO3, um ácido forte). 
 
Hidróxi sal (Sal básico) 
É o sal cujo ânion não apresenta H ionizável e no qual, além 
desse ânion há o OH-. Resulta da neutralização parcial da base. 
Exemplo: 
-NaOOCCH3: 
Cátion → Na+ (vem do hidróxido de sódio, NaOH, uma base 
forte); 
Ânion → CH3COO– (vem do ácido etanoico, CH3COOH, 
H2CO3, um ácido fraco). 
No exemplo acima, o ânion acetato (CH3COO–) hidrolisa-se 
em meio aquoso e forma o ácido acético e íons hidroxila (OH–
), o que torna a solução básica. 
 
2) Solubilidade dos sais 
O estudo da solubilidade dos sais determina se um sal se 
dissolverá ou não em água. Assim, um sal pode ser classificado 
em solúvel ou praticamente insolúvel. 
-Sal solúvel (sal que apresenta boa solubilidade em água): 
-Sal praticamente insolúvel (sal que se dissolve em 
quantidade extremamente desprezível em água, mas ocorre 
algum tipo de dissolução, por menor que seja): 
 
Para determinar a solubilidade dos sais em água, basta 
conhecer o ânion presente no sal. Veja as regras que se dirigem 
aos tipos de ânions: 
 
-Nitrato (NO3-) e Nitrito (NO2-): todo sal que apresenta 
esses ânions são solúveis; 
-Carbonato (CO3-2), Fosfato (PO4-3) e Sulfeto (S-2): 
solúvel apenas com elementos da família IA e com o NH4+; 
-Halogenetos (F-, Cl-, Br-, I-): com os cátions Ag+ Cu+, Hg2+2 
e Pb+2 são insolúveis; 
-Acetato (H3C2O2-): com os cátions Ag+ e Hg2+2 são 
insolúveis; 
-Sulfato (SO4-2): com os cátions Ag+, metais alcalino 
terrosos (IIA, com exceção do magnésio), Hg2+2 e Pb+2 são 
insolúveis; 
Qualquer outro ânion: solúvel apenas com elementos da 
família IA e com o NH4-. 
 
Aplicações dos sais no cotidiano 
 
Cloreto de sódio — NaCl 
Sal obtido pela evaporação da água do mar. É o principal 
componente do sal de cozinha, usado na nossa alimentação. No 
sal de cozinha, além do NaCl, existem outros sais, como os 
iodetos ou iodatos de sódio e potássio (NaI, NaIO3; KI, KIO3), 
cuja presença é obrigatória por lei. Sua falta pode acarretar a 
doença denominada bócio, vulgarmente conhecida como papo. 
O sal de cozinha pode ser utilizado na conservação de 
carnes, de pescados e de peles. Na Medicina, é utilizado na 
fabricação do soro fisiológico, que consiste numa solução 
aquosa com 0,92% .de NaCl. 
 
Bicarbonato de sódio – NaHCO3 (hidrogenocarbonato 
de sódio) 
É um sal branco é usado principalmente em antiácidos 
estomacais, pois ele reage com o ácido clorídrico (HCl) 
presente no suco gástrico e neutraliza o meio: 
NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2 
Ele também é muito usado como fermento de bolos, pães e 
biscoitos, pois sua decomposição libera o CO2 que faz a massa 
crescer. Além disso, é usado em extintores de incêndios, em 
cremes dentais para clareamento dos dentes, em balas e 
gomas de mascar que “explodem” na boca e em talcos e 
desodorantes. 
 
Fluoreto de sódio – NaF 
Anticárie que entra na composição do creme dental e 
também na fluoretação da água potável, pois inibe o processo 
de desmineralização dos dentes, conferindo proteção contra a 
ação das cáries. 
 
Sulfato de cálcio — CaSO4 
Este sal pode ser encontrado na forma de sal anidro, ou 
seja, sem água (CaSO4), ou de sal hidratado, isto é, com água 
(CaSO4.2 H2O), sendo essa forma conhecida por gipsita. 
Sulfato de magnésio – MgSO4 
É conhecido como Sal amargo ou Sal de Epsom. Utilizado 
em Medicina como purgativo ou laxante. 
 
Sulfato de bário – BaSO4 
É conhecido como contraste, pois atua como meio opaco na 
radiografia gastrointestinal 
 
- Carbonato de sódio – Na2CO3 
Este sal é popularmente conhecido como soda ou barrilha. 
Sua a principal aplicação é na produção de vidro, segundo a 
seguinte reação: 
 
 barrilha + calcário + areia → vidro comum + gás carbônico 
Na2CO3 + CaCO3 + SiO2 → silicatos de sódio e cálcio + gás 
carbônico 
x Na2CO3 + y CaCO3 + z SiO2 → (Na2O)x . (CaCO)y . 
(SiO2)z + (x + y) CO2 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 36 
Outras aplicações desse sal são: na produção de corantes, 
no tratamento de piscinas, na produção de sabão e 
detergentes, de papel e celulose, nas indústrias têxteis e 
siderúrgicas. 
 
- Nitrato de sódio – NaNO3 
Também conhecido como salitre do Chile é encontrado em 
abundância em grandes depósitos naturais nos desertos 
chilenos. É muito empregado para produzir fertilizantes e na 
fabricação de pólvora negra. É também usado como 
conservante de carnes enlatadas e defumadas. 
 
- Sulfato de cálcio – CaSO4 
Na forma anidra (sem água) é usado como matéria-prima 
do giz; já na forma hidratada é conhecido como gesso, usado 
na construção civil e em imobilização ortopédica. 
 
ÓXIDOS 
 
Os óxidos são substâncias presentes no nosso dia-a-dia. 
Um bom exemplo de óxido é o gás carbônico, expelido na 
respiração, principal responsável pelo efeito estufa. 
 
 
Definição :Óxido é todo composto binário que contém 
oxigênio e no qual ele é o elemento mais eletronegativo. 
Exemplos: 
Cl2O; SO2; CO2; NO; P2O; K2O; CaO; Fe2O3 
 
O único elemento mais eletronegativo que o oxigênio é o 
flúor; por isso o OF2, não é um óxido, mas sim, um fluoreto de 
oxigênio 
 
Nomenclatura 
Regra geral: 
 
1) Para um óxidoExOy: 
 
 
 
Os prefixos mono, di, tri, etc. Indicam os valores de x e y 
na fórmula do óxido. O prefixo mono diante do nome E é 
comumente omitido. 
Fórmula 
molecular 
Nome do óxido 
CO Monóxido de monocarbono ou 
monóxido de carbono 
CO2 Dióxido de monocarbono ou dióxido de 
carbono 
N2O3 Trióxido de dinotrogênio 
Fe3O4 Tetróxido de triferro 
 
2) Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um 
metal com a carga fixa. 
Metais com carga fixa: 
- Metais alcalinos (1A) e Ag = +1 
- Metais alcalinos terrosos (2A) e Zn = +2 
- Alumínio = +3 
 
Exemplo: 
Na2O → óxido de sódio 
Al2O3 → óxido de alumínio 
Para montar a fórmula do óxido a partir do nome, é só 
lembrar a carga do metal, a carga do oxigênio -2 e fazer com 
que a soma das cargas se anule. Exemplos: 
Óxido de lítio → Li1+O2- invertendo as cargas: Li2O 
Óxido de prata → Ag1+O2-, invertendo as cargas: Ag2O 
 
3) Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um 
metal com a carga variável. 
 
 
 
Metais com carga variável: 
- Ouro (Au1+ e Au3+) 
- Cobre (Cu1+ e Cu2+) 
- Ferro (Fe2+ e Fe3+) 
- Chumbo (Pb2+ e Pb4+) 
 
Exemplos: 
Au2O3 → óxido de ouro-III ou áurico 
Cu2O → óxido de cobre-I ou cuproso 
PbO2 → óxido de chumbo-IV ou plúmbico 
Classificação dos óxidos 
Os óxidos são classificados em função do seu 
comportamento na presença de água, bases e ácidos. 
 
-Óxidos Básicos 
São óxidos com caráter básico. São iônicos e o ânion é O2-. 
As reações dos óxidos básicos com água e ácidos podem ser 
esquematizados da seguinte maneira: 
 
Exemplo 1: 
 
 
Exemplo 2: 
 
 
 
 
-Óxidos Ácidos 
Óxidos ácidos apresentam caráter covalente e geralmente 
são formados por ametais. Estes óxidos também chamados de 
anidridos e reagem com a água formando um ácido ou reagem 
com uma base e dando origem a água e sal. 
 
 
Óxido de + nome do metal + carga do metal 
 
Ou 
 
Óxido de+ nome do metal + ICO (carga maior) 
Óxido de + nome do metal + OSO (carga menor) 
 
 
 
 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 37 
Exemplo1: 
 
Exemplo 2: 
 
 
-Óxidos Neutros 
São óxidos que não reagem com água, base ou ácido. 
São basicamente três óxidos: CO, NO, N2O. 
 
-Óxidos Anfóteros 
São óxidos que podem se comportar tanto óxido básico 
quanto óxido ácido. 
Exemplos: 
ZnO, Al2O3, SnO, SnO2, PbO e PbO2. 
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O 
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O 
-Óxidos Duplos ou Mistos 
Óxidos que se comportam como se fossem formados por 
dois outros óxidos, do mesmo elemento químico. Exemplos: 
Fe3O4 → FeO + Fe2O3 
Pb3O4 → 2PbO + PbO2 
 
-Peróxidos 
Os peróxidos apresentam em sua estrutura o grupo (O2)2–. 
Os peróxidos mais comuns são formados por hidrogênio, 
metais alcalinos e metais alcalino-terrosos. 
Exemplo: 
-Peróxido de hidrogênio: H2O2 
É líquido e molecular. Quando dissolvido em água, origina 
uma solução conhecida como água oxigenada, muito comum 
em nosso cotidiano. 
 
Aplicações dos óxidos no cotidiano 
 
Dióxido de carbono (CO2) 
Também conhecido como gás carbônico, é um gás incolor, 
inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem 
comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio.O CO2 
é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais 
gaseificadas. O gás carbônico é um óxido de característica 
ácida, pois ao reagir com a água produz ácido carbônico. 
CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3- 
Óxido de alumínio (Al2O3) 
O óxido de alumínio constitui o minério conhecido como 
bauxita (Al2O3.2H2O) ou alumina (Al2O3). É também 
empregado na obtenção do alumínio e como pedras preciosas 
em joalherias (rubi, safira, esmeralda, topázio, turquesa, etc.). 
 
Óxido de silício – (SiO2) 
Este óxido é conhecido comercialmente como sílica. É o 
constituinte químico da areia, considerado o óxido mais 
abundante da crosta terrestre. Apresenta-se nas variedades de 
quartzo, ametista, ágata, ônix, opala, etc; Utilizado na 
fabricação do vidro, porcelana, tijolos refratários para fornos, 
argamassa, lixas, fósforos, saponáceos. 
 
-Óxido de cálcio (CaO) 
Na preparação da argamassa, a cal viva ou virgem (CaO) é 
misturada à água, ocorrendo uma reação que libera grande 
quantidade de calor: 
 
 
A cal virgem é obtida pelo aquecimento do CaCO3, que é 
encontrado na natureza como constituinte do mármore, do 
calcário e da calcita: 
 
 
 
Em onde o solo é ácido, a cal viva é empregada para 
diminuir sua acidez. 
 
Questões 
 
01. (UFPB-adaptado) Os ácidos são substâncias químicas 
sempre presentes no cotidiano do homem. Por exemplo, 
durante a amamentação, era comum usar-se água boricada 
(solução aquosa que contém ácido bórico) para fazer a 
assepsia do seio da mãe; para limpezas mais fortes da casa, 
emprega-se ácido muriático (solução aquosa de ácido 
clorídrico); nos refrigerantes, encontra-se o ácido carbônico; 
e, no ovo podre, o mau cheiro é devido à presença do ácido 
sulfídrico. 
Esses ácidos podem ser representados, respectivamente, 
pelas seguintes fórmulas moleculares: 
(A) H3BO3, HCl, H2CO2 e H2SO4 
(B) H2BO3, HCl, H2CO3 e H2S 
(C) H3BO3, HClO3, H2SO3 e H2CO2 
(D) H2BO3, HClO4, H2S e H2CO3 
(E) H3BO3, HCl, H2CO3 e H2S 
 
02. (Mack-SP) Certo informe publicitário alerta para o fato 
de que, se o indivíduo tem azia ou pirose com grande 
frequência, deve procurar um médico, pois pode estar 
ocorrendo refluxo gastroesofágico, isto é, o retorno do 
conteúdo ácido do estômago. A fórmula e o nome do ácido que, 
nesse caso, provoca queimação no estômago, a rouquidão e 
mesmo dor toráxica são: 
(A) HCl e ácido clórico. 
(B) HClO2 e ácido cloroso. 
(C) HClO3 e ácido clórico. 
(D) HClO3 e ácido clorídrico. 
(E) HCl e ácido clorídrico 
 
03. Dentre os óxidos abaixo, qual deles reage com ácido 
formando sal e água, ou seja, que pode ser classificado como 
óxido básico? 
(A) N2O 
(B) CaO 
(C) CO2 
(D) SO2 
(E) N2O5 
 
04. As funções básicas de nosso organismo necessitam de 
espécies iônicas para o seu adequado funcionamento. Os íons 
Na+, por exemplo, encontram-se presentes nos fluidos 
externos das células e o íon K+, presente no fluido interno das 
células. Juntos são responsáveis por manter a pressão 
osmótica adequada e estão normalmente associados à 
cargas. Outro cátion de importância fundamental é o Ca2+, 
principal integrante dos ossos e dos dentes, que se encontra 
normalmente na forma de fosfato ou carbonato. Escreva as 
fórmulas químicas dos compostos formados pelos pares de 
íons (cátion e ânion) associados no texto, e dê os nomes deles. 
 
Respostas 
01. Resposta E 
H3BO3: ácido bórico; 
HCl: ácido clorídrico; 
H2CO3: ácido carbônico; 
H2S: ácido sulfídrico. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 38 
02. Resposta E. 
 
03. Resposta B. 
Veja como esse óxido reage com ácido formando sal e água: 
CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O (devem ser óxidos de metais 
alcalinos e alcalinos terrosos). 
 
04. Respostas 
a) cátions: Na+; Ca2+ 
ânions: Cl-; PO43-; CO32-. 
formulas e nomes: 
NaCl cloreto de sódio 
Na3PO4 fosfato de sódio 
Na2CO3 carbonato de sódio 
CaCl2 cloreto de cálcio 
Ca3(PO4)2 fosfato de cálcio 
CaCO3 carbonato de cálcio 
 
 
 
Reações Químicas 
As reações químicas são transformações que envolvem 
alterações, quebra e/ou formação, nas ligações entre 
partículas (átomos, moléculas ou íons) da matéria, resultando 
na formação de uma nova substância com propriedades 
diferentes da anterior. Algumas evidências da ocorrência de 
uma reação química são mudança de cor, evolução de calor ou 
luz, formação de uma substância volátil, formação de um gás, 
entre outros. 
No nosso cotidiano, há muitas reações químicas 
envolvidas, como por exemplo, no preparo de alimentos, a 
própria digestão destes alimentos no nosso organismo, a 
combustão nos automóveis, o aparecimento da ferrugem, a 
fabricação de remédios,etc. 
 
 
 
Equações químicas12 
A equação química é a maneira de se escrever uma reação 
química que envolve reagentes e produtos. As substâncias 
iniciais de uma reação química, as que reagem, são chamadas 
de reagentes, já as substâncias finais de uma reação, as que se 
formam, são chamadas de produto. 
 
Representação de uma Equação Química: 
 
 
12 Canto, E. L.; Peruzzo, F. M.; Química na abordagem do cotidiano – 4ª 
Edição, São Paulo. Editora Moderna. 2010. 
Nas equações químicas são utilizados símbolos e números 
para descrever os nomes e as proporções das diferentes 
substâncias que entram nessas reações. Os reagentes são 
mostrados no lado esquerdo da equação e os produtos no lado 
direito. Na reação a matéria não e criada e nem destruída, os 
átomos somente são reorganizados de forma diferente, por 
isso uma equação química deve ser balanceada, ou seja, o 
número de átomos da esquerda precisa ser igual o número de 
átomos da direita. Sendo assim, balancear uma equação é fazer 
com que ela entre em equilíbrio. 
 
-Exemplo de uma Equação Química não equilibrada: 
 
H2 + Cl2  HCl 
 
A equação acima está desbalanceada, pois temos nos 
reagentes (H2 e Cl2) dois átomos de cada elemento, e no 
produto (HCl) somente uma molécula. 
-Exemplo de uma Equação Química equilibrada: 
 
H2 + Cl2  2 HCl 
 
Agora, a equação representada acima está balanceada, 
uma vez que a adição do coeficiente 2 nos produtos que indica 
a existência de duas moléculas de ácido clorídrico (HCl). Esse 
número que antecede o elemento, no caso o número 2, é 
chamado de coeficiente estequiométrico. A função desse 
coeficiente é indicar a quantidade de cada substância que 
participa da reação. 
Podemos saber praticamente tudo sobre uma reação 
química através de sua equação, ela pode oferecer, por 
exemplo, as seguintes informações através de símbolos tais 
como: 
 
Reação reversível ↔ 
Presença de luz λ 
Calor ou aquecimento ∆ 
Formação de um precipitado ↓ 
Formação de gás ↑ 
Reação em meio aquoso (aq.) 
 
A Equação Química pode ainda demonstrar o estado físico 
do átomo participante da reação, através das letras respectivas 
entre parênteses: 
 
Gás (g) Vapor (v) Líquido (l) Sólido 
(s) Cristal (c) 
 
Tipos de reações13 
 
Reação de síntese ou adição 
Na reação de síntese, uma substância composta é formada 
pela junção de duas ou mais substâncias (simples ou 
compostas). 
 
A + B  C 
 
OBS: Essa reação se faz presente em flashes fotográficos 
descartáveis e foguetes sinalizadores. 
 
Exemplo 1: Ao se queimar uma fita de magnésio, o oxigênio 
presente no ar reage com o magnésio da fita, originando o 
óxido de magnésio: 
2Mg(s) + 1 O2(g) → 2MgO(s) 
 
Exemplo 2: Reação do óxido de cálcio com a água, produz 
o hidróxido de cálcio: 
13 THEODORE L. Brown, H. EUGENE LeMay, BRUCE E. Bursten. Química: A 
ciência central, São Paulo – SP: Editora Prentice-Hall, 2005. 9ª Edição. 992 pág. 
6. Reação química: 6.1 
Equação química; 6.2 Tipos de 
reação química; 6.3 
Balanceamento de equação 
química; 6.4 Números de 
oxidação. 7. Cálculos 
químicos: 7.1 Unidade de 
massa atômica; 7.2 Massas 
atômica e molecular; 7.3 
Número de Avogadro; 7.4 Mol; 
7.5 Massa molar e volume 
molar; 7.6 Cálculos 
estequiométricos. 
 Reagentes  Produto 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 39 
CaO + H2O → Ca(OH)2 
 
Exemplo 3: As soluções aquosas de ácido clorídrico e 
hidróxido de amônio, liberam dois gases: o HCl e o NH3. Se 
colocarmos estes dois gases em contato, eles gerarão uma 
névoa que é o cloreto de amônio: 
 
HCl + NH3 → NH4Cl 
 
Reação de Análise ou Decomposição 
A reação de decomposição ou de análise é um dos tipos de 
reações químicas na qual determinado composto se decompõe 
(“separa”), por ação espontânea se instável e não espontânea 
se estável, ao se desfragmentar quimicamente, dá origem à 
pelo menos dois produtos diferentes. Como exemplifica a 
reação a seguir: 
2AB(s)  2A(s) + B2(g) 
 
Nessa reação, um composto simples AB se decompõe em 
duas substâncias simples A e B. Os símbolos subscritos (s, g) 
significam o estado de agregação das matérias envolvidas: 
sólido e gasoso, respectivamente 
 
Exemplo: Ocorre na decomposição do NaCl em Sódio 
sólido e Cloro gasoso: como o NaCl é extremamente estável, é 
necessário algum processo (geralmente eletroquímico) para 
que os átomos de cada molécula-íon sejam separados. 
 
Vários fatores podem causar a decomposição de um 
composto, entre eles, vamos destacar três: 
 
(1) Pirólise: Quando algumas substâncias compostas são 
submetidas ao aquecimento, elas se decompõem. Esse tipo de 
reação é chamado de pirólise, isto é, quebra de um composto 
por meio do fogo. 
Exemplo: Esse tipo de reação ocorre na produção do bio-
óleo ou alcatrão pirolítico, que é considerado uma alternativa 
energética para os combustíveis derivados do petróleo. A 
vantagem do bio-óleo é que ele não possui metais pesados 
como chumbo e mercúrio, que podem poluir o meio ambiente 
e contaminar seres vivos; não possui enxofre, que sofre 
reações na atmosfera e gera as chuvas ácidas, e também libera 
menos cinzas. 
Outros exemplos de reações de decomposição pela ação do 
calor: 
 
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) 
 
2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g) 
 
 (2) Fotólise14: Esse tipo de reação quando a luz causa a 
decomposição dos compostos. 
Exemplo 1: A fotólise ocorre no processo fotossintético 
realizado pelos vegetais a fim de produzir energia. A reação 
mais importante da fotossíntese é a fotólise da água, que 
ocorre na fase clara. 
 
2H2O  O2 + 4H+ + 4e- 
 
Exemplo 2: A água oxigenada (peróxido de hidrogênio), 
também está sujeito à fotólise, como representado na equação 
química: 
 
H2O2 (aq) H2O (l) + 1/2O2 (g) 
 
(3) Eletrólise: Nas reações de eletrólise as substâncias se 
decompõem pela passagem de corrente elétrica 
 
 
14 SOUZA, Líria Alves De. "Tipos de Reações Químicas"; Brasil Escola. 
Reação de simples troca ou deslocamento 
Esse tipo de reação ocorre quando uma substância simples 
reage com uma composta originando novas substâncias: uma 
simples e outra composta. 
 
A + XY → AY + X 
 
Exemplo: Quando uma lâmina de zinco é introduzida em 
uma solução aquosa de ácido clorídrico, vai ocorrer a formação 
de cloreto de zinco e o gás hidrogênio vai ser liberado. 
 
Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2(aq) + H2 (g) 
 
A reação e classificada como de deslocamento uma vez que 
o zinco “deslocou” o hidrogênio 
 
Reação de substituição ou dupla troca 
A reação de dupla troca ocorre quando dois reagentes 
reagem formando dois produtos, ou seja, se duas substâncias 
compostas reagirem dando origem a novas substâncias 
compostas recebem essa denominação. 
 
AB + XY → AY + XB 
 
Importante: Para a ocorrência da reação de dupla troca, 
pelo menos uma das três condições abaixo deve ocorrer: 
-Formar-se pelo menos um produto insolúvel; 
-Formar-se pelo menos um produto menos ionizado (mais 
fraco); 
-Formar-se pelo menos um produto menos volátil. 
 
Exemplo: a reação entre o ácido sulfúrico com hidróxido de 
bário produz água e sulfato de bário. 
 
H2SO4 (aq) + Ba(OH)2(aq) → 2 H2O(l) + BaSO4(s) 
 
O produto sulfato de bário: BaSO4(s) é um sal branco 
insolúvel. 
 
Balanceamento das reações químicas 
 
Segundo Danton os átomos normalmente se conservam 
nas transformações químicas, mas nem sempre uma equação 
é indicada de forma que isso fique aparente. Isso porque é 
preciso fazer um "acerto", o balanceamento químico do 
número de átomos que constituem os reagentes e os produtos. 
Neste tópico falaremos um pouco sobre um tipo bem 
específico de balanceamento, aquele que é feito logo no início, 
quando não se tem muita prática. Para melhor entendimento, 
recomendamoso uso de "bolinhas" ou os símbolos criados por 
Dalton. Além de ilustrarem melhor a operação, elas ajudam a 
fixar a ideia logo no início. Confira o exemplo: 
 
Vamos balancear a equação da formação da água. Tendo 
como reagentes uma molécula de Hidrogênio com dois átomos 
e uma molécula de gás oxigênio também com dois átomos, 
precisamos chegar à fórmula H2O. 
Repare que sobra um átomo de oxigênio e para que ocorra 
o balanceamento, não pode haver sobra. Por isso é preciso 
acrescentar outra molécula de Hidrogênio com dois átomos. 
Assim ao invés de uma, serão produzidas duas moléculas de 
água. A equação balanceada ficaria da seguinte forma: 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 40 
 
Repare que a soma dos átomos dos reagentes é igual ao 
número de átomos do produto. É isso que confirma que a 
equação foi balanceada. 
 
Confira outro exemplo: BaO + As2O5 → Ba3(AsO4)2 
 
Neste caso ao invés de sobrar, faltam átomos de Bário e 
Oxigênio. Para isso é preciso acrescentar moléculas de BaO até 
que a necessidade seja suprida, tomando cuidado para que não 
haja sobra. 
 
Acrescentando mais duas moléculas de BaO, tudo se 
resolve. Basta transcrever os coeficientes das fórmulas 
químicas na equação e pronto. Repare mais uma vez que o 
número de átomos se conserva. 
 
 
 
Fórmulas das substâncias 
As ciências se comunicam por meio de códigos. A música, 
por exemplo, utiliza símbolos para representar os variados 
sons, e desta forma, uma partitura musical será acessível a 
qualquer músico do mundo. A Química também possui os seus 
códigos e, sem dúvida, os mais importantes são os símbolos dos 
elementos químicos e as fórmulas das substâncias. No caso da 
substância água, foi verificado experimentalmente, que: 
→ A água era formada pelos elementos químicos hidrogênio 
e oxigênio. 
→ Em qualquer quantidade de água, os átomos de 
hidrogênio e oxigênio estavam combinados na proporção de 
2:1, respectivamente. 
Em função destas observações, concluiu-se que a água 
passou a ser representada pela fórmula H2O. 
 
H2O1 ou H2O 
 
Onde os números 1 e 2, denominados de índice, indicam a 
quantidade de átomos de cada elemento químico. 
Normalmente, o índice 1 não precisa escrito. 
Balanceamento das equações químicas por 
oxirredução 
Como nas reações de óxido-redução ocorre transferência 
de elétrons, para balanceá-las devemos igualar o número de 
elétrons perdidos e recebidos. Para isso, devemos inicialmente 
determinar o número de elétrons perdidos ou recebidos para 
cada espécie química, que corresponde à variação do Nox 
(ΔNox = diferença do Nox inicial para o final). 
Com base nesse conhecimento, vamos determinar a 
quantidade necessária de cada espécie para obter a igualdade 
do número de elétrons. 
 
Regras para realizar o balanceamento das equações 
por oxirredução 
O balanceamento tem como fundamento que o total de 
elétrons cedidos pelo redutor seja IGUAL ao total de elétrons 
recebidos pelo oxidante. 
 
1º) Determinar, na equação química, os valores de todos 
os Nox e verificar qual espécie se oxida e qual se reduz, 
analisando os valores dos Nox dos elementos nos reagentes e 
nos produtos. 
 
2º) Escolher entre as espécies que sofrem redução e 
oxidação uma delas para iniciar o balanceamento. 
 
3º) Calcular os Δoxid e Δred. Veja abaixo: 
Δoxid = número de elétrons perdidos x atomicidade do 
elemento (número de átomos desse elemento presente na 
fórmula) 
Δred = número de elétrons recebidos x atomicidade do 
elemento 
 
4º) Se possível, os Δoxid e Δred podem ser simplificados. 
Exemplificando: 
Δoxid = 4 Δred = 2, resumindo: Δoxid = 2 Δred = 1 
 
5º) Para igualar os elétrons nos processos de oxidação e 
redução: 
O Δoxid se torna o coeficiente da substância que contém o 
átomo que se reduz. 
O Δred se torna o coeficiente da substância que contém o 
átomo que se oxida. 
 
6º) Os coeficientes das demais substâncias são 
determinados por tentativas, baseando-se na conservação dos 
átomos. 
 
Exemplo1: 
Uma lâmina de alumínio (Al) foi mergulhada numa solução 
aquosa de sulfato de cobre (CuSO4), ocorrendo a formação de 
cobre metálico (Cu) e de sulfato de alumínio [Al2(SO4)3]. 
 
 
A reação esquematizada acima pode ser representada, na 
forma iônica, da seguinte maneira: 
 
Al(s) + Cu2+(aq) Al3+(aq) + Cu(s) 
 
Primeiramente, devemos determinar o Nox de cada 
espécie e suas variações da seguinte maneira: 
 
 
 
O Al perde 3 e– ΔNox = 3 (de 0 até 3) 
O Cu2+ recebe 2 e– ΔNox = 2 (2 até 0) 
A seguir devemos igualar o número de elétrons: 
1 átomo de Al perde 3 e– 2 átomos de Al perdem 6 e– 
1 íon de Cu2+ recebe 2 e– 3 íons de Cu2+ recebem 6 e– 
Esses números de átomos correspondem aos coeficientes 
dessas espécies; a partir deles determinamos os coeficientes 
das outras espécies, obtendo a equação balanceada: 
 
2Al(s) + Cu2+ (aq) 2 Al3+ (aq) + 3 Cu(s) 
 
Exemplo 2: Quando uma solução aquosa de permanganato 
de potássio (KMnO4), de cor violeta, é tratada com ácido 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 41 
clorídrico (HCl), ela sofre uma descoloração, ou seja, torna-se 
incolor. 
A reação pode ser esquematizada da seguinte maneira: 
 
KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O 
 
Primeiramente, determinamos a variação do Nox (ΔNox) 
de cada elemento: 
 
 
 
Todo o manganês (Mn) presente no KMnO4 sofreu 
redução, originando o MnCl2: 
 
O cloro contido no HCl da origem ao KCl, MnCl2 e Cl2. 
Entretanto, apenas uma parte dos seus átomos oxidou-se, 
originando o Cl2: 
 
 
Associando o ΔNox com a quantidade de Cl2 formada, 
observamos que cada elemento cloro que forma Cl2 perde 1 
elétron; como são necessários 2 cloros para formar cada Cl2, 
nessa formação foram perdidos 2 elétrons. Assim, temos: 
-KMnO4 (de 7 até 2) = ΔNox = 5; 
-Cl2 (de -1 até 0) = 2 ΔNox = 2. 
 
Agora iremos determinar os coeficientes para cada espécie 
em que houve variação do Nox, sabendo que isso pode ser feito 
simplesmente atribuindo o ΔNox de uma espécie como 
coeficiente da outra espécie. Assim, temos: 
-KMnO4 = ΔNox = 5 ⇒ 5 será o coeficiente do Cl2; 
-Cl2 = 2 ΔNox = 2 ⇒ 2 será o coeficiente do KMnO4. 
 
Conhecendo os coeficientes do KMnO4 e do Cl2, podemos 
determinar os outros pelo método das tentativas, e teremos a 
equação balanceada: 
 
2KMnO4 + 16HCl  2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O 
Velocidade da Equação Química 
 
A velocidade das reações químicas é alterada 
principalmente por variações na superfície de contato, na 
concentração dos reagentes, na temperatura e pelo uso de 
catalisadores. É uma área estudada pela Cinética Química. Esse 
estudo é importante porque é possível encontrar meios de 
controlar o tempo de desenvolvimento das reações, tornando-
as mais lentas ou mais rápidas, conforme a necessidade. 
 
 
Alguns dos fatores que interferem na velocidade das 
reações são: 
- Temperatura: um aumento na temperatura provoca um 
aumento na velocidade das reações químicas, sejam elas 
endotérmicas ou exotérmicas, pois isso faz com que se atinja 
mais rápido o complexo ativado; 
- Concentração: um aumento na concentração dos 
reagentes acelera a reação, pois haverá um maior número de 
partículas dos reagentes por unidade de volume, aumentando 
a probabilidade de ocorrerem colisões efetivas entre elas; 
- Pressão: Esse fator interfere unicamente em sistemas 
gasosos. O aumento da pressão aumenta também a rapidez da 
reação, pois deixa as partículas dos reagentes em maior 
contato; 
- Superfície de contato: Quanto maior a superfície de 
contato, maior a velocidade com que a reação se processa, pois, 
conforme explicado nos dois últimos itens, a reação depende 
do contato entre as substâncias reagentes; 
- Catalisador: O uso de catalisadores específicos para 
determinadasreações pode acelerá-las. Essas substâncias não 
participam da reação em si, pois são totalmente regeneradas 
ao final dela. 
 
Estequiometria 
 
A estequiometria ou cálculo estequiométrico é de grande 
importância em nosso cotidiano. Toda a reação química que 
ocorre seja na cozinha de nossas casas, em laboratórios ou nas 
indústrias segue uma “receita” nas condições 
preestabelecidas. Assim, esse cálculo, permite determinar a 
quantidade de compostos que reagem (em mols, massa, 
volume, etc.) e as quantidades de novos compostos 
produzidos. 
Nesse estudo explicaremos como as reações são 
dependentes dos compostos envolvidos e quanto de cada 
composto é necessário e formado. E para facilitar sua 
compreensão iniciaremos com as fórmulas químicas, em 
seguida as reações e pôr fim a aplicação de vários tipos de 
cálculos estequiométricos. 
 
Determinação de fórmulas químicas 
 
- Fórmula percentual (centesimal) 
A fórmula percentual indica a porcentagem, em massa, de 
cada elemento que constitui a substância. Uma forma de 
determinar a fórmula percentual é partir da fórmula molecular 
da substância, aplicando os conceitos de massa atômica e 
massa molecular. 
Exemplo: sabendo que a fórmula molecular do metano é 
CH4 e que as massas atômicas do carbono e do hidrogênio são, 
respectivamente, 12 e 1, temos: 
 
 
 
Assim, na massa molecular igual a 16, o carbono participa 
com 12 e o hidrogênio com 4. 
 
 
 
Desse modo, temos: C75% H25% 
- Fórmula mínima ou empírica 
A fórmula mínima indica a menor proporção, em números 
inteiros de mol, dos átomos dos elementos que constituem 
uma substância. 
Para calcular a fórmula mínima, é necessário: 
a) Calcular o número de mol de átomos de cada elemento; 
b) Dividir os resultados pelo menor valor encontrado. 
Exemplo: Uma amostra apresenta 2,4 g de carbono e 0,6 g 
de hidrogênio (Dados: massas atômicas: C = 12, H = 1). Para 
determinar a fórmula mínima do composto, devemos 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 42 
inicialmente calcular o número de mol (n) de átomos de cada 
elemento. 
 
 
Posteriormente devemos determinar as menores 
proporções possíveis, em números inteiros: 
 
 
 
Assim, a fórmula mínima é CH3. 
 
- Fórmula molecular 
A fórmula molecular indica o número real de átomos de 
cada elemento na molécula. 
Exemplo: A fórmula molecular da água é H2O, o que 
significa que em cada molécula de água há dois átomos de 
hidrogênio ligados a um átomo de oxigênio. Já no caso do 
benzeno, a sua fórmula molecular é C6H6, ou seja, para cada 
seis átomos de carbono há exatamente seis átomos de 
hidrogênio ligados. 
Citamos esses dois exemplos para mostrar que algumas 
vezes a fórmula molecular é igual à fórmula mínima ou 
empírica, como acontece no caso da água. Mas, isso nem 
sempre é verdade, como indica o exemplo do benzeno, que 
possui fórmula mínima igual a CH, pois a proporção entre 
esses elementos é de 1:1. 
Em certos casos, a fórmula molecular é igual à fórmula 
mínima, em outros a fórmula molecular é um múltiplo inteiro 
da fórmula mínima, sendo que no caso do benzeno esse 
múltiplo é igual a 6: 
 
Fórmula molecular = (fórmula mínima) n 
 
Onde n é sempre um número inteiro 
 
Para determinarmos a fórmula molecular de qualquer 
composto é necessário sabermos primeiro a sua massa 
molecular. Com esse dado podemos calcular a fórmula 
molecular de várias maneiras. Vejamos algumas delas: 
1. Por meio da fórmula mínima; 
2. Por meio da fórmula percentual; 
3. Relacionando a porcentagem em massa com a massa 
molecular. 
 
1º Exemplo: A partir da porcentagem em massa, 
calculando a fórmula mínima. 
Exemplo: Vitamina C (massa molecular = 176) 
 
 
 
Para que os valores encontrados sejam inteiros, deve-se 
multiplicá-los por um mesmo número que permita obter a 
menor proporção de números inteiros. Nesse exemplo, o 
número adequado é 3. Assim: 
 
 
 
Fórmula mínima: C3H4O3 
 
A relação entre a fórmula mínima e a molecular pode ser 
feita da seguinte maneira: 
 
 
Logo, temos que: 
 
 
 
n = 2 ⇒ (C3H4O3)2 ⇒ fórmula molecular : C6H8O6 
 
2º Exemplo: Relacionando as porcentagens em massa com 
a massa molecular do composto. 
C = 40,9% 
H = 4,55% 
O = 54,6% 
 
MM = 176 Considerando que sua fórmula molecular seja: 
CxHyOz, 
 
Agora iremos relacionar as porcentagens em massa com as 
massas atômicas e a massa molecular: 
 
 
 
Fórmula molecular: C6H8O6 
 
A relação entre a fórmula mínima e a molecular pode ser 
feita da seguinte maneira: 
 
 
 
n = 2 ⇒ (C3H4O3)2 ⇒ fórmula molecular : C6H8O6 
 
Unidade de massa atômica 
 
Para a prática das atividades laboratoriais e industriais é 
necessário que seja realizado um cálculo prévio das 
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Conhecimentos Específicos 43 
quantidades de reagentes que devemos usar para obter a 
quantidade desejada de produtos. 
Entretanto, a previsão das quantidades só é possível 
através de cálculos das massas e dos volumes das substâncias 
envolvidas nas reações químicas. Assim, muitas vezes é 
necessário determinar também o número de átomos ou de 
moléculas das substâncias que reagem ou são produzidas. 
Para tal é preciso conhecer a massa dos átomos. 
Uma vez que os átomos ou moléculas são muito pequenos 
para serem “pesados” isoladamente, foi estabelecido um 
padrão para comparar suas massas. 
 
A massa atômica é a massa de um átomo medida em 
unidade de massa atômica, sendo simbolizada por “u”. 1 u 
equivale a um doze avos (1/12) da massa de um átomo de 
carbono-12 (isótopo natural do carbono mais abundante que 
possui seis prótons e seis nêutrons, ou seja, um total de 
número de massa igual a 12). Sabe-se que 1 u é igual a 1,66054 
.10-24 g. 
 
 
Massa atômica (MA): 
 
A massa atômica de um átomo é sua massa determinada 
em u, ou seja, é a massa comparada com 1/12 da massa do 12C. 
As massas atômicas dos diferentes átomos podem ser 
determinadas experimentalmente com grande precisão, 
usando um aparelho denominado espectrômetro de massa. 
Para facilitar os cálculos não é necessário utilizar os 
valores exatos, assim faremos um “arredondamento” para o 
número inteiro mais próximo: 
Exemplos: 
 
Massa atômica do He2
4 4,0030u  4u 
Massa atômica do F9
19 18,9984u  19u 
Massa atômica do A𝑙13
27 26,9815u  27u 
 
Massa atômica de um elemento 
 
Massa atômica de um elemento é a média ponderada das 
massas atômicas dos átomos de seus isótopos constituintes. 
Assim, o cloro é formado pelos isótopos 35Cl e 37Cl, na 
proporção: 
35Cl = 75,4% MA = 34,997u 
37Cl = 24,6% MA = 36,975u 
 
 
 
MA do elemento Cl = 35,453 
 
Como a massa atômica de um isótopo é aproximadamente 
igual ao seu número de massa, a massa atômica de um 
elemento é aproximadamente igual à média ponderada dos 
números de massa de seus isótopos constituintes. Assim, a 
massa atômica aproximada do cloro será: 
 
MA do elemento Cl: 
 
Sabendo que a massa atômica do elemento cloro é igual a 
35,5u podemos afirmar que: 
- Massa média do átomo de Cl = 35,5u 
- Massa média do átomo de Cl = 35,5 x massa de 1/12 do 
átomo de 12C. 
- Massa média do átomo de Cl = (35,5/ 12) x massa do 
átomo de 12C, 
 
Observe que não existe átomo de Cl com massa igual a 35,5 
u; esse é o valor médio da massa do átomo de 12C. 
A maioria dos elementos é formada por mistura de 
diferentes isótopos, em proporção constante. Essa proporção 
varia de um elemento para outro, mas para um mesmo 
elemento é constante. Dessa maneira, a massa atômica dos 
elementos é também constante. 
Nos elementos formados por um único isótopo, a massa 
atômica do seu único isótopo será também a massa atômica do 
elemento. 
Exemplo: Elemento químico flúor 
19F⇒ MA=19u 
 
Veja no quadro abaixo o resumo das informações importantes 
adquiridasaté o momento: 
 
Massa molecular (MM) 
 
A massa molecular de uma substância é a massa da 
molécula dessa substância expressa em unidades de massa 
atômica (u). 
Numericamente, a massa molecular é igual à soma das 
massas atômicas de todos os átomos constituintes da 
molécula. 
Exemplos: 
H2 ⇒ H = 1u , como são dois hidrogênios = 2u 
- O = 16u 
- H2O = 2u (H2) + 16u (O) = 18u 
 
Mol e Constante de Avogadro 
 
Com base na resolução recente da IUPAC, definimos que: 
- Mol é a unidade de quantidade de matéria 
- Mol é a quantidade de matéria que contém tantas 
entidades elementares quantos são os átomos de 12C com tidos 
em 0,12Kg de 12C. 
- Constante de Avogadro é o número de átomo de 12C 
contidos em 0,012Kg de 12C. Seu valor é 6,02x1023 mol-1. 
 
Exemplos: 
Um mol de átomos são 6,02x1023 átomos. 
Um mol de moléculas são 6,02x1023 moléculas. 
Um mol de elétrons são 6,02x1023 elétrons. 
Um mol de prótons são 6,02x1023 prótons. 
Um mol de íons são 6,02x1023 íons. 
Um mol de fórmulas são 6,02x1023 fórmulas. 
Exemplos 1: 
1) Massa atômica (MA) = massa de um átomo 
em unidades u. 
2) Unidade de massa atômica (u): 1/12 massa 
do 12C, que possui 12,0 u. 
3) mpróton≅ mnêutron≅1u 
4) Número de massa (A) e Massa atômica, 
para um dado isótopo, são valores 
praticamente iguais. 
5) A massa atômica de um elemento químico 
é a média ponderada das massas atômicas dos 
seus isótopos. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 44 
- Um mol de oxigênio (O) significa um mol de átomos de O, 
isto é, 6,02x1023 átomos de C. 
- Um mol de cloro (Cl2) significa um mol de moléculas de 
Cl2, isto é, 6,02x1023 moléculas de Cl2. 
 
Massa Molar (M) 
 
A massa molar de um elemento é a massa de um mol de 
átomos, ou seja, 6,02x1023 átomos desse elemento. A unidade 
mais usada para a massa molar é g.mol-1. 
Numericamente, a massa molar de um elemento é igual à 
sua massa atômica. 
 
Exemplos: 
1) Massa atômica do Cl=35,453u 
Massa molar do Cl= 35,453 g.mol-1. 
Interpretação: Um mol de átomos do elemento Cl (mistura 
dos isótopos 35Cl e 37Cl), ou seja, 6,02x1023 átomos do elemento 
Cl pesam 35,453 gramas. 
 
2) Massa atômica da água, H2O = 18u 
Massa molar: um mol de moléculas, ou seja, 6,02x1023 
moléculas de H2O pesam 18,0 gramas. 
 
 
 
Volume molar 
Conforme o próprio nome indica, o volume molar 
corresponde ao volume ocupado por um mol da espécie 
química. 
Exemplo: 
Água no estado líquido (d=g/ml) a 25°C 
Massa molar=18g/mol 
O cálculo do volume molar poderá ser realizado através da 
proporção: 
d=1,0g/mL 
1,0 mL---------1g 
V----------------18g 
 
V=18mL 
 
Para Gases Ideais nas CNTP, o volume molar vale 
22,4L/mol. 
1mol Gás Ideal (CNTP)  V=22,4L 
 
Cálculos estequiométricos 
O cálculo das quantidades das substâncias envolvidas 
numa reação química é chamado de cálculo estequiométricos 
- palavra derivada do grego stoicheia = partes mais simples e 
metreim = medida. São cálculos que envolvem proporções de 
átomos em uma sustância ou que relacionam-se com 
proporções de coeficientes de uma equação química. 
As bases para o estudo da estequiometria das reações 
químicas foram lançadas por cientistas que conseguiram 
expressar matematicamente as regularidades que ocorrem 
nas reações químicas, através das Leis das Combinações 
Químicas. 
Essas leis foram divididas em dois grupos: 
- Leis ponderais: relacionam as massas dos participantes de 
uma reação. 
- Lei volumétrica: relaciona os volumes dos participantes 
de uma reação. 
 
Lei Volumétrica 
O físico e químico Gay-Lussac, teve suas contribuições na 
Química, e uma delas é a lei da combinação de volumes, que é 
também conhecida como Lei volumétrica, que define o 
princípio de que nas mesmas condições de temperatura e 
pressão, os volumes dos gases participantes de uma reação 
têm entre si uma relação de números inteiros e pequenos. 
 
 
 
Conduta de Resolução 
Conforme observado nos itens acima, na estequiometria, 
os cálculos serão estabelecidos em função da lei de Proust e 
Gay-Lussac, neste caso para reações envolvendo gases e desde 
que estejam todos nas mesmas condições de pressão e 
temperatura. 
Assim, devemos tomar os coeficientes da reação 
devidamente balanceados, e, a partir deles, estabelecer a 
proporção em mols dos elementos ou substâncias da reação. 
Exemplo: reação de combustão do álcool etílico: 
 
C2H6O + O2 → CO2 + H2O 
 
Após balancear a equação, ficamos com: 
 
 
 
Após o balanceamento da equação, pode-se realizar os 
cálculos, envolvendo os reagentes e/ou produtos dessa reação, 
combinando as relações de várias maneiras: 
 
Tipo de 
relação 
1 C2H6O (l) + 3O2 (g)  2CO2(g) 
+ 3H2O (l) 
Proporção 
em mols 
1 mol 3 mols 2 mols 3 mols 
Em massa 1.46 g 3.32g 2.44 g 3.18g 
Em 
moléculas 
6,0.1023 
3. 
6,0.1023 
2. 
6,0.1023 
3. 
6,0.1023 
Em 
volume 
(CNTP) 
é 
liquido 
3.22,4 
L 
2.22,4 
L 
é 
liquido 
 
Importante: 
- Uma equação química só estará corretamente escrita 
após o acerto dos coeficientes, sendo que, após o acerto, ela 
apresenta significado quantitativo. 
- Relacionar os coeficientes com mols. Teremos assim uma 
proporção inicial em mols; 
- Estabelecer entre o dado e a pergunta do problema uma 
regra de 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. 
 
Tipos de Cálculos Estequiométricos 
 
Relação 
quantidade 
em Mols 
Relação 
entre 
quantidade 
em Mols e 
Massa 
Relação 
entre 
Massa e 
Massa 
Relação 
Entre 
Massa e 
Volume 
Os dados do 
problema e 
as 
quantidades 
incógnitas 
pedidas são 
Os dados do 
problema 
são 
expressos 
em termos 
de 
Os dados do 
problema e 
as 
quantidades 
incógnitas 
pedidas são 
Os dados 
do 
problema 
são 
expressos 
em termos 
Importante: 
MM = massa molecular (unidades u) 
M = Massa molar (g/mol) 
Lei de Gay-Lussac: 
 Nas mesmas condições de pressão e temperatura, os 
volumes dos gases participantes de uma reação química 
têm entre si uma relação de números inteiros e pequenos. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 45 
expressos 
em termos 
de 
quantidade 
em mols. 
quantidade 
em mols (ou 
massa) e a 
quantidade 
incógnita é 
pedida em 
massa (ou 
quantidade 
em mols). 
expressos 
em termos 
de massa. 
de massa e 
a 
quantidade 
incógnita é 
pedida em 
volume** 
 
**Caso o sistema não se encontre nas CNTP, deve-se 
calcular a quantidade em mols do gás e, a seguir, através da 
equação de estado, determinar o volume correspondente. 
A resolução de problemas que envolvem a estequiometria 
será facilitada se obedecer, inicialmente à seguinte sequência: 
1º) Escreva a equação envolvida; 
2º) Acerte os coeficientes da equação (ou equações); 
Lembre-se: equação balanceada: coeficiente = número de 
mols 
 
3º) Destaque, na equação química, a(s) substância(s) 
envolvida(s) nos dados e a(s) pergunta(s) do problema; 
4º) Abaixo das fórmulas, escreva a relação molar e 
transforme-a segundo os dados do exercício (mol, gramas, 
número de átomos ou moléculas, volume molar); 
RELAÇÃO EM MASSA 
 
Os dados do problema e as quantidades de incógnitas 
pedidas são expressos em termos de massa. Exemplo: 
Na reação N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) qual a massa de 
NH3 obtida quando se reagem totalmente 3g de H2? 
Resolução: 
a) Proporção de quantidade de matérias 
3 mol de H2 –––––––– 2 mol de NH3 
 
b) Regra de três 
3 . 2g de H2 –––––––– 2 . 17g de NH3 
3g de H2 –––––––– x 
x = 102/6 = 17g de NH3 
 
RELAÇÃO MASSA VOLUME 
 
Basta lembrar que 1 mol de qualquer gás, a 0ºC e 1 atm, 
ocupa o volume de 22,4 litros. 
Exemplo: 
Na reaçãoN2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) qual o volume de N2, 
a 0ºC e 1 atm, obtido quando se reagem totalmente 3g de H2? 
Resolução: 
a) Proporção em mol 
1 mol de N2 –––––––– 3 mol de H2 
 
b) Regra de três 
22,4L de N2 –––––––– 3 . 2g de H2 
x –––––––– 3 de H2 
x = 22,4/2 = 11,2L 
 
RELAÇÃO MASSA - Nº MOLÉCULAS 
 
 Na reação gasosa N2 + H2 --------- NH3, qual o número de 
moléculas de NH3 obtido, quando se reagem totalmente 18g de 
H2? 
Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 --------2NH3. 
 Veja os dados informados (18g de H2) e o que está sendo 
solicitado (número de moléculas de NH3) e estabeleça uma 
regra de três. 
 3H2 -------------- 2NH3 
 3x2g --------------2x6,02x1023 
 18g -------------- x 
 x= 36,12x1023 ou x= 3,612x1024 
moléculas 
CÁLCULOS ENVOLVENDO EXCESSO DE REAGENTE 
 
Quando o enunciado do exercício fornecer quantidades de 
2 reagente, precisamos verificar qual deles estará em excesso, 
após terminada a reação. As quantidades de substâncias que 
participam da reação química são sempre proporcionais aos 
coeficientes da equação. Se a quantidade de reagente estiver 
fora da proporção indicada pelos coeficientes da equação, 
reagirá somente a parte que se encontra de acordo com a 
proporção; a parte que estiver a mais não reage e é 
considerada excesso. 
Por outro lado, o reagente que for totalmente consumido 
(o que não estiver em excesso) pode ser denominado de 
reagente limitante porque ele determina o final da reação 
química no momento em que for totalmente consumido. 
 
 Exemplo: Consideremos o caso da combustão do álcool: 
Uma massa de 138 g álcool etílico (C2H6O) foi posta para 
queimar com 320g de oxigênio (O2), em condições normais de 
temperatura e pressão. Qual é a massa de gás carbônico 
liberado e o excesso de reagente, se houver? 
 
 
Resolução: 
A reação balanceada é dada por: 
 
 
Só de analisarmos os dados, vemos que a massa de 
oxigênio é proporcionalmente maior que a do álcool, assim o 
oxigênio é o reagente em excesso e o álcool etílico é o reagente 
limitante. 
Calculando a massa de gás carbônico formado a partir da 
quantidade do reagente limitante: 
 
46g de C2H6O ------------88g de CO2 
138g de C2H6O ------------x 
x = 264 g de CO2 
 
 Obs.: A massa de oxigênio em excesso é determinada de 
forma análoga: 
 
46g de C2H6O ------------ 96 O2 
138g de C2H6O ------------x 
x = 288 g de O2 
 
A massa em excesso é a diferença da massa que foi 
colocada para reagir e a que efetivamente reagiu: 
320g - 288g = 32 g 
 
CÁLCULOS ENVOLVENDO REAGENTE LIMITANTE 
O reagente que é totalmente consumido é chamado 
reagente limitante. Assim que ele é consumido, não se forma 
mais produto, ou seja, a reação termina. Os demais reagentes 
são chamados reagentes em excesso. Após o término da 
reação, sobra uma certa quantidade dos reagentes em excesso: 
é a quantidade inicial menos a quantidade que reagiu. 
Para descobrir qual é o reagente limitante: imagine a 
reação hipotética a seguir: A + B → produtos, onde A e B são os 
reagentes. 
Se a questão fornece quantidades de A e B usadas na 
reação, como descobrir qual deles é totalmente consumido? 
 - escolher um dos reagentes (A, por exemplo) e supor que 
ele é o limitante; 
- calcular, usando regra de três, a quantidade de B 
necessária para consumir completamente o reagente A; 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 46 
 - se essa quantidade encontrada de B for suficiente (menor 
do que a quantidade de B dada no enunciado), então o 
reagente A é o limitante. Caso contrário, a suposição inicial 
estava errada e o outro reagente (B) é o limitante. 
Veja a resolução do exercício de revisão para ficar mais 
claro. Assim que for encontrado qual é o reagente limitante, os 
cálculos estequiométricos devem ser feitos usando apenas a 
quantidade do limitante, pois é ele que é totalmente 
consumido. 
Além disso, problemas de reagente limitante são mais 
fáceis de se resolver com as quantidades em mol, em vez de 
massa ou volume gasoso. Na dúvida, passe as quantidades para 
mol e trabalhe com elas. 
 
Exemplos: 
 
1) Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de zinco de 
acordo com a seguinte reação: 
 
 
 
Reagiu 30g de zinco e 36g de enxofre. Qual é o regente em 
excesso? 
 
Balancear a reação química: 
Dados: 
Zn = 30g 
S = 36g 
Transformar a massa em gramas para mol: 
 
 
 
Pela proporção da reação 1mol de Zn reage com 1mol de S. 
Então 0,46mol de Zn reage com quantos mols de S? 
Pode ser feita uma regra de três para verificar qual regente 
está em excesso: 
 
 
 
Então 1mol de Zn precisa de 1mol de S para reagir. Se 
temos 0,46mol de Zn, precisamos de 0,46mol de S, mas temos 
1,12mol de S. Concluímos que o S está em excesso e, portanto 
o Zn é o regente limitante. 
 
2) Quantos gramas de ZnS será formado a partir dos dados 
da equação acima? 
Para resolver esta pergunta, utiliza-se somente o valor do 
reagente limitante. 
 
 
 
 
 
 
x = 44,68g de ZnS 
 
CÁLCULO DE RENDIMENTO 
 
É comum, nas reações químicas, a quantidade de produto 
ser inferior ao valor esperado. Neste caso, o rendimento não 
foi total. Isto pode acontecer por várias razões, como por 
exemplo, má qualidade dos aparelhos ou dos reagentes, falta 
de preparo do operador, etc. 
O cálculo de rendimento de uma reação química é feito a 
partir da quantidade obtida de produto e a quantidade teórica 
(que deveria ser obtida). 
Quando não houver referência ao rendimento de reação 
envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 100%. 
 
 
Exemplo: 
Num processo de obtenção de ferro a partir do minério 
hematita (Fe2O3), considere a equação química não-
balanceada: 
 
Utilizando–se 480g do minério e admitindo-se um 
rendimento de 80% na reação, a quantidade de ferro 
produzida será de: 
Equação Balanceada: Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO 
Dados: 1Fe2O3 = 480g 
2Fe = x (m) com 80% de rendimento 
MM Fe2O3 = 160g/mol 
MM Fe = 56g/mol 
 
 
 
x = 336g de Fe 
 
Cálculo de Rendimento: 
 
 
 
x = 268,8g de Fe 
 
CÁLCULOS ENVOLVENDO PUREZA 
Com frequência as substâncias envolvidas no processo 
químico não são puras. Assim, podemos esquematicamente 
dividir uma amostra em duas partes: a parte útil e as 
impurezas. 
 
- Parte útil ou parte pura: reage no problema  p% 
- Impurezas: não reagem no processo do problema  i% 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 47 
Diante disso, é importante calcularmos a massa referente 
à parte pura, supondo que as impurezas não participam da 
reação. Grau de pureza (p) é o quociente entre a massa da 
substância pura e a massa total da amostra (substância 
impura). 
 
Exemplo: 
Considerando a reação balanceada: 
 
Qual a massa de cloreto ferroso obtida quando 1100g de 
sulfeto ferroso, com 80% de pureza, reagem com excesso de 
ácido clorídrico? (Fe = 56u; S = 32u; H = 1u; Cl = 35,5u). 
 
A informação sobre o ácido clorídrico é desnecessária, pois 
não vamos utilizá-lo em nossos cálculos, já que temos apenas 
a massa de sulfeto ferroso posta para reagir. Por outro lado, 
sabemos que o sulfeto ferroso está com impurezas. Vamos 
então calcular qual a massa deste reagente puro. 
 
1100g de FeS ________ 100% 
x _____________ 80% 
x = 880g de FeS puro. 
 
Agora sim podemos utilizar as proporções molares para 
encontrar a massa de cloreto ferroso formada na reação. 
 
1 mol de FeS _______ 1 mol de FeCl2 
88g de FeS ____________ 127g de FeCl2 
880g de FeS _______________ y 
y = 111760/88 
y = 1270g de FeCl2 
 
Sistema em que o rendimentonão é total 
Quando uma reação química não produz as quantidades de 
produto esperadas, de acordo com a proporção da reação 
química, dizemos que o rendimento não foi total. Rendimento 
de uma reação é o quociente entre a quantidade de produto 
realmente obtida e a quantidade esperada, de acordo com a 
proporção da equação química. 
 
Mediante aos exemplos acima, foi possível observar que os 
procedimentos para resolver exercícios de Cálculo 
Estequiométrico, devem seguir os seguintes passos: 
A) Escrever a equação da reação química; 
B) Acertar os coeficientes (fazer o balanceamento = igualar 
o número de átomos); 
C) Obter a PROPORÇÃO EM MOLS através dos coeficientes 
estequiométricos. 
 
Questões 
 
01. (UNICAMP) Em uma pessoa adulta com massa de 70,0 
Kg, há 1,6kg de Cálcio. Qual seria a massa desta pessoa, em Kg, 
se a Natureza houvesse, ao longo do processo evolutivo, 
escolhido o Bário em lugar do Cálcio? Dados: massas atômicas 
relativas: Ca = 40, Ba = 137. 
 
02. Determine o volume de gás hidrogênio, obtido nas 
CNTP, na reação de 40g de uma amostra de sódio, com 46% 
desse metal. (Na=23). 
Na + H2O  NaOH + 
1
2
H2 
 
03. Qual massa de uma amostra de Fe2O3, com 80% de 
pureza em relação ao óxido, produzirá 44,8g de ferro? 
 
04. No processo 2SO2 + O2  2SO3 determine a massa de 
SO3 obtida a partir de 320g de SO2, sabendo que o rendimento 
do processo é 75%. (S=32; O=16). 
 
05 (UnB-DF) A utilização sistemática da balança em 
laboratório, especialmente no estudo da variação de massa em 
reações químicas, é considerada um marco para o surgimento 
da Química Moderna. Um dos responsáveis por esse 
significativo momento da história da Química foi Antoine 
Laurent Lavoisier (1743-1794), cujas contribuições são até 
hoje utilizadas para o estudo de reações químicas, como a que 
é representada pela equação abaixo: 
 
2HCl(aq) + CaCO3(s) → CaCl2(s) + H2O(l) + CO2(g) 
 
A partir do texto, das contribuições de Lavoisier e dos 
conceitos da Química a elas relacionados, julgue os itens que 
se seguem. 
( ) De acordo com Lavoisier, se a reação química 
representada no texto for realizada em um recipiente aberto, 
a massa total dos reagentes será diferente da massa dos 
produtos contidos no recipiente após o término da reação. 
( ) Lavoisier contribuiu para consolidar a Alquimia como 
uma ciência. 
( ) Tanto a massa inercial quanto a massa gravitacional se 
conservam durante a reação citada no texto. 
( ) Na reação representada no texto, a fórmula da água 
indica que existem duas unidades de massa de hidrogênio para 
cada unidade de massa de oxigênio. 
 
 
06. Nos garimpos, utiliza-se o mercúrio para separar o 
ouro das impurezas. Quando o mercúrio entra em contato com 
a água dos rios, causa uma séria contaminação: é absorvido 
por micro-organismos, que são ingeridos pelos peixes 
pequenos, os quais são devorados pelos peixes grandes usados 
na alimentação humana. Uma das formas de medir o grau de 
intoxicação por mercúrio nos seres humanos é a determinação 
da sua presença nos cabelos. A OMS (Organização Mundial da 
Saúde) estabeleceu que o nível máximo permissível, sem risco 
para a saúde, é de 50 x l0–6 g de mercúrio, por grama de cabelo. 
Nesse sentido, pode-se afirmar que essa quantidade de 
mercúrio corresponde a: (Massa atômica: Hg = 200) (nº de 
Avogadro = 6,0 x l0–23) 
 
(A) 1,5 x 1017 átomos de Hg 
(B) 1,5 x 1023 átomos de Hg 
(C) 2,5 x 106 átomos de Hg 
(D) 150 bilhões de átomos de Hg 
(E) 200 milhões de átomos de Hg 
 
07. (UFMG-MG) Considere as seguintes equações: 
I.HCℓ + NaOH → NaCℓ + H2O 
II.H2 + ½ O2 → H2O 
III.SO3+ H2O → H2SO4 
Ocorre oxirredução apenas em: 
 
(A) I. 
(B) II. 
(C) III. 
(D) I e III. 
(E) II e III. 
 
08. (Cesgranrio-RS) Observe a reação: 
 
SnCl2 + 2 HCl + H2O2 → SnCl4 + 2 H2O 
 
A partir dela, podemos afirmar corretamente que: 
 
(A) o Sn e o Cl sofrem oxidação. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 48 
(B) o Sn sofre oxidação, e o O, redução. 
(C) o Sn sofre oxidação, e HCl, redução. 
(D) a H2O2 sofre redução, e o Cl, oxidação. 
(E) a H2O2 sofre oxidação, e o Sn, redução. 
 
09. (UFF-RJ) Alguns óxidos de nitrogênio, dentre os quais 
N2O, NO, NO2, N2O3 e N2O5, podem ser detectados na emissão 
de gases produzidos por veículos e, também, por alguns 
processos para fabricação de fertilizantes. Tais óxidos 
contribuem para tornar o ar muito mais poluído nos grandes 
centros, tornando-o nocivo à saúde. Dentre os óxidos citados, 
o que apresenta maior percentual de N é: 
 
(A) NO 
(B) NO2 
(C) N2O 
(D) N2O3 
(E) N2O5 
 
10. Como o dióxido de carbono, o metano exerce também 
um efeito estufa na atmosfera. Uma das principais fontes desse 
gás provém do cultivo de arroz irrigado por inundação. 
Segundo a Embrapa, estima-se que esse tipo de cultura, no 
Brasil, seja responsável pela emissão de cerca de 288 Gg (1Gg 
= 1 × 109 gramas) de metano por ano. Calcule o número de 
moléculas de metano correspondente. Massas molares, g/mol: 
H=1 e C=12. Constante de Avogadro = 6,0 ×1023 mol-1. 
 
Respostas 
 
01. Resposta: 
73,88 kg 
 
02. Resolução: 
Vamos calcular a parte da amostra. 
40g-------------100% 
x-----------------46% 
Essa é a massa real de sódio existente na amostra. É a 
massa que deve participar do cálculo estequiométrico. 
 
Na + H2O  NaOH + H2 
1mol ½ mol 
 
23g ---------------------
1
2
(22,4L) 
18,4g--------------------V 
V =
18,4g. 11,2L
23 g
 
V= 8,96L 
 
Resposta: 8,96 L de gás hidrogênio. 
 
03. Resolução: 
Vamos calcular a parte pura da amostra. 
 
Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 
1mol 2 mols 
 
160g ----------------------2 (56g) 
 x---------------------------44,8g 
 
x= 64g Fe2O3 (parte pura) 
 
Amostra=? 
 
 80% 
 
 
 
Perceba que 64g de Fe2O3 correspondem a 80% da 
amostra. 
64g----------------80% 
m------------------100% 
mtotal= 80g 
 
04. Resolução: 
2SO2 + O2  2SO3 
2mols 0,75 [2mols]  r=75%=0,75 
 
2(64g)-----------0,75[2(80g)] 
320g-------------x 
X=300g de SO3 
 
05. Resposta: C – E – C – E 
06. Resposta: A 
200 g------------------6,0 x1023-átomos de Hg 
50.10-6 g----------------x 
X=1,5 x 1017 átomos de Hg 
07. Alternativa B 
Sabemos que somente na equação II ocorre oxirredução 
porque somente nela há transferência de elétrons. Isso é visto 
pelo Nox: 
 
 +1 -1 +1 -2+1 +1 -1 +1 -2 
I.HCℓ + NaOH → NaCℓ + H2O (Não houve alteração no Nox 
dos elementos, portanto, não houve oxirredução). 
 
 0 0 +1 -2 
II.H2 + ½ O2 → H2O 
Observe que o hidrogênio oxidou (perdeu elétrons, seu 
Nox diminuiu), pois ele transferiu elétrons para o oxigênio, 
que reduziu. 
 
 +6-2 +1 -2 +1+6-2 
III.SO3+ H2O → H2SO4 (Não houve alteração no Nox dos 
elementos, portanto, não houve oxirredução). 
 
08. Alternativa B 
 Observe os Nox: 
 
+2 -1 +1 -1 +1 -1 +4 -1 +1 -2 
SnCℓ2 + 2 HCℓ + H2O2 →SnCℓ4 + 2 H2O 
 
O Nox do Sn aumentou de +2 para +4, o que significa que 
ele sofreu oxidação. Já o Nox do O diminuiu de -1 para -2, o que 
significa que ele sofreu redução. 
 
09. Resposta: C 
Massas molares NO=30g ; NO2=46g ; N2O=44g ; N2O3=76g ; 
N2O5=108g 
 
Porcentagem de N 
 
NO 
30g-------100% 
14g--------x 
x=46.6% 
 
NO2 
46g--------100% 
14g----------x 
x=30.4% 
 
N2O 
44g---------100% 
28g-----------x 
x=63.6% 
N2O3 
76g---------100% 
28g-----------x 
x=36.8% 
64g 
Fe2O3 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 49 
N2O5 
108g-------100% 
28g-----------x 
x=25.9% 
Logo o óxido que possui mais N é o N2O 
 
10. Resposta 
16 g -------------------- 6 × 1023 moléculas (CH4) 
228 × 109 g ------------ n 
n = 1,08 . 1034 moléculas CH4. 
 
 
 
Estudo dos Gases 
 
O estudo do comportamento dos gases deve ser feito 
semprea partir de suas três variáveis de estado: pressão, 
temperatura e volume. 
 
Equação geral dos gases 
Todo gás é constituído de partículas (moléculas) que estão 
em contínuo movimento desordenado. Esse movimento de um 
grande número de moléculas provoca colisões entre elas e, por 
isso, sua trajetória não é retilínea num espaço apreciável, mas 
sim caminham em ziguezague. Essas colisões podem ser 
consideradas perfeitamente elásticas. O estado em que se 
apresenta um gás, sob o ponto de vista microscópico, é 
caracterizado por três variáveis: pressão, volume e 
temperatura. São denominadas variáveis de estado. 
 
I. Volume 
O volume de qualquer substância é o espaço ocupado por 
esta substância. No caso dos gases, o volume de uma dada 
amostra é igual ao volume do recipiente que a contém. As 
unidades usuais de volume são: litro (L), mililitro (ml), metro 
cúbico (m3), decímetro cúbico (dm3) e centímetro cúbico 
(cm3). 
 
 
II. Temperatura 
É a medida do grau de agitação térmica das partículas que 
constituem uma substância. No estudo dos gases, é utilizada a 
escala absoluta ou Kelvin (K) e, no Brasil, a escala usual é a 
Celsius ou centígrado (°C). Portanto, para transformar graus 
Celsius (t) em Kelvin, temos: 
 
 
 
III. Pressão 
A pressão é definida como força por unidade de área. No 
estado gasoso, a pressão é o resultado do choque de suas 
moléculas contra as paredes do recipiente que as contém. A 
medida da pressão de um gás é feita através de um aparelho 
chamado manômetro. O manômetro é utilizado na medida da 
pressão dos gases, dentro de recipientes fechados. 
 
Leis Físicas dos Gases 
 
Uma dada massa de gás sofre uma transformação quando 
ocorrem variações nas suas variáveis de estado. Começamos o 
estudo modificando-se apenas duas das grandezas e a outra se 
mantém constante. 
 
 Lei de Boyle-Mariotte 
“À temperatura constante, uma determinada massa de gás 
ocupa um volume inversamente proporcional à pressão exercida 
sobre ele”. 
 
Esta transformação gasosa, onde a temperatura é mantida 
constante, é chamada de transformação isotérmica. 
 
 
Experiência da Lei de Boyle-Mariotte 
 
 
 
A lei de Boyle-Mariotte pode ser representada por um 
gráfico pressão-volume. Neste gráfico, as abscissas 
representam a pressão de um gás, e as ordenadas, o volume 
ocupado. 
 
 
 
A curva obtida é uma hipérbole, cuja equação 
representativa é PV = constante. Portanto, podemos 
representar: 
 
 
 
 Lei de Charles/Gay-Lussac 
 
“À pressão constante, o volume ocupado por uma massa 
fixa de gás é diretamente proporcional à temperatura 
absoluta." 
 
Esta transformação gasosa, onde a pressão é mantida 
constante, é chamada de transformação isobárica. As relações 
entre volume e temperatura podem ser representadas pelo 
esquema: 
 
8. Estudo dos Gases: 8.1 
Teoria cinética dos gases; 8.2 
Equação geral; 8.3 Equação de 
Clayperon; 8.4 
Transformações gasosas. 
T = t + 273 
Ct+273 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 50 
 
Graficamente, encontramos: 
 
A reta obtida é representada pela equação: V = (constante) 
· T ou V/T = constante 
 
Com isso, ficamos com: 
 
 
 
 Lei de Charles/Gay-Lussac 
“A volume constante, a pressão exercida por uma 
determinada massa fixa de gás é diretamente proporcional à 
temperatura absoluta.” 
 
Esta transformação gasosa, onde o volume é mantido 
constante, é denominada de transformação isocórica, 
isométrica ou isovolumétrica. As relações entre pressão e 
temperatura são representadas a seguir: 
 
 
 
 
Graficamente, encontramos: 
 
A reta obtida é representada pela equação: P = (constante) 
· T ou P/T = constante 
 
Com isso, ficamos com: 
 
 
 
Gás Perfeito ou Ideal 
Obedece rigorosamente às Leis Físicas dos Gases em 
quaisquer condições de temperatura e pressão. 
 
Gás Real 
Não segue o comportamento do gás ideal, principalmente 
em pressões muito altas e/ou em temperaturas baixas, porque 
ocorre alta redução de volume e as partículas, muito próximas, 
passam a interferir umas no movimento das outras. Um gás 
real aproxima-se do comportamento de um gás ideal à medida 
que diminui a pressão e aumenta a temperatura. 
 
Equação Geral dos Gases 
Esta equação é utilizada quando ocorre transformação 
gasosa em que as três variáveis de estado (P, V e T) se 
modificam simultaneamente. Ela é obtida por meio da relação 
matemática entre as transformações gasosas estudadas 
anteriormente. 
 
 
 
 
Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP, CN 
ou TPN) 
 
São definidas como condições normais de temperatura e 
pressão quando o gás é submetido a uma pressão de 1 atm e à 
temperatura de 0 °C. Portanto, podemos colocar: 
P = 1 atm = 760 mmHg 
T = 0 °C = 273 K 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 51 
Lei de Avogadro 
 
“Volumes iguais de gases quaisquer, à mesma 
temperatura e pressão, encerram o mesmo número de 
moléculas” 
 
 
 
Sendo n a quantidade em mols de cada gás, podemos 
concluir que: 
 
Determinou-se experimentalmente o volume ocupado por 
1 mol de qualquer gás nas CNTP e foi encontrado o valor 
aproximadamente igual a 22,4 L. Portanto, podemos dizer que: 
 
Equação de Clapeyron 
 
As leis de Boyle e Charles/Gay-Lussac podem ser 
combinadas com a lei de Avogadro para relacionar volume, 
pressão, temperatura e quantidade em mols de um gás. Tal 
relação é chamada de equação de estado de um gás. Ela pode 
ser encontrada das seguintes formas: 
 
Lei de Boyle-Mariotte 
V é proporcional a quando T e n são constantes. 
 
Lei de Charles/Gay-Lussac 
V é proporcional a T onde P e n são constantes. 
P é proporcional a T onde V e n são constantes. 
 
Lei de Avogadro 
V é proporcional a n quando T e P são constantes. 
Agrupando as quatro expressões encontramos: 
 
V é proporcional a (1/P)· (T) · (n) ou V = R ·(1/P) · (T) · (n), 
onde R representa a constante de proporcionalidade e é 
chamada de constante universal dos gases. A equação de 
estado pode então ser representada por: 
𝑷. 𝑽 = 𝒏. 𝑹. 𝑻 
 
Esta equação também é denominada de equação de 
Clapeyron, em homenagem ao físico francês que a determinou. 
A constante R pode assumir dois valores distintos, de acordo 
com a unidade de pressão utilizada, dentre os quais temos: 
 
 
 
Misturas gasosas15 
 
As misturas gasosas são muito comuns no cotidiano. É 
possível descobrir sua pressão e volume total através das 
pressões e volumes parciais dos gases componentes da 
mistura. 
 
15 http://www.brasilescola.com/ 
Estamos cercados mais por misturas de gases do que por 
gases isolados. O ar que respiramos é um exemplo de mistura 
de vários gases, sendo que os principais são o nitrogênio (N2), 
que corresponde a cerca de 80% do ar; e o oxigênio (O2), que 
é quase 20%. 
Visto que são tão presentes em nosso cotidiano, é 
necessário analisar duas grandezas importantes quando se 
trata de misturas gasosas, que são: pressão parcial e volume 
parcial. A seguir, ambos serão explicados: 
 
1. Pressão parcial dos gases: 
A pressão parcial de um gás é a pressão que ele exerceria 
se estivesse sozinho, nas mesmas condições de temperatura e 
volume da mistura. 
Segundo Dalton, a soma das pressões parciais dos gases 
que formam a mistura resulta na pressão total (p) da mistura. 
Por exemplo, se a pressão do ar for de 1,0 atm, a pressão 
parcial do N2 será de 0,8 (80% da pressão total) e a pressão 
parcial de O2 será igual a 0,2 % (20% da pressão total da 
mistura). 
 
Essa Lei de Dalton é mostrada também pela fração em 
quantidade de matéria (X). Essa fração no caso do nitrogênio é 
dada por 0,8 mol. 
 
1,0 mol 
PN2= p . XN2 
PN2= 1,0 atm . 0,8 = 0,8 atm. 
 
Pode-se também calcular cada pressão parcial por meioda 
equação de estado dos gases: 
Equação de estado dos gases: PV = nRT 
 
2. Volume parcial dos gases: 
Similarmente à pressão parcial, o volume parcial 
corresponde ao volume que um gás ocupa nas condições de 
temperatura e pressão da mistura. 
A Lei de Amagat diz que a soma dos volumes parciais é 
igual ao volume total, assim como o caso da pressão visto 
anteriormente. Por isso, usamos a equação de estado dos 
gases, com a única diferença que agora se coloca o volume 
parcial do gás e não a pressão: 
 
P. VN2= nN2 . RT 
 
Também é possível calcular o volume parcial de cada gás 
componente da mistura por meio da fração em quantidade de 
matéria. 
Teoria cinética dos gases 
 
São considerados primitivos os conceitos de sólido, liquido 
e gás. Assim, uma rocha é um solido, a água que escorre da 
torneira é um liquido e o ar que respiramos é um gás. Mas o 
fato dos gases apresentarem propriedades extremamente 
distintas dos sólidos e líquidos chamou a atenção de inúmeros 
cientistas em meados do século XVIII, que passaram, então, a 
estudar esse estado físico da matéria. Algumas das 
propriedades que esses cientistas estudaram são: 
 
“Um gás não tem volume próprio” 
 
O volume de um gás corresponde ao volume do recipiente 
onde ele está inserido. Se colocarmos 1Kg de ar em um 
recipiente de 100L, o volume será de 100L , mas se colocarmos 
1Kg de ar em um volume de 200L , o volume do gás será de 
200L. 
 
“Um gás não tem forma própria” 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 52 
O gás assume a forma do recipiente onde está inserido. 
Nesse aspecto, os gases são semelhantes aos líquidos, que 
também não apresentam forma própria. Entretanto, os sólidos 
independem da forma do ambiente onde está inserido, isto é, 
os sólidos apresentam forma própria. 
 
“Os gases apresentam grande compressibilidade e 
expansibilidade” 
 
Assim, ao dobrarmos a pressão exercida sobre um gás, o 
seu volume diminui pela metade (compressibilidade); por 
outro lado, ao reduzirmos a pressão exercida pela metade, seu 
volume tende a dobrar (expansibilidade). 
 
“A liquefação e a vaporização são acompanhadas por 
uma elevada variação no volume” 
Entretanto, a fusão de um sólido e a solidificação de um 
líquido são acompanhadas por pequenas variações de volume. 
Resumindo: 
 
 
Para explicar essas e outras propriedades dos gases foi 
criado um modelo gasoso, que constitui a chamada teoria 
cinética dos gases. A teoria cinética dos gases se baseia em 
quatro postulados: 
1 – o gás é formado por moléculas que se encontram em 
movimento desordenado e permanente. Cada molécula pode 
ter velocidade diferente das demais. 
2 – cada molécula do gás interage com as outras somente 
por meio de colisões (forças normais de contato). A única 
energia das moléculas é a energia cinética. 
3 – todas as colisões entre as moléculas e as paredes do 
recipiente que contém o gás são perfeitamente elásticas. A 
energia cinética total se conserva, mas a velocidade de cada 
molécula pode mudar. 
4 – as moléculas são infinitamente pequenas. A maior 
parte do volume ocupado por um gás é espaço vazio. 
Partindo desses postulados, Boltzmann e Maxwell 
mostram que a energia cinética média do total de moléculas de 
um gás ideal é proporcional à temperatura conforme a 
expressão: 
 
Onde k é a constante de Boltzmann e N é o número de 
moléculas. O valor de k pode ser calculado a partir da 
constante dos gases R e do número de Avogadro NA por: 
 
 
 
A expressão obtida mostra que a temperatura é 
proporcional à energia cinética média das moléculas de um gás 
ideal. Assim, vemos que a temperatura é uma média do grau 
de agitação das moléculas de um gás. Usando o número de 
mols, temos: 
 
 
 
 
 
Questões 
 
01. (FUVEST – SP) Um recipiente indeformável, 
hermeticamente fechado, contém 10 litros de um gás perfeito 
a 30ºC, suportando a pressão de 2 atmosferas. A temperatura 
do gás é aumentada até atingir 60º C. 
A) Calcule a pressão final do gás. 
B) Esboce o gráfico pressão versus temperatura da 
transformação descrita. 
 
02. (FAAP – SP) A 27º C, um gás ideal ocupa 500 cm3. Que 
volume ocupará a -73º C, sendo a transformação isobárica? 
 
03. (UNIMEP – SP) 15 litros de uma determinada massa 
gasosa encontram-se a uma pressão de 8,0 atm e à 
temperatura de 30º C. Ao sofrer uma expansão isotérmica, seu 
volume passa a 20 litros. Qual será a nova pressão do gás? 
 
04. O nitrogênio é considerado um gás ideal quando está 
em condições normais de temperatura e pressão. Dada uma 
massa igual a 2 Kg/m³, determine a massa de 10 litros de 
nitrogênio à pressão de 700 mmHg e à 40 °C. 
 
05. O estado de um gás perfeito é caracterizado pelas 
variáveis de estado. Quais são elas? Quais suas definições? 
 
06. (F.M. Itajubá - MG) O comportamento de um gás real 
aproxima-se do de um gás ideal quando: 
A) submetido a baixas temperaturas. 
B) submetido a baixas temperaturas e baixas pressões. 
C) submetido a altas temperaturas e altas pressões. 
D) submetido a altas temperaturas e baixas pressões. 
E) submetido a baixas temperaturas e altas pressões. 
 
07. (UF-AC). Qual deve ser a temperatura de certa 
quantidade de um gás ideal, inicialmente a 200 K, para que 
tanto o volume quanto a pressão dupliquem? 
A) 1200 K 
B) 2400 K 
C) 400 K 
D) 800 K 
E) n.d.a 
 
08. (UNB) Os microprocessadores atuais são muito 
pequenos e substituíram enormes placas contendo inúmeras 
válvulas. Eles são organizados de forma que apresentem 
determinadas respostas ao serem percorridos por um impulso 
elétrico. Só é possível a construção de dispositivos tão 
pequenos devido ao diminuto tamanho dos átomos. Sendo 
estes muito pequenos, é impossível contá-los. A constante de 
Avogadro - e não o número de Avogadro - permite que se 
calcule o número de entidades - átomos, moléculas, formas 
unitárias, etc. - presentes em uma dada amostra de substância. 
O valor dessa constante, medido experimentalmente, é igual a 
6,02.X1023 mol-1. Com relação ao assunto, julgue os seguintes 
itens. 
 
(01) A constante de Avogadro é uma grandeza, sendo, 
portanto, um número (6,02 . 1023) multiplicado por uma 
unidade de medida (mol-1). 
(02) A constante de Avogadro, por ser uma grandeza 
determinada experimentalmente, pode ter seu valor alterado 
em função do avanço tecnológico. 
(03) Massas iguais de diferentes elementos químicos 
contêm o mesmo número de átomos. 
(04) Entre os elementos químicos, o único que, em 
princípio, não está sujeito a uma variação de massa atômica é 
o isótopo do carbono de massa 12,00 u 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 53 
09. Sabendo que a massa atômica do magnésio é igual a 24 
u, determine a massa, em gramas, de um átomo desse 
elemento. (Dado: Número de Avogadro = 6,0 . 1023). 
(A) 24 g. 
(B) 4,0 g. 
(C) 24 . 10-23 g. 
(D) 4,0 . 1023 g. 
(E) 4,0 . 10-23 g. 
 
10. Uma dada massa de gás perfeito está em um recipiente 
de volume 8,0 litros, a temperatura de 7,0oC, exercendo a 
pressão de 4,0 atm. Reduzindo-se o volume a 6,0 litros e 
aquecendo-se o gás, a sua pressão passou a ser de10 atm. 
Determine a que temperatura o gás foi aquecido. 
 
Respostas 
 
01. Resposta: A 
Considerando-se que o volume do gás é constante, temos 
que a transformação é isocórica. 
Assim, 
P1 = 2atm 
P2= ? 
T1 = 30ºC (passar para Kelvin) = 273 + 30 = 303 K 
T2 = 60ºC (passar para Kelvin) = 273 + 60 = 333 K 
 
Substituindo os valores fornecidos pelo problema na 
equação da transformação isocórica, temos: 
P1/T1 = P2/T2 
2/303 = P2/333 
P2 = 2,2 atm 
Assim, podemos concluir que a pressão e a temperatura 
são grandezas diretamente proporcionais. 
Letra B) A partir da resolução do item anterior, podemos 
esboçar o gráfico da pressão em função da temperatura(pressão x temperatura). 
 
 
 
02. Resolução 
Sabe-se que: 
T1 = 27ºC = 300 K 
T2 = -73ºC = 200 K 
V1 = 500 cm3 
V2 = ? 
Da transformação isobárica temos que: 
V1/T1 = V2/T2 
500/300 = V2/200 
V2 = 333,33 cm3 
V2 = 3,33x 10-4 m3 
Podemos concluir que, para a transformação isobárica, o 
volume e a temperatura são diretamente proporcionais. 
 
03. Resolução 
Do enunciado temos: 
V1 = 15 litros 
V2 = 20 litros 
P1 = 8,0 atm 
P2 = ? 
T = 30º C = 303 K (TEMPERATURA CONSTANTE) 
Utilizando a equação da transformação isotérmica, temos: 
P1V1 = P2V2 
8x15 = P2x20 
P2 = 6 atm 
De acordo com a transformação isotérmica, a pressão e o 
volume, em uma transformação gasosa, são grandezas 
inversamente proporcionais. 
Obs.: Para a solução de problemas envolvendo as 
transformações gasosas devemos utilizar SEMPRE a 
temperatura na escala absoluta (Kelvin). 
 
04. Resolução 
Dados: 
P1= 760 mmHg 
T1: 273 K 
µ= 2Kg/ m³ 
 
Dados: 
T2= 40º C= 313 K 
V2= 10L 
P2= 700 mmHg 
 
Calculando V1 do nitrogênio: 
𝑃1 . 𝑉1
𝑇1
=
𝑃2 . 𝑉2
𝑇2
 
 
760. 𝑉1
273
= 700.
10
313
 
 
V1= 8L 
 
Calculando a massa específica do nitrogênio: 
 
µ = 𝑚
𝑉
 
 
2 = 𝑚
0,008
 
 
M=0,016 Kg 
0.5 Resolução 
As variáveis de estado são três: volume, temperatura e 
pressão. 
Volume: é o volume do recipiente que o contém. 
Temperatura: é a responsável por medir o estado de 
agitação molecular. 
Pressão: a pressão é ocasionada pelo choque que ocorre 
em suas partículas contra as paredes do recipiente que o 
contém. 
06. Resposta: D. 
Um gás real aproxima-se do ideal quanto mais alta for sua 
temperatura e menor sua pressão. 
 
07. Resposta: D. 
Dados: 
T1= 200 K 
V2= 2 V1 
 P2= 2P1 
 
𝑃1. 𝑉1
𝑇1
= 𝑃2.
𝑉2
𝑇2
 
 
𝑃1. 𝑉1
200
=
2𝑃1. 2𝑉2
𝑇2
 
 
T2= 800 K 
 
08. Respostas 
(01) Verdadeiro. 
(02) Verdadeiro. 
(03) Falso. Os átomos de diferentes elementos químicos 
possuem massas atômicas diferentes. Assim, se pegarmos 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 54 
massas iguais de diferentes elementos químicos, o número de 
átomos de cada elemento químico nessas massas será 
diferente (comparando massas iguais, quanto menor a massa 
atômica do elemento, maior o número de átomos desse 
elemento nessa massa). 
(04) Verdadeiro. 
 
09. Resposta: E 
1 mol de átomos de Mg ↔ 24 g/mol ↔ 6,0 . 1023 
átomos/mol 
x = 1 átomo . 24 g/mol 
 6,0 . 1023 átomos/mol 
x = 4,0 . 10-23 g. 
 
10. Resposta: 
 Aplicando a lei geral dos gases perfeitos, temos: 
 Onde, T0 = 7 +273 = 280K 
Substituindo na equação, os valores fornecidos pelo 
enunciado do exercício temos: 
 
Logo, T = 525K 
Fazendo a transformação para a escala Celsius, temos: T = 
525 – 273 = 252 oC 
 
 
 
 
Soluções 
 
Solução é uma mistura homogênea constituída por duas 
ou mais substâncias numa só fase. As soluções são formadas 
por um solvente (geralmente o componente em maior 
quantidade) e um ou mais solutos (geralmente componente 
em menor quantidade). Suas propriedades físicas e químicas 
podem não estar relacionadas com aquelas das substâncias 
originais, diferentemente das propriedades de misturas 
heterogêneas que são combinações das propriedades das 
substâncias individuais. As soluções incluem diversas 
combinações em que um sólido, um líquido ou um gás atua 
como dissolvente (solvente) ou soluto. 
Componentes de uma solução 
Uma solução verdadeira é constituída, no mínimo, por dois 
componentes: 
Solvente: substância presente em maior quantidade em 
uma solução, por meio da qual as partículas do(s) soluto(s) são 
 
16 PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na 
Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998. 
preferencialmente dispersas. É muito comum a utilização da 
água como solvente, originando soluções aquosas. 
Soluto: substância(s) presente(s) em menor quantidade 
em uma solução. Por exemplo, ao se preparar uma xícara de 
café solúvel, temos como soluto o café e o açúcar e como 
solvente a água quente. 
 
Exemplos: 
-Ao misturarmos 1g de cloreto de sódio (NaCl) em 1 litro 
de H2O, teremos uma solução, na qual o NaCl é o soluto e a água 
é o solvente 
-O álcool comercial comprado em supermercados trata-se 
de uma mistura homogênea entre álcool e água, geralmente 
constituída de 92% de álcool e 8% de água. Nesse caso, o álcool 
é o solvente e a água é o soluto. 
Solução – sempre formada pelo soluto e pelo solvente. 
Soluto – substância que será dissolvida. 
Solvente – substância que dissolve. 
 
As soluções podem ser formadas por qualquer combinação 
envolvendo os três estados físicos da matéria: sólido, líquido e 
gasoso. 
Exemplos de soluções no nosso dia-a-dia: 
- álcool hidratado 
- acetona 
- água minera 
- soro fisiológico 
 
 
 
Coeficiente de solubilidade 
Ao adicionar sal a um copo com água, dependendo da 
quantidade colocada neste copo, o sal se dissolverá ou não. O 
mesmo acontece quando colocamos muito açúcar no café 
preto. Nem todo o açúcar se dissolverá no café. A quantidade 
que não se dissolver ficará depositada no fundo. 
O Coeficiente de Solubilidade é a quantidade necessária 
de uma substância para saturar uma quantidade padrão de 
solvente, em determinada temperatura e pressão. Assim, a 
solubilidade é definida como a concentração de uma 
substância em solução, que está em equilíbrio com o soluto 
puro a uma dada temperatura. 
 
Exemplos: 
AgNO3 – 330g/100mL de H2O a 25°C 
NaCl – 357g/L de H2O a 0°C 
AgCl – 0,00035g/100mL de H2O a 25°C 
 
Veja que o AgCl é muito insolúvel. Quando o coeficiente de 
solubilidade é quase nulo, a substância é insolúvel naquele 
solvente. Quando dois líquidos não se misturam chamamos de 
líquidos imiscíveis (água e óleo, por exemplo). Quando dois 
líquidos se misturam em qualquer proporção, ou seja, o 
coeficiente de solubilidade é infinito, os líquidos são miscíveis 
(água e álcool, por exemplo). 
 
Classificação das soluções 
 
Uma solução pode ser classificada a partir de várias de suas 
propriedades, sendo estas: 
 
1.Quanto ao estado físico:16 
Poderemos ter uma solução em qualquer estado físico da 
matéria sendo assim: 
-Soluções Sólidas: recebem o nome de ligas, e geralmente 
tratam-se de uma mistura homogênea entre metais. Por 
exemplo, o ouro 18 quilates é uma mistura constituída por 
MAHAN, Bruce M.; MYERS, Rollie J.; Química: um curso universitário, Ed. 
Edgard Blucher LTDA, São Paulo/SP – 2002. 
9. Soluções: 9.1 Conceito; 
9.2 Classificação; 9.3 Tipos de 
concentração; 9.4 Diluição e 
volumetria. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 55 
ouro, cobre e prata. Já o bronze é uma mistura dos metais zinco 
e estanho. 
-Soluções Líquidas: podem ser de três naturezas distintas: 
Sólidos dissolvidos em líquidos: por exemplo, água do mar 
é uma solução que apresenta vários solutos, entre eles, cloreto 
de sódio, cloreto de magnésio (MgCl2) e bicarbonatos (HCO3-). 
Líquidos dissolvidos em líquidos: por exemplo, temos o 
combustível denominado gasolina, que é uma mistura de 
hidrocarbonetos derivados do petróleo, e álcool, em uma 
proporção aproximada de 80% para 20%. 
Gases dissolvidos em líquidos: por exemplo, em um 
aquário deve-se diluir gás oxigênio (O2) na água, sendo este 
gás o responsável pela respiração dos peixes. Sendo assim, 
caso o aquário não permaneça aberto, é necessário injetar-se 
regularmente este gás por meio de um cilindro. 
-Soluções Gasosas: são aquelas constituídas apenas por 
gases, sendo que toda mistura entre gases apresenta uma 
única fase, sendo, portanto, uma solução. Por exemplo, o ar 
atmosférico é uma mistura constituída por 78% de gás 
nitrogênio (N2), 21% gás oxigênio e 1% de outros gases. 
 
2. Quanto à natureza das partículasdispersas: 
De acordo com a natureza do soluto, podemos ter dois 
tipos de soluções: 
-Soluções Iônicas: são aquelas que apresentam íons 
dissolvidos. São chamadas também de soluções eletrolíticas, 
pois conduzem corrente elétricas. Por exemplo, ao diluirmos 
1g de sal de cozinha (NaCl) em água, teremos uma solução que 
apresenta os íons Na+ e Cl- dissolvidos. 
 
 
-Soluções moleculares: são aquelas formadas por moléculas 
dissolvidas. São também chamadas de não eletrolíticas, pois 
não conduzem corrente elétrica. Por exemplo, ao repetirmos o 
procedimento anterior, mas desta vez utilizando o açúcar 
(C12H22O11) ao invés do sal, perceberemos (de acordo com a 
equação abaixo) que não há separação do soluto, portanto, 
trata-se de uma solução constituída por moléculas dissolvidas, 
molecular. 
 
3.Quanto à proporção entre soluto e solvente: 
Em relação as quantidades em massa de soluto e solvente 
presente na solução, poderemos ter algumas possibilidades de 
classificação. Para compreendê-las, precisamos conhecer o 
conceito de coeficiente de solubilidade (CS). 
O CS representa a quantidade máxima de determinado 
soluto que poderemos dissolver em 100 g de água, em 
temperatura ambiente. Assim, afirmar que CS NaCl = 
37g/100g de H2O, significa que a cada 100g de água 
poderemos dissolver em temperatura ambiente, o máximo de 
37g de NaCl. Agora, poderemos compreender as classificações 
mais simples possíveis para uma solução quanto à proporção 
entre soluto e solvente. 
-Solução diluída: Pouco soluto dissolvido em relação ao 
solvente. 
Exemplo: Suco de uva 
 
-Solução insaturada: é aquela que tem uma concentração 
de soluto menor do que a de uma solução saturada, podendo 
ainda dissolver soluto adicional até se tornar uma solução 
saturada. 
Exemplo: uma solução formada por 1g de NaCl para 100g 
de água. 
 
-Solução saturada: é aquela que, ao se ir adicionando um 
soluto sólido a um solvente, atinge o ponto de equilíbrio que é 
quando não há mais condições de dissolução desse soluto. 
Exemplo: uma solução constituída por 37g de NaCl em 
100g H2O. 
-Solução supersaturada: é aquela que tem uma 
concentração de soluto maior do que a de uma solução 
saturada. É uma solução instável, não havendo equilíbrio de 
solubilidade e seu soluto tende a cristalizar-se. Esta situação é 
possível quando uma solução saturada sob certas condições é 
colocada em condições diferentes de temperatura nas quais o 
soluto é menos solúvel, retendo assim mais soluto do que 
reteria na temperatura original. 
Exemplo: uma solução constituída por mais de 37g de NaCl 
em 100g H2O. 
 
Esquematicamente essas regras se resumem no esquema 
abaixo: 
 
 
 
 
 
Solubilidade de Gases em Líquidos 
Normalmente, os gases são pouco solúveis nos líquidos. 
Dois fatores alteram consideravelmente a solubilidade: 
-Temperatura 
Todo aumento de temperatura diminui a solubilidade do 
gás no líquido. Por exemplo, para eliminar gases dissolvidos na 
água, é feito o aquecimento por um certo período de tempo. 
Sendo assim, a diminuição da temperatura facilita a 
solubilidade de um gás num líquido. 
 
-Pressão 
Quando não ocorre reação do gás com o líquido, a 
influência da pressão é estabelecida pela lei de Henry: "Em 
temperatura constante, a solubilidade de um gás num líquido é 
diretamente proporcional à pressão". 
Exemplo: Os refrigerantes apresentam grande quantidade 
de CO2 dissolvido sob pressão. Quando o refrigerante é aberto, 
a pressão diminui, fazendo com que o excesso de CO2 
dissolvido no refrigerante escape. 
 
Curvas de Solubilidade 
 
São diagramas que mostram a variação dos coeficientes de 
solubilidade das substâncias em função da temperatura. 
Analisando o gráfico ao lado, observamos que regiões abaixo 
da curva representam solução não saturada, sobre a curva, 
região saturada e acima da curva, desde que as quantidades 
permaneçam em solução, região supersaturada. O gráfico 
abaixo representa a solubilidade de várias substâncias em 
função da temperatura. 
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Conhecimentos Específicos 56 
 
 
A maioria das substâncias aumenta a solubilidade com o 
aumento da temperatura. Podemos dizer, então, que se trata 
de uma dissolução endotérmica. Para uma substância como 
Ce2(SO4)3, a solubilidade diminui com o aumento da 
temperatura; portanto, trata-se de uma dissolução exotérmica. 
O gráfico do coeficiente de solubilidade em função da 
temperatura é utilizado principalmente para informar a 
solubilidade de uma ou várias substâncias em função da 
temperatura. 
 
Exemplo: 
 
Interpretando o gráfico: 
- na temperatura de 50°C, a quantidade máxima de KNO3 
que se dissolve em 100 g de água são 80 g. A solução em 
questão é saturada; 
- para obtermos uma solução saturada KNO3 a 40°C, basta 
dissolver 60 g de KNO3 em 100 g de água; 
- se resfriarmos uma solução saturada de 50°C para 40°C, 
teremos um corpo de fundo igual a 20 g de KNO3; 
- 200 g de água a 40°C dissolvem no máximo 120 g de 
KNO3. 
 
Dispersões são sistemas em que o soluto sólido está 
espalhado uniformemente em toda a mistura. 
Uma dispersão é formada por pelo menos um disperso 
(soluto) e um dispergente (solvente). 
A classificação das dispersões é feita de acordo com o 
tamanho das partículas (dimensões) das partículas dispersas 
(soluto). Observe o resumo abaixo: 
 
Tipos de Dispersão Tamanho do disperso 
Soluções verdadeiras Até 1nm 
Dispersão coloidal ou coloide Entre 1nm até 100 nm 
Suspensões Acima de 10nm 
 
 
Dispersões Coloidais 
As dispersões são misturas em que as partículas dispersas 
têm um diâmetro compreendido entre 1 nanômetro e 1 
micrometro, partículas estas que podem ser átomos, íons ou 
moléculas. O nome coloide vem do grego “kolas”, que significa 
“que cola” e foi criado pelo químico escocês Thomas Graham, 
descobridor desse tipo de mistura. 
Nesse sistema, as partículas dispersas são 
significativamente menores do que aquelas que podem ser 
percebidas a olho nu, porém, bem maiores do que as moléculas 
individuais. Tais partículas recebem o nome de partículas 
coloidais. Devido ao seu tamanho, as partículas coloidais são 
capazes de perpassar por um filtro, mas não por uma 
membrana semipermeável. Elas são grandes o bastante para 
refletir e dispersar a luz, dispersão esta conhecida como efeito 
Tyndall. 
 
Tipos de dispersões 
-Sol: é uma dispersão coloidal na qual o dispersante é o 
líquido e o disperso é o sólido (um pouco de amido de milho 
com água) 
-Gel: é uma dispersão coloidal na qual o dispersante é o 
sólido e o disperso é o líquido (gelatina pronta e geleia) 
-Emulsão: é uma dispersão coloidal no qual o dispersante é 
o líquido e o disperso é o líquido (cremes hidratantes a base de 
óleo e água – onde para facilitar a interação, são usados 
emulsificantes (que funcionam como um "sabão" unindo água 
e óleo) 
-Espuma líquida: é a dispersão coloidal na qual o 
dispersante é o líquido e o disperso é gasoso, como por 
exemplo espuma de sabão e creme chantilly. 
-Espuma sólida: é a dispersão coloidal na qual o 
dispersante é o sólido e o disperso é gasoso, como a pedra-
pomes (usadas nos salões de beleza). 
-Aerossol sólido: é a dispersão coloidal na qual o 
dispersante é gasoso e o disperso é sólido (fumaça). 
-Aerossol líquido: é a dispersão coloidal na qual o 
dispersante é o gasoso e o disperso é o líquido (neblina). 
-Sol sólido: é a dispersão coloidal na qual o dispersante é 
sólido e o disperso é sólido (o rubi e a safira). 
 
Suspensões ou agregados 
É um caso de disperso onde as partículas apresentam 
diâmetro superior a 10 nm. Neste caso as partículas já podem 
ser vistas a olho nu ou em microscópio óptico. 
Exemplos: 
H2O mais areia é uma suspensão. 
Terra suspensa em água. 
Alguns antibióticos são exemplos de suspensões. 
O granito é um material heterogêneo, sendo visível a 
existência de partículas disseminadas narocha. 
 
Coeficiente de solubilidade 
É a quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida 
em determinada quantidade de solvente, a uma dada 
temperatura. 
O coeficiente de solubilidade é útil quando se analisa que 
haverá excesso de soluto quando suas moléculas não 
conseguirem mais realizar ligações, já que não haverá 
moléculas de solvente suficientes para a interação com as 
moléculas de soluto e colocarmos, por exemplo, 50 g de NH4Cl 
em 100 g de água e começarmos a aquecer o sistema, veremos 
que o sal que não tinha se dissolvido em 20ºC começará a 
dissolver-se. Isso acontece porque o coeficiente de 
solubilidade do NH4Cl em água aumenta com o aumento da 
temperatura, conforme o gráfico a seguir indica. 
 
 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 57 
Temperatura 
(ºC) 
Coeficiente de solubilidade do 
NH4Cl em g/100g de água 
20 37,2 
40 45,8 
60 55,2 
80 65,6 
 
 
 
Exemplo: 
Foram misturados e agitados 200g de sulfato de amônio 
com 250g de água, resultando num sistema heterogêneo que, 
por filtração, forneceu 5g de resíduo. Calcule o coeficiente de 
solubilidade do sal na temperatura em que a experiência foi 
realizada. 
Solução: 
Como foram utilizados 200g do sal para cada 250g de água 
e após filtração restou uma massa de 5g do sal, então na 
realidade, conseguiu-se dissolver apenas 195g do sal. 
Podemos usar uma regra de três simples e achar a massa 
do sal que foi dissolvida em 100g de água. 
 
195g sal_____250g água 
xg sal_______100g água 
 
x = 78 g do sal para cada 100 g de água naquela 
temperatura. Esse é o chamado coeficiente de solubilidade da 
substância em questão, ou seja, a massa máxima que se 
consegue dissolver em 100g do solvente a uma dada 
temperatura. 
 
Concentração de Soluções 
 
É o termo que utilizamos para fazer a relação entre a 
quantidade de soluto e a quantidade de solvente em uma 
solução. 
As concentrações podem ser: 
1. Concentração Comum 
2. Molaridade 
3. Título 
4. Fração Molar 
5. Normalidade 
 
Concentração Comum (C) 
É a relação entre a massa do soluto em gramas e o volume 
da solução em litros. 
 
 
 
 
Onde: 
C = concentração comum (g/L) 
m1= massa do soluto(g) 
V = volume da solução (L) 
 
Exemplo: 
Qual a concentração comum em g/L de uma solução de 3L 
com 60g de NaCl? 
 
 
 
 
 
 
 ATENÇÃO: 
 
 
Concentração comum é diferente de densidade, apesar da 
fórmula ser parecida. Veja a diferença: 
 
A densidade é sempre da solução, então: 
 
 
 
 
 
Na concentração comum, calcula-se apenas a massa do 
soluto, ou seja, m1. 
 
Densidade (d): 
A densidade de uma solução representa a relação entre a 
massa da solução e o volume da solução. 
 
Onde, 
- msolução = msoluto + msolvente 
- V = volume da solução 
Exemplo: Se uma solução apresenta d = 1,2g/mL, isso 
significa que em casa mililitro da solução existe uma massa 
total de 1,2 g. 
 
Importante: A relação massa da solução/volume da 
solução poderá ser expressa em: g/L; g/mL; g/cm³ e etc. 
 
Molaridade (M) 
A molaridade de uma solução é a concentração em número 
de mols de soluto e o volume de 1L de solução. 
 
Onde: 
M = molaridade (mol/L) 
n1= número de mols do soluto (mol) 
V = volume da solução (L) 
 O cálculo da molaridade é feito através da fórmula acima 
ou por regra de três. Outra fórmula que utilizamos é para achar 
o número de mols de um soluto: 
 
Onde: 
n = número de mols (mol) 
m1 = massa do soluto (g) 
MM = massa molar (g/mol) 
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Conhecimentos Específicos 58 
Exemplo: Qual a molaridade de uma solução de 3L com 
87,75g de NaCl? 
 
 
 
 
M=1,5/3 
M=0,5 mol/L 
n=1,5mol 
 
Portanto M=0,5 mol/L 
 
Podemos utilizar uma única fórmula unindo a molaridade 
e o número de mols: 
 
 
 
Onde: 
M = molaridade (mol/L) 
m1 = massa do soluto (g) 
MM1= massa molar do soluto (g/mol) 
V = volume da solução (L) 
 
Título ( ) e Percentual (%) 
Título em massa de uma solução é relação entre as 
massas de soluto e da solução: 
 
 
  Título em massa, também chamada de fração de massa, 
é um número puro adimensional. 
m1 massa do soluto 
m massa total da solução ou seja massa do soluto mais 
massa do solvente m= m1+m2 
 
 
 Título em porcentagem de uma solução é relação entre 
as massas de soluto e da solução dada em porcentagem: 
 
 
  Título em porcentagem, também chamada de 
porcentagem em massa de soluto, e é dado em %. 
m1 massa do soluto 
m massa total da solução ou seja massa do soluto mais 
massa do solvente m= m1+m2 
 
 Título em volume de uma solução é relação entre o 
volume de soluto e da solução, pode ser dada em porcentagem: 
 
 
  Título em volume 
V1 volume do soluto 
V volume total da solução ou seja volume do soluto mais 
volume do solvente V= V1+V2 
 
Fração molar 
É a relação entre o número de mols do soluto (ou do 
solvente) pelo número de mols da solução: 
 
 
X1fração molar do soluto 
X2fração molar do solvente 
n1 número de mols do soluto 
n2 número de mols do solvente 
n número de mols da solução 
 
Exemplo: 
Adicionando-se 52,0g de sacarose, C12H22O11 a 48,0g de 
água para formar uma solução, calcule para a fração molar da 
sacarose nesta solução: 
 Para o cálculo do n1(soluto) 
1 mol sacarose--------342g 
 X (g)----------------------52g 
 x=0,15 mol 
 
Para o cálculo do n2(solvente) 
1 mol água------------18g 
x(g)----------------------48 g 
 x=2,66 mol 
 
 
Para achar a fração molar do soluto (sacarose): 
 
 
 
 
 
 
Relações entre a concentração, o título, a densidade e 
a molaridade: 
 C= d.=M. M1 
M1 massa molar do soluto 
 
Exemplo: 
 No rótulo de um frasco de HCl há a seguinte informação: 
Título: percentual em massa = 36,5% 
Densidade = 1,18g/mL 
 
Qual a molaridade desse ácido? 
Transformar o percentual em título: 
36,5/100=0,365 
 
Depois aplicar a fórmula: 
C= 1000 d. 
C= 1000.1,18.0,365 
C= 430,7 g/L 
Para achar a molaridade: 
 C= M.MM 
430,7=M.36,5 
M= 11,8 mol/L 
 
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Conhecimentos Específicos 59 
Normalidade 
É a relação entre o número de equivalentes-gramas do 
soluto e o volume da solução em litros.” 
A normalidade é simbolizada por N. 
 
 
 
Exemplo: 
Determinar a normalidade da solução que contém 98g de 
H2SO4 dissolvidos em 1 litro da solução. massa molar do 
H2SO4 = 98g/mol 
Equivalente-grama do H2SO4 = 49g/eq. g 
 
 
 
Diluição 
Consiste em adicionar mais solvente puro a uma 
determinada solução. A massa de uma solução após ser diluída 
permanece a mesma, não é alterada, porém a sua concentração 
e o volume se alteram. Enquanto o volume aumenta, a 
concentração diminui 
Quando adiciona-se água numa solução. 
Usamos a seguinte fórmula: 
 
M1.V1=M2.V2 
 
A molaridade (M) pode ser substituída por concentração 
comum (C). 
 
Dica: no lado esquerdo da fórmula, colocamos os dados da 
solução inicial, mais concentrada e no lado direito colocamos 
a solução que foi adicionada água, a mais diluída. 
 
Mistura de solução de mesmo soluto 
 
C1V1 + C2.V2= Cf.Vf ou M1V1 + M2.V2= Mf.Vf 
 
Exemplo: 
A concentração inicial possui concentração maior (196 
g/L) do que a solução de que o químico precisa (98 g/L). Dessa 
forma, ele precisa pegar um determinado volume da solução 
inicial e diluir até atingir a concentração desejada. Mas que 
volume seria esse? 
Para descobrir basta usar a expressão: 
 
Ci . Vi= Cf . Vf. 
 
196 g/L . Vi = 98 g/L . 2 L 
 
Vi = 196 g 
 196 g/L 
 
Vi = 1 L 
 
Portanto, é preciso pegar 1 L da solução inicial e diluí-lo até 
completar dois litros, obtendo-se, dessa forma, uma solução a 
98 g/L. 
 
Mistura de solução de soluto diferente 
Neste caso, as solução são de ácido e base, portanto 
reações de neutralização. O ácido e a base reagem e formam 
um novo produto. 
Deve-se levar em conta a reação química e o coeficiente 
estequiométrico. 
 
Ma.Va.Xa=Mb.Vb.Xb 
 
Exemplo: 
Juntando-se 300mL de HCl 0,4mol/L com 200mL de NaOH 
0,6mol/L, pergunta-se quais serão as molaridades da solução 
final com respeito: 
a) ao ácido: 
b) à base: 
c) ao sal formado: 
Montar a reação química: 1 HCl + 1NaOH  1 NaCl + 1 H2O 
 300 mL 200mL 
 
 0,4 mol/L 0,6 mol/L 
 
Calcular n (número de mol) do ácido e da base: 
 
 HCl: 
0,4 mol—1000mL 
X(mol)—300 mL 
X= 0,12 mol 
 
 NaOH: 
0,6 mol—1000mL 
X(mol)—200 mL 
X= 0,12 mol 
 
Se forma 0,12mol de ácido e também de base e a proporção 
estequiométrica é 1:1, então a molaridade final de ácido e de 
base é zero porque reagiu todo o soluto. 
Calcular a molaridade do sal, antes achar o volume final: 
 
Vf=300+200 
Vf=500 mL = 0,5 L 
 
 
 
 
 
Questões 
 
01. (Unicamp-SP) Observe o diagrama de fases do dióxido 
de carbono, ao lado. Considere uma amostra de dióxido de 
carbono a 1atm de pressão e temperatura de –50 ºC e descreva 
o que se observa quando, mantendo a temperatura constante, 
a pressão é aumentada lentamente até 10 atm. 
 
 
02. Preparou-se uma solução dissolvendo-se 40g de 
Na2SO4 em 100g de água a uma temperatura de 60ºC. A seguir 
a solução foi resfriada a 20ºC, havendo formação de um sólido 
branco. 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 60 
 
 
A) Qual o sólido que se formou? 
B) Qual a concentração da solução final (20ºc). 
 
03. Calcule a concentração em g/L de uma solução com 40 
g de soluto em 500 cm3 de solução. 
 
04. Num exame laboratorial, foi recolhida uma amostra de 
sangue, sendo o plasma separado dos eritrócitos, ou seja, deles 
isolado antes que qualquer modificação fosse feita na 
concentração de gás carbônico. Sabendo-se que a 
concentração de CO2. Neste plasma foi de 0,025 mol/L, essa 
mesma concentração em g/L é de: 
 
05. Uma solução foi preparada dissolvendo-se 4,0 g de 
cloreto de sódio (NaCl) em 2,0 litros de água. Considerando 
que o volume da solução permaneceu 2,0 L, qual é a 
concentração da solução final? 
(A) 2g/L 
(B) 4g/L 
(C) 6 g/L 
(D) 8 g/L 
(E) 10 g/L 
 
06. Em uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH), 
calcule: 
A) A concentração em g/L de uma solução que contém 4,0 
g de NaOH dissolvidos em 500 mL de solução. 
B) Para preparar 300 mL de uma solução dessa base com 
concentração de 5 g/L será preciso quanto de soluto? 
C) Qual será o volume em mL de uma solução aquosa de 
hidróxido de sódio que possui exatamente 1 mol dessa 
substância (NaOH = 40 g/mol), sendo que sua concentração é 
igual a 240 g/L? 
 
07 UFMS Um único cristal de um sólido é adicionado a um 
béquer contendo uma solução daquele mesmo sólido. 
Considerando as situações abaixo, é correto afirmar que: 
 
01. A situação B aconteceria caso a solução inicial fosse 
insaturada; 
02. A situação B aconteceria caso a solução inicial fosse 
saturada; 
04. A situação A ocorreria caso a solução inicial fosse 
saturada; 
08. Ocorreria o demonstrado em C caso a solução inicial 
estivesse supersaturada; 
16. caso a solução inicial estivesse insaturada, poderíamos 
observar a situação A após a adição do cristal. 
Dê, como resposta, a soma das alternativas corretas. 
08.UFR-RJ Observe o gráfico abaixo e responda às 
questões que se seguem. 
A) Qual a menor quantidade de água necessária para 
dissolver completamente, a 60ºC, 120 g de B? 
B) Qual a massa de A necessária para preparar, a 0ºC, com 
100 g de água, uma solução saturada (I) e outra solução 
insaturada (II) ? 
 
 
 
09.U. Alfenas-MG Adicionou-se 1,360 g de sulfato de 
cálcio a 200 mL de água, obtendo-se uma solução X. O sólido 
não dissolvido foi separado por filtração e, depois de seco, 
pesado. Quantos gramas de sulfato de cálcio são recuperados 
depois da filtração? 
(A) 1,224 g 
(B) 1,360 g 
(C) 5,10 g 
(D) 0,136 g 
(E) 1,088 g 
Massa molar (g/mol): CaSO4 = 136; solubilidade do CaSO4 
= 5.10–3 mol/L de água 
 
10. (UFBA) Sobre soluções, pode-se afirmar: 
(01) O latão, mistura de cobre e zinco, é uma solução sólida. 
(02) Soluções saturadas apresentam soluto em quantidade 
menor do que o limite estabelecido pelo coeficiente de 
solubilidade. 
(04) A variação da pressão altera a solubilidade dos gases 
nos líquidos. 
(08) O etanol é separado do álcool hidratado por destilação 
simples. 
(16) Dissolvendo-se 30 g de NaCl em água, de tal forma que 
o volume total seja 500 mL, a concentração da solução obtida 
é igual a 0,513 mol/L. 
(32) Adicionando-se 0,30 L de água a 0,70 L de uma 
solução 2 mol/L de HCl, a concentração da solução resultante 
é igual a 1,4 mol/L. 
(64) A solubilidade de qualquer substância química, em 
água, aumenta com o aumento da temperatura. 
 
Respostas 
 
01. Resolução: 
Observando o gráfico, temos: 
 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 61 
A –50 ºC e 1 atm, o dióxido de carbono encontra-se no 
estado gasoso. Mantendo-se a temperatura constante e 
elevando-se a pressão, temos que: 
• ao redor de 5 atm, ele passa para o estado líquido; 
• ao redor de 7 atm, ele passa para o estado sólido. 
Portanto, a –50 ºC e 10 atm ele está no estado sólido 
 
02. Resolução: 
A) Na2SO4.10H2O 
Observando-se o gráfico dá para perceber que a 60º C é 
possível dissolver uma massa maior do que 40g. Logo, termos 
uma solução insaturada. Porém, ao se resfriar a solução para 
20ºC observamos que a solubilidade do sal diminui para uns 
20g. Logo, termos a formação do precipitado a que 
corresponde à curva, nesta temperatura: Na2SO4.10H2O. 
 
B) 0,2 g de sal/g H2O. 
Se temos dissolvidas 20g de sal em 100g de água, teremos, 
então, 0,2g de sal para cada grama de água. 
 
03. Resolução: 
Massa do soluto = 40 g 
Volume da solução = 500 cm3 = 0,5 L 
Concentração da solução = ? (g/L) 
40 g de soluto ------------------ 0,5 L de solução 
X ------------------------------ 1,0 L de solução 
X = 80 g de soluto 
Desta forma ficamos com: C = 80 g/L 
 
04. Resolução: 
C = 1,1g/L 
 
05. Resposta A. 
C = m1 →C = 4,0 g →C = 2,0 g/L 
 V 2,0 L 
 
06. Resolução 
A) 
1 L ---------- 1000 mL 
X ------------500 mL 
X = 500/1000 
X = 0,5 L 
 
 
C = m1 →C = 4,0 g /0,5L →C = 8,0 g/L 
 V 
 
B) 1 L ---------- 1000 mL 
X ------------300 mL 
X = 300/1000 
X = 0,3 L 
 
C = m1 →5 g/L = m1/0,3L→ m1 = 1,5 g 
 V 
 
C) 240 g--------------- 1000 mL (1 L) 
40 g --------------- x 
X = (40 g). (1000 mL)/240 g 
X = 166, 7 mL 
 
07. Resposta 
01 + 04 + 08 = 13 
 
08. Resposta 
A) Pelo gráfico, a 60ºC, 40 g de B se dissolve em 100 g de 
H2O. 
Então: 
40 g → 100 g H2O 
120 g → x 
x = 300 g H2O 
b) Para a solução saturada, a 0°C, 100 g de água dissolve, 
no máximo, 10 g de A. 
Para a solução insaturada, a 0°C, 100 g de água dissolve 
uma massa de A inferior a 10 g. 
 
09. Resposta A. 
Inicialmente calcula-se a massa de CaSO4 dissolvida em 1 L 
= 1000 mL de água: 
136 g ------------- 1 mol 
m ------------------ 5.10-3 mol 
m = 0,68 g de CaSO4 em 1000 mL de água 
 
Em segundo lugar, calcula-se a massa de CaSO4 em 200 mL 
de água: 
1000 mL de água --------------- 0,68 g de CaSO4 
200 mL de água ----------------- Y 
Y = 200 x 0,68 / 1000 
Y = 0,136 g de CaSO4 em 200 mL de águaComo foram adicionados 1,360 g de CaSO4 e só 
dissolveram-se 0,136 g desse sal, então o sólido não dissolvido 
é: 
M = 1,360 - 0,136 
M = 1,224 g de CaSO4 
 
10. Resposta: Soma (37) 
São verdadeiras: 01, 04 e 32. 
(01) Verdadeiro. O latão, mistura de cobre e zinco, é uma 
solução sólida. 
(02) Falso. Soluções saturadas apresentam soluto 
dissolvido em quantidade igual ao coeficiente de solubilidade. 
(04) Verdadeiro. A variação da pressão altera a 
solubilidade dos gases nos líquidos. Aumentando a pressão, a 
solubilidade aumenta (Lei de Henry). 
(08) Falso. O etanol é separado do álcool hidratado por 
destilação fracionada. 
(16) Falso. Dissolvendo-se 30 g de NaCl em água, de tal 
forma que o volume total seja 500 mL, a concentração da 
solução obtida é igual a 1,26 mol/L. Observe os cálculos: 
1 mol de NaCl ----------- 58,5 g de NaCl 
 x-------------- 30 g de NaCl 
 x ≈ 0,513 mol de NaCl 
 
0,513 mol de NaCl -------- 0,5 L de solução 
 y --------------- 1 L de solução 
 y = 1,026 mol/L de NaCl 
 
(32) Verdadeiro. Adicionando-se 0,30 L de água a 0,70 L de 
uma solução 2 mol/L de HCl, a concentração da solução 
resultante é igual a 1,4 mol/L. Veja os cálculos: 
 
1 L de solução ----------- 2 mol de HCl 
0,70 L de solução -------------- z 
 Z = 1,40 mol de HCl 
 
(64) Falso. Existem substâncias que têm a solubilidade em 
água diminuída com aumento da temperatura, é o caso, por 
exemplo, dos gases. 
 
 
 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 62 
 
 
Termoquímica 
 
A termoquímica é uma parte da termodinâmica que 
estuda as trocas de calor desenvolvidas durante uma reação 
química entre o sistema e o meio ambiente, além do possível 
aproveitamento desse calor na realização de trabalho. 
Vamos agora definir alguns conceitos importantes na 
termoquímica: 
 
-Caloria 
Uma caloria é a quantidade de calor necessária para 
aquecer um grama de água de 14,5°C a 15,5°C. Seu múltiplo é 
a quilocaloria, (kcal) 
 
-Calor 
Calor é a energia que se transfere entre dois corpos com 
diferentes temperaturas. 
 
-Temperatura 
Temperatura é uma grandeza do calor. você não tira a 
temperatura corporal, você verifica. Se tirar a temperatura do 
seu corpo, morre. 
 
-Calor de reação 
Calor de reação representa à variação de entalpia (calor 
absorvido) observada em uma reação, e sua classificação 
depende do tipo de reação decorrente. Esse calor de reação 
recebe, conforme a reação, as seguintes denominações: calor 
de formação, calor de combustão, calor de neutralização etc. 
 
- Calor de Formação 
É a quantidade de calor liberada ou absorvida durante a 
formação de 1 mol de um composto, a partir de substâncias 
simples, no estado padrão. Por exemplo: a 25 °C e 1 atm, 
temos: 
 
H2(g) + 1/2 O2(g) → 1 H2O(l) ΔH = –68,4 kcal / mol, 
 
Interpretação: para formar um mol de água líquida, a partir 
de substâncias simples, H2(g) e O2(g), no estado padrão (25 °C, e 
1 atm, estado físico e alotrópico mais estável) há a liberação de 
68,4 kcal. Os valores das entalpias de formação são muito 
importantes, pois representam a própria entalpia de 1 mol da 
substância que está sendo formada, já que, nas reações de 
formação, Hi é sempre zero. 
 
- Calor de Combustão 
A reação entre uma substância e o oxigênio chama-se 
reação de combustão. A energia liberada na combustão 
completa de 1 mol de uma substância no estado padrão é 
chamada de entalpia de combustão. É a variação de entalpia 
(ΔH) na combustão de 1 mol de uma substância a 25°C e 1 atm. 
Exemplo: 
 
C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l) ΔHc = – 673 
kcal/mol 
Assim, a combustão de 1 mol de glicose libera 673 kcal. 
O ΔH nesse caso é sempre negativo, pois as combustões 
são sempre exotérmicas. 
Entalpia (ΔH) 
 
Entalpia é o conteúdo de calor de um sistema, à pressão 
constante. Não é possível fazer a medida absoluta da entalpia 
de um sistema, mas podemos medir (com calorímetros), a 
variação de entalpia, ΔH, que ocorre numa reação. Esta 
variação é entendida como a diferença entre a entalpia final 
(dos produtos da reação) e a entalpia inicial (dos reagentes da 
reação), conforme observado abaixo: 
 
Estado inicial → Estado final 
 
H1 → H2 
 
∆H = H2 – H1 
 
Ou 
 
∆H = HP – HR 
Tipos de entalpia 
a) Entalpia de Formação 
É a quantidade de energia absorvida ou liberada quando 
um mol de substâncias simples reage e o produto final é uma 
única substância composta. 
Exemplo: 
 
H2 + 1/2 O2 → H2O 
 
b) Entalpia de combustão 
É quantidade de energia envolvida na queima de 1 mol de 
uma determinada substância na presença de gás oxigênio. 
Nesse caso, todas as substâncias envolvidas estão no estado 
padrão. 
Exemplo: 
 
CH4 + O2 → CO2 + H2O 
 
c) Entalpia de neutralização 
É a quantidade de energia liberada ou absorvida quando 
um mol de hidrônio (H+) reage com um mol de hidróxido (OH-
), estando ambos presentes em soluções diluídas. De uma 
forma geral, teremos uma entalpia de neutralização sempre 
que uma solução ácida for misturada com uma solução básica. 
Exemplo: 
 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O 
 
d) Entalpia de decomposição 
É a quantidade de energia absorvida ou liberada quando 
um mol de uma substância composta decompõe-se e o produto 
final são várias substâncias simples. 
 
Tipos de reações 
Vamos estudar as trocas de energia, na forma de calor, 
envolvidas nas reações químicas e nas mudanças de estado 
físico das substâncias. Esse estudo é denominado 
termoquímica. São dois os processos em que há troca de 
energia na forma de calor: o reações exotérmicas e o 
endotérmicas. 
 
Reações exotérmicas 
É aquele que ocorre com liberação de calor ambiente e sua 
entalpia diminui. Essas reações possuem um balanço negativo 
de energia quando se compara a entalpia total dos reagentes 
com a dos produtos. Assim, a variação na entalpia final é 
negativa (produtos menos energéticos do que os reagentes) e 
indica que houve mais liberação de energia, na forma de calor, 
para o meio externo que absorção – também sob forma de 
calor. 
10. Termoquímica: 10.1 
Energia e calor; 10.2 Entalpia; 
10.3 Fenômenos exotérmicos 
e endotérmicos; 10.4 
Entalpias de formação das 
substâncias e de combustão; 
10.5 Lei de Hess. 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 63 
 
Exemplos de Reações Exotérmicas 
-½ O2(g) + H2(g) -> H2O(l) (ΔH = -68,3 kcal/mol ou -285,49 
kJ/mol) 
-½ H2(g) + ½ Cl2(g) -> HCl(g) (ΔH = -22,0 kcal/mol ou -91,96 
kJ/mol) 
-½ H2(g) + ½ Br2(g) -> HBr(g) (ΔH = -8,6 kcal/mol ou -35,95 
kJ/mol) 
-C(s) + ½ O2(g) -> CO(g) (ΔH = -26,4 kcal/mol ou -110,35 
kJ/mol) 
 
Diagrama de Entalpia das reações exotérmicas 
No diagrama de entalpia, relacionamos num eixo vertical 
os valores de Hp e Hr e podemos, portanto, calcular o valor de 
ΔH. 
 
 
Reações endotérmicas 
É aquela que ocorre com absorção de calor e sua entalpia 
aumenta. Assim, a variação dessa energia (variação de 
entalpia) possui sinal positivo (+ΔH) e indica que houve mais 
absorção de energia do meio externo que liberação. Ambas em 
forma de calor. 
 
Exemplos de Reações Endotérmicas 
-½ H2(g) + ½ I2 (g) -> HI(g) (ΔH = +6,2 kcal/mol ou +25,92 
kJ/mol) 
-2C(s) + H2(g) -> C2H2(g) (ΔH = +53,5 kcal/mol ou +223,63 
kJ/mol) 
Diagrama de Entalpia das reações endotérmicas 
 
 
 
Equações termoquímicas 
As equações termoquímicas servem para representar as 
reações ou processos que envolvem trocas de calor, cujo valor 
é mostrado na variação da entalpia simbolizada pelo ΔH. 
Nessas equações aparecem os mesmos símbolos (como as 
fórmulas e os estados físicos das substâncias) e números 
(como índices e coeficientes) que aparecem em uma equação 
química normal.S(R) + 1 O2(g) → 1SO2(g) ΔH = –70,92 kcal (a 25ºC e 1atm) 
Interpretação: 1 mol de enxofre rômbico (R) reage com 1 
mol de oxigênio gasoso, liberando 70,92 kcal para formar 1 
mol de dióxido de enxofre gasoso. 
 
1C(gr) + 2S(R) → 1CS2(l) ΔH = 18 kcal (a 25ºC e 1atm) 
 
Interpretação: 1 mol de carbono grafite (gr) reage com 2 
mols de enxofre rômbico ocorrendo a absorção de 18 kcal para 
formar 1 mol de dissulfeto de carbono líquido. 
 
Lei de Hess 
Germain Herman Hess, ao estudar os calores de reação, 
constatou que: "A variação de entalpia (ΔH) de uma reação 
química depende apenas dos estados final e inicial, não 
importando o caminho da reação". Esta importante lei 
experimental foi chamada de lei dos estados final ou inicial, lei 
de adição de calores ou Lei de Hess. 
Seja uma reação genérica A → B da qual se quer determinar 
o ΔH. Esta reação pode ser realizada por diversos caminhos, 
onde, para cada um deles, os estados inicial e final são os 
mesmos. 
 
 
 
Para que A se transforme em B temos 3 caminhos: 
A → B 
A → C → D → B 
A → E → B 
 
Sendo que: ΔHx = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 ou ΔHx = ΔH4 + ΔH5 
 
Diante disso, não importa o número de etapas que o 
processo apresenta, o ΔH da reação total será a soma dos ΔH 
das diversas etapas, e em consequência a equação 
termoquímica pode ser tratada como uma equação 
matemática. Assim, quando usamos a Lei de Hess no cálculo do 
ΔH de uma reação, devemos arrumar as equações fornecidas 
de modo que a soma delas seja a equação cujo ΔH estamos 
procurando. Para isso, usamos os seguintes procedimentos: 
- Somando várias equações, somamos também os 
respectivos ΔH; 
- Invertendo a equação, invertemos também o sinal do ΔH; 
- Multiplicando uma equação por um número qualquer 
(diferente de zero), multiplicamos também o ΔH, pelo mesmo 
número. 
 
Cálculo do ∆H de uma reação, usando a lei de Hess 
 
Podemos calcular o ∆H de uma reação trabalhando 
algebricamente as equações termoquímicas. Considere as 
reações abaixo, a 25°C e 1 atm 
1) C(grafita) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 94,1 kcal 
2) H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O (l) ∆H = - 68,3 kcal 
3) CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2H2O (ι) ∆H = - 212,8 kcal 
 
Vamos determinar o ∆H da reação: C(grafita) + 2H2(g) → 
CH4(g) ∆H = ? 
Siga os passos abaixo: 
a) escreva a equação 1. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 64 
b) escreva a equação 2 multiplicada por 2. 
c) escreva a equação inversa de 3. 
 
Assim, basta soma-las 
C(grafita) + O2(g) → CO2(g); ∆H = - 94,1 kcal 
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l); ∆H = - 136,6 kcal 
CO2(g) + 2H2O(l) → CH4(g) + 2O2(g); ∆H = + 212,8 kcal 
C(grafita) + 2H2(g) → CH4(g); ∆H = - 17,9 kcal 
 
Através da lei de Hess, as equações termoquímicas podem 
ser somadas como se fossem equações matemáticas ou 
algébricas. 
 
A reação espontânea e não-espontânea 
A reação espontânea é aquela que percorre por si mesma. 
Toda reação espontânea libera energia livre, enquanto a 
energia não-espontânea absorve energia livre. 
 
Questões 
 
01. Quantidades diferentes de entalpia são envolvidas na 
combustão de etanol, C2H5OH, e etileno, C2H4, como mostram 
as equações I e II: 
 
I) C2H5OH (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) ΔH = – 1368 
kJ/mol de etanol 
II) C2H4 (g) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH = – 1410 kJ/mol 
de etileno 
 
Sob condições adequadas, é possível obter etanol a 
partir da reação representada pela equação III) C2H4 (g) + 
H2O (l) → C2H5OH (l) 
 
A) Qual é a variação de entalpia envolvida por mol de C2H4 
consumido na reação (III)? 
B) Esta reação absorve ou libera calor? Explique. 
C) Sabendo-se que a entalpia de formação de H2O (l) é – 286 
kj/mol e que a do C2H4 (g) é 52 kj/mol, calcule a entalpia de 
formação por mol de C2H5OH (l). 
 
02. Escreva as equações correspondentes à entalpia de 
formação de: 
A) C3H8 (g) 
B) C2H6O (l) 
 
03. Represente por equação termoquímica as seguintes 
equações: 
(A) 2 NH4NO3(s) - 411,2 kJ → 2 N2(g) + O2(g) + 4 H2O(ℓ) 
(B) HgO(s) + 90 kJ → Hg(ℓ) + ½ O2(g) 
(C) 2 Na(s) + 2 H2O(ℓ) → 2 NaOH + H2(g) + 281,8 kJ 
(D) CO2(g) + H2(g) + 122,8 kJ → CO(g) + 6 H2O(g) 
(E) C4H10(g) + 13/2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(ℓ) + 2,9 kJ 
(F) HCℓ(g) + H2O(ℓ) → HCℓ(aq) + 18 kcal 
 
 
 
04. (PUC-MG-adaptado) Sejam dadas as equações 
termoquímicas, todas a 25 ºC e 1 atm: 
I- H2(g)+ ½ O2(g) →H2O(l) ∆H = -68,3 kcal/mol 
II- 2Fe(s)+ 3/2 O2(g)→Fe2O3(s) ∆H = -196,5 kcal/mol 
III- 2Al(s)+ 3/2 O2(g)→Al2O3(s) ∆H = -399,1 kcal/mol 
IV - C(grafite)+ O2(g)→ CO2(g) ∆H = -94,0 kcal/mol 
V- CH4(g) + O2(g) → CO2(g)+ H2O(l) ∆H = -17,9 kcal/mol 
Exclusivamente sob o ponto de vista energético, das 
reações acima, a que você escolheria como fonte de energia é: 
(A)I 
(B)II 
(C) III 
(D) IV 
(E) V 
05. (UFR-RJ) A decomposição da água oxigenada sem 
catalisador exige uma energia de ativação de 
18,0 kcal/mol. Entretanto, na presença de platina (catálise 
heterogênea) e de catalase (catálise homogênea) a energia de 
ativação cai para 12,0 e 5,0 kcal/mol, respectivamente, como 
pode ser observado no gráfico abaixo. 
 
A reação de decomposição é endotérmica ou exotérmica? 
Justifique. 
 
06. (UFRJ) De acordo com a Coordenadoria Municipal de 
Agricultura, o consumo médio carioca de coco verde é de 8 
milhões de frutos por ano, mas a produção do Rio de Janeiro é 
de apenas 2 milhões de frutos. Dentre as várias qualidades 
nutricionais da água-de-coco, destaca-se ser ela um isotônico 
natural. A tabela acima apresenta resultados médios de 
informações nutricionais de uma bebida isotônica comercial e 
da água-de-coco. 
 
 
A) Uma função importante das bebidas isotônicas é a 
reposição de potássio após atividades físicas de longa duração; 
a quantidade de água de um coco verde (300 mL) repõe o 
potássio perdido em duas horas de corrida. Calcule o volume, 
em litros, de isotônico comercial necessário para repor o 
potássio perdido em 2 h de corrida. 
B) A tabela a seguir apresenta o consumo energético médio 
(em kcal/min) de diferentes atividades físicas. Calcule o 
volume, em litros, de água-de-coco necessário para repor a 
energia gasta após 17 minutos de natação 
 
 
 
07. (UNICAMP-SP) Considere uma gasolina constituída 
apenas de etanol e de n-octano, com frações molares iguais. As 
entalpias de combustão do etanol e do n-octano são –1368 e – 
5471 kJ/mol, respectivamente. A densidade dessa gasolina é 
0,72 g/cm3 e a sua massa molar aparente, 80,1 g/mol. 
A) Escreva a equação química que representa a combustão 
de um dos componentes dessa gasolina. 
B) Qual a energia liberada na combustão de 1,0 mol dessa 
gasolina? 
C) Qual a energia liberada na combustão de 1,0 litro dessa 
gasolina? 
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Conhecimentos Específicos 65 
08. (U.E. Ponta Grossa-PR) Considere a representação 
gráfica da variação de entalpia ao lado. 
Entre os processos que ela pode representar figuram: Σ 
 
 
01. A fusão da água; 
02. A vaporização da água; 
04. A oxidação da gordura; 
08. A combustão da gasolina; 
16. o preparo de uma solução aquosa de NaOH, com 
aquecimento espontâneo do frasco. 
Dê, como resposta, a soma das afirmativas corretas. 
 
Respostas 
 
01. Resolução: 
A) Para calcular o ΔH da reação III, devemos inverter a 
equação I e manter a equação II. 
 
2 CO2 (g) + 3 H2O (l) → C2H5OH (l) + 3 O2 (g) ΔH = + 1368 kJ
 
C2H4 (g) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH = – 1410 kJ
 
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
–––––––––– 
C2H4 (g) + H2O (l) → C2H5OH (l) ΔH = – 42 kJ/mol
 
B) Libera calor, pois ΔH é negativo.
 
C) Cálculo da entalpia de formação do C2H5OH (l): 
C2H4 (g) + H2O (l) → C2H5OH (l) ΔH = – 42 kJ/mol
 
+ 52 kJ – 286 kJ x 
HR HPΔH = HP – HR ∴ – 42 = x – (+ 52 – 286) ∴ x = – 276 kJ/mol 
 
02. Resolução 
A) 3 C(grafite) + 4 H2 (g) → C3H8 (g) 
B) C2H6O (l) 
Resolução: 2 C(grafite) + 3 H2(g) + 1/2 O2(g) → C2H6O(l) 
 
C) Na2SO4 (s) 
Resolução: 2 Na(s) + S(rômbico) + 2 O2(g) → Na2SO4(s) 
 
03. Resolução 
(A) 2 NH4NO3(s) → 2 N2(g) + O2(g) + 4 H2O(ℓ) ∆H = - 205,6 
kJ/mol de NH4NO3(s) 
(B) HgO(s) → Hg(ℓ) + ½ O2(g) ∆H = + 90 kJ/mol 
(C) 2 Na(s) + 2 H2O(ℓ) → 2 NaOH + H2(g) ∆H = - 140,9 kJ/mol 
de Na(s) 
(D) CO2(g) + H2(g) → CO(g) + 6 H2O(g) ∆H = + 122,8 kJ/mol 
(E) C4H10(g) + 13/2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(ℓ) ∆H = - 2,9 
kJ/mol 
(E) HCℓ(g) + H2O(ℓ) → HCℓ(aq) + ∆H = - 18 kcal/mol 
 
 
 
 
17 Usberco, J.; Salvador, E. 2002. Química. Editora Saraiva. 
04. Resposta C. 
Todas as reações são exotérmicas, liberando calor, pois os 
valores de ∆H são todos negativos. Mas o que libera mais 
energia é a reação III. 
 
05. Resposta 
A reação de decomposição demonstra ser exotérmica, ou 
seja, a entalpia dos produtos é menor que a entalpia do 
reagente, portanto houve liberação de calor. 
 
06. Resposta 
a) 100 ml — 200 mg 
100 ml – 10 mg 
300 ml — x 
y — 600 mg 
x = 600 mg 
y = 6.000 ml ≅ 6 L 
 
b) 1 min — 10 kcal 
100 ml — 68 kcal 
17 min — x 
y — 170 kcal 
x = 170 kcal 
y = 250 ml ≅ 0,25 L 
 
07. Resposta 
a) C8H18(l) + 25 O2(g) → 8 CO2(g) + 9 H2O(g) n-octano ou 
C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g) etanol 
 
b) ΔHgasolina = — 3419,5 kJ/mol gasolina 
 Como essa gasolina é constituída apenas de etanol e n-
octano e eles têm frações molares iguais, então as proporções 
molares deles também são iguais. A "receita" dessa gasolina 
pode ser encarada assim: 
 
0,5 mol de etanol ⇒ 1368 × 0,5 = 684 kJ liberados 
0,5 mol de octano ⇒ 5471 × 0,5 = 2736 kJ liberados 
Total = 3420 kJ liberados 
 
c) ΔHgasolina = 3,07 . 104 kJ 
1 litro corresponde a 720 g de gasolina ⇒ 720 / 80,1 ≅ 9 
mols 
1 mol ⇒ 3420 kJ 
9 moles ⇒ × 
× = 30742 kJ liberados 
 
08. Resposta 
04 + 08 + 16 = 28 
 
 
 
Cinética Química17 
 
O conhecimento e o estudo da velocidade das reações, além 
de ser muito importante em termos industriais, também está 
relacionado ao nosso dia-a-dia, por exemplo, quando 
guardamos alimentos na geladeira para retardar sua 
decomposição ou usamos panela de pressão para aumentar a 
velocidade de cozimento dos alimentos. 
O estudo da velocidade das reações químicas e dos fatores 
que podem acelerá-la ou retardá-la constitui a chamada 
 
11. Cinética química: 11.1 
Velocidade de uma reação 
química; 11.2 Fatores que a 
influenciam a velocidade; 11.3 
Lei da ação das massas. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 66 
cinética química. Este estudo é sem dúvida de grande 
importância na nossa vida cotidiana, já que muitas reações 
químicas de interesse industrial podem ser aceleradas, 
gastando menos tempo para ocorrerem e, portanto, tornando 
o processo mais econômico. 
 
Velocidade das reações 
 
A velocidade média de uma reação, isto é, a velocidade de 
consumo de um reagente ou de formação de um produto é 
calculada em função da variação da quantidade de reagentes e 
produtos pela variação do tempo. 
A expressão da velocidade média será dada por: 
 
𝑉
𝑚=
∆𝑆
∆𝑡
 = 
∆𝑆
∆𝑡
 = 
[𝑆 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙]−[𝑆 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙]
𝑡 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙−𝑡 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
 
 
Para calcular o Δ [reagentes], é necessário observar que ele 
apresenta um valor menor do que zero, ou seja, um valor 
negativo, pois a concentração final é menor do que a inicial. 
Para não trabalhar com valores negativos, usamos –Δ 
[reagentes] na expressão da velocidade média dos reagentes. 
Assim, a velocidade média é expressa por: 
 
𝑉
𝑚=
−∆[𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 ]
∆𝑡
 𝑜𝑢 = 𝑉
𝑚=
∆[𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 ]
∆𝑡
 
 
Exemplo de aplicação dessa expressão: O gráfico a seguir 
mostra a variação da concentração em mol/L da água 
oxigenada em função do tempo. A decomposição da água 
oxigenada é dada pela equação: 
 
2 H2O2(aq) 2 H2O(l) + O2(g) 
 
 
 
Quando analisarmos os valores das velocidades médias de 
consumo do H2O2, notamos que eles não são constantes e que 
o valor máximo é encontrado no início da reação. Diante disso, 
concluímos que a velocidade média diminui de acordo com a 
diminuição da concentração. 
Com base nos dados do gráfico e conhecendo a 
estequiometria da reação, em que a decomposição de 2 mol de 
H2O2 produz 2 mol de H2O e 1 mol de O2, podemos construir 
um novo gráfico, que indique a concentração em mol/L dos 
produtos. 
 
 
 
Analisando a velocidade média das três substâncias 
envolvidas na reação num mesmo intervalo de tempo, por 
exemplo, de 0 a 10 min (Δt = 10 min), temos: 
 
 
Consumo de H2O2 Formação de H2O2 
Formação de H2O2 
 
𝑉𝑚 = 
−(0,5−0,8)
10
 𝑉𝑚 = 
(0,3−0)
10
 
 𝑉𝑚 = 
(0,15−0)
10
 
 
𝑽𝒎= 0,03 mol.L-1 min -1 𝑽𝒎= 0,03 mol.L-1 min -1 
𝑽𝒎= 0,015 mol.L-1 min -1 
 
Assim, concluímos que os valores das velocidades médias 
obedecem à proporção estequiométrica da reação: 2: 2: 1. 
Se dividirmos os valores das velocidades médias pelos 
respectivos coeficientes estequiométricos, encontraremos um 
mesmo valor, que será considerado o valor da velocidade 
média da reação. 
 
𝑉𝑚 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 =
𝑉𝑚 𝐻2𝑂2
2
 = 
𝑉𝑚 𝐻2𝑂
2
 = 
𝑉𝑚 𝑂2
2
 = 0,015 mol.L-1 min -1 
 
Assim, para a reação dada: 
 
aA + bB cC 
 
Temos: 
 
𝑉𝑚 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 =
𝑉𝑚𝐴
𝑎
 = 
𝑉𝑚 𝐵
𝑏
 = 
𝑉𝑚 𝐶
𝑐
 
 
Condições para ocorrência de reações 
 
Para que uma reação química ocorra, devem ser satisfeitas 
determinadas condições. São elas: 
 
Afinidade Química - É a tendência intrínseca de cada 
substância de entrar em reação com uma outra substância. Por 
exemplo: ácidos têm afinidades por bases, não-metais têm 
afinidades por metais, reagentes nucleófilos têm afinidade por 
reagentes eletrófilos. 
 
Contato entre as Moléculas dos Reagentes: As reações 
químicas ocorrem como resultado de choques entre as 
moléculas dos reagentes que se encontram em movimento 
desordenado e contínuo. 
Exemplo: A2 + B2 → 2AB 
 
Teoria das colisões 
 
A Teoria das Colisões diz que para que uma reação ocorra, 
a colisão entre as partículas das substâncias reagentes deve 
acontecer através de uma orientação adequada e com uma 
energia maior que a energia mínima necessária para a 
ocorrência da reação. 
Essa energia mínima que deve ser fornecida aos reagentes 
é denominada Energia de Ativação (Ea). Sem atingi-la, a 
reação não ocorre. 
Quando colocamos duas substâncias em contato, suas 
partículas começam a colidir umas com as outras. Nem todas 
as colisões são eficazes, isto é, nem todas dão origem a novos 
produtos. No entanto, as colisões que rompem as ligações 
formadas e formam novas ligações, são denominadas colisões 
eficazes ou efetivas. 
Essas colisões ocorrem de forma adequada: seu choque é 
frontal geometricamente e bem orientado. Observe abaixo 
como isso ocorre: 
 
Reação: I2 + H2  2 HI 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 67 
 
 
No choque eficaz as moléculas absorvem a quantidade de 
energia mínima necessária (energia de ativação) para a 
formação do complexo ativado, ou seja, um estado 
intermediário (estado de transição) entre os reagentes e os 
produtos. Nessa estrutura, as ligações dos reagentes estão 
enfraquecidas e as dos produtos estão sendo formadas. 
Observe uma reação genérica que mostra essa formação do 
complexo ativado abaixo: 
 
AB + XY  AX + YB 
 
 
 
 
Note que quando ocorre o choque eficaz, forma-se 
momentaneamente o complexo ativado, no qual as ligações 
entre os átomos AB e XY estão se rompendo e as ligações que 
unirãoos átomos nas moléculas AX e YB estão se formando. 
Observe no diagrama que se não for atingida a energia de 
ativação, não é possível formar o complexo ativado, pois ela 
serve como uma barreira energética a ser ultrapassada para 
que a reação química ocorra. 
 
 
 
Para reações exotérmicas (reações que liberam energia = 
ΔH < 0) e endotérmicas (reações que absorvem energia = ΔH > 
0), temos os diagramas: 
 
 
 
 
Fatores que influenciam a velocidade de uma reação 
 
Superfície de contato 
Quando um reagente está no estado sólido, a reação 
ocorrerá na sua superfície. Assim, quanto mais fragmentado 
(disperso) for esse reagente, maior será o número de choques, 
e maior será a velocidade da reação. 
 
Concentração dos Reagentes 
A velocidade de uma reação depende também da 
concentração dos reagentes, pois ela está relacionada com o 
número de choques entre as moléculas. Vamos aplicar esse 
conceito a uma reação genérica: 
1 A + 1 B1 AB 
 
O número de choques e, consequentemente, a velocidade 
irão depender das concentrações de A e B. Vamos considerar 
quatro situações em que varia o número de moléculas de A e 
B, num mesmo volume e numa mesma temperatura: 
 
Essa relação demonstra que o número de colisões e, 
consequentemente, a velocidade da reação são proporcionais 
ao produto das concentrações. 
 
Temperatura 
Todo aumento de temperatura provoca o aumento da 
energia cinética média das moléculas, fazendo com que 
aumente o número de moléculas em condições de atingir o 
estado correspondente ao complexo ativado, aumentando o 
número de colisões eficazes ou efetivas e, portanto, 
provocando aumento na velocidade da reação. Podemos 
representar graficamente a relação entre o número de 
moléculas de um sistema em função da cinética destas 
moléculas (curva de Maxwell-Boltzmann). 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 68 
 
 
Note que, em uma temperatura T1, a quantidade de 
moléculas em condições de reagir (com energia igual ou 
superior a Eat) é menor que em uma temperatura maior T2. O 
aumento na temperatura faz com que ocorra um aumento da 
energia cinética média das moléculas, deslocando a curva para 
a direita, fazendo com que o número de moléculas em 
condições de reagir aumente. Uma regra experimental, que 
relaciona o aumento de temperatura com a velocidade de uma 
reação é a regra de Van’t Hoff: “Um aumento de 10 °C na 
temperatura duplica a velocidade de uma reação química”. 
 
Pressão 
A pressão só apresenta influência apreciável na velocidade 
de reações em que pelo menos um dos reagentes é gasoso. O 
aumento da pressão causa diminuição de volume acarretando 
aumento no número de choques, o que favorece a reação e, 
portanto, aumenta a sua velocidade. 
 
 
 
Com a diminuição da pressão, aumenta o volume do 
recipiente, diminuindo o número de choques moleculares 
entre os reagentes e, portanto, diminuindo a velocidade da 
reação. 
 
Superfície do Reagente Sólido 
Quanto maior a superfície do reagente sólido, maior o 
número de colisões entre as partículas dos reagentes e maior 
a velocidade da reação. Em uma reação que ocorre com 
presença de pelo menos um reagente sólido, quanto mais 
finamente dividido for este sólido, maior será a superfície de 
contato entre os reagentes. 
 
Exemplo: 
Zn(s) + 2 HCl(aq)  ZnCl2(aq) + H2(g) 
 
Na equação acima, que representa a reação, se utilizarmos, 
em um primeiro experimento, zinco em barra e, em um 
segundo, zinco em pó, a velocidade da reação no segundo será 
muito maior que no primeiro experimento. 
 
 
Catalisador 
Catalisador é a substância que aumenta a velocidade de 
uma reação, sem sofrer qualquer transformação em sua 
estrutura. O aumento da velocidade é conhecido como catálise. 
O catalisador acelera a velocidade, alterando o mecanismo da 
reação, o que provoca a formação de um complexo ativado de 
energia mais baixa. São características dos catalisadores: 
A) o catalisador não fornece energia à reação; 
B) o catalisador participa da reação formando um 
complexo ativado de menor energia: 
C) o catalisador não altera o ∆h da reação; 
D) o catalisador pode participar das etapas da reação, mas 
não é consumido pela mesma. 
 
 
 
As reações envolvendo catalisadores podem ser de 2 tipos: 
- catálise homogênea: catalisador e reagentes no mesmo 
estado físico; 
- catálise heterogênea: catalisador e reagentes em 
estados físicos diferentes. 
 
Exemplos 
 
Catálise homogênea 
 
Catálise heterogênea 
 
Observação: 
Existem casos de autocatálise, no qual o catalisador é um 
dos produtos da própria reação. Estas reações iniciam 
lentamente e à medida que o catalisador vai se formando, a 
velocidade da reação vai aumentando. Encontramos 
substâncias que atuam no catalisador, aumentando sua 
atividade catalítica: são chamadas de ativadores de catalisador 
ou promotores. Outras diminuem ou mesmo destroem a ação 
do catalisador: são chamadas venenos de catalisador. 
 
Inibidor 
O inibidor busca atuar de uma forma oposta às de atuação 
dos catalisadores. Portanto, entenda catalisador e entenderá, 
por oposição, inibidor. 
 
Concentração dos Reagentes 
Lembrando que uma reação se processa por meio de 
choques moleculares, conclui-se facilmente que uma maior 
concentração dos reagentes determina um aumento da 
velocidade da reação pois, aumentando-se a concentração, 
aumenta-se o número de moléculas reagentes e, 
consequentemente, aumenta, também, o número de choques 
moleculares. 
 
Questões 
 
01. (PUC-RS) Relacione os fenômenos descritos na coluna 
I com os fatores que influenciam sua velocidade mencionados 
na coluna II. 
Coluna I 
1 - Queimadas alastrando-se rapidamente quando está 
ventando; 
2 - Conservação dos alimentos no refrigerador; 
3 - Efervescência da água oxigenada na higiene de 
ferimentos; 
4 - Lascas de madeiras queimando mais rapidamente que 
uma tora de madeira. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 69 
Coluna II 
A - superfície de contato 
B - catalisador 
C - concentração 
D - temperatura 
A alternativa que contém a associação correta entre as 
duas colunas é 
(A) 1 - C; 2 - D; 3 - B; 4 – A. 
(B) 1 - D; 2 - C; 3 - B; 4 – A. 
(C) 1 - A; 2 - B; 3 - C; 4 – D. 
(D) 1 - B; 2 - C; 3 - D; 4 – A. 
(E) 1 - C; 2 - D; 3 - A; 4 – B. 
 
02. Indique a alternativa que apresenta condições que 
tendem a aumentar a velocidade de uma reação: 
(A) Frio, maior superfície de contato, inibidor 
(B) Alta concentração dos reagentes, ausência de 
catalisador, obscuridade 
(C) Obscuridade e frio 
(D) Calor, maior superfície de contato, catalisador 
(E) Inibidor e menor superfície de contato 
03. Num balão de vidro (1,00 L) a 25ºC hermeticamente 
fechado e pressão de 1 atm, foram adicionadas quantidades 
equimolares de hidrogênio gasoso e de vapor de iodo. Para 
esse sistema, a equação da velocidade (v) da reação elementar 
de formação do iodeto de hidrogênio deve ser escrita da 
seguinte forma: 
(A) (k1/k2) x [H2] x ([I2]/[HI]2) mol/L.s 
(B) k1 [H2] x [I2] mol/L.s 
(C) k [HI]2 / ([H2] [I2]) mol/L.s 
(D) k1 [H2]2 x [I2]0 mol/L.s 
(E) [HI]2 / ([H2] [I2]) mol/L.s 
 
04. . Foram obtidos os seguintes dados experimentais para 
a reação: X + Y → Z 
 
[X] 
mol/L 
[Y] 
mol/L 
Velocidade de 
formação de Z 
(mol/L.s) 
0,30 0,15 9,00 . 10-3 
0,60 0,30 3,60 . 10-2 
0,30 0,30 1,80 . 10-2 
 
(A) Qual é a equação da velocidade para a formação de Z? 
(B) Qual é a ordem global da reação? 
(C) Qual o valor da constante de velocidade (k) dessa 
reação? 
 
05. (UFR-RJ) Colocou-se em três tubos de ensaio solução 
de KMnO4, gotas de H2SO4 e um fio de ferro. O 1º tubo manteve-
se à temperatura ambiente, o 2º aqueceu-se em banho-maria 
e o 3º diretamentena chama, o que ocasionou diferentes 
velocidades de reação em cada um dos tubos. 
Justifique as diferentes velocidades de reação nos três 
tubos. 
 
06. (E. F. E. Itajubá-MG) “O buraco de ozônio, que 
periodicamente aparece sobre a Antártica, está maior do que 
nunca (…). O alarme soou entre os ambientalistas, mas há uma 
boa notícia: dificilmente o fenômeno crescerá nos próximos 
anos. Isso porque diminuiu bastante o uso doméstico de CFC, 
um gás que contém cloro, substância responsável pela 
destruição do ozônio.” (Revista Veja, 18 de outubro de 2000) 
O ozônio (O3) formado na estratosfera atua como um filtro 
de radiação UV solar da seguinte forma: 
 
O2 + O → O3 (formação) 
O3 + UV → O2 + O (destruição, onde O3 atua como filtro de 
radiação UV) 
As reações acima estão em equilíbrio, onde o ozônio é 
formado e destruído de forma dinâmica. As reações abaixo 
foram sugeridas para explicar a contribuição dos CFC na 
destruição da camada de ozônio na estratosfera. O CFC reage 
com UV para formar cloro (Cl) que então reage com o ozônio: 
1ª etapa: O3 + Cl → ClO + O2 
2ª etapa: ClO + O → Cl + O2 
Reação global: O3 + ½ O2 → 2 O2 
 
Sabe-se que um catalisador tem propriedade de aumentar 
a velocidade da reação global sem ser consumido. Por outro 
lado, um intermediário tem a característica de ser formado e 
consumido durante a reação. Nas etapas 1 e 2 acima, quem são 
o catalisador e o intermediário? 
 
07 (Unesp) Explique, cientificamente, as seguintes 
observações experimentais. 
a) Uma barra de ferro aquecida em uma chama não altera 
muito seu aspecto visual. Contudo, se sobre esta mesma chama 
se atira limalha de ferro, verifica-se que as partículas de 
limalha se tornam incandescentes. 
b) A adição de níquel metálico, finamente dividido, 
aumenta a velocidade da reação entre C2H4(g) e H2(g) para 
produzir C2H6(g). 
 
08. Em duas lanternas idênticas, carregadas com a mesma 
massa de carbureto, goteja-se água, na mesma vazão, sobre o 
carbureto. Na lanterna I, o carbureto encontra-se na forma de 
pedras e, na lanterna II, finamente granulado. 
a) Indique qual das lanternas apresentará a chama mais 
intensa. 
b) Indique qual delas se apagará primeiro. Justifique sua 
resposta, com base em seus conhecimentos de cinética 
química. 
Respostas 
01. Resposta A 
1 – O vento aumenta a concentração de oxigênio, que atua 
como comburente da queimada; 
2 – A diminuição da temperatura diminui a velocidade das 
reações, pois diminui o movimento das partículas reagentes e 
a probabilidade de choques efetivos que resultem em reação. 
3 – A decomposição da água oxigenada é acelerada por 
uma enzima presente no sangue que atua como catalisadora 
dessa reação. 
4 – A superfície de contato das lascas de madeira com o 
oxigênio do ar que causa a queima é maior que a de uma tora 
de madeira. 
 
02. Resposta D. 
As reações podem ter suas velocidades aumentadas 
amentando-se a superfície de contato, aumentando a 
temperatura, luz, reagentes mais concentrados e catalisador. 
OBS: O termo “obscuridade” é desconhecido em cinética 
química. 
 
03. Resolução. 
A equação citada é: H2 (g) + I2 (g) 2HI (g) 
Assim, a velocidade de formação do HI é a reação direta. Só 
levamos em consideração quem são os reagentes. No caso: H2 
e I2. 
V = k1 [H2]x[I2] 
 
04. Resposta 
a) v=k[X][Y] 
b) 1+1=2 : ordem 2 ou segunda ordem 
c) Utilizando os valores da primeira linha na equação da 
velocidade, temos: 
9.10-3=k[0,3][0,15] 9.10-3=k.0,045 
 k=200.10-3 k=0,2 L/mol.s 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 70 
05. Resposta 
Quanto maior for a temperatura, maior será a velocidade 
da reação. A uma temperatura mais elevada as moléculas 
adquirem uma energia maior. Portanto, no 3º tubo, que é 
aquecido direto na chama, a velocidade de reação é maior. 
 
06. Resposta 
Catalisador: Cl, pois acelera a reação; 
Intermediário: ClO, pois apesar de ser formado, é 
imediatamente consumido. 
 
07. Resposta 
a) A superfície de contato na limalha de ferro é bem maior 
que aquelas de barra de ferro. 
b) O níquel atua como catalisador. O hidrogênio absorvido 
na superfície do metal reage com eteno com maior velocidade. 
 
08. Resposta 
a) A lanterna II apresentará chama mais intensa pois o 
estado de divisão do carbureto (finamente granulado) possui 
maior superfície de contato do que o da lanterna I, resultando 
em uma maior velocidade da reação de formação de acetileno. 
Assim, a queima de uma maior quantidade de acetileno por 
unidade de tempo faz com que a chama da lanterna II seja mais 
intensa. 
b) A lanterna II se apagará primeiro pois o carbureto 
finamente granulado reagirá mais rapidamente, sendo 
totalmente consumido em menos tempo. 
 
 
 
Equilíbrio Químico18 
 
Algumas reações ocorrem somente enquanto existe 
reagente reagentes. Por exemplo, digamos que você acenda 
um palito de fósforo, ele começa a reagir com o ar 
proporcionando a queima total do mesmo. Sabemos também 
que essa reação irá cessar depois que todo o regente for 
consumido. Outro ponto é que não conseguimos regenerar o 
fósforo queimando. Portanto, esse tipo de reação é chamada 
de irreversível. 
Consideremos uma reação representada pela equação 
geral: 
 
Sejam v1 e v2 as velocidades das reações direta e inversa, 
respectivamente. Suponde que essas reações sejam 
elementares, temos: 
v1= K1[A] [B] e v2=K2[C] [D] 
 
18 Usberco, J.; Salvador, E. 2002. Química. Editora Saraiva. 
No momento em que misturamos a mols de A e b mols de 
B, v1 assume o seu valor máximo, porque [A] e [B] têm seus 
valores máximos. Com o decorrer do tempo, [A] e [B] vão 
diminuindo, pois A e B vão sendo consumidos na reação direta 
e, consequentemente, v1(direta) vai diminuindo. 
Conforme C e D vão-se formando na reação, suas 
concentrações vão aumentando e, consequentemente, v2 
(inversa) aumenta com o passar do tempo. 
Uma vez que v1 diminui e v2 aumenta, após algum tempo 
v1=v2. A partir desse instante, [A], [B], [C] e [D] permanecem 
constantes, porque, em um mesmo intervalo de tempo, o 
número de mols de cada substância consumidos numa reação 
é igual ao número de mols formados na reação de sentido 
contrário. 
Quando v1=v2, dizemos que o sistema alcançou o 
equilíbrio. A partir desse instante, o sistema constitui um 
equilíbrio químico. 
 
O Equilíbrio Químico é uma reação reversível que 
atingiu o ponto em que as reações direta e inversa ocorrem 
com a mesma velocidade. 
 
 
v1=v2  [A], [B], [C] ,[D]  Equilíbrio químico 
Um exemplo de processo reversível é o que ocorre com a 
água líquida contida num frasco fechado. Nesse sistema, temos 
moléculas de água passando continuamente do estado líquido 
para o de vapor e do de vapor para o líquido. 
 
 
O fato de as duas velocidades serem iguais na situação de 
equilíbrio gera uma consequência que é a constância nas 
quantidades dos participantes, embora não seja 
obrigatoriamente iguais. 
Nas reações reversíveis, a velocidade inicial (t = 0) da 
reação direta é máxima, pois a concentração em mol/L do 
reagente também é máxima. Com o decorrer do tempo, a 
velocidade da reação direta diminui ao passo que a velocidade 
da inversa aumenta. 
Ao atingir o equilíbrio, essas velocidades se igualam. 
 
Condições para que ocorra o equilíbrio químico: 
-Sistema fechado. 
-Reação reversível. 
-Velocidade da reação direta igual a velocidade da reação 
inversa. 
-Concentrações ou pressões parciais (no caso gases) 
constantes com o tempo. 
 
Tipos de equilíbrio 
 
Os equilíbrios químicos são atingidos, no caso de reações 
reversíveis, quando a taxa de desenvolvimento da reação 
direta é igual à taxa de desenvolvimento da reação inversa, em 
temperatura constante. 
 
12. Equilíbrio químico e 
equilíbrio iônico em soluções 
aquosas: 12.1 Reação 
reversível; 12.2 Equilíbrio 
químico; 12.3 Constantede 
equilíbrio; 12.4 Fatores que 
afetam o equilíbrio; 12.5 
Deslocamento de equilíbrio: 
princípio de Le Chatelier; 12.6 
Equilíbrio iônico; 12.7 Solução 
tampão; 12.8 Efeito do íon 
comum. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 71 
Mas existem equilíbrios químicos homogêneos e 
equilíbrios químicos heterogêneos. Veja o que os diferencia: 
 
-Equilíbrios químicos homogêneos: São aqueles em que 
todos os participantes da reação (reagentes e produtos) 
encontram-se em um mesmo estado físico e, dessa forma, o 
sistema fica com uma única fase. 
Exemplo: 
 
Ou 
 
 
-Equilíbrio Heterogéneo: ocorre quando os constituem 
do sistema (reagentes e produtos) se encontram em fases 
diferentes, 
Exemplo: 
 
Ou 
 
 
Constante de Equilíbrio em Termos das 
Concentrações Molares (Kc) 
 
Considerando o equilíbrio dado por uma equação geral 
qualquer: 
 
 
 
Aplicando-se a lei da ação das massas de Guldberg-
Waage, temos: 
 
-Para a reação direta: v1 = K1 · [A]a · [B]b 
-Para a reação inversa: v2 = K2 · [C]c · [D]d 
No equilíbrio: v1 = v2 
K1 · [A]a · [B]b = K2 · [C]c · [D]d 
 
A relação K1/K2 é constante e denomina-se constante de 
equilíbrio em termos de concentração molar (Kc): 
 
 
A constante de equilíbrio Kc é, portanto, a razão das 
concentrações dos produtos da reação e das concentrações 
dos reagentes da reação, todas elevadas a expoentes que 
correspondem aos coeficientes da reação. 
 
Importante: 
a) A constante de equilíbrio Kc varia com a temperatura 
b) Quanto maior o valor de Kc , maior o rendimento da 
reação, uma vez que no numerador temos os produtos e no 
denominador os reagentes. Portanto, comparando valores de 
Kc em duas temperaturas diferentes, podemos saber em qual 
destas a reação direta apresenta maior rendimento; 
c) O valor numérico de Kc depende de como é escrita a 
equação química. Diante disso, devemos escrever sempre a 
equação química junto com o valor de Kc. 
 
 
 
Quociente de equilíbrio (Qc) 
 
O quociente de equilíbrio (Qc) é a relação entre as 
concentrações em mol/L dos participantes em qualquer 
situação, mesmo que o equilíbrio ainda não esteja 
estabelecido. É expresso da mesma maneira que a constante 
de equilíbrio (Kc) Se estabelecermos uma relação entre Qc e 
Kc, podemos ter: 
 
Qc
Kc
= 1 : Sistema em equilíbrio 
Qc
K
≠ 1: O sistema não está em equilíbrio 
 
Deslocamento do equilíbrio 
 
Em um sistema está em equilíbrio, a velocidade da reação 
direta é igual à velocidade da inversa, e as concentrações em 
mol/L de todos os participantes permanecem constantes. Se, 
sobre esse equilíbrio, não ocorrer a ação de nenhum agente 
externo, ele tende a permanecer nessa situação 
indefinidamente. Porém, se for exercida uma ação externa 
sobre esse equilíbrio, ele tende a reagir de maneira a 
minimizar os efeitos dessa ação. 
 
 
 
Os fatores que podem modificar a condição de equilíbrio 
de um sistema são: concentração, pressão, temperatura. 
O Princípio de Le Chatelier é fácil de ser entendido quando 
se considera que a constante de equilíbrio depende somente 
da temperatura. 
Agora vamos analisar cada um dos fatores que podem 
afetar o equilíbrio. 
 
-Concentração 
Considere o seguinte equilíbrio: 
 
 
 
1) Ao adicionar CO2(g) ao equilíbrio, imediatamente ocorre 
um aumento na concentração do composto, que irá acarretar 
aumento do número de choques entre o C(s) e o CO2(g). Isso 
favorece a formação de CO(g), ou seja, o equilíbrio se desloca 
para o lado direito. 
2) Ao adicionar CO(g) ao equilíbrio, ocorre um aumento na 
concentração do composto, transformando-o parcialmente em 
CO2(g) e em C(s). Nesse caso, o equilíbrio se desloca para a 
esquerda. Princípio de Le Chatelier: “Quando se aplica uma 
força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no 
sentido de diminuir os efeitos dessa força”. 
3) Ao retirar parte do CO(g) presente no equilíbrio, 
imediatamente ocorre uma diminuição na concentração do 
composto e, como consequência, a velocidade da reação 
inversa diminui. Logo, a velocidade da reação direta será 
maior, favorecendo a formação de CO(g), ou seja, o equilíbrio se 
desloca para a direita. 
 
-Pressão 
Ao aumentar a pressão sobre um equilíbrio gasoso, à 
temperatura constante, ele se desloca no sentido da reação 
capaz de diminuir esse aumento da pressão e vice-versa. Para 
averiguar os efeitos da variação de pressão em um equilíbrio, 
vamos avaliar o equilíbrio seguinte, a uma temperatura 
constante: 
 
Resumindo: 
Princípio de Le Chatelier: “Quando se aplica uma força 
em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no 
sentido de diminuir os efeitos dessa força”. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 72 
 
 
Quando aumentamos a pressão, o equilíbrio se desloca 
para a direita, favorecendo a formação do SO3(g), já que nesse 
sentido há uma diminuição do número de mol de gás e, 
consequentemente, uma redução da pressão. 
Pode-se analisar o efeito produzido pela variação de 
pressão em pela associação do número de mol ao volume. 
Assim, nas mesmas condições, temos: 
 
 
 
 
Exemplo: 
Aumento de Pressão: desloca o equilíbrio para a direita 
(menor volume). 
Diminuição de Pressão: desloca o equilíbrio para a 
esquerda (maior volume). 
 
-Temperatura 
A temperatura, além de provocar deslocamento do 
equilíbrio, é o único fator responsável por alterações na 
constante de equilíbrio (Kc). Num sistema em equilíbrio, 
sempre temos duas reações: a endotérmica, que absorve calor, 
e a exotérmica, que libera calor. Quando aumentamos a 
temperatura, favorecemos a reação que absorve calor. Por 
outro lado, quando há diminuição da temperatura, 
favorecemos a reação que libera calor. 
Exemplo: 
 
 
 
- Aumento da temperatura: desloca o equilíbrio no sentido 
da reação endotérmica (para a esquerda); 
- Diminuição da temperatura: desloca o equilíbrio no 
sentido da reação exotérmica (para a direita). 
Se também desejamos relacionar a variação da 
temperatura com a constante de equilíbrio (Kc), devemos 
considerar que uma elevação da temperatura favorece a 
reação endotérmica. Então, [N2] e [H2] aumentam e [NH3] 
diminui: 
 
Kc diminui 
 
 
 
Lei de Van’t Hoof: “A cada aumento de 10°C na 
temperatura de uma reação química, a velocidade da reação 
duplica ou até mesmo triplica.” 
 
Observação: Van’t Hoof não considerou que cada reação 
tem um ótimo de temperatura para ocorrer (temperatura 
ideal) e após atingido esse ótimo, o aumento da temperatura 
pode não mais influenciar a velocidade da reação ou até 
mesmo prejudicá-la. Exemplo: Reações Enzimáticas. 
 
Concentração do Equilíbrio 
 
Um aumento na concentração de qualquer substância 
(reagentes ou produtos) desloca o equilíbrio no sentido de 
consumir a substância adicionada. O aumento na concentração 
provoca aumento na velocidade, fazendo com que a reação 
ocorra em maior escala no sentido direto ou inverso. 
Diminuindo a concentração de qualquer substância 
(reagentes ou produtos) desloca-se o equilíbrio no sentido de 
refazer a substância retirada. A diminuição na concentração 
provoca uma queda na velocidade da reação direta ou inversa, 
fazendo com que a reação ocorra em menor escala nesse 
sentido. 
Exemplos: 
 
 
O aumento na concentração de CO ou O2 provoca aumento 
em v1, fazendo com que v1 > v2; portanto, o equilíbrio desloca-
se para a direita. A diminuição na concentração de CO ou O2 
provoca queda em v1, fazendo com que v1 < v2; portanto, o 
equilíbrio desloca-se para a esquerda. 
 
 
 
Para equilíbrio em sistema heterogêneo, a adição de sólido 
(C(s)) não altera o estado de equilíbrio, pois a concentração do 
sólido é constante e não depende da quantidade. 
 
Observações: 
- Aumento na pressão parcial de H2 ou I2,o equilíbrio 
desloca-se para a direita. 
- Diminuindo a pressão parcial de H2 ou I2, o equilíbrio 
desloca-se para a esquerda. 
Importante: 
1. Substância sólida não desloca um equilíbrio químico, 
pois a concentração de um sólido em termos de velocidade é 
considerada constante, porque a reação se dá na superfície do 
sólido. 
2. Alterando-se a concentração de uma substância 
presente no equilíbrio, o equilíbrio se desloca, porém, sua 
constante de equilíbrio permanece inalterada (a constante 
permanece sem ter seu valor modificado porque a 
temperatura não variou). 
 
Grau de equilíbrio 
 
Grau de equilíbrio (α) representa a relação entre o número 
de mols consumidos de um reagente e o número de mols inicial 
desse reagente. 
 
𝐠𝐫𝐚𝐮 𝐝𝐞 𝐞𝐪𝐮𝐢𝐥í𝐛𝐫𝐢𝐨
=
n° de mols consumidos de um reagente
n° de mols inicial desse reagente
 
 
No caso de um equilíbrio de dissociação, temos o grau de 
dissociação: 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 73 
𝐠𝐫𝐚𝐮 𝐝𝐞 𝐝𝐢𝐬𝐬𝐨𝐜𝐢𝐚çã𝐨
=
n° de mols dissociados de um reagente
n° de mols inicial desse reagente
 
 
O grau de dissociação é um número puro, sem unidade, e 
sempre menor que 1 (α<1). É comumente expresso em %. 
É importante que não haja confusão entre grau de 
equilíbrio e constante de equilíbrio. O grau de equilíbrio varia 
com a temperatura e com as concentrações das substâncias 
participantes. No caso de um equilíbrio do qual participam 
gases, o grau de equilíbrio varia também com a pressão. 
 
Constante de equilíbrio Grau de equilíbrio (α) 
Varia com a temperatura Varia com a temperatura 
Não varia com as 
concentrações das 
substâncias 
Varia com as concentrações 
das substâncias 
Não varia com a pressão, 
mesmo que no equilíbrio 
haja substancias gasosas 
Varia com a pressão, 
quando pelo menos uma 
das substâncias for gasosa. 
 
Produto iônico da água e pH 
 
Equilíbrio iônico da água 
Medidas experimentais de condutibilidade elétrica e 
outras evidências mostram que a água, quando pura ou 
quando usada como solvente, se ioniza numa extensão muito 
pequena, originando a condição de equilíbrio: 
 
H2O(l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH–(aq) 
 
As concentrações de íons H+ e OH– presentes no equilíbrio 
variam com a temperatura, mas serão sempre iguais entre si: 
Água pura ≅ [H+] = [OH–] 
 
A 25 ºC, as concentrações em mol/L de H+ e OH– na água 
pura são iguais entre si e apresentam o valor 10–7 mol L–1. 
Água pura a 25 ºC ≅ [H+] = [OH–] = 10–7 mol L–1 
 
Produto iônico da água (Kw) 
 
Considerando o equilíbrio da água: 
 
H2O(l) H+(aq) + OH–(aq) 
 
A constante de ionização corresponde ao Kw e é expressa 
por: 
Kw = [H+]. [OH–] a 25 ºC; Kw = (10–7). (10–7) ⇒ Kw = 10–14 
Na água, as concentrações de H+ e OH– são sempre iguais, 
independentemente da temperatura; por esse motivo, a água é 
neutra. Quaisquer soluções aquosas em que [H+] = [OH–] 
também serão neutras. 
Em soluções ácidas ou básicas notamos que: 
-Quanto maior a [H+] ⇒ mais ácida é a solução. 
-Quanto maior a [OH–] ⇒ mais básica (alcalina) é a solução. 
 
 
Escala de pH 
 
O termo pH (potencial hidrogeniônico) foi introduzido, em 
1909, pelo bioquímico dinamarquês Soren Peter Lauritz 
Sorensen (1868-1939), com o objetivo de facilitar seus 
trabalhos no controle de qualidade de cervejas. O cálculo do 
pH pode ser feito por meio das expressões: 
pH = colog [H+] ou pH = – log [H+] ou pH = log
1
H+
 
De maneira semelhante, podemos determinar o pOH 
(potencial hidroxiliônico) de uma solução: 
pOH = colog [OH–] ou pOH = – log [OH–] ou pOH = log log
1
H+
 
 
Exemplos: 
 
 
Na água e nas soluções neutras, a 25 ºC, temos: 
[H+] = [OH–] = 10–7 mol L–1 
pH = pOH = 7 e pH + pOH = 14 
 
A escala de pH normalmente apresenta valores que variam 
de zero a 14. O esquema a seguir mostra uma relação ente os 
valores de pH e as concentrações de H+ e OH–em água, a 25 ºC. 
 
 
 
pH e o grau de ionização 
 
Considere um ácido fraco genérico HkA. Ao dissolver M 
mols desse ácido em água, de maneira que forme 1 litro de 
solução, a concentração em mol/L e a normalidade serão: 
 
Concentração em mol/L =
nsoluto
Vssolução
= 
M mol
1L
= M mol/L 
Normalidade: N =
nesoluto
Vsolução
= K. M 
 
O grau de ionização do ácido é: 
𝛂 =
quantidade de mols de ioniza
quantidade de mols dissolvida (M)
 
Logo, a quantidade em mols que ioniza = α . M. 
Considere o equilíbrio da ionização: 
 
 
 
A concentração hidrogeniônica no equilíbrio final é: 
 
 
 
Assim: [H+] = α . N ou [H+] = α . k . M 
Sendo que k é o número de hidrogênios ionizáveis. 
 
pH e constante de ionização (ki) 
 
Tendo conhecimento da concentração da solução e a 
constante de ionização, podemos calcular o pH. Com os valores 
da concentração e do pH, calcula-se o valor de Ki. 
 
Exemplo: Vamos calcular a constante de ionização do ácido 
cianídrico, tendo conhecimento de que o pH de uma solução 
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Conhecimentos Específicos 74 
0,04M de HCN é 5. Nesse caso, temos: pH = 5 ⇒ [H+] = 1 . 10-5 
mol/L 
Analisemos atentamente o equilíbrio: 
 
 
 
 
 
Efeito do íon comum 
 
-Quando adicionado a um ácido (HA), um sal com o mesmo 
ânion (A-) produz: 
Diminuição do grau de ionização de HA ou 
enfraquecimento de HA; 
Diminuição da [H+], portanto aumento do pH da solução. O 
íon comum não altera a constante de ionização do ácido. 
 
-Quando adicionado a uma base (BOH), um sal com o mesmo 
cátion (B+) produz: 
Diminuição do grau de ionização de BOH ou 
enfraquecimento de BOH; 
Diminuição da [OH-], portanto diminuição do pH da 
solução. O íon comum não altera a constante de ionização da 
base. 
Acidez e basicidade das soluções aquosas dos sais 
 
Chamamos hidrólise salina a reação entre um sal e a água, 
produzindo o ácido e a base correspondentes. A hidrólise do 
sal é, portanto, a reação inversa da neutralização. 
 
 
 
Para simplificar a análise dos fenômenos da hidrólise 
salina, os sais são divididos em 4 tipos, a saber: 
1) Sal de ácido forte e base fraca; 
2) Sal de ácido fraco e base forte; 
3) Sal de ácido fraco e base fraca; 
4) Sal de ácido forte e base forte. 
 
1) Sal de Ácido Forte e Base Fraca 
 
 
Assim ficamos com: 
 
 
Podemos então observar que quem sofre a hidrólise não é 
o sal, mas sim o íon NH4+ (da base fraca), liberando íons H+, que 
conferem à solução caráter ácido com pH menor que 7. 
 
2) Sal de Ácido Fraco e Base Forte 
 
então ficamos com: 
 
 
 
Observamos, então, que quem sofre a hidrólise, neste caso, 
é o íon CN– (do ácido fraco), liberando íons OH– que conferem 
à solução caráter básico com pH maior que 7. 
 
3) Sal de Ácido Fraco e Base Fraca 
 
 
então ficamos com: 
 
 
Como tanto o ácido quanto a base são fracos, ocorre 
realmente a hidrólise do sal e não apenas de um dos íons 
(como nos dois casos anteriores). Podemos concluir que quem 
sofre hidrólise são os íons correspondentes ao ácido e/ou base 
fracos. Neste caso, o meio pode ficar ácido, básico ou neutro. 
- O meio será ligeiramente ácido se a ionização do ácido for 
maior que a da base (Ka > Kb); 
- O meio será ligeiramente básico se a ionização do ácido 
for menor que a da base (Ka < Kb). 
- O meio será neutro se a ionização do ácido apresentar 
mesma intensidade que a da base (Ka Kb). 
 
4) Sal de Ácido Forte e Base Forte 
 
 
 
então ficamos com: 
 
 
Sendo o NaOH uma base forte, os íons Na+ não captam os 
íons OH– da água. Do mesmo modo, sendo o HBr um ácido 
forte, os íons Br– não captam os íons H+ da água. Portanto, 
neste caso, não há hidrólise. A solução terá caráter neutro, 
com pH igual a 7. Concluímos que, na solução salina, 
predomina sempre o caráter do mais forte. Quando o sal é 
formado por ácido/base de mesma força (2 fortes), a soluçãofinal é neutra. 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 75 
 
 
Grau de Hidrólise (αh) - Define-se o grau de hidrólise (
) de um sal como: 
 
𝛂𝐡 =
número de mols hidrolisados
número de mols dissolvidos
 
A variação de αh é: 
0 < αh < 1 ou 0% < αh < 100% 
 
Constante de Hidrólise (Kh) - Para os equilíbrios químicos 
das reações de hidrólise, define-se uma constante de equilíbrio 
chamada constante de hidrólise (Kh). Dado o equilíbrio de 
hidrólise: 
 
 
A constante de hidrólise será: 
 
Observação: A água não entra na expressão porque é o 
solvente e sua concentração molar é praticamente constante. 
Assim: 
 
 
 
onde p e r são os coeficientes da equação. 
 
Lembre-se: a água não entra na expressão e a Kh é obtida 
sempre a partir da equação iônica de hidrólise. 
 
Relação entre Kh e Ka e/ou Kb 
 
Considerando a expressão da constante de hidrólise dada 
anteriormente como exemplo: 
 
 
 
Se multiplicarmos simultaneamente o numerador e o 
denominador da fração por [H3O+] · [OH–], teremos: 
 
 
 
 
Como: 
 
 
Com isso ficamos com: 
 
 
De modo análogo, obteremos: 
 
 
a) para sal de ácido fraco e base forte: 
 
 
b) para sal de ácido forte e base fraca: 
 
 
Equilíbrios heterogêneos 
 
Produto de Solubilidade (PS ou KPS) 
 
O equilíbrio químico pode ocorrer em sistemas contendo 
mais de uma fase, ou seja, em sistemas heterogêneos. Esta 
situação pode ser encontrada em sistemas onde ocorre a 
dissolução ou precipitação de sólidos. Um exemplo é a solução 
contendo água e sal Cloreto de prata AgCl(s) mencionado 
anteriormente, onde a fase sólida é formada por AgCl e a fase 
aquosa pelos íons Ag+ e Cl-. 
Quando adicionamos sal à uma solução contendo água 
como solvente, as moléculas de água inevitavelmente 
interagem com as moléculas do sal. Estas interações envolvem 
determinada quantia de energia. Quando temos bastante água 
e pouco sal, a energia envolvida nas interações entre a água e 
o sal é maior que as interações que mantém os íons Ag+ e Cl- 
juntos. Por causa disso, o sal é quebrado em íons e dilui-se na 
solução. 
Se adicionarmos o sal AgCl em um copo de água, veremos 
que o sal é solubilizado (o sal dilui-se). No entanto, se 
adicionarmos lentamente mais sal, veremos que a partir de 
uma certa quantia adicionada não ocorre mais a solubilização 
e o sal fica no fundo do copo. O fato do sal ficar no fundo do 
copo mostra que a solução está supersaturada e portanto 
houve a precipitação do sal AgCl. 
A precipitação ocorreu porque a concentração de íons Ag+ 
e Cl- tornou-se alta com a adição de mais sal. Todo sal que era 
adicionado ionizava-se formando Ag+ e Cl-. Como 
consequência a concentração desses íons aumentou. Quando a 
concentração desses íons aumenta até certo ponto, as colisões 
entre eles tornam-se mais frequentes na solução e isso gera a 
formação do precipitado AgCl. 
Atualmente há maneiras de saber quanto sal irá diluir e 
quanto permanecerá no estado sólido em soluções aquosas. O 
produto solubilidade de um sal é um valor constante específico 
para cada sal e permite o cálculo desses dados. Existem 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 76 
substâncias pouco solúveis em água como, por exemplo, 
BaSO4. Adicionando certa quantidade de sulfato de bário à 
água, notamos que grande parte vai ao fundo, formando um 
precipitado constituído de BaSO4 que não se dissolve. 
Entretanto, sabemos que a dissolução do sal não terminou. 
Na verdade, o sal continua a se dissolver, bem como a 
precipitar, estabelecendo um equilíbrio dinâmico. Este 
equilíbrio é chamado heterogêneo ou polifásico porque é o 
equilíbrio que se estabelece em um sistema heterogêneo. 
 
Resumindo: Equilíbrios heterogêneos são aqueles nos 
quais os reagente e os produtos formam um sistema 
heterogêneo. 
 
Constante do Produto de Solubilidade (PS ou KPS ou KS) 
 
Suponha uma solução do eletrólito A2B3, pouco solúvel, em 
presença de seu corpo de chão (parte insolúvel). A parte que 
se dissolveu está sob a forma de íons A+++ e B=, enquanto a 
parte não-solúvel está na forma não-ionizada A2B3. Existe, 
assim, um equilíbrio dinâmico entre A2B3 e seus íons na 
solução, que pode ser representada pela equação: 
 
 
 
Como todo equilíbrio, este também deve obedecer à lei: 
 
 
 
Como a concentração de um sólido tem valor constante, o 
produto Ki . [A2B3] da fórmula acima também é constante e é 
chamado de produto de solubilidade. 
 
KPS = [A3+]2 . [B2-]3 
Portanto, o produto de solubilidade (Kps ou PS) é o 
produto das concentrações molares dos íons existentes em 
uma solução saturada, onde cada concentração é elevada a um 
expoente igual ao respectivo coeficiente do íon na 
correspondente equação de dissociação. 
 
Exemplos: 
 
 
 
 
 
A expressão do Kps é utilizada somente para soluções 
saturadas de eletrólitos considerados insolúveis, porque a 
concentração de íons em solução é pequena, resultando 
soluções diluídas. O Kps é uma grandeza que só depende da 
temperatura. Quanto mais solúvel o eletrólito, maior a 
concentração de íons em solução, maior o valor de Kps; quanto 
menos solúvel o eletrólito, menor a concentração de íons em 
solução, menor o valor de Kps, desde que as substâncias 
comparadas apresentem a mesma proporção entre os íons. 
Exemplo: 
 
 
 
Como apresentam a mesma proporção em íons (1 : 1), o 
CaCO3 é mais solúvel que o BaCO3, porque possui maior valor 
de Kps. Quando as substâncias comparadas possuem 
proporção em íons diferentes, a mais solúvel é aquela que 
apresenta maior solubilidade. 
Exemplo: 
 
 
 
Kps = [Ag+]2 · [CrO42-] 
4·10 –12 = (2x)2 · x 
4·10 –12 = 4x3 
X = 1,0.10-4 mol/L 
 
Avaliando a solubilidade do Ag2CrO4, portanto, em 1 L de 
solução é possível dissolver até 10–4 mol de Ag2CrO4. 
 
BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq) KPS=1,0 . 10-10 
Y mol/L Y mol/L Y mol/L 
KPS=[Ba2+].[SO42-] 
10-10=(Y).(Y) 
Y=1,0.10-5 mol/L 
 
A solubilidade do BaSO4 portanto, em 1 L de solução: é 
possível dissolver até 10–5 mol de BaSO4. Com isso concluímos 
que Ag2CrO4 é mais solúvel que o BaSO4. 
 
Observação: 
- Os valores do Kps permanecem constantes somente em 
soluções saturadas de eletrólitos pouco solúveis. 
- Se a dissociação iônica for endotérmica, e se 
aumentarmos a temperatura, este aumento acarretará em um 
aumento de solubilidade, portanto, o valor do Kps aumentará. 
Se a dissolução for exotérmica acontecerá o contrário do 
citado anteriormente. Podemos então concluir que a 
temperatura altera o valor do Kps. 
 
SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
Considere as seguintes situações: 
 
 
 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 77 
 
 
 
 
Perceba que a adição de uma pequena quantidade de um 
ácido forte ou de uma base forte à água pura provoca uma 
alteração brusca no pH do meio Verifique, também, que a 
adição da mesma quantidade do ácido ou da base à solução 
formada pelo ácido acético e acetato de sódio provoca uma 
alteração muito pequena no pH desta solução (variação de 0,1 
unidade). A solução formada por ácido acético e acetato de 
sódio recebe o nome de solução tampão. Portanto temos: 
Solução tampão ou solução tamponada é aquela que, 
ao adicionarmos uma pequena quantidade de ácido ou 
base, mesmo que fortes, mantém o seu pH praticamente 
invariável. 
 
É provável que a observação destes fatos levem ao 
seguinte questionamento: 
 
Como as soluções tampão conseguem manter o seu pH 
praticamente constante? 
Vamos imaginar uma solução tampão constituída por uma 
base fraca (BOH) e um sal (BA) derivado desta base. Nesta 
solução, ocorrem os seguintes fenômenos: 
- Pequena dissociação dabase: 
 
 
(Na solução predominam fórmulas da base BOH) 
- Dissociação total do sal: BA → B+ + A- 
(Na solução predominam íons B+ e A-) 
 
Observação: Note que o íon B+ é comum à base e ao sal. Ao 
juntarmos a esta solução uma base forte, esta irá liberar íons 
OH-, que serão consumidos pelo equilíbrio: 
 
 
Como consequência, este equilíbrio desloca-se para a 
esquerda, e com isso a basicidade da solução não aumenta e o 
pH não sofre variação significativa. Perceba que não irá faltar 
o íon B+ para que o equilíbrio acima se desloque para a 
esquerda, uma vez que a dissociação do sal BA → B+ + A- 
fornece uma boa reserva deste íon. 
Se juntarmos à solução tampão um ácido qualquer, este irá 
se ionizar colocando íons H+ em solução. Estes íons H+ serão 
consumidos pelos íons OH- resultantes da dissociação da base 
e, desta forma, a acidez não aumenta e o pH praticamente não 
varia. 
 
H+ + OH- → H2O 
 
Perceba que não irão faltar íons OH- para reagir com o H+ 
do ácido, pois a base BOH é fraca, e o estoque de fórmulas BOH 
que continuará se dissociando e fornecendo OH- é muito 
grande. Desta forma, conseguimos compreender que a solução 
tampão só resistirá às variações de pH até que toda base BOH 
ou todo sal BA sejam consumidos. A resistência que uma 
solução tampão oferece às variações de pH recebe o nome de 
efeito tampão. 
Caso a solução tampão fosse constituída por um ácido fraco 
e um sal derivado deste ácido, a explicação para o 
comportamento desta solução seria semelhante à anterior. 
Concluímos, então, que uma solução tampão é usada sempre 
que se necessita de um meio com pH praticamente constante 
e, preparada, dissolvendo-se em água: 
- um ácido fraco e um sal derivado deste ácido OU 
- uma base fraca e um sal derivado desta base. 
 
Cálculo do pH de uma solução tampão 
 
Vamos supor uma solução tampão constituída por um 
ácido fraco (HA) e um sal (BA) derivado deste ácido. Neste 
caso, teremos: 
 
Deduzindo a expressão da constante do equilíbrio para o 
ácido fraco, temos: 
 
 
 
Como o ácido é fraco, a sua concentração praticamente não 
varia durante a ionização, e a quantidade de íon A- produzida 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 78 
é muito pequena. Por outro lado, o sal se dissocia totalmente, 
produzindo quase todo íon A-, presente na solução. Portanto, a 
expressão da constante de equilíbrio ficará: 
 
 
 
 
Aplicando logaritmo aos dois membros da equação, 
teremos: 
 
 
 
Como pH + pOH = 14 (temperatura de 25ºC), neste caso 
ficamos com: pH = 14 - pOH 
Com isso teremos: 
 
 
Hidrólise salina 
 
 
 
Soluções ácidas ou básicas podem ser obtidas pela dissolução 
de sais em água. Nesses sistemas, os sais estão dissociados em 
cátions e ânions, que podem interagir com a água por meio de 
um processo denominado hidrólise salina, produzindo 
soluções com diferentes valores de pH. 
A reação de hidrólise de um cátion genérico (C+) com a 
água pode ser representada pela equação a seguir: 
 
 
 
Note que ocorreu a formação de íons H+, o que caracteriza 
as soluções ácidas. 
Hidrólise de cátions: produz íons H+. 
 
A reação de hidrólise de um ânion genérico (A–) com a água 
pode ser representada pela equação a seguir: 
 
Note que ocorreu a formação de OH–, o que caracteriza as 
soluções básicas. 
 
Hidrólise de ânions: produz íons OH–. 
Questões 
 
01. A cinética da reação de consumo de 1mol de ácido 
acético e formação de 1 mol de acetato de etila em função do 
tempo está representada no gráfico a seguir. A reação que 
representa este equilíbrio é dada por: 
0,2
0,4
0,6
0,8
1,0
Qu
an
tid
ad
e e
m
 m
ol
es
Tempo (s)20 40 60 80 100 120 140 160 180 200
Acetato de etila
Ácido acético
CH COOH + C H OH CH COOC H + H O3 2 3 2 25 5(L) (L) (L) (L)
ácido acético álcool etílico acetato de etila água
 
Pergunta-se: 
A) quantos mols de ácido acético restam e quantos de 
acetato de etila se formaram em 120 segundos de reação? 
B) após quanto tempo de reação a quantidade de produtos 
passa a ser maior que a de regentes? 
C) quantos mols de acetato de etila são obtidos no 
equilíbrio? 
 
02. 0,40 mol de NH3 é aquecido num tudo fechado a uma 
dada temperatura. Estabelecido o equilíbrio, verifica-se que há 
0,30 mol de H2 no sistema. Qual é o grau de dissociação do NH3, 
nas condições da experiência. 
 
03. Considere que em um recipiente fechado de 15 litros 
foram introduzidos 6 mol de gás nitrogênio e 12 mol de gás 
hidrogênio a uma determinada temperatura. Depois de uma 
hora, verificou-se que o sistema atingiu o equilíbrio químico e 
que foram formados 4,5 mol de gás amônia. Qual é o valor da 
constante de equilíbrio Kc, com a mesma temperatura inicial? 
 
04. Amônia pode ser preparada pela reação entre 
nitrogênio e Hidrogênio gasosos, sob alta pressão, segundo a 
equação abaixo: N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g). A tabela abaixo 
mostra a variação da concentração dos reagentes e produtos 
no decorrer de um experimento realizado em sistema fechado, 
a temperatura e pressão constantes. 
[ ]/
mol/L
[ ]/
mol/L
[ ]/
mol/L
00
1
2
3
4
Y
Y
10
X
7
7
10
4
1
1
t N H NH 2 2 3
 
 
A) Os valores de X e Y no quadro acima são: 
X = _____mol/L 
Y = _____mol/L 
B) Escreva a expressão da constante de equilíbrio para esta 
reação, em termos das concentrações de cada componente. 
Kc = 
C) O valor da constante de equilíbrio para esta reação, nas 
condições do experimento, é ____ 
 
Respostas 
 
01. Resolução: 
A) Restam a 0,2 mol de ácido acético e se formam 
aproximadamente 0,8 mol de acetato de etila. 
B) Após 50 segundos 
C) Aproximadamente 0,8 mol 
Hidrólise salina é o processo em que o(s) íon(s) 
proveniente(s) de um sal reage(m) com a água. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 79 
02. Resolução: 
 
 2NH3 N2+ 3H2 
no início 0,40 mol 0 mol 0mol 
no equilíbrio ? ? 0,30 mol 
 
2 mols de NH3-------- 3mols de H2 
x mol de NH3---------0,30 mol de H2 
𝑥 =
2.0,30
3
= 0,20 
 
α =
nNH3 dissociado
nNH3 inicial
=
0,20 mol
0,40 mol
= 0,50 = 50% 
 
Resposta: α = 50%. 
 
03. Resolução: 
Primeiro vamos escrever a equação balanceada que 
representa a reação que ocorreu: 
 
1 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
 
É importante atentar para a proporção estequiométrica 
fornecida por essa equação, que é mostrada pelos coeficientes: 
1 : 3 : 2. 
A expressão da constante de equilíbrio Kc dessa reação é 
dada por: 
 
Kc
[NH3]2
[N2]. [H2]3
 
 
Para Kc, é preciso determinar as concentrações de cada 
uma das substâncias participantes dessa reação no equilíbrio 
e substitui-las na fórmula acima. A concentração em 
quantidade de matéria, ou seja, em mol/L, é feita dividindo-se 
a quantidade de matéria ou substância em mol pelo volume da 
solução em litros (M = n1/V). 
 
Para realizar o cálculo de Kc, precisamos determinar as 
concentrações de cada uma das substâncias participantes 
dessa reação no equilíbrio e substitui-las na fórmula acima. A 
concentração em quantidade de matéria, ou seja, em mol/L, é 
feita dividindo-se a quantidade de matéria ou substância em 
mol pelo volume da solução em litros (M = n1/V). 
O volume nós já sabemos, resta saber as quantidades de 
matéria. Isso pode ser facilmente determinado por montarmos 
um esquema semelhante ao seguinte: 
 
Equação química balanceada: 1 N2(g) + 3 H2(g) → 
2 NH3(g) 
Quantidades iniciais: 6 mol 12 mol 
zero 
Quantidades que reagiram 2,25 mol 75 mol 
4,5 mol 
e que foram formadas: 
Quantidades no equilíbrio:6-2,25 = 3,75 mol 12-6,75 = 
5,25 mol 4,5 mol 
 
Observe que as quantidades que reagiram foram 
determinadas com base na proporção estequiométrica, ou 
seja, sabíamos que foram formados 4,5 mol de NH3, então, 
temos: 
 
1 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
↓ ↓ ↓ 
1 mol 3 mol 2 mol 
2,25 mol 6,75 mol 4,5 mol 
 
Agora sabemos a quantidade de matéria (mol) de cada 
substância no equilíbrio. Se fosse uma reação em que os 
produtos também estivessem presentes desde o início, 
bastava somar a quantidade inicial com a que foi formada para 
descobrir a quantidade do produto no equilíbrio. 
Com isso, podemos determinar a concentração em mol/L 
no equilíbrio, sabendo que o volume do recipiente é de 15 L: 
N2: 3,75 mol = 0,25 mol/L 
 15 
H2: 5,25 mol = 0,35 mol/L 
 15 
NH3: 4,5 mol = 0,30 mol/L 
 15 
Por fim, podemos aplicar esses valores na fórmula da 
constante de equilíbrio Kc: 
 
Kc = [ NH3]2 
 [N2]. [H2]2 
 
Kc = (0,3)2 
 (0,25).(0,35)3 
 
Kc ≈ 8,40 
 
04. Resolução: 
A equação balanceada traz a proporção de 1 para 3 entre o 
N2 e H2. Ambos começam com 10. Porém, o H2. varia de 10 para 
4 no intervalo 1. Logo, gastou 6 mol/L. Como ele tem 
coeficiente 3 então o N2. (coeficiente 1) gasta 3 vezes menos. 
Logo, gasta 2 e sobram 8. Já o NH3 tem coeficiente 2. Então, 
formará 4 mol/L. Na sequência, observa-se que o H2 varia de 4 
mol/L para 1 mol/L, gastando 3 mol/L. Então, N2 varia 1 mol/L 
e fica com 7 mol/L. E o NH3 aumenta mais 2. Ficando 6 mol/L. 
No intervalo 3 ninguém variou. 
A) X = 8; Y = 6 
B) Kc = [NH3]2 / [H2]3 . [N2] 
C) Kc = 5,142(mol/L)-2 
 
Basta substituir os valores acima (da tabela) e chegar ao 
valor. 
Kc= (6)2/ (1)3x(7) 
Kc = 36/7 = 5, 14 mol/L 
 
 
 
Eletroquímica 
 
A eletroquímica é a parte da Química que estuda não só os 
fenômenos envolvidos na produção de corrente elétrica a 
partir da transferência de elétrons em reações de óxido-
redução, mas também a utilização de corrente elétrica na 
produção dessas reações. O seu estudo pode ser dividido em 
duas partes: pilhas e eletrólise. 
Em eletroquímica ocorrem reações de conversão de 
energia química em energia elétrica e vice-versa. 
 
 
 
 
 
 
13. Eletroquímica: 13.1 
Potenciais de oxidação e 
redução; 13.2 Pilhas; 13.3 
Eletrólise. 
Pilhas são dispositivos nos quais uma reação espontânea 
de óxido-redução produz corrente elétrica. 
Eletrólise é o processo no qual uma corrente elétrica produz 
uma reação de óxido-redução. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 80 
 
 
Número de oxidação 
 
Número de oxidação é uma carga formal que pode ser 
tanto real quanto imaginária. Devemos entendê-la como a 
carga que um átomo teria se tivesse participando de uma 
ligação iônica. 
 
Exemplos: 
 
1) NaCl: 
 [Na+] [Cl-] 
Assim, encontramos: 
Nox de Na+= +1 
Nox de Cl-= -1 
 
2) H2SO4 
Assim encontramos: 
Nox de H= +1 (cada átomo de hidrogênio) 
Nox de S= +6 
Nox de O= -2 (cada átomo de oxigênio). 
 
Regras práticas 
 
Para saber qual é o NOX de um átomo dentro de uma 
molécula, devemos seguir 4 regras: 
 
1ª regra: 
Todo elemento em uma substância simples tem Nox igual a 
zero. 
Exemplos: 
- O2: Nox de cada átomo de oxigênio é zero. 
- N2: Nox de cada átomo de nitrogênio é zero. 
- Ag: Nox do átomo de prata é zero. 
 
2ª regra: 
O Nox de alguns elementos em substâncias compostas é 
constante. 
- O hidrogênio tem Nox igual à + 1. 
- Os metais alcalinos têm Nox igual à + 1. 
- Os metais alcalinos terrosos têm Nox igual à + 2. 
- O oxigênio tem Nox igual à – 2. 
- Os halogênios em halogenetos têm Nox igual –1. 
- A prata (Ag) tem Nox igual à + 1. 
- O zinco (Zn) tem Nox igual à + 2. 
- O alumínio (Al) tem Nox igual a + 3. 
- O enxofre (S) em sulfetos tem Nox igual à – 2. 
 
Exemplos: 
1) NaCl: 
O sódio tem Nox = + 1 
O cloro tem Nox = – 1 
 
2) Ca(OH)2 
O cálcio tem Nox = + 2. 
O hidrogênio tem Nox = +1. 
O oxigênio tem Nox = – 2. 
 
3) H2S 
O hidrogênio tem Nox = + 1. 
O enxofre tem Nox = – 2. 
 
Exceções importantes 
- Nos hidretos metálicos o “hidrogênio” possui Nox igual a – 
1. 
- Nos peróxidos o “oxigênio” possui Nox igual a – 1. 
3ª regra: 
A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em uma 
espécie química neutra é igual a zero. 
Exemplo: 
1) NaOH 
O Nox do sódio é + 1. 
O Nox do oxigênio é – 2. 
O Nox do hidrogênio é + 1. 
Calculando a soma algébrica, teremos: 
(+ 1) + ( – 2) + ( + 1) = 0 
Esta regra permite realizar o cálculo do Nox de um 
elemento químico que não possui Nox constante. 
Exemplo: 
CO2 
O Nox do carbono é desconhecido ( x ). 
O Nox de cada átomo de oxigênio é – 2. 
Assim, 
x + 2 . ( – 2 ) = 0 
x – 4 = 0 
x = + 4 
Portanto o Nox do átomo de carbono neste composto é 
igual a + 4. 
 
4ª regra: 
A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em um íon é 
igual à carga do íon. 
Exemplo: 
NH4+1 
O átomo de nitrogênio não tem Nox constante ( x ). 
Cada átomo de hidrogênio possui Nox igual a + 1. 
O íon tem carga + 1. 
Calculando a soma algébrica, teremos: 
x + 4 . ( + 1 ) = + 1 
x + 4 = 1 
x = 1 – 4 
x = – 3 
Então o Nox do átomo de nitrogênio é igual a – 3. 
 
Resumo geral das quatro regras e suas particularidades: 
 
 
 
 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 81 
Oxirredução19 
 
Uma reação de oxirredução é aquela em que há 
transferência de elétrons (oxidação e redução); com isso uma 
espécie química ganha elétrons e simultaneamente outra 
espécie química perde elétrons. 
Oxidação: 
A oxidação ocorre quando o número de oxidação de um 
átomo aumenta. E para que ocorra um aumento no número de 
oxidação, o átomo precisa perder elétrons. 
 
Redução: 
A redução ocorre quando o número de oxidação diminui. 
Para que ocorra essa diminuição, o átomo precisa receber 
elétrons. 
Exemplo: 
 
As reações de oxidação e redução se complementam, ou 
seja, na reação magnésio é oxidado, enquanto oxigênio é 
reduzido. Logo, o magnésio age como agente redutor enquanto 
O2 atua como agente oxidante. Estas etapas podem ser 
separadas e escritas na forma de duas reações diferentes, 
contudo é importante lembrar que elas não ocorrem isoladas 
uma da outra e sim juntas e simultaneamente. 
 
 
 
PILHAS20 
 
Muitas reações de oxirredução ocorrem espontaneamente. 
Uma situação ilustrativa é a reação do metal zinco com uma 
solução aquosa contendo cátions de Cu2+(aq). Uma grande 
vantagem dessas reações de oxirredução espontâneas é que 
podem ser utilizadas para gerar eletricidade. Para isso, basta 
montar um aparato denominado pilha. 
Na pilha, os agentes oxidantes e redutores são mantidos 
em compartimentos separados. Cada compartimento é 
chamado de semicélula eletroquímica. Para que o 
dispositivo gere corrente elétrica, devem existir dois contatos 
elétricos entre as células. Um contato é feito por um fio 
metálico e possibilita a circulação de elétrons entre as 
semicélulas. O outro contato, é denominado ponte salina, que 
permite a circulação de íons entre as semicélulas. 
 
A Pilha de Daniel 
Pilhas ou célula voltaicas são dispositivos que 
transformam energia química em energia elétrica por meio de 
um sistema apropriado e montado para aproveitar o fluxo de 
elétrons provenientes de uma reação química de oxirredução. 
A pilha de Daniel é um exemplo deste sistema. 
 
19 Química Nova Escola, Nº11 – Pilhas e Baterias. Maio, 2000. 
É formado por uma placa de zinco mergulhada em uma 
solução de sulfato de zinco, e uma placa de cobre imersa em 
uma solução de sulfato de cobre. As duas placas (eletrodos) 
são conectadas por um fio metálico, que permite a passagem 
de elétrons de umeletrodo ao outro. As duas soluções são 
interligadas por uma ponte salina, um tubo de vidro recurvado 
que contém uma solução de um sal (sulfato de sódio, neste 
caso) e possui pedaços umedecidos de algodão nas 
extremidades. 
 
 
Assim, podemos prever a ocorrência das seguintes semi-
reações: 
- Oxidação: Zn0(s) Zn2+(aq) + 2e- 
- Redução: Cu2+ + 2e-  Cu0(s) 
 
Somando as semi-reações acima, obtemos a reação de 
oxirredução ocorrida entre a barra de zinco e a solução de Cu2+. 
 
Zn0 (s)+ Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu0(s) 
 
 
A função da ponte salina 
Conforme aumenta a concentração de Zn2+, a solução passa 
a adquirir um excesso de cargas positivas. Por outro lado, uma 
diminuição da quantidade de íons Cu2+ faz com que a solução 
adquira excesso de carga negativa. 
Diante disso, a ponte salina atua como “veículo iônico”, 
permitindo a passagem de íons de uma sequência para outra. 
Assim, a cada instante, as duas soluções permanecem 
eletricamente neutras. 
 
Sentido dos elétrons 
Os elétrons circulam do eletrodo de maior potencial de 
oxidação para o de menor potencial de oxidação. No caso da 
pilha de Daniel os elétrons vão do zinco para o cobre. 
 
Polos da pilha 
- Polo positivo – o de menor potencial de oxidação – Cu. 
- Polo negativo – o de maior potencial de oxidação – Zn. 
 
Cátodo e Ânodo 
- Cátodo – placa de menor potencial de oxidação – Cu. Onde 
ocorre redução. 
- Ânodo – placa de maior potencial de oxidação – Zn. Onde 
ocorre oxidação. 
 
Variação de massa nas placas 
- Placa de maior potencial de oxidação – diminui – Zn. 
- Placa de menor potencial de oxidação – aumenta – Cu. 
 
Potencial dos eletrodos 
 
Para realizar qualquer medida deve-se estabelecer um 
padrão. Para a medida do potencial dos eletrodos foi 
20Sardella, A. Química – 5ª edição, Editora Ática. São Paulo, 2003. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 82 
determinado que o eletrodo padrão é o de hidrogênio, e a 
unidade de medida é o volt (V). Ao eletrodo de hidrogênio foi 
atribuído o valor nulo, assim as medições são feitas com 
referência a este eletrodo. 
 
Ao instalar um voltímetro em uma pilha, pode-se medir 
apenas a diferença de potencial que existe entre seus 
eletrodos. Entretanto, é impossível medir o potencial de cada 
eletrodo. Por outro lado, é importante que cada eletrodo 
apresente um valor numérico correspondente ao seu 
potencial. Por isso, escolhe-se um eletrodo de referência, em 
função do qual são medidos os potenciais dos demais 
eletrodos. 
 
O eletrodo de referência 
Um eletrodo de referência, ou eletrodo-padrão, apresenta 
as seguintes condições: 
- 25°C 
- 1 atm 
- soluções com concentração um molar 
Adotou-se, o eletrodo de gás hidrogênio com o eletrodo de 
referência. Nele, encontramos um fio de platina que serve 
como suporte para o H2. A platina, nesse caso, é um eletrodo 
inerte, já que não participa da reação. 
 
Como medir os potenciais dos eletrodos? 
O potencial de cada eletrodo-padrão é determinado 
acoplando-se a ele outro eletrodo-padrão de hidrogênio e 
medindo-se a diferença de potencial. Para tal, chamaremos de 
E0 o potencial do eletrodo padrão e ΔE0 à diferença de 
potencial entre dois eletrodos-padrão. 
Por convenção, temos que: 
O eletrodo padrão de hidrogênio apresentam potencial 
igual a zero. 
E0(H2)= zero 
Vamos medir, por exemplo, o potencial do eletrodo-padrão 
de zinco. 
 
De acordo com o sentido dos elétrons, fica claro que 
teremos as seguintes semi-reações: 
- Eletrodo de hidrogênio: 2H+ + 2e- - H2 (redução) 
- Eletrodo de zinco: Zn0  Zn2+ + 2e- (oxidação) 
 
Assim, concluídos que o eletrodo de hidrogênio possui 
maior capacidade de sofrer redução que o eletrodo de zinco. 
Em outros termos, o eletrodo de hidrogênio apresenta maior 
potencial de redução do que o de zinco. 
E0red Hidrogênio > E0red Zinco 
 
A diferença de potencial da pilha (ΔE0) sempre será dada 
pela diferença entre o potencial maior e menor. 
ΔE= E0red (maior) - E0red (menor) 
 
 
Assim, teremos: 
 
0,76= E0red - E0red  0,76= zero- E0red zinco 
E0red zinco= -0,76V 
 
Informações importantes sobre potenciais dos 
eletrodos 
- O potencial de redução mede a capacidade que o eletrodo 
apresenta de sofrer redução 
- Eletrodos com potenciais de redução positivos sofrem 
redução mais fácil que o eletrodo de hidrogênio 
- Eletrodos com potenciais de redução negativos sofrem 
redução mais difícil que o eletrodo de hidrogênio. 
Com base na tabela a seguir, que mostra a tendência que 
cada eletrodo tem de sofrer oxidação e redução, podemos 
dizer que: 
- eletrodo com E0red maior  sofre redução 
- eletrodo com E0red menor  sofre oxidação 
Tabela de potenciais de oxidação e redução 
 
 
 
Previsão de reações de oxirredução 
É possível prever a espontaneidade de uma reação de 
oxirredução através dos potenciais de oxidação ou de redução 
E0 das semi-reações. 
 
Exemplo: 
Zn0 + Cu2+  Zn2+ + Cu0 
 
Para confirmar se uma reação de oxi-red ocorre ou não 
espontaneamente, é necessário observar os potenciais de 
redução de cada semi-reação. 
Zn2+ +2e- ↔ Zn0 E0red=-0,76V 
Cu2+ 2e- ↔Cu2+ E0red=+0,34V 
 
Esses valores de E0red mostram que o Cu2+ reduz mais 
facilmente que o Zn2+, pois tem maior E0red. Já o Zn2+ oxida 
melhor que o Cu2+, uma vez que possui menor E0red, e assim 
apresenta maior E0oxi. 
Sentido das semi-reações 
As semi-reações de maior E0 ocorrerá da esquerda para a 
direita, e a de menor E0 da direita para a esquerda. Isso ocorre 
tanto para as reações de redução quanto para as de oxidação. 
 Maior E0 
 Menor E0 
 
Exemplo: 
 
Ni2+ + 2Ag0  Ni0 + 2Ag+ 
Ni0 ↔ Ni2+ +2e-(oxidação) Eoxid= +0,23V 
Ag0 ↔ Ag+ +e- (redução) Eoxid= -0,80V 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 83 
Os processos espontâneos serão: 
Ni0  Ni2+ + 2e- (oxidação); Maior E0 
Ag0  Ag+ +e- (redução); Menor E0 
 
Para que a reação se torne espontânea é necessário 
inverter a semi-reação da prata e multiplicá-la por dois: 
Ni0  Ni2+ + 2e- (mantida) 
2Ag+ + 2e-  2Ag0 (reação invertida) 
---------------------------------------------------------- 
Ni0 + 2Ag+  Ni2+ + 2Ag0 (processo espontâneo) 
 
Calculo do ΔE: 
ΔE= E0maior - E0menor 
ΔE= (+0,23) – (-0,80)= 1,03V 
OBS.: Embora a semi-reação da prata tenha sido 
multiplicada por dois, o valor não se alterou. 
 
ELETRÓLISE 
 
É um processo não-espontâneo, em que a passagem de 
uma corrente elétrica através de um sistema líquido, no qual 
existam íons, produz reações químicas. 
As eletrólises são realizadas em cubas eletrolíticas, nas 
quais a corrente elétrica é produzida por um gerador (pilha). 
Nesse sistema, os eletrodos são geralmente inertes, 
formados por platina ou grafita (carvão). 
As substâncias que serão submetidas à eletrólise podem 
estar liquefeitas (fundidas) ou em solução aquosa. A seguir, 
vamos estudar essas duas possibilidades. 
 
 
Importante: No processo de eletrólise, os elétrons 
emergem da pilha (gerador) pelo ânodo (–) e entram na célula 
eletrolítica pelo cátodo (–) no qual produzem redução. Na 
célula eletrolítica, os elétrons emergem pelo ânodo (+), no qual 
ocorre oxidação, e chegam à pilha pelo seu cátodo (+). 
 
Esquema da Eletrólise 
 
 
 
Os íons negativos são atraídos pelo polo positivo (+, 
ânodo), onde irão perder elétrons (oxidação). Os elétrons 
cedidos ao polo (+) migram através do circuito externo até o 
polo (-, cátodo). Lá, estes serão "ganhos" pelos íons positivos 
(redução). 
 
 
21Sardella, A. Química – 5ª edição, Editora Ática. São Paulo, 2003. 
 
 
 
 
 
 
Eletrólise Ígnea21: 
Esse tipo de eletrólise ocorre quando a passagem de 
corrente elétrica se dá em uma substância iônica liquefeita, 
istoé, fundida. Daí a origem do nome “ígnea”, uma palavra que 
vem do latim, ígneus, que significa inflamado, ardente. 
Esse tipo de reação é muito utilizado na indústria, 
principalmente para a produção de metais. Veja o exemplo de 
eletrólise do NaCl (cloreto de sódio – sal de cozinha), com 
produção do sódio metálico e do gás cloro: 
Semi-reação no cátodo: Na+ + e- → Na (2) 
Semi-reação no ânodo: 2 Cl- → Cl2 + 2e- 
Reação global: 2 Na+ + 2 Cl- → 2 Na + Cl2 
 
Eletrólise Aquosa: 
Na eletrólise aquosa faz parte os íons da substância 
dissolvida (soluto) e da água. Na eletrólise do cloreto de sódio 
em meio aquoso são produzidos a soda cáustica (NaOH), o gás 
hidrogênio (H2) e o gás cloro (Cl2). Note como se dá: 
Dissociação do NaCl: 2NaCl- → 2Na+ + 2Cl- 
Auto ionização da água: 2H2O → 2 H+ + 2OH- 
Semi-reação no cátodo: 2H+ + 2e- → H2 
Semi-reação no ânodo: 2Cl- → Cl2 + 2e- 
Reação global: 2 NaCl- + 2H2O → 2 Na+ + 2OH- + H2 + Cl2 
 
Observe que foram formados dois cátions (Na+ e H+) e dois 
ânions (Cl- e OH-). Porém, apenas um cátion (H+) e um ânion 
(Cl-) sofreram as descargas do eletrodo, os outros íons foram 
apenas espectadores nessa eletrólise. 
Isso ocorre em todas as eletrólises em meio aquoso: 
apenas um dos cátions e um dos ânions são participantes. Para 
determinarmos quais serão os participantes e quais serão os 
espectadores, existe uma ordem de facilidade de descarga, 
conforme mostrado na lista abaixo: 
 
Para que ocorra a eletrólise é necessária a presença 
de íons livres. 
IMPORTANTE: A eletrólise é basicamente o inverso da 
reação de uma pilha. Assim, para que ocorra uma 
hidrólise, é necessário que o gerador forneça uma ddp 
superior à reação da pilha. Se isso não ocorrer, não 
temos a ocorrência da eletrólise. 
 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 84 
Estequiometria da Eletrólise 
 
Quando realizamos a eletrólise da água, o volume que 
obtemos de H2 (g) no cátodo é o dobro do volume que obtemos 
de O2 (g) no ânodo. Agora vamos aprender a calcular a 
quantidade de substância liberada num eletrodo. Sendo: 
i – intensidade de corrente. 
Q – quantidade de carga elétrica. 
t –tempo de passagem da corrente pelo eletrólito. 
Temos: Q = i.t 
 
Conceito de Faraday (F) 
A quantidade de eletricidade de 1 mol de elétrons (6,02 x 
1023 elétrons) é chamada de Faraday (F). A carga elétrica que 
um elétron transporta é 1,6 x 10-19C. Um mol de elétrons terá 
carga: 
6,02 x 1023 x 1,6 x 10-19 C 965000 C 
965000 C = 1 Faraday 
 
Leis de Faraday 
 
1ª Lei de Faraday - A massa da substância eletrolisada é 
diretamente proporcional à carga elétrica que atravessa a 
solução. 
m = k1.Q 
 
2ª Lei de Faraday - A massa de substância eletrolisada é 
diretamente proporcional à massa molar e inversamente 
proporcional à valência (carga) do íon. 
 
m = k2.(M/k) 
 
Cálculo das quantidades envolvidas em uma eletrolise 
Vamos analisar o problema abaixo: 
Calcule a intensidade de corrente que o gerador deve 
fornecer para que, após 16 minutos e 5 segundos de passagem 
da corrente por uma solução de CuSO4, sejam depositados 12,7 
g de cobre no cátodo. 
Dados: 
Massa molar do cobre: 63,5 g/mol 
Carga elétrica de 1 mol de elétrons (Faraday) 96.500 C. 
 
Resolução por estequiometria 
 
 
Equivalente eletroquímico (ε) - A quantidade de 
substância eletrolisada ou depositada, quando ocorre a 
passagem de uma carga de 1 coulomb (C) pela solução, é 
denominada equivalente eletroquímico. 
 
 
Cubas em série 
Lembrando que 1F eletrolisa 1E, se o circuito ocorrer em 
série, concluímos que, como a carga que circulará em cada 
eletrodo será a mesma, o número de equivalente formado 
também será o mesmo para todos os eletrodos. Sabendo que a 
carga que passa nos eletrodos é a mesma: 
 
 
 
Esta aplicação pode ser feita para as pilhas. O número de 
equivalentes que aparece no cátodo é igual ao que desaparece 
no ânodo. 
 
Equação de Nernst 
A Equação de Nernst é a relação quantitativa que permite 
calcular a força eletromotriz de uma pilha, para concentrações 
de íons diferentes de uma unidade. Também usado para 
cálculos em titulação de oxidação-redução. A variação de 
energia livre, ΔG, de qualquer reação e variação de energia 
livre padrão, ΔG°, estão relacionadas por meio da seguinte 
reação: 
 
 
 
Onde Q é a expressão da lei de ação das massas da reação. 
Para uma reação de oxido-redução, temos que: 
 
 e 
 
Assim, para uma reação redox, temos: 
 
 
 
ou 
 
 
Sendo: 
R = 8,315 J K-1 mol-1; 
T = 298,2 K (25°C); 
F = 96485 C mol-1 
 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 85 
Substituindo na equação acima os valores de R, T e P, tem-
se: 
 
 
De forma alternativa, esta equação pode ser escrita em 
termos de logaritmo decimal: 
 
 
Nessa equação, o significado de seus componentes é o 
seguinte: Eº é a força eletromotriz ou potencial normal da 
pilha correspondente (que se obtém a partir dos potenciais 
normais dos eletrodos); R é a constante universal dos gases; T 
é a temperatura em escala absoluta; F é a carga elétrica de um 
mol de elétrons; n é o número de elétrons transferidos; Q é o 
quociente de reação. Esse quociente é o produto das 
concentrações das espécies ativas do segundo membro da 
reação de oxirredução, elevadas a seus respectivos 
coeficientes estequiométricos (coeficientes que precedem as 
fórmulas na equação química equilibrada), e seu denominador 
é o produto análogo das concentrações dos reagentes. 
 
Potenciais-padrão e constantes de equilíbrio 
Quando um sistema atinge o equilíbrio, a energia livre dos 
produtos é igual à energia livre dos reagentes, ou seja, ΔG = 0. 
Quando este sistema pertence a uma célula galvânica, a célula 
não produz tensão, ou seja, "E" da célula é zero, pois não existe 
reação ocorrendo em nenhum dos sentidos. No equilíbrio, a 
expressão Q da lei de ação das massas passa a ser igual a K. 
Sendo assim, nestas condições, a equação de Nernst passa a ser 
escrita como: 
 
 
 
Ou 
 
 
 Que a 25°C, fica: 
 
 
 
Ou 
 
 
 
Em qualquer uma destas formas, torna-se possível calcular 
E0 a partir de K. 
 
Metal de sacrifício22 
 
O Metal de Sacrifício (Ânodos de sacrifício) pode ser 
definido como qualquer metal utilizado em estruturas 
submetidas a ambientes oxidantes (um agente ou substância 
 
22 PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); Canto, Eduardo leite do. Química na 
abordagem do cotidiano. São Paulo: Moderna, 2006 
responsável por causar oxidação), com o objetivo de ser 
oxidado em seu lugar, isto é, sacrificado em seu lugar. Esse 
metal deve obrigatoriamente possuir menor poder de 
redução do que o material utilizado na estrutura, para que 
possa ser "sacrificado" e de desse modo protegê-la. Existem 
distintos metais que podem ser utilizado com essa finalidade, 
e dois bons exemplos desses são o zinco e magnésio. 
O ferro, metal utilizado em cascos de navio, quando 
colocado em contato com a água do mar, se oxidaria com maior 
facilidade caso não houvesse um metal de sacrifício. Cascos de 
navio são protegidos da corrosão mediante a colocação de 
placas de zinco, que se oxida mais facilmente que o ferro. A 
técnica é denominada “proteção catódica”, pois o ferro é 
protegido justamente por se tornar o cátodo c zinco e ferro. E 
o zinco é denominado “metal de sacrifício” ou “ânodo de 
sacrifício”, pois, atuando como o ânodo da cela, oxida-se, 
preservando, assim, o ferro. A proteção é eficiente desde que o 
metal de sacrifício seja reposto à medida que vai sendo 
consumido. 
O metal utilizado em grande escala como ânodo de 
sacrifício é o zinco. Este além de ser relativamente barato, 
apresenta potencial de redução menor que a maioria dos 
metais. 
 
Questões 
 
01. Determinaro equivalente-grama de uma substância 
formada em um eletrodo, sabendo que, ao passar uma 
corrente de 9,65A de intensidade durante 8 minutos e 20 
segundos, formam-se 1,4g de substância. 
 
02. Qual é a quantidade de eletricidade obtida em uma 
pilha de Daniel pela oxidação de 0,2612g de zinco? Qual a 
intensidade da corrente produzida, sabendo-se que a pilha 
funcionou durante 25 minutos e 44 segundos? Dado= 
Zn=65,3u 
 
03. Numa pilha de flash antiga, o eletrólito está contido 
numa lata de zinco que funciona como um dos eletrodos. Que 
massa de zinco é oxidada a Zn+2 durante a descarga desse tipo 
de pilha, por um período de 30 minutos, envolvendo uma 
corrente de 5,36x10-1 A? 
 
04. Determinar o equivalente-grama de uma substância 
formada em um eletrodo, sabendo que, ao passar uma 
corrente de 9,65A de intensidade durante 8 minutos e 20 
segundos, formam-se 1,4g de substância. 
 
05. Qual é a quantidade de eletricidade obtida em uma 
pilha de Daniel pela oxidação de 0,2612g de zinco? Qual a 
intensidade da corrente produzida, sabendo-se que a pilha 
funcionou durante 25 minutos e 44 segundos? Dado= 
Zn=65,3u 
 
06. Numa pilha eletroquímica sempre ocorre: 
(A) Redução no ânodo. 
(B) Movimentação de elétrons no interior da solução 
eletrolítica. 
(C) Passagem de elétrons, no circuito externo, do cátodo 
para o ânodo. 
(D) Reação de neutralização. 
(E) Uma reação de oxirredução. 
 
07. (UNESP - adaptado) A equação seguinte indica as 
reações que ocorrem em uma pilha: 
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) 
Podemos afirmar que: 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 86 
(A) O zinco metálico é o cátodo. 
(B) O íon cobre sofre oxidação. 
(C) O zinco metálico sofre aumento de massa. 
(D) O cobre é o agente redutor. 
(E) Os elétrons passam dos átomos de zinco metálico aos 
íons de cobre. 
 
08. Calcule a ddp do exemplo abaixo, utilizando a equação 
de Nernst. 
Zn(s) | Zn2+ (0,024 M) || Zn2+ (2,4 M) | Zn(s) 
Cátodo: Zn2+ (2,4 M) + 2 e- → Zn 
Ânodo: Zn → Zn2+ (0,024 M) + 2 e- 
Reação Global: Zn2+ (2,4 M) → Zn2+ (0,024 M), ΔE° = 0 V 
 
09. (UFR-RJ) Dados os metais: Zn, Ag, Au, Mg com seus 
respectivos potenciais de redução (– 0,76v), (+ 0,80v), (+ 
1,50v) e (– 2,73v); e sabendo-se que 2H+ + 2e– → H2 ε0 = 0,00 
V: 
a) indique os dois metais que têm possibilidade de reagir 
com ácidos para produzir hidrogênio (H2); 
b) escreva uma reação de deslocamento, possível, usando 
o ácido sulfúrico. 
 
10. (UFR-RJ) O contato com certos metais (como o cobre e 
o estanho) pode acelerar a corrosão do ferro e torná-la mais 
intensa, enquanto o contato com metais (como zinco e o 
magnésio) pode impedir ou retardar a formação de ferrugem. 
Levando-se em conta os valores dos potenciais (E0) das semi-
reações abaixo, 
Mg++(aq) + 2e– → Mg(s) – 2,37 V 
Zn++(aq) + 2e– → Zn(s) – 0,76 V 
Fe++(aq) + 2e– → Fe(s) – 0,44 V 
Sn++(aq) + 2e– → Sn(s) – 0,14 V 
Cu++(aq) + 2e– → Cu(s) + 0,36 V 
1/2 O2(g) + 2e– + H2O(l) → 2OH–(aq) + 0,41 V 
a) Calcule o ΔE0 da pilha formada por ferro e oxigênio em 
meio aquoso e ΔE0 da pilha formada por ferro e zinco em meio 
aquoso; 
b) Explique o fato de o oxigênio ser o oxidante mais forte 
da série apresentada. 
 
 
Respostas 
01. Resolução: 
 
 
02. Resolução: 
 
 
03. Resolução: 
 
 
 
 
04. Resolução: 
 
 
05. Resolução: 
 
 
06. Resposta E. 
(A) No ânodo ocorre uma oxidação. 
(B) A movimentação de elétrons ocorre nos eletrodos. 
(C) A passagem de elétrons é do ânodo para o cátodo. 
(D) A reação que ocorre é de oxirredução e não de 
neutralização (esta é um tipo de reação que ocorre entre 
ácidos e bases). 
(E) Correta. 
 
07. Resposta E. 
(A) O zinco metálico é o ânodo, ele perde elétrons: Zn(s) → 
Zn2+(aq) + 2e-. 
(B) O íon cobre sofre redução, ele ganha elétrons: Cu2+(aq) 
+ 2 e-→ Cu(s). 
(C) O zinco metálico é o ânodo que é corroído, porque ele 
sofre oxidação e, com isso, a massa da barra diminui. 
(D) O cobre é o agente oxidante, pois ele causou a oxidação 
do zinco. 
(E) Correta. 
 
08. Resolução: 
Com base na equação de Nernst, temos: 
 
Observa-se que a ddp é positiva. 
A reação observada representa uma pilha, portanto é 
espontânea.0 
A espontaneidade da reação é confirmada se pensarmos 
que na reação final os íons Zn2+ se deslocam da solução 
concentrada para a solução diluída. 
- Se tivéssemos a reação inversa, Zn2+(0.024M) → Zn2+(2.4 
M) a ddp seria –0,0592V, ou seja, a reação não seria 
espontânea. 
- Se as concentrações se igualarem, teremos que ΔE = 0 e 
portanto a pilha para de funcionar (encontra o equilíbrio) 
Esta é conhecida como uma pilha de concentração, ou seja, 
pilhas nas quais os dois eletrodos são iguais e estão 
mergulhados em soluções de seus íons, porém em 
concentrações diferentes. 
 
09. Resolução: 
a) os metais que deslocam o H do ácido são: Zn e Mg. 
 
b) Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2↑ 
Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2 
 
10 Resolução: 
a) Semi-reações: 
Oxidação: Fe(s) → Fe++ (aq) + 2e– + 0,44 V 
Redução: 1/2 O2(g) + 2e– + H2O(l)→ 2OH(aq) + 0,41 V 
ΔE0 = + 0,44 + 0,41 = + 0,85 V 
Semi-reações: 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 87 
Oxidação: Zn++ (aq) + 2e– + 0,76 V 
Redução: Fe++ (aq) + 2e– → Fe(s) – 0,44 V 
ΔE0 = + 0,76 + (– 0,44) = + 0,32 V 
 
b) Como o oxigênio possui o maior potencial de redução da 
série apresentada, ele se reduzirá preferencialmente aos 
outros elementos, com isso, "força" a oxidação deles, sendo 
assim o oxidante mais forte. 
 
 
 
Hidrocarbonetos 
Os hidrocarbonetos são a função mais simples da Química 
Orgânica. A partir do conhecimento desta função é possível 
montar com facilidade as demais funções. Os hidrocarbonetos 
têm grande importância para a Indústria Química. O petróleo 
e o gás natural são fontes de hidrocarbonetos. É o ponto de 
partida para a produção de combustíveis, plásticos, corantes e 
tantos outros produtos úteis ao homem. 
 
Petróleo 
É um recurso natural abundante, porém sua prospecção 
envolve elevados custos e complexidade de estudos. É também 
atualmente a principal fonte de energia, servindo também 
como base para fabricação dos mais variados produtos, dentre 
os quais destacam-se benzinas, óleo diesel, gasolina, 
alcatrão, polímeros plásticos e até mesmo medicamentos. 
O petróleo é um liquido viscoso, escuro, encontrado no 
subsolo de certas regiões do globo terrestre, constituindo 
diferentes jazimentos. 
Os hidrocarbonetos que constituem no petróleo são 
principalmente os saturados, embora a sua constituição mude 
um pouco conforme a procedência. No petróleo encontramos 
certas impurezas, como o carvão, o enxofre, os mercaptanas e 
outros compostos, porém em baixo teor. 
 
Refino do petróleo 
É na refinaria que o petróleo é convenientemente tratado, 
para dele se extraírem materiais importantes, como 
combustíveis, óleos lubrificantes, vaselina, asfalto, piche, 
matérias-primas da indústria petroquímica etc. 
De todos os processos empregados numa refinaria, a 
destilação é o principal deles. A destilação é feita aquecendo-
se o petróleo e fazendo-o passar pelas chamadas colunas de 
fracionamento, onde as primeiras frações são separadas. 
 
O resíduo do primeiro fracionamento, chama-se resíduo 
atmosférico. Este é reaquecido e introduzido numa outra 
coluna de fracionamento, que opera a pressão reduzida 
(destilação a vácuo), sofrendo aí nova destilação e produzindo 
outras frações menos voláteis. 
Veja a seguir os constituintes e alguns nomes dessas 
frações: 
 
Fração Número de carbonos 
Gás de 1 a 4 
Gasolina de 5 a 10 
Querosene de 12 a 18 
Óleo diesel de 15 a 25 
Óleo lubrificante 
acima de 17, com 
estruturas cíclicas 
Resíduo sólido; parafinas, 
ceras, asfalto, piche 
mais de 20 
 
A utilização dessas funções é extremamente variada. As 
maisvoláteis são usadas como combustíveis ou como 
solventes. O gás, para aquecimento (fogões, bicos de gás); o 
éter de petróleo e a benzina, como solventes; a gasolina, nos 
motores de explosão (automóveis); o querosene, como 
combustível nos motores de propulsão (foguetes) e na 
iluminação (lampiões); o óleo diesel, em motores de 
compressão(caminhões); o óleo combustível, nos motes 
marítimos (barcos, navios). As outras frações vão desde a 
lubrificação (óleos) até o capeamento de estradas e a 
impermeabilidade de estruturas. 
Além desses processos, devemos citar a pirólise o cracking, 
que é a decomposição pelo aquecimento, que nos orientará 
desde a obtenção de matérias-primas para as indústrias 
petroquímicas e o enriquecimento quantitativo e qualitativo 
das matérias-primas obtidas pela destilação. 
O craqueamento possibilita um aproveitamento quase 
integral do petróleo. 
 
Gás natural 
O gás natural é um composto formado principalmente pelo 
gás metano (CH4) e por vários hidrocarbonetos leves, como o 
etano, propano e o butano. Em sua constituição também há em 
pequenas quantidades outros hidrocarbonetos mais pesados, 
além de CO2, N2, H2S, água, ácido clorídrico, metanol e outras 
impurezas 
É empregue diretamente como combustível, tanto 
em indústrias, casas e automóveis. É considerado uma fonte de 
energia mais limpa que os derivados do petróleo e o carvão. 
Alguns dos gases de sua composição são eliminados porque 
não possuem capacidade energética (nitrogênio ou CO2) ou 
porque podem deixar resíduos nos condutores devido ao seu 
alto peso molecular em comparação ao metano (butano e mais 
pesados). 
 
Origem do gás natural 
O gás natural é encontrado no subsolo em rochas porosas, 
isoladas do exterior por rochas impermeáveis. Suas reservas 
podem estar associadas ou não a depósitos petrolíferos. É o 
resultado da degradação da matéria orgânica de forma 
anaeróbica oriunda de quantidades extraordinárias de micro-
organismos que, em eras pré-históricas, se acumulavam nas 
águas litorâneas dos mares da época. Essa matéria orgânica foi 
soterrada a grandes profundidades e, por isto, sua degradação 
se deu fora do contato com o ar, a grandes temperaturas e sob 
fortes pressões. 
 
Composição do Gás Natural 
A composição do gás natural bruto é função de uma série 
de fatores naturais que determinaram o seu processo de 
formação e as condições de acumulação do seu reservatório de 
origem. 
14. Química do carbono: 
14.1 Propriedades 
fundamentais do átomo de 
carbono; 14.2 Notação e 
nomenclatura dos radicais 
orgânicos. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 88 
O gás natural é encontrado em reservatórios subterrâneos 
em muitos lugares do planeta, tanto em terra quanto no mar, 
tal qual o petróleo, sendo considerável o número de 
reservatórios que contém gás natural associado ao petróleo. 
Nestes casos, o gás recebe a designação de gás natural 
associado. Quando o reservatório contém pouca ou nenhuma 
quantidade de petróleo o gás natural é dito não associado. 
Assim como ocorre no petróleo, a composição básica do 
gás natural são as moléculas de hidrocarbonetos (composto 
químico formado por átomos de carbono e hidrogênio). 
Grande parte do gás natural (cerca de 70%) é formada pelo gás 
metano. Fazem também parte da composição do gás natural o 
propano, nitrogênio, oxigênio, etano e enxofre 
 Além dos hidrocarbonetos fazem parte da composição do 
gás natural bruto outros componentes, tais como o Dióxido de 
Carbono (CO2), o Nitrogênio (N2), Hidrogênio Sulfurado (H2S), 
Água (H2O), Ácido Clorídrico (HCl), Metanol e impurezas 
mecânicas. A presença e proporção destes elementos depende 
fundamentalmente da localização do reservatório, se em terra 
ou no mar, sua condição de associado ou não, do tipo de 
matéria orgânica ou mistura do qual se origino, da geologia do 
solo e do tipo de rocha onde se encontra o reservatório. 
 
Principais frações 
Os gases do petróleo são utilizados como combustível (gás 
engarrafado). A gasolina é a fração de maior uso pela sua 
aplicação como combustível nos motores a explosão. O éter de 
petróleo, benzina especial e ligroína possuem grande 
aplicação como dissolventes orgânicos. O óleo diesel é 
utilizado como combustível dos motores a diesel. Os óleos 
lubrificantes são usados para lubrificação em geral. O asfalto e 
o piche de petróleo são muito utilizados na pavimentação de 
vias públicas. A parafina tem aplicação na fabricação de velas, 
graxas para sapatos, ceras para assoalhos. O querosene é 
empregado na iluminação, mas atualmente é bem restrito. 
 
 
 
Propriedades e usos 
 As principais aplicações de alguns dos produtos 
petroquímicos básicos: 
Eteno – o seu principal derivado é o polietileno que é usado 
na fabricação de sacos plásticos para embalagem de produtos 
alimentícios e de higiene e limpeza, utensílios domésticos, 
caixas d’água, brinquedos e playgrounds infantis. Dentre suas 
outras aplicações podemos destacar o PVC, usado na 
construção civil, em calçados e em bolsas de sangue. 
Propeno – é a matéria prima para o polipropileno, usado, 
por exemplo, em embalagens alimentícias e de produtos de 
higiene e limpeza, peças para automóveis, tapetes, tecidos e 
móveis. Apresenta, além dessa, diversas outras aplicações 
como, por exemplo, produção de derivados acrílicos para 
tintas, adesivos, fibras e polímero superabsorvente para 
fraldas descartáveis. 
Butadieno – usado principalmente na produção de 
borracha sintética, em pneus e solados para calçados, por 
exemplo. 
Aromáticos – são matérias-primas para produtos como o 
PET utilizado em garrafas e fibras sintéticas, e o poliestireno, 
material empregado em eletroeletrônicos, eletrodomésticos, 
embalagens de iogurtes, copos, pratos e talheres e material 
escolar. 
Metanol – é insumo para produção de biocombustíveis e de 
diversos intermediários químicos usados, por exemplo, pela 
indústria de móveis e de defensivos agrícolas. 
Amônia – é uma das matérias-primas para a indústria de 
fertilizantes, sendo usada na produção de uréia e de 
fertilizantes nitrogenados utilizados nas culturas de milho, 
cana de açúcar, café, algodão e laranja, entre outras. 
 
COMBUSTÃO DE HIDROCARBONETOS 
As reações de combustão estão presentes em muitos 
aspectos do nosso cotidiano. Podemos definir como reação de 
combustão aquela que tem um combustível, isto é, um 
composto que é consumido e produz energia térmica; e um 
comburente, que na maioria das vezes é o oxigênio presente 
no ar. É preciso também que haja uma fonte de ignição para 
dar início à reação, que pode ser uma chama ou uma faísca. 
Esses três fatores compõem o triângulo de fogo, pois 
depois que se dá início à reação de combustão, a energia 
liberada sustenta a reação e permite que ela continue até que 
o combustível, o comburente ou o calor (energia liberada), 
acabe. Isso significa que ocorrerá uma reação em cadeia. 
 
 
Formas de combustão 
 
-Combustão Completa 
A combustão completa ocorrerá quando for feita a ruptura 
da cadeia carbônica e a oxidação total de todos os átomos de 
carbono da cadeia carbônica. Os produtos formados por 
hidrocarbonetos serão o CO2 (dióxido de carbono) e H2O 
(água). 
Exemplo: Combustão completa do isoctano, que é um dos 
componentes da gasolina. 
 
 
 
-Combustão Incompleta 
Nesse tipo de combustão não há oxigênio suficiente ou 
quando há um grande número de átomos de carbono no 
combustível, consumindo grande quantidade de oxigênio com 
muita rapidez. Existem duas possibilidades de produtos para 
serem formados, dependendo da quantidade de oxigênio 
disponível, podendo ser monóxido de carbono (gás 
carbônico), CO2, e água, H2O; ou carbono (fuligem), C, e água, 
H2O. 
Exemplo: 
 
As reações incompletas geralmente são indesejadas, pois o 
CO é altamente tóxico e já causou a morte de pessoas em 
garagens mal ventiladas. É por issoque o motor do carro deve 
estar sempre bem regulado, para não produzir reações 
incompletas. 
 
-Combustão Espontânea 
É aquela gerada de maneira natural, podendo ser pela ação 
de bactérias que fermentam materiais orgânicos, produzindo 
calor e liberando gases. Alguns materiais entram em 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 89 
combustão sem fonte externa de calor. Ocorre, também, na 
mistura de determinadas substâncias químicas, quando a 
combinação gera calor e libera gases. 
 
IMPLICAÇÕES AMBIENTAIS 
A exploração de hidrocarbonetos é potencialmente 
causadora de impactos ambientais sobre o ambiente em que 
se localiza. Segue abaixo alguns exemplos: 
 
Etileno 
O etileno ou eteno (H2C CH2), em condições ambientes, é 
um gás. Industrialmente, ele é obtido pela quebra (cracking) 
de alcanos de cadeias longas. A partir dele, pode-se fabricar um 
grande número de polímeros (plásticos). 
Em algumas situações particulares, o etileno pode ser 
usado na produção de álcool etílico, também chamado etanol 
ou álcool 
O etanol pode ser obtido pela reação entre etileno e água, 
de acordo com a seguinte equação: 
 
 
Acetileno 
Acetileno é o nome usualmente empregado para designar 
o menor e mais importante dos alquinos: o etino C2H2. 
O gás acetileno é obtido mediante o seguinte processo: 
 
 
 
O acetileno tem, como propriedade característica, a 
capacidade de liberar grandes quantidades de calor durante 
sua combustão, isto é, durante a reação com oxigênio (O2). 
Quando, nos maçaricos de oxiacetileno, o acetileno reage com 
oxigênio puro, com o qual produz dióxido de carbono (CO2) e 
água (H2O), a chama obtida pode alcançar a temperatura de 
2800 °C. 
O acetileno é ainda matéria-prima essencial na síntese de 
muitos compostos orgânicos importantes, como ácido acético, 
plásticos e mesmo borrachas sintéticas. 
Por meio de processos ainda não muito conhecidos, o 
acetileno também age no processo de amadurecimento de 
frutas, porém com menor eficiência que o etileno. 
 
Benzeno 
O benzeno é o representante dos hidrocarbonetos 
aromáticos, possui uma estrutura cíclica especial que lhe 
confere propriedades especiais, como “aromaticidade”. Os 
compostos agrupados sobre esta denominação “aromáticos”, 
possuem um odor agradável. 
O benzeno é líquido, inflamável, incolor e tem um aroma 
doce e agradável. É um composto tóxico, cujos vapores, se 
inalados, causam tontura, dores de cabeça e até mesmo 
inconsciência. Se inalados em pequenas quantidades por 
longos períodos causam sérios problemas sanguíneos, como 
leucopenia. 
Também é conhecido por ser carcinogênico. É uma 
substância usada como solvente (de iodo, enxofre, graxas, 
ceras, etc.) e matéria-prima básica na produção de muitos 
compostos orgânicos importantes como fenol, anilina, 
trinitrotolueno, plásticos, gasolina, borracha sintética e tintas. 
A benzina é uma mistura de hidrocarbonetos obtida 
principalmente da destilação do petróleo que possui faixa de 
ebulição próxima ao benzeno. 
 
Naftaleno 
Uma das principais formas de obtenção do naftaleno é a 
partir da destilação do alcatrão de hulha (um tipo de carvão 
mineral, também conhecido como carvão de pedra). Também 
é possível obtê-lo a partir do petróleo, porém, em quantidades 
mínimas, o que torna o processo inviável economicamente. Na 
indústria petroquímica, a substância pode ser obtida, ainda, 
pelo reforming catalítico (ou reforma catalítica), processo em 
que hidrocarbonetos de cadeia normal são transformados em 
hidrocarbonetos aromáticos (neste caso) através do 
aquecimento e de catalisadores especiais. O naftaleno entra no 
ambiente de usos industriais, desde a sua utilização como 
repelente de traça, a partir da queima de madeira ou de tabaco 
e de derramamentos acidentais. Naftalina em sites de resíduos 
perigosos e aterros sanitários pode se dissolver na água e estar 
presentes na água potável. Naftaleno pode tornar-se 
fracamente ligado ao solo ou passar através das partículas do 
solo em água subterrânea. 
 A maioria dos naftaleno entram no ambiente a partir 
da queima de florestas e combustíveis fósseis em casa. A 
segunda maior liberação de naftaleno é através do uso de 
repelentes de traça. Apenas cerca de 10% do naftaleno entrar 
no ambiente da produção de carvão e destilação. Menos de 1% 
do naftaleno liberado para a atmosfera pode ser atribuído às 
perdas da produção de naftalina. O tabagismo também libera 
pequenas quantidades de naftalina no ar. 
 
Tolueno 
Um aromático, de uso comum em algumas indústrias, 
extremamente prejudicial ao ser humano, é o tolueno ou metil 
benzeno. Além dos problemas comuns a todos os aromáticos, 
o tolueno, quando inalado, produz uma excitação semelhante 
à provocada por bebidas alcoólicas: visão dupla, falta de 
coordenação e fala inarticulada. Pode levar a pessoa ao estado 
de coma e à morte. 
O tolueno é comumente utilizado na produção de certas 
colas, conhecidas por cola de sapateiro, e afeta não só os 
profissionais que as usam no seu trabalho diário, mas também 
as pessoas que as utilizam como droga. 
 
Questões 
 
01. (SAEG-TÉCNICO DE SANEAMENTO - ESTAÇÃO DE 
TRATAMENTO DE ÁGUA-VUNESP-2015) Os compostos 
orgânicos são agrupados em funções orgânicas de acordo 
com as suas características semelhantes. Muitos deles 
possuem padrões de potabilidade por apresentarem riscos à 
saúde. Um desses compostos é o benzeno (C6H6), cujo valor 
máximo permissível é de 5 μg/L, de acordo com a Portaria nº 
2.914/2011 do Ministério da Saúde. 
 
Qual é a classificação do benzeno, dentre as 
funções orgânicas? 
(A)Hidrocarboneto. 
(B)Álcool. 
(C)Éter. 
(D)Aldeído. 
(E)Ácido carboxílico. 
 
02. “O petróleo continua sendo um recurso básico para a 
moderna sociedade industrial, apesar de ter sofrido um 
relativo declínio nas últimas décadas. Em 1971, representava 
cerca de 68% da energia consumida no mundo, mas em 2007 
essa proporção tinha baixado para cerca de 34%, uma 
porcentagem ainda significativa e maior que a de qualquer 
outra fonte de energia isoladamente. Se somarmos o petróleo 
ao gás natural, geralmente associado a ele e que sozinho 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 90 
representa cerca de 20% do consumo energético mundial, 
teremos um total de 54% da energia produzida pela 
humanidade, com essas suas fontes fósseis em conjunto”23. 
 
Em função de suas importâncias, podemos concluir que o 
petróleo e o gás natural são fontes de energia utilizadas em 
diversos setores de atividades, dentre os quais podemos 
assinalar: 
(A) residencial, energético, transportes e industrial. 
(B) transportes, agrícola, industrial e extrativista 
(C) industrial, residencial, energético e construção civil 
(D) comercial, residencial, transportes e ambiental. 
 
03. A comercialização do petróleo em nível internacional está, 
em grande parte, associada à atividade da OPEP – Organização 
dos Países Exportadores de Petróleo –, cuja principal função é: 
 
(A) diversificar o preço do produto em todo o planeta, a fim 
de dinamizar a livre concorrência entre os países petrolíferos. 
(B) cartelizar e controlar o valor do barril de petróleo entre 
os seus países-membros. 
(C) incentivar e financiar pesquisas científicas sobre a 
extração e o refino de petróleo. 
(D) organizar os produtores de petróleo em cooperativas a 
fim de livrar os produtores das ações do Estado. 
 
04. O petróleo é um importante hidrocarboneto, utilizado 
como fonte de energia e como matéria-prima para a produção 
de plástico, tintas, solventes e outras mercadorias. Sua 
formação é resultante da decomposição de matéria orgânica 
animal e vegetal retida nos subsolos. Dessa forma, as regiões 
geográficas onde é mais provável encontrar poços de petróleo 
são:(A) regiões costeiras, situadas nas zonas de encontro entre 
duas placas tectônicas. 
(B) em zonas oceânicas e locais que já estiveram cobertos 
pelos oceanos. 
(C) em regiões continentais, em pontos de profundas 
depressões absolutas. 
(D) em zonas próximas à Linha do Equador, a exemplo do 
Oriente Médio. 
 
05. (PUC-Rio - adaptada) Petróleo mais caro preocupa 
EUA, União Europeia e Japão. 
Em 2004, os preços do petróleo no mercado internacional 
tiveram sucessivas altas, lançando dúvidas sobre o 
crescimento econômico mundial. A elevação do preço do 
petróleo é consequência de uma série de fatores e tem graves 
repercussões em alguns países. 
 
A alternativa que NÃO apresenta corretamente uma dessas 
situações é: 
(A) a alta do preço do petróleo interfere na economia 
japonesa que depende do petróleo importado. 
(B) o preço do petróleo depende das cotas de petróleo 
estabelecidas pelos países da OPEP. 
(C) o preço do petróleo aumenta devido aos estoques 
acumulados pelos Estados Unidos. 
(D) o preço do petróleo oscila devido à situação de 
insegurança existente no Oriente Médio. 
 
 
 
 
 
 
 
23 VESENTINI, J. W. Geografia: o mundo em transição. São Paulo: Editora 
Ática, 2012. p.75. 
Respostas 
 
01. Resposta: A 
 
De acordo com a fórmula do benzeno abaixo: 
 
 
Verifica-se que existem apenas C (carbono) e H 
(hidrogênio), portanto trata-se de um hidrocarboneto. 
 
02. Resposta A 
O petróleo e o gás natural, enquanto fontes de energia, são 
principalmente utilizados no campo residencial, na indústria, 
nos transportes e no setor energético. 
 
03. Resposta A 
A principal função da OPEP é a de cartelizar ou controlar 
os preços do petróleo através da associação dos principais 
exportadores desse produto. Assim, o preço do barril pode ser 
elevado por razões econômicas e até políticas, como no 
episódio da crise do petróleo dos anos 1970. 
Alternativa correta: letra B. 
 
04. Resposta A 
A existência de petróleo na natureza é mais comum em 
regiões oceânicas – ou que já foram constituídas por mares –, 
uma vez que esses locais apresentam uma sedimentação e uma 
diagênese mais consolidada. 
 
05. Resposta A 
A) Correto – o preço do petróleo afeta diretamente a 
economia do Japão, pois esse país é o segundo maior 
importador desse produto. 
B) Correto – a OPEP regula o preço, a produção e as cotas 
de petróleo entre os seus países-membros. 
C) Incorreto – os Estados Unidos não possuem estoques 
acumulados, pois são os maiores consumidores. E mesmo que 
possuíssem, isso contribuiria para o aumento da oferta e a 
consequente diminuição dos preços. 
D) Correto – as instabilidades políticas no Oriente Médio 
influenciam a alta dos preços do petróleo. 
 
 
 
 
FUNÇÕES ORGÂNICAS 
 
As funções orgânicas são grupos em que os compostos 
orgânicos são divididos de acordo com o seu comportamento 
químico e presença de certos agrupamentos de átomos em 
suas estruturas. 
15. Função orgânica: 15.1 
Conceito; 15.2 Grupamento 
funcional; 15.3 Fórmulas geral 
e estrutural; 15.4 Notação e 
nomenclatura IUPAC das 
funções orgânicas. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 91 
Nomenclatura dos compostos orgânicos 
 
Os compostos orgânicos recebem nomes oficiais que levam 
em consideração o número de carbonos, os tipos de ligações 
entre eles e a função que as substâncias pertencem. 
O esquema apresentado no quadro abaixo mostra, as 
partes básicas da nomenclatura de um composto orgânico. 
 
 
 
A seguir serão estudadas as principais funções orgânicas: 
 
HIDROCARBONETOS 
 
São compostos formados apenas por carbono (C) e 
hidrogênio (H). Os hidrocarbonetos podem ser subdivididos 
em várias classes em função do tipo de ligação que apresenta 
entre os carbonos. Sua fórmula geral é dada por CXHY. 
Os hidrocarbonetos se dividem de acordo com a sua 
estrutura e tipo de ligações entre carbonos. São tipos de 
hidrocarbonetos: 
-alcanos 
-alcenos 
-alcinos 
-alcadienos 
-cicloalcanos 
-cicloalcenos 
-aromáticos 
 
Alcanos 
 
Definição: são hidrocarbonetos de cadeia aberta 
saturados, ou seja, possuem somente ligações simples entre os 
carbonos. 
Fórmula Geral: CnH2n + 2(em que n = qualquer número 
inteiro). 
Exemplos: 
CH4:metano 
H3C — CH3: etano 
 
Alcenos 
 
Definição: são hidrocarbonetos de cadeia aberta que 
possuem somente uma ligação dupla entre carbonos. 
Fórmula Geral: CnH2n 
 
Exemplos: 
 
 
 
Alcinos 
 
Definição: são hidrocarbonetos de cadeia aberta que 
possuem tripla ligação entre carbonos. 
O infixo “in” identifica a ligação tripla dos alcinos. 
Fórmula Geral: CnH2n-2 (em que n = qualquer número 
inteiro). 
Exemplos: 
 
Alcadienos ou dienos: 
 
Definição: são hidrocarbonetos de cadeia aberta que 
possuem duas duplas ligações entre carbonos. 
O infixo “dien" identifica as duas duplas ligações dos 
alcadienos. 
Fórmula Geral: CnH2n-2 (em que n = qualquer número 
inteiro). 
Exemplos: 
 
 
 
Hidrocarbonetos cíclicos: 
 
Definição: são hidrocarbonetos de cadeia fechada. Podem 
ser cicloalcanos (só possuem ligações simples), cicloalcenos 
(possuem dupla ligação entre carbonos) e cicloalcinos (com 
tripla ligação entre carbonos). 
 
Fórmula Geral: 
 
- Cicloalcanos: CnH2n 
 
- Cicloalcenos: CnH2n-2 
 
 
 
Hidrocarbonetos aromáticos: 
Definição: são hidrocarbonetos que possuem um ou mais 
anéis benzênicos (núcleos aromáticos), que são representados 
conforme a figura abaixo: 
 
 
 
Nomenclatura para hidrocarbonetos ramificados 
 
Para realizar a nomenclatura de um hidrocarboneto 
ramificado, é necessário identificar a cadeia principal, que, 
geralmente, apresenta o maior número de carbonos. Para isso, 
temos que levar em consideração a classe dos hidrocarbonetos 
com a qual estamos trabalhando, como relatado em cada caso: 
 
a) Nomenclatura de alcanos ramificados 
Passo 1: Determinar a cadeia principal e seu nome 
(A cadeia principal de um alcano é sempre aquela que 
apresentar o maior número de carbonos e o maior número de 
ramificações) 
Passo 2: Reconhecer os radicais e dar nome aos mesmos. 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 92 
Passo 3: Numerar a cadeia principal de moto a obter os 
menores números possíveis para indicar as posições dos 
radicais. 
Passo 4: Quando houver mais de um radical do mesmo tipo, 
seus nomes devem ser precedidos de prefixos que indiquem a 
quantidade: di, tri, treta, penta e etc. 
Passa 5: Quando houver dois ou mais radicais de tipos 
diferentes, seus nomes podem ser escritos de duas maneiras: 
a) Pela ordem de complexidade crescente dos radicais 
b) Pela ordem alfabética (Notação recomentada pela 
IUPAC). 
 
Exemplo: 
 
 
 
ALCOOIS 
 
Álcool é toda substância orgânica que contém um ou mais 
grupos oxidrila ou hidroxila (OH) ligado diretamente à átomos 
de carbono saturados. 
 
Grupo funcional: 
 
 
Classificação 
Os álcoois podem ser classificados de duas maneiras: 
- de acordo com a posição da hidroxila 
- de acordo com o número de hidroxila 
 
Posição da Hidroxila 
Álcool Primário – tem a hidroxila ligada a carbono 
primário. 
 
 
 
 
Álcool Secundário – tem a hidroxila ligada a carbono 
secundário. 
 
 
 
Álcool Terciário – tem a hidroxila ligada a carbono 
terciário. 
 
Número de Hidroxila 
- Monoálcool – álcool que contém uma hidroxila. 
 
 
 
 
- Diálcool ou Diol – álcool que contém duas hidroxilas. 
 
 
 
- Triálcool ou Trióis – álcool que contém três hidroxilas. 
 
 
 
Fenol 
Fenol é todo composto orgânico que contém uma ou mais 
hidroxilas (OH) ligadas diretamente a um anel aromático. 
Exemplos: 
 
 
Nomenclatura oficial dos álcoois 
 
A nomenclatura oficial dos álcoois segue as mesmas regras 
estabelecidas pela IUPAC para os hidrocarbonetos,com 
apenas uma diferença: como o grupo funcional é diferente, o 
sufixo é “OH” no lugar de “o”, que é o usado para os 
hidrocarbonetos. 
 
Prefixo Intermediário Sufixo 
N° de Carbono Tipo de Ligação OL 
 
Exemplos: 
-H3C — OH: met + an + ol = metanol 
-H3C — CH2 — OH: et + an + ol = etanol 
Quando um álcool alifático apresentar mais de dois átomos 
de carbono, devemos indicar a posição do OH numerando a 
cadeia a partir da extremidade mais próxima do carbono que 
contém a hidroxila. 
Exemplos: 
 
 
1-butanol 
 
 
2-butanol 
 
ALDEÍDOS 
 
Os aldeídos contêm o grupo carbonila em carbono 
primário (extremidade da cadeia). 
 
 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 93 
Grupo funcional: 
 
 
 
Exemplos: 
 
 
Nomenclatura IUPAC 
 
- A terminação do nome oficial é AL. 
- A cadeia principal deve ser a mais longa possível que 
apresentar o grupo funcional. 
- Para cadeias ramificadas ou insaturadas, devemos 
numerar pela extremidade que contenha o grupo funcional. 
Este será sempre posição 1. E não precisa ser mencionado no 
nome. 
 
Exemplos: 
 
 
Nomenclatura usual 
 
Os quatro primeiros aldeídos têm nomes usuais, tais como: 
 
 
CETONAS 
 
As cetonas também apresentam o grupo carbonila, sendo 
que o carbono do grupo deve ser secundário. 
 
Grupo funcional: 
 
 
Exemplos: 
 
 
 
Nomenclatura IUPAC 
 
De acordo com a nomenclatura da IUPAC a terminação das 
cetonas é ONA. 
A cadeia principal é a mais longa que possui a carbonila e a 
numeração é feita a partir da extremidade mais próxima da 
carbonila. 
 
 
 
Exemplos: 
 
 
 
Quando a numeração for necessária, ela deve ser iniciada 
da extremidade mais próxima da carbonila. 
 
ÁCIDO CARBOXÍLICO 
 
Os ácidos carboxílicos apresentam pelo menos uma função 
carboxila. 
-Grupo funcional: 
 
 
Exemplos: 
 
 
Nomenclatura IUPAC 
 
Inicia-se com a palavra ácido e a terminação utilizada é 
óico. A cadeia principal é a mais longa e que possua a carboxila. 
Para cadeias ramificadas, devemos numerar a partir do 
carbono da carboxila (e não precisa mencionar a posição 1). 
Exemplos: 
 
 
O nome usual para os ácidos é associado à sua origem ou a 
suas propriedades. Os nomes comuns de muitos ácidos 
carboxílicos são baseados em suas origens históricas ou ao seu 
odor exalado por quem os produz. 
 
Veja o motivo dos nomes usuais não seguirem regras: 
 
Nome oficial 
Nome 
comercial 
Origem do nome 
Ácido 
metanóico 
Ácido fórmico Existe nas formigas 
Ácido etanóico Ácido acético 
Formado no azedamento 
do vinho 
Ácido 
propanóico 
Ácido 
própiônico 
gordura 
Ácido 
butanóico 
Ácido butírico Encontrado na manteiga 
Ácido 
pentanóico 
Ácido valérico 
Encontrado na planta 
valeriana 
Ácido 
hexanóico 
Ácido capróico 
Produzidos por cabras e 
bodes 
Ácido 
octanóico 
Ácido caprílico 
Produzidos por cabras e 
bodes 
Ácido 
decanóico 
Ácido cáprico 
Produzidos por cabras e 
bodes 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 94 
ÉSTERES 
 
Ésteres são compostos orgânicos produzidos através da 
reação química denominada de esterificação: ácido carboxílico 
e álcool reagem entre si e os produtos da reação são éster e 
água. Os ésteres são encontrados em muitos alimentos, 
perfumes, objetos e fármacos que temos em casa. 
 
Grupo funcional: 
 
 
Os ésteres possuem aroma bastante agradável. São usados 
como essência de frutas e aromatizantes nas indústrias 
alimentícia, farmacêutica e cosmética. Constituem também 
óleos vegetais e animais, ceras e gordura. 
 
Nomenclatura IUPAC 
Colocando-se o grupo funcional como referencial, 
podemos dividir o nome em duas partes: 
 
Prefixo + Saturação + oato de + Nome do radical 
 
Exemplos: 
 
 
ÉTERES 
 
Éter é todo composto orgânico onde a cadeia carbônica 
apresenta – O – entre dois carbonos. O oxigênio deve estar 
ligado diretamente a dois radicais orgânicos (alquila ou arila). 
A fórmula genérica do éter é R – O – R, onde “R” é o radical e 
“O” é o oxigênio. 
Grupo funcional: 
 
 
 
Nomenclatura oficial 
 
A nomenclatura oficial pode ser obtida da seguinte 
maneira: 
 
Prefixo R (menor n° de carbonos) + Infixo (tipo de 
ligações) + oato de + nome do radical R’ + a 
 
Ou 
 
Radical R + Radical R’ + éter 
 
Exemplos: 
 
 
AMINAS 
 
As aminas são consideradas as bases orgânicas e são 
obtidas a partir da substituição de um ou mais hidrogênios da 
amônia (NH3) por radicais. 
 
Nomenclatura da IUPAC 
 
Na sua nomenclatura, basta indicar (o)s radical (is) ligados 
ao nitrogênio acrescido da palavra amina. 
 
 
 
As aminas aromáticas nas quais o nitrogênio se liga 
diretamente ao anel benzênico Ar–NH2 são, geralmente, 
nomeadas como se fossem derivadas da amina aromática mais 
simples: a fenilamina (Anilina). 
 
 
 
Para aminas mais complexas, consideramos o grupo NH2 
como sendo uma ramificação, chamada de amino. 
 
 
 
AMIDAS 
As amidas são caracterizadas pelo grupo funcional: 
 
 
 
Nomenclatura da IUPAC 
 
O nome das amidas, de acordo com a IUPAC é dado da 
seguinte maneira: 
 
Prefixo + Saturação + Amida 
 
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APOSTILAS OPÇÃO 
 
 
Conhecimentos Específicos 95 
 
 
Exemplo: 
 
 
 
HALETOS ORGÂNICOS 
Os haletos orgânicos são compostos resultantes da 
substituição de um ou mais hidrogênios em moléculas de 
hidrocarbonetos, por átomos de halogênios, que podem ser o 
flúor, o cloro, o bromo ou o iodo. 
Os Haletos orgânicos são representados por R – X onde X = 
Cl, Br, F, I. 
 
Repare que o Cl está ligado a uma cadeia de 
hidrocarbonetos. 
 
Questões 
 
01(ANP- TÉCNICO EM REGULAÇÃO DE PETRÓLEO E 
DERIVADOS - ESPECIALIDADE TÉCNICO EM QUÍMICA-
CESGRANRIO-2016) A Figura abaixo representa a estrutura 
de um composto que possui fórmula molecular C8H16O. 
 
 
De acordo com as regras da IUPAC, o nome do composto 
é: 
(A)2,3-dimetil-hexan-1-ol. 
(B)2,3-dimetil-ciclo-hexanol. 
(C)3,4-dimetil-ciclo-hexanol. 
(D)1,2-dimetil-ciclo-hexan-4-ol. 
(E)1,6-dimetil-ciclo-hexan-4-ol. 
 
02(SEDUC-RJ- PROFESSOR DOCENTE I - QUÍMICA 
CEPERJ) 
A Daptomicina é um lipopeptídeo cíclico isolado do 
fungo Streptomyces roseosporus, que apresenta elevada 
atividade sobre bactérias resistentes. Este antibiótico foi 
recentemente aprovado pelo US-FDA para tratamento de 
infecções cutâneas graves, sendo comercializado pelo nome de 
Cubicin. Sua estrutura é mostrada a seguir: 
 
 
 
Algumas das funções orgânicas presentes na estrutura da 
Daptomicina são: 
(A)cetona, álcool, aldeído, amina e amida 
(B)ácido carboxílico, éter, aldeído, amina e amida 
(C)álcool, amina, amida, ácido carboxílico e éster 
(D)ácido carboxílico, amina, amida, éter e álcool 
(E)amina, amida, anidrido, álcool e éster 
 
03. Considere os compostos: ciclo-hexanotiol, 2-mercapto-
etanol e 1,2-etanoditiol. A característica comum aos três 
compostos relacionados anteriormente é: 
(A) Os três são álcoois cíclicos. 
(B) Os três são álcoois alicíclicos. 
(C) Os três são altamente cancerígenos. 
(D) Os três têm átomos de enxofre substituindo o oxigênio 
em ligações como carbono e hidrogênio nos álcoois 
correspondentes. 
(E) Os três têm átomos de enxofre substituindo o carbono 
em ligações como oxigênio e hidrogênio nos compostos 
correspondentes. 
 
04. “A cafeína é um dos alcaloides mais utilizados pelas 
pessoas. Está presente nas sementes do café, nas folhas de 
alguns tipos de ervas usadas na preparação de chás, no cacau 
e na fruta do guaraná.” (Cafeína, texto 8, Química, Ensino 
Médio). Assinale as funções presentes na cafeína: 
 
 
 
(A) Cetona e amina. 
(B) Cetona e fenol. 
(C) Amina e amida. 
(D) Cetona