FUNDAMENTOS DAS REAÇÕES QUIMICAS - PRINCÍPIOS DE QUÍMICA BIOLÓGICA AULA 04

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DESCRIÇÃO
As características e classi�cações das substâncias inorgânicas e regras de suas transformações químicas.
PROPÓSITO
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PROPÓSITO
Compreender a classi�cação das principais substâncias inorgânicas, bem como a relevância dos princípios das
reações químicas para o estudo dos fenômenos químicos e suas aplicações na obtenção, transformação e
conservação de produtos essenciais para a saúde e para o desenvolvimento da sociedade.
PREPARAÇÃO
Antes de iniciar o conteúdo deste tema, tenha em mãos uma calculadora cientí�ca e a tabela periódica atualizada
da IUPAC.
OBJETIVOS
Módulo 1
Classi�car os componentes
inorgânicos de acordo com as
regras da IUPAC
Módulo 2
Reconhecer as transformações
da matéria, bem como suas
classi�cações e representações
simbólicas
Módulo 3
Identi�car as relações
matemáticas proporcionais
presentes na química
Módulo 4
Aplicar leis, teorias e modelos
para resolução de problemas
qualitativos e quantitativos em
química
INTRODUÇÃO
Você pode achar que este assunto está um pouco distante da sua vida, mas os compostos inorgânicos e
suas transformações nos acompanham mais perto do que possamos imaginar. Seja no sal que
adicionamos à nossa comida e até mesmo no pingente de quartzo que usamos em um brinco ou colar,
todos os compostos com propriedades e estruturas químicas semelhantes farão parte de uma função
química. Como tudo o que se faz na ciência, esses compostos são categorizados (ou ordenados) por
critérios.
As reações químicas são encontradas em toda parte. Elas não são apenas produzidas por cientistas em
laboratórios através da mistura de diferentes substâncias: são produzidas natural e espontaneamente de
forma contínua ao nosso redor. Muitas reações químicas acontecem dentro de nós, quando respiramos,
quando comemos, quando nos movemos.
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Por isso, vamos conhecer as características e a classi�cação dos compostos inorgânicos e de suas
principais transformações químicas. Além disso, aprenderemos a analisar as reações químicas sobre o
aspecto quantitativo, por meio das proporções matemáticas representadas em suas equações.
MÓDULO 1
 Classi�car os componentes inorgânicos de acordo
com as regras da IUPAC
FUNÇÕES INORGÂNICAS
Em 23 de junho de 2015, o registro de substâncias químicas do Chemical Abstract Service atingiu cem milhões. A
taxa de geração de novas substâncias é de vários milhares por dia. A maior parte são substâncias inorgânicas.
O nome de função inorgânica foi dado ao grupo de compostos semelhantes que possuem um conjunto de
propriedades comuns. As principais funções químicas inorgânicas são: função óxido, função hidróxido, função
ácido e função sal.
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 As funções inorgânicas mais comuns.
Ácidos
O hidrogênio é o elemento químico fundamental dos ácidos inorgânicos e existem dois grupos de ácidos:
oxiácidos e hidrácidos. Oxiácidos ou ácidos oxigenados são assim chamados porque sempre contêm o oxigênio e
são o resultado da combinação de um óxido ácido com água. Os hidrácidos são os ácidos não oxigenados,
possuem apenas hidrogênio e um elemento não metal.
Nomenclatura
Clique nas barras para ver as informações.
NOMENCLATURA DE HIDRÁCIDOS 
NOMENCLATURA DE OXIÁCIDOS 
É importante também destacar que alguns ácidos terão pre�xos especiais, relacionados ao nível de hidratação que
apresentam, como é o caso do ácido fosfórico. A estrutura deste tipo de nomenclatura segue a seguinte regra:
a) Para ácidos cuja quantidade de átomos é referente a 2 moléculas do ácido padrão, menos uma molécula de
água (2 hidrogênios e 1 oxigênio), utiliza-se o pre�xo PIRO. O ácido Pirofosfórico (H P O ), por exemplo, tem a
quantidade de átomos de hidrogênio (H), fósforo (P) e oxigênio (O) equivalentes a duas moléculas do ácido
4 2 7
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fosfórico (H PO ), menos uma molécula de água (H O).3 4 2
b) Para ácidos onde a quantidade de átomos equivale à fórmula química do ácido padrão menos uma molécula de
água, utilizamos o pre�xo META. Assim, a quantidade de átomos que existem na molécula do ácido metafosfórico
(HPO ) é referente à fórmula química do ácido fosfórico subtraindo-se dela dois átomos de hidrogênio.3
Bases ou hidróxidos
Um hidróxido é formado a partir da reação entre um óxido básico e a água. Eles também são conhecidos como
bases. Embora sejam compostos por três elementos distintos, os hidróxidos comportam-se como compostos
iônicos binários, já que o íon negativo, o ânion hidróxido OH , sempre atua como uma unidade e está ligado ao
cátion metálico por uma ligação iônica. Todos recebem a denominação hidróxido de (nome do metal).
-
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 Reações Químicas.
O íon hidróxido é um ânion poliatômico, derivado de uma molécula de água (H O), pela perda de um próton (H ).
Devido à perda do próton, o oxigênio adquire uma carga negativa (pois permanece com o elétron do hidrogênio
que sai). Por esse motivo, seria mais lógico representá-lo como HO , para indicar que a carga recai sobre o
oxigênio, e não sobre o hidrogênio. Além disso, assim seria respeitada a ordem da sequência de elementos que
utilizamos em outras ocasiões (o oxigênio, mais eletronegativo, deve ser colocado após o hidrogênio). No entanto,
o costume de escrever OH é tão grande, que em poucas ocasiões encontraremos a outra opção.
Para escrever sua fórmula, o símbolo do metal é colocado primeiro. Em seguida, o grupo funcional hidróxido é
escrito entre parênteses, com o Nox do metal subscrito, assim: M(OH)
Quando for necessário, podemos utilizar as seguintes indicações:
O número de íons hidróxido que aparecem na molécula é indicado por um pre�xo multiplicador (di–, tri–,
tetra– etc.).
O número de oxidação do metal pode ser indicado imediatamente após sua nomeação (sem espaço), entre
parênteses e em algarismos romanos.
O número da carga do metal também pode ser indicado, após seu nome (sem espaços), entre parênteses e
em algarismos arábicos (acrescentando o sinal).
Os exemplos a seguir esclarecem o que está escrito acima:
2
+
–
–
x
HIDRÓXIDO PREFIXOS NÚMEROS DE OXIDAÇÃO NÚMEROS DE CARGA
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KOH Hidróxido de potássio Hidróxido de potássio Hidróxido de potássio
AgOH Hidróxido de prata Hidróxido de prata Hidróxido de prata
CuOH Hidróxido de cobre Hidróxido de cobre (I) Hidróxido de cobre (+1)
Cu(OH) Dihidróxido de cobre Hidróxido de cobre (II) Hidróxido de cobre (+2)
Hg(OH) Dihidróxido de mercúrio Hidróxido de mercúrio (II) Hidróxido de mercúrio (+2)
Fe(OH) Dihidróxido de ferro Hidróxido de ferro (II) Hidróxido de ferro (+2)
Fe(OH) Trihidróxido de ferro Hidróxido de ferro (III) Hidróxido de ferro (+3)
Quadro: Nomenclatura dos hidróxidos. Fonte: O autor.
2
2
2
3
Óxidos
Um óxido é um composto binário porque resulta da combinação de apenas dois elementos: oxigênio e outro
elemento químico da tabela periódica com menor eletronegatividade que ele. Todos são chamados de óxido de
(nome do elemento), exceto o composto de hidrogênio, que chamamos simplesmente de água.
Para escrever a fórmula de um óxido de forma prática, colocamos o símbolo do elemento químico seguido do
símbolo do oxigênio. Em seguida, trocamos as valências e as colocamos como subscritos; o elemento químico
corresponde ao subscrito 2 (que é a valência do oxigênio) e o oxigênio carregará a valência do elemento químico
com o qual foi combinado. Se ambos os subscritos forem pares, eles serão simpli�cados. De forma genérica, os
óxidos apresentam a seguinte fórmula química:
E O onde E é um elemento menos eletronegativo que o oxigênio
Os óxidos mais comuns são aqueles classi�cados como óxidos ácidos e óxidos básicos.
Por exemplo, a fórmula para o dióxido de carbono é CO . Se o elemento oxidado for um não metal, teremos um
óxido ácido, também chamado de anidrido. É o caso também do Cl O óxido de cloro (V) ou anidrido clórico. Os
óxidos ácidos possuem ligações covalentes, ou seja, compartilham seus elétrons de valência para atingir a
estabilidade química.
Outro exemplo é o FeO óxido de ferro(II) ou óxido ferroso. Dependendo do tipo de elemento a ser oxidado,
podemos ter Metal + Oxigênio, que é um óxido básico.
Os óxidos básicos são compostos que possuem ligações iônicas, ou seja, há uma transferência de elétrons entre
seus elementos, que formam um ânion carregado negativamente e um cátion carregado positivamente que são
atraídos por forças eletrostáticas.
2 x
2
2 5
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 Origem dos óxidos básico e ácido.
Um caso especí�co são os peróxidos. Eles são compostos binários iônicos, geralmente, produzidos pelos metais
do Grupo IA e IIA, além do zinco, da prata e do hidrogênio. Seu grupo funcional é o ânion peróxido O que tem
uma ligação oxigênio-oxigênio. Eles são formados pela reação de um óxido básico com oxigênio. Podemos citar
como exemplos de peróxidos o Na O - peróxido de sódio e o H O - Peróxido de hidrogênio ou água oxigenada.
Os peróxidos são óxidos que possuem uma quantidade maior de oxigênio do que um óxido normal, portanto, são
compostos oxidantes. É muito importante lembrar que nas fórmulas do peróxido os subscritos não são
simpli�cados, pois o ânion peróxido deve ser mantido.
2
-2
2 2 2 2
Saiba mais
Além dos peróxidos, uma classe especial de óxidos são os
superóxidos. Como todos os óxidos, os superóxidos são compostos
binários, onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Porém,
um superóxido apresenta quatro átomos de oxigênios ligados em
sequência (O – O – O – O) e apresenta número de oxidação -1/2. De
forma geral, a fórmula química de um superóxido é M O (quando M
= metal do grupo 1) ou MO (quando M = metal do grupo 2).
-2
2 4
4
Sais
Até agora estudamos alguns casos de combinações binárias: aquelas em que o hidrogênio participa e outras nas
quais é o oxigênio. Agora, vamos lidar com as outras combinações possíveis entre os outros elementos, que,
geralmente, são separados em dois grandes grupos:
Combinações de elementos de
eletronegatividade diferente, geralmente,
entre um metal eletropositivo e um não
metal eletronegativo.
Combinações de elementos de
eletronegatividade comparável entre si,
geralmente, não metais.
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No primeiro caso, podemos considerar que o metal existe como um cátion e o não metal como um ânion, de
forma que a ligação que se estabelece entre eles é de natureza eletrostática, razão pela qual formam sólidos
iônicos, chamados de sais. Porém, na segunda opção, quando os elementos que se combinam são não metálicos,
a diferença de eletronegatividade entre eles não é muito grande e sua união, embora possa ter uma pequena
contribuição iônica, é fundamentalmente covalente. Esses compostos são geralmente sólidos ou líquidos
moleculares, e sua fórmula representa o número de átomos que se combinam entre si em uma molécula (fórmula
molecular), enquanto os sais formam redes cristalinas, nas quais é impossível identi�car moléculas discretas. A
ilustração abaixo mostra as diferenças da estrutura e organização de átomos dos elementos, molécula simples ou
elementar, composto molecular e composto iônico.
Sais binários (metal + não metal)
Na fórmula de um sal binário, o símbolo do metal é colocado primeiro e o símbolo do ametal depois. Como
sempre, o número de átomos de cada elemento deve ser indicado por um subscrito. Em geral, cada elemento
carrega o número de oxidação do outro como um subscrito, simpli�cando sempre que possível. Vamos ver como
alguns sais são formulados:
Quando o potássio (metal, número de oxidação +1) e iodo (não metal, número de oxidação
-1) são combinados, o sal resultante é formulado como KI.
Quando o sódio (metal, número de oxidação +1) e enxofre (não metal, número de oxidação
-2) são combinados, o sal Na S é obtido.2
Quando o cálcio (metal, número de oxidação +2) e selênio (não metal, número de oxidação
-2) são combinados, o composto CaSe é obtido.
Como no resto dos compostos binários, para nomear esses sais, devemos ler sua fórmula da direita para a
esquerda: no nome dos sais binários, o ânion é citado primeiro (adicionando a desinência -eto à raiz do nome do
ametal) e depois o cátion (nome do metal), com a preposição “de” entre eles.
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Assim, obteríamos os seguintes nomes para os exemplos citados: iodeto de sódio (KI), sulfeto de sódio (Na S) e
seleneto de cálcio (CaSe).
Existem alguns compostos com mais de dois elementos, mas, na prática, eles são formulados e denominados de
binários. Isso ocorre quando um dos íons, ânion ou cátion, é poliatômico, mas atua como um grupo com sua
própria identidade, com carga e nome especí�cos. Vejamos alguns exemplos comuns:
NaCN. Este composto é formado pela união do cátion Na e do ânion CN , denominado cianeto. Seu nome é,
portanto, cianeto de sódio.
NH Cl. Neste composto, o cátion amônio, NH , é unido ao ânion cloreto Cl . Seu nome é cloreto de amônio.
Mesmo entre eles, pode-se formar um composto: NH CN, cianeto de amônio.
Oxissais
Os oxissais são compostos iônicos não binários, nos quais o elemento mais eletronegativo é o oxigênio. Da
mesma forma que vimos anteriormente para os sais binários, a nomenclatura dos oxissais apresentará a seguinte
estrutura:
Se pensarmos que os sais são o produto principal das reações entre ácidos e base é fácil compreender que a
nomenclatura desses compostos depende das espécies que lhes deram origem: o cátion é proveniente da base e
o ânion é proveniente do ácido. Assim, devido a esta relação direta entre o ânion e o ácido, ao alterarmos a
terminação do nome do ácido, podemos prever o nome do seu ânion correspondente:
2
+ –
4 4
+ –
4
(NOME   DO  ÂNION )  de  (NOME   DO  CÁTI
Su�xo do ácido Exemplo de ácido Su�xo do ânion Exemplo de ânion
OSO Ácido cloroso (HClO ) ITO Clorito (ClO )
ICO Ácido clórico (HClO ) ATO Clorato (ClO )
Fonte: O autor.
2 2
-
3 3
-
Atenção
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Os ânions referentes a ácidos cuja nomenclatura contém os pre�xos
hipo - e per – também os terão, como é o exemplo do hipoclorito
(HClO ), proveniente do ácido hipocloroso (HClO) e o perclorato
(HClO ), oriundo do ácido perclórico (HClO3).
-
4
-
FUNÇÕES INORGÂNICAS: COMO RECONHECÊ-LAS
10:11
>
 VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. (UFPA) Considerando a equação química: Cl O + 2NaOH → 2 NaClO + H O, os
reagentes e produtos pertencem, respectivamente, às funções:
2 7 4 2
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Responder
2. (UEMA-2015) O NO e o SO são gases causadores de poluição atmosférica que, dentre
os danos provocados, resulta na formação da chuva ácida quando esses gases reagem com
as partículas de água presentes nas nuvens, produzindo HNO e H SO . Esses compostos,
ao serem carregados pela precipitação atmosférica, geram transtornos, tais como
contaminação da água potável, corrosão de veículos, de monumentos históricos etc. Os
compostos inorgânicos citados no texto correspondem, respectivamente, às funções:
Responder
2 2
3 2 4
MÓDULO 2
Óxido, base, sal e óxidoA)
Sal, base, sal e hidretoB)
Ácido, sal, óxido e hidretoC)
Óxido, base, óxido e hidretoD)
Base, ácido, óxido e óxidoE)
Sais e óxidosA)
Bases e saisB)
Ácidos e basesC)
Bases e óxidosD)
Óxidos e ácidosE)
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 Reconhecer as transformações da matéria, bem
como suas classi�cações e representações
simbólicas
OCORRÊNCIA E REPRESENTAÇÃO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA
Você já deve ter ouvido falar na expressão “reações químicas”, então sabe que as substâncias químicas podem se
transformar em outras e que, quando isso acontece, dizemos que ocorreu uma mudança química, uma
transformação química ou uma reação química. Todos esses termos signi�cam a mesma coisa. Mas o que isso é
realmente? Como ocorrem as reações químicas? Como representá-las? Essas e outras perguntas podem passar
pela sua cabeça. Aqui, você poderá esclarecer todas essas ideias.
Para começar, podemos dizer que as reações químicas são encontradas em toda parte. Elas não são apenas
realizadas por cientistas (ou professores e seus alunos) em laboratórios através da mistura de diferentes
substâncias, mas são produzidas natural e espontaneamente de forma contínua ao nosso redor.Muitas reações químicas acontecem dentro do nosso corpo, quando respiramos, comemos e nos movemos.
Somos capazes de causar muitas reações químicas quando cozinhamos, acendemos um fósforo, usamos alguns
produtos de limpeza etc.
A matéria ora sofre transformações químicas ora sofre transformações físicas. Uma transformação física é aquela
que não altera a estrutura, a natureza da matéria. Mudanças de estado físico são um exemplo deste caso. Uma
transformação química necessariamente está relacionada a uma reação química, que promove uma alteração na
natureza da matéria. A combustão de um material é um exemplo.
 Principais evidências de fenômenos físicos.
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 Estados físicos da matéria.
 Combustão de madeira.
Falar sobre a natureza de uma substância é o mesmo que descrever sua composição e estrutura, ou seja, de quais
elementos ela é composta e em que proporção. Isso pode se tratar de uma única substância pura ou de uma
mistura de várias.
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
Quando uma ou mais dessas substâncias puras “desaparecem” em uma
transformação da matéria, ocorre uma transformação ou reação química. Como você
bem sabe, a matéria não pode desaparecer (Lei de Lavoisier, que explicaremos mais
adiante), então, ao mesmo tempo, uma ou mais novas substâncias puras “aparecem”
formadas com os átomos os quais “desapareceram”. Se nenhuma substância
“apareceu” ou “desapareceu” na transformação, então, ocorreu uma mudança física.
Agora você sabe que uma reação química consiste na transformação de algumas substâncias em outras. Por
exemplo, se colocarmos o gás oxigênio e o gás hidrogênio em contato nas condições certas, eles reagirão para
dar água líquida.
Nesse exemplo oxigênio e hidrogênio, que são as substâncias que existem inicialmente e que vão “desaparecer”,
dizemos que são as substâncias que reagem ou os reagentes e a água que é a nova substância, aquela que
“aparece”, dizemos que é o produto.
Sabemos também que, na Química, utilizam-se símbolos para simpli�car os nomes das fórmulas químicas. Da
mesma maneira, em vez de descrever reações químicas com palavras, como visto no exemplo anterior, podemos
fazê-lo de forma simbólica, o que é conhecido como equação química.
Uma equação química é uma maneira simples de descrever uma reação química: é como uma frase gramatical,
onde fórmulas e símbolos são usados em vez de palavras. Muitas informações são fornecidas de forma concisa e
resumida por meio de uma equação química.
Em uma equação química, o sinal “+” é lido como “reage com” e a seta como “produz”. Os compostos ou
elementos que aparecem no lado esquerdo da seta são chamados de reagentes e os do lado direito, produtos.
O estado físico das substâncias envolvidas em uma reação química também é indicado na equação; para isso, os
subscritos são escritos entre parênteses após cada fórmula. O (s) subscrito é usado quando a substância aparece
no estado sólido, (l) se é um líquido e (g) quando aparece como um gás. Se algum dos reagentes ou produtos
estiver em solução aquosa, se utiliza (aq).
As condições necessárias para realizar uma reação podem ser indicadas acima ou abaixo da seta; seria o caso de
uma determinada temperatura ou pressão. Um delta maiúsculo (∆), colocado acima da seta, indica que calor deve
ser fornecido para que a reação ocorra.
A equação química para nossa reação do exemplo, entre oxigênio e hidrogênio, é:
GÁS OXIGÊNIO + GÁS HIDROGÊNIO → ÁGUA LÍQUIDA
REAGENTE 1   REAGE COM   REAGENTE
2   PRODUZINDO   PRODUTO
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
O2(g)  + H2(g)  → H2O (l)
De uma maneira ampla, as reações químicas acontecem quando as ligações
químicas são quebradas ou formadas entre os átomos.
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS
As reações químicas podem ser classi�cadas sob diferentes perspectivas. Veremos algumas delas a partir de
agora.
Segundo o sentido da reação
Algumas reações químicas acontecem em uma direção até que os reagentes terminem. Essas reações são
conhecidas como irreversíveis. Elas ocorrem em apenas uma direção (→) até que a reação esteja completa, ou
seja, até que um ou todos os reagentes sejam exauridos. Eles, geralmente, ocorrem quando precipitados são
formados, gases são liberados em recipientes abertos ou produtos muito estáveis são formados que não reagem
para formar as substâncias iniciais ou reagentes.
No entanto, existem outras reações que são classi�cadas como reversíveis. São aquelas em que a reação ocorre
em ambas as direções (⇌). Geralmente, é uma reação realizada em um sistema fechado, então, os produtos que
se formam interagem entre si para reagir na direção oposta (←) e regenerar os produtos. Após um certo tempo, as
taxas de reação direta (→) e inversa (←) tornam-se iguais, estabelecendo o equilíbrio químico.
Segundo a energia envolvida no processo
Nessa classi�cação, existem as reações exotérmicas: é aquela reação química que libera energia calorí�ca para o
ambiente que a circunda à medida que ocorre, o que acarreta um aumento na temperatura do entorno do sistema
onde ocorre a reação.
No entanto, existem também as reações endotérmicas, que são aquelas que absorvem energia à medida que
ocorrem. São reações que não acontecem naturalmente nas condições ambientais, portanto não são
espontâneas. Neste grupo estão as reações de decomposição térmica (ou pirólise).
Pela forma como os produtos se originam
A partir desta classi�cação, podemos prever o seguinte esquema:
    

 Resumo dos tipos de reações químicas.
Vejamos, então, cada uma dessas reações com maiores detalhes:
Clique nas barras para ver as informações.
REAÇÃO DE SÍNTESE OU COMBINAÇÃO 
REAÇÃO DE DECOMPOSIÇÃO 
REAÇÃO DE SIMPLES TROCA 
REAÇÃO DE DUPLA TROCA 
REAÇÃO DE ÓXIDO-REDUÇÃO 
Como calcular o número de oxidação dos íons nas substâncias
Devemos levar em consideração, para o cálculo do número de oxidação (nox) de cada termo em uma reação
química, alguns princípios:
1. O Nox de cada átomo em uma substância simples é sempre zero, já que os átomos apresentam a mesma
eletronegatividade, em uma possível quebra da ligação, ninguém perde (ou ganha) elétrons. Exemplos: P , O , O
2. O Nox de um íon monoatômico é sempre igual à sua própria carga. Exemplos: Li → Nox +1, Ca → Nox +2, Br
→ Nox -1
3. Alguns elementos possuem nox �xo quando formam compostos.
4 2 3
+ 2+ –
Metais Alcalinos (IA) 
(Li, Na, K, Rb Cs e Fr)
  Nox = + 1   Exemplo: K SO 
Nox = + 1
Metais Alcalinos-terrosos (IIA) 
(Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra)
  Nox = + 2   Exemplo: CaO 
Nox = + 2
2 4
    

Quadro: Resumo dos conceitos de oxidação e redução. Fonte: O autor.
Zn (zinco)   Nox = + 2   Exemplo: ZnSO 
Nox = + 2
Ag (prata)   Nox = + 1   Exemplo: AgCℓ 
Nox = + 1
Al (alumínio)   Nox = + 3   Exemplo: Aℓ O 
Nox = + 3
4
2 3
4. O Nox do hidrogênio, em substâncias compostas, pode ser +1 ou -1. 
Exemplos: HBr → Nox +1, H SO → Nox +1
Agora, quando o hidrogênio estiver ligado a metal, formando hidretos metálicos, seu nox é -1.
Exemplos: NaH → Nox -1, CaH → Nox +1,
5. O Nox do elemento oxigênio pode variar entre -2 e -1 quando ligado a elementos menos eletronegativo, e
assume Nox positivo quando ligado ao Flúor. No di�uoreto de oxigênio (OF ), o oxigênio tem Nox +2.
Exemplos: CO → Nox -2, H O → Nox -2, H SO → Nox -2
Nos peróxidos, que contém o íon O , o Nox do oxigênio é -1. Exemplos: H O , Na O .
6. Os halogênios, geralmente, possuem Nox = -1 quando formam compostos binários (substâncias que só
possuem 2 elementos), nos quais são o mais eletronegativo.
Exemplos: HCl→ Nox -1, MnBr → Nox -1
7. A soma dos Nox de todos os átomos constituintes de um composto iônico ou molecular é sempre zero.
REAÇÕES QUÍMICAS COMUNS
Na vida cotidiana, as reações químicas nos acompanham na maioria das atividades que realizamos. O nosso
corpo é considerado um laboratório em atividade constante, pois são necessárias in�nitas reações químicas para
que ele funcione normalmente.
2 4
2
2
2 2 4
2
2–
2 2 2 2
2
REAÇÕES QUÍMICAS IMPORTANTES PARA MANUTENÇÃO DA
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
Ç Ç
VIDA
07:08
Os processos vitais sãouma série de ações realizadas por organismos vivos. A seguir, você pode veri�car duas
reações químicas que ocorrem em alguns desses processos:
Fotossíntese: É um processo que ocorre em organismos produtores onde a luz solar é convertida em energia
química para que compostos orgânicos sejam sintetizados. Nela, o dióxido de carbono que a planta retira do meio
ambiente e a água que obtém do solo, transformam-se em glicose. Essa reação química é representada pela
seguinte equação:
C6H12O6
glicose
+ 6O2
oxigênio
→ 6H2O
água
+ 6 CO2  
dióxido  de   carbono
    

 Fotossíntese.
Respiração celular: Este importante processo ocorre dentro das células de todos os organismos vivos, pode ser
aeróbio (ocorrendo com a presença de oxigênio) ou anaeróbio (quando ocorre na ausência de oxigênio). É o
processamento dos nutrientes obtidos por meio de uma reação exotérmica, ou seja, que transfere energia para o
ambiente externo.
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
 Reações químicas no corpo humano.
Ainda existem vários outros:
Metabolismo dos alimentos: todos os processos digestivos são baseados em reações.
Recepção de estímulos: visão, olfato, audição, resposta ao calor ou dor, são devidos a impulsos nervosos. Esses
impulsos são gerados a partir da interação de substâncias chamadas de neurotransmissores, que são
sintetizadas e liberadas por neurônios pré-sinápticos, com receptores presentes na membrana celular de
neurônios pós-sinápticos.
Crescimento: Fabricação de proteínas e novas células.
Mecanismos de defesa contra doenças. Imunidade.
Fermentação e decomposição da matéria orgânica, por microrganismos.
    

 VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. As reações representadas abaixo podem ser classi�cadas de acordo com os reagentes e
produtos apresentados. Veri�que, para cada uma delas, como será essa classi�cação,
respectivamente: 
Al O + HNO ⇒ Al(NO ) + H O 
KClO ⇒ KCl + O 
Pb + AgNO ⇒ Pb(NO ) + Ag
Responder
2 3(s) 3(aq) 3 3(aq) 2 (l)
3(s) (s) 2(g)
(s) 3(s) 3 2(s) (s)
2. Qual das reações descritas abaixo representa uma reação de decomposição?
Responder
Dupla troca / Simples Troca / DecomposiçãoA)
Decomposição / Dupla troca / Simples TrocaB)
Dupla troca / Decomposição / Simples TrocaC)
Síntese / Decomposição / Simples TrocaD)
Decomposição / Simples Troca / Dupla trocaE)
A oxidação de um gás.A)
A união de vários reagentes para formar um único produto.B)
A oxidação de um metal.C)
A ruptura de um único reagente para formar dois produtos.D)
Uma reação de combustão de um composto orgânico.E)
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
MÓDULO 3
 Identi�car as relações matemáticas proporcionais
presentes na química
BALANCEAMENTO DE REAÇÕES QUÍMICAS
O que signi�ca balancear uma equação química? Signi�ca que deve haver uma equivalência entre o número de
reagentes e o número de produtos em uma equação.
O equilíbrio das equações nada mais é do que uma consequência da lei de conservação da massa de Lavoisier, de
modo que a massa dos reagentes deve ser igual à massa dos produtos, o que implica que a quantidade e
variedade de átomos presentes nos reagentes deve ser mantida no produtos (a única coisa que varia é a forma
como são combinados).
Para equilibrar uma equação química, primeiro, temos que identi�car o tipo ao qual pertence. As reações químicas
podem ser classi�cadas em termos gerais como reações que não envolvem oxirredução e reações que envolve
oxirredução:
- Em reações que não envolvem oxirredução, nenhuma espécie muda seu estado de oxidação.
- Em reações que envolvem oxirredução, pelo menos duas espécies mudam seu número de oxidação.
Balanceamento por tentativas
Neste método, tentaremos equilibrar o número de átomos na equação química, modi�cando os valores das
substâncias presentes em um ou nos dois lados, para que haja igualdade entre o número de átomos das
substâncias reagentes e as substâncias produzidas. É um método de tentativa e erro.
Para saber se a equação está balanceada, devemos contar o número de átomos de um lado e do outro; se o total
for o mesmo em ambos os lados, então, consideramos que a equação está equilibrada.
Para equilibrar uma equação por tentativa e erro, temos que seguir as seguintes regras:
a. Não adicionaremos elementos que não pertencem à equação.
    

b. Não modi�caremos os índices dos elementos da equação, ou seja, se, de um lado, o hidrogênio tem um
índice 2, deve continuar com o índice 2.
c. Podemos expressar o aumento de átomos adicionando o número de átomos de qualquer um dos compostos
da mistura. Assim, se quisermos expressar que existem 4 átomos de ácido clorídrico, escreveremos 4HCl.
d. É conveniente começar a equilibrar com os elementos que aparecem apenas uma vez em cada membro,
deixando para o �nal aqueles que aparecem mais de uma vez, se necessário.
e. Hidrogênio e oxigênio estão entre os últimos elementos a serem considerados para o equilíbrio.
Balanceamento redox
Uma reação de redução de óxido-redução nada mais é do que uma perda e ganho de elétrons. Em uma reação, se
um elemento oxida, então, também deve existir um elemento que é reduzido.
Comentário
É importante mencionar que não pode haver uma reação de oxidação
sem ocorrer qualquer reação de redução acoplada. Os elétrons
sempre são transferidos da espécie que é oxidada (perde elétrons)
para aquela que é reduzida (ganha elétrons).
    

 Ilustração de uma reação química.
A espécie que é reduzida (aquela que ganha elétrons) é chamada de agente oxidante, isso porque os elétrons que
essa espécie ganha são provenientes de outra espécie, ou seja, “tira” elétrons de outra espécie química, em outras
palavras, ele oxida. Analogamente, as espécies que oxidam (aquelas que perde elétrons) recebem o nome de
agente redutor, pois cedem os elétrons para uma outra espécie, provocando uma redução na espécie que recebeu
os elétrons.
Atenção
Não confunda oxidação com oxidante ou redução com redutor! 
 
- Uma substância é oxidante quando oxida outra. 
- Uma substância é redutora quando reduz alguma outra.
Para poder fazer o balanceamento pelo método redox, é importante lembrar como determinar o número de
átomos de um elemento em um composto, bem como determinar a quantidade de número de oxidação de cada
elemento e conhecer as etapas do método redox.
Para equilibrar uma equação pelo método redox, temos que seguir as seguintes regras:
    

a. Veri�que se a equação está corretamente escrita.
b. Colocar os números de oxidação em cada um dos elementos.
c. Observar que os números de oxidação mudaram (um elemento é oxidado e um é reduzido).
d. Escrever a diferença nos números de oxidação de um mesmo elemento.
e. Multiplicar a diferença nos números de oxidação pela atomicidade (quantidade de átomos) de cada
elemento.
f. Inverter os resultados.
g. Colocar os resultados como coe�cientes no lugar correspondente.
h. Completar o saldo por tentativa e erro.
i. Veri�car o número de átomos em cada membro da equação.
j. Se todos os coe�cientes são divisíveis, eles são reduzidos à sua expressão mínima.
Veja agora no vídeo exemplos de balanceamento de reações químicas e a importância desse procedimento nas
atividades pro�ssionais.
A IMPORTÂNCIA DO BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES
QUÍMICAS NAS ATIVIDADES PROFISSIONAIS
    

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08:17
Método algébrico
O método algébrico de balanceamento de equações é um método matemático que consiste em atribuir incógnitas
a cada uma das espécies na equação química. As equações serão estabelecidas em função dos átomos e,
esclarecendo essas incógnitas, encontraremos os coe�cientes buscados.
Atenção
Você deve saber que o método algébrico não funciona para todas as
equações, mas funciona para a maioria delas. É muito importante
que você veri�que bem se os compostos das equações estão
corretos, pois um erro complicaria o procedimento.
Para realizar este método de balanceamento, sugerem-se as seguintes etapas:
1. Um literal deve ser atribuído a cada espécie química da reação (a, b, c, d, e, f, g…).
2. Uma equação matemática deve serestabelecida para cada elemento participante da reação, usando os
literais previamente atribuídos.
3. O literal que aparecer mais vezes nas equações deve receber o valor 1 ou às vezes pode receber o valor 2.
4. Os valores dos outros literais devem ser resolvidos algebricamente.
5. Se os resultados obtidos forem frações, multiplicam-se todos pelo menor denominador comum, obtendo-se
resultados inteiros.
    

6. Os valores assim obtidos correspondem aos coe�cientes estequiométricos de cada espécie química,
portanto, estão registrados na reação original.
7. Veri�que agora se a reação está equilibrada.
Por exemplo:
Al + MnO → Mn + Al O
Atribuindo os literais.
Estabelecendo uma equação matemática para cada elemento:
Al: a = 2d (espécies em que aparece e o número de átomos que existem)
Mn: b = c
O: 2b = 3d
Como o literal b aparece em duas equações, atribuímos a ele o valor 1 e procedemos para resolver algebricamente
os outros valores:
b = 1, portanto, se: b = c, então c = 1
Se 2b = 3d, então: 2 = 3d e, portanto, d = 2/3
Se a = 2d então: a = 2 (2/3), portanto, a = 4/3
Como temos frações, multiplicamos pelo menor denominador comum:
A = 4/3 x 3 = 4
B = 1 x 3 = 3
C = 1 x 3 = 3
D = 2/3 x 3 = 2
Já temos os coe�cientes estequiométricos, então, passamos a anotá-los na reação original:
4 Al + 3 MnO → 3 Mn + 2 Al O
Se veri�carmos a igualdade dos átomos:
Al: 4 contra 4:
Mn: 3 contra 3
Ou: 6 contra 6
2 2 3
Al
a
  +  MnO2
b
  → Mn
c
  + Al2 o3
d
2 2 3
    

 Resumo dos métodos de balanceamento de equações químicas. Fonte: O autor.
 VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. (Mackenzie-SP- Adaptada) O carbonato de cálcio (CaCO ) é um dos minerais mais
comuns e disseminados do planeta e suas utilizações nas áreas da geoquímica, geofísica,
mineralogia e agricultura. Quando aquecido a 840 °C, o carbonato de cálcio decompõe-se
em óxido de cálcio (cal virgem) e gás carbônico. A equação corretamente balanceada, que
corresponde ao fenômeno descrito, é:
3
CaCO → 3CaO + CO3 2A)
CaC → CaO + CO2 2B)
CaCO → CaO + CO3 2C)
    

Responder
2. (Fatec-SP - Adaptada) Uma característica essencial dos fertilizantes é a sua solubilidade
em água. Por isso, a indústria de fertilizantes transforma o fosfato de cálcio, cuja
solubilidade em água é muito reduzida, num composto muito mais solúvel, que é o
superfosfato de cálcio. O superfosfato é a principal categoria de fertilizantes fosfatados e
é rapidamente absorvido pelas plantas. Eles dão resultados superiores aos fosfatos
simples, principalmente, no início da vegetação, pela difusão mais perfeita na camada
super�cial do ácido fosfórico solúvel, pois o importante é colocar o ácido onde ele possa
chegar facilmente às raízes. Representa-se esse processo de transformação do fosfato em
superfosfato pela equação: 
Ca (PO ) + yH SO → Ca(H PO ) + 2CaSO 
Onde os valores de x, y e z são, respectivamente:
Responder
x 4 2 2 4 2 4 z 4
MÓDULO 4
 Aplicar leis teorias e modelos para resolução de
CaCO → CaO + O3 2D)
CaCO → Ca + C + O3 3E)
4, 2 e 2A)
3, 6 e 3B)
2, 2 e 2C)
5, 2 e 3D)
3, 2 e 2E)
    

 Aplicar leis, teorias e modelos para resolução de
problemas qualitativos e quantitativos em química
AS LEIS QUE REGEM OS CÁLCULOS QUÍMICOS
Para os químicos do século XVIII, um composto químico era uma substância composta de dois ou mais
elementos e que podia ser separada nesses elementos usando os procedimentos químicos apropriados. Sabia-se
que, ao fornecer calor a um metal exposto ao ar atmosférico, obtinha-se o óxido correspondente (síntese) e
algumas substâncias eram decompostas em seus elementos (análise). A generalização do uso de balanças nos
laboratórios da época permitiu o desenvolvimento de estudos dessas reações e dos compostos que delas
participavam. Assim, as leis ponderais da Química (ponderal signi�ca em relação ao peso ou massa de um corpo)
ou as leis estequiométricas (em relação à proporção em que os elementos são combinados entre si) foram sendo
conhecidas.
Lei de Lavoisier (Lei de Conservação de Massa)
O francês Antoine Lavoisier é considerado o pai da química moderna porque, graças aos seus estudos
experimentais e ao tratamento sistemático que fez deles, conseguiu digni�cá-la e elevá-la à categoria de disciplina
cientí�ca. Em estudos anteriores, foi veri�cado que os metais atingiam um notável aumento de massa quando
oxidados, ou que ocorria uma perda de massa durante a combustão, fatos que foram interpretados assumindo a
existência de uma substância intangível, chamada de �ogisto, que os corpos possuíam, que poderia ser liberada
ou incorporada por substâncias envolvidas em uma reação química.
Não há complexidade da Lei de Lavoisier. Sua importância vem da sua implantação, no �nal do século XVIII, que
marcou o nascimento da química moderna e o abandono da sua antecessora, a alquimia. Por isso, seu autor,
Antoine Lavoisier, é conhecido como o pai da química.
    

 Antoine Lavoisier.
    

A Lei de Lavoisier, ou Lei da Conservação de Massas, prevê que a matéria não pode
ser criada nem destruída, ela será transformada. A partir dessa premissa, podemos
concluir que, durante uma reação química, os átomos se reorganizam entre si para
dar origem a outras substâncias, sem que haja perda ou ganho de massa durante o
processo. Ou seja, se a reação é completa, a soma das massas dos reagentes deverá
ser a soma das massas dos produtos.
Embora esta ideia possa nos parecer muito lógica e sensata e que não exista muito mérito em chegar a essa
conclusão, Lavoisier teve que realizar numerosos e meticulosos experimentos para convencer aqueles que,
naquela época, pensavam que, ao aquecer um metal, ele ganhava massa quando se transformava em uma nova
substância. Em um recipiente fechado, Lavoisier mediu as massas do sólido e do ar antes e depois da combustão
e concluiu que a massa que o metal ganhou era igual à massa de ar que foi perdida.
Lei de Proust (Lei de Proporções De�nidas)
No �nal do século XVIII e início do século XIX, o químico francês Joseph Louis Proust realizou um grande número
de experimentos, em que estudou a composição de uma série de substâncias, determinando que as proporções
pelas quais os elementos se combinavam para formar um determinado composto eram sempre as mesmas,
independentemente da origem ou da forma como esses compostos foram obtidos.
    

    

 Louis Proust.
Essa conclusão, agora chamada de Lei de Proust, explica que, por exemplo, na água, sempre se veri�ca que, para
cada grama de hidrogênio, há oito gramas de oxigênio. Graças a evidências experimentais e ao apoio de outros
cientistas, como Berzelius, Proust ganhou a con�ança da comunidade cientí�ca e suas opiniões foram aceitas. Os
compostos que atendem à Lei de Proust são chamados de compostos estequiométricos e são considerados
verdadeiros compostos químicos.
Lei de Dalton (Lei de Proporções Múltiplas)
Com o aprofundamento no estudo dos diferentes compostos químicos, observou-se que havia elementos que se
combinavam em proporções diferentes, dando origem a compostos diferentes. Assim, puderam ser encontrados
diferentes óxidos de cloro, nos quais se constatou que, para cada 71 gramas de cloro, havia uma quantidade de
oxigênio que poderia ser de 16, 48, 80 ou 112 gramas, dependendo do óxido considerado. Como pode ser visto na
tabela a seguir, por serem compostos diferentes, as proporções de oxigênio e cloro variam de um óxido para outro,
mas as relações entre eles são sempre números inteiros simples:
ÓXIDOS DE
CLORO
GRAMAS DE
CLORO
GRAMAS DE
OXIGÊNIO
PROPORÇÃO
HIDROGENIO/CLORO
RELAÇÃO ENTRE
ELAS
Óxido
hipocloroso
71 16 0,225 0,225/0,225 = 1
Óxido cloroso 71 48 0,676 0,676/0,225 = 3
Óxido clórico 71 80 1,127 1,127/0,225 = 5
Óxido
perclórico
71 112 1,577 1,577/0,225 = 7
Quadro: Resultados do experimento de Dalton. Fonte: O autor.
    

 John Dalton.
Por meio de estudos semelhantes realizados com grande número de compostos, o químico inglês John Dalton    

generalizou na lei que leva seu nome, o que nos faz a�rmar que: as quantidades de um elemento que se
combinam com uma quantidade �xa de outro para formar diferentes compostos estão em uma relação de
números inteiros simples.
A QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA
Desde a XIV Conferência Geral de Pesos e Medidas, realizada em 1971, o mol foi adotado como uma unidade de
quantidade de substância, considerando-a uma das sete grandezas fundamentais do Sistema Internacional.
Mol (n) é de�nido como a quantidade de substância em um sistema que contém tantas entidades elementares
quanto átomos em 0,012 quilogramas de carbono-12. Quando se usa o mol, as entidades elementares devem ser
especi�cadas e podem ser átomos, moléculas, íons, elétrons, outras partículas ou agrupamentos especí�cos de
tais partículas.
A de�nição de mol implica que um mol de qualquer matéria tem o mesmo número de partículas ou entidades. Este
número é uma constante universal e, de acordo com as melhores medidas de corrente, vale 6,02214078 x 10 . É
chamado de número de Avogadro (ou constante de Avogadro).
23
 De�nição de mol.
A massa molar (MM) é de�nida como a massa de um mol de átomos ou moléculas
de uma substância. É medido em g/mol e seu valor numérico coincide com o da
    

massa atômica ou a massa molecular expressa em unidades de massa atômica.
Assim, conhecendo a massa m de uma substância, o número de mols n pode ser calculado usando a seguinte
expressão: n = m/ MM
Volume molar
É o volume ocupado por um mol de substância, qualquer que seja o estado de agregação em que se encontra a
pressão e temperatura consideradas.
Quando as substâncias estão no estado gasoso, de acordo com o princípio de Avogadro, um mol de qualquer gás
ocupa, sob as mesmas condições de pressão e temperatura, sempre o mesmo volume. Experimentalmente,
veri�ca-se que este volume é de 22,4 L, quando o gás está idealmente sob condições normais de pressão e
temperatura, ou seja, a 1 atm e 0° C:
 Volume molar.
Cálculos estequiométricos
As diferentes operações matemáticas que permitem calcular a quantidade de uma substância que reage ou é
produzida em uma determinada reação química são denominadas de cálculos estequiométricos.
Uma reação ocorre sob condições estequiométricas quando as quantidades de reagentes estão em proporções
idênticas às da equação química ajustada.
Como exemplo, considere a reação do alumínio com o oxigênio para formar óxido de alumínio, que é usado em
fogos de artifício para fazer faíscas de prata. A equação química balanceada é:
4  Al   +  3 O2  →  2  Al2 O3
Esta equação pode ser lida em escala macroscópica: “quando o alumínio reage com o oxigênio, quatro mols de
    

alumínio reagem com três mols de oxigênio para formar dois mols de óxido de alumínio”.
A equação balanceada para esta reação pode ser usada para estabelecer a razão molar (estequiométrica) que
permitirá a conversão de mols de alumínio em um número equivalente de mols de oxigênio ou mols de óxido de
alumínio.
Usando essa relação estequiométrica, você pode calcular a quantidade de produto ou reagente, dependendo do
seu interesse.
Os dados sobre reagentes e produtos não são normalmente expressos em quantidade de substância (mols), mas
são expressos em massa (gramas) ou volume (litros) de solução ou de um gás. Portanto, é necessário seguir um
procedimento nos cálculos estequiométricos.
As etapas podem ser descritas desta forma:
1º- Escreva a equação química ajustada.
2º- Calcule a quantidade de substância em mols da substância em questão.
3º- Use a relação estequiométrica para obter a quantidade de substância em mols da substância desconhecida.
4º - Converta a quantidade de substância em mols da substância desconhecida para a grandeza solicitada.
Por exemplo, se realizarmos o cálculo abaixo:
Quantos mols de cloreto de magnésio (MgCl ) serão produzidos se 2,4 g de Mg reagirem com uma quantidade
su�ciente de ácido clorídrico (HCl)?
A reação química é a seguinte:
2
Mg   (s) +   HCl   (aq) →   MgCl2  (aq)  +  H2 (g)
O primeiro passo será equilibrar a equação, o que permite conhecer as relações estequiométricas existentes entre
reagentes e produtos.
Mg   (s) + 2  HCl   (aq) →   MgCl2  (aq)  +  H2 (g)
Na segunda etapa, como as relações estequiométricas são estabelecidas em mols, devemos saber a quantos
mols a quantidade em gramas do reagente é igual. Se a massa molar de Mg é igual a 24 g/mol, teremos que, nas
    

condições de reação descritas acima, 0,1 mol de Mg está sendo reagido.
Na terceira etapa, analisamos as relações estequiométricas descritas na equação balanceada. Podemos ver que a
relação entre Mg (reagente) e MgCl (produto) é de 1:1; portanto, podemos concluir que, nas condições dessa
reação, será produzido 0,1 mol de MgCl .
2
2
A ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS
11:25
 VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. Que massa de óxido de alumínio é obtida se 54 g de alumínio reagem com oxigênio
su�ciente? Dados de massa atômica relativa: Al = 27; O = 16.
2 gA)
    

Responder
2. Em espeleologia, lâmpadas de acetileno (etino) são usadas como iluminação principal. A
reação que ocorre nelas é: carboneto de cálcio (CaC ) reage com água (H O) para formar
hidróxido de cálcio 
(Ca (OH) ) e acetileno (C H ). Que massa de acetileno você obterá se reagir 54 g de água
com carboneto su�ciente? 
Massas atômicas relativas: Ca = 40; O = 16; C = 12; H = 1
Responder
2 2
2 2 2
CONCLUSÃO
2 gA)
54 gB)
102 gC)
10,2 gD)
27 gE)
39 gA)
26 gB)
74 gC)
111 gD)
2,6 gE)
    

CONSIDERAÇÕES FINAIS
Ao �nal do estudo do fundamento das reações químicas, estudamos sobre a composição da matéria, sobre
elementos e compostos. Tratamos da natureza de uma substância e constatamos que é o mesmo que descrever
sua composição e estrutura, ou seja, de quais elementos ela é composta e em que proporção.
Aprendemos que as reações químicas acontecem quando as ligações químicas são quebradas ou formadas entre
os átomos. Além disso, também vimos que as substâncias que participam de uma reação química são
conhecidas como reagentes, e as substâncias que são produzidas no �nal da reação são conhecidas como
produtos.
Veri�camos que as equações devem ser balanceadas para re�etir a lei da conservação da matéria, a qual diz que
nenhum átomo é criado ou destruído durante o curso de uma reação química normal.
PODCAST
0:00 12:31
REFERÊNCIAS
CHRISTOFF, P. Química Geral. Curitiba: Intersaberes, 2015.
KOTZ, J. C. et al. Química Geral e Reações Químicas. São Paulo: Cengage Learning, 2015.
MAIA, D. J. Química Geral – Fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007.
TOMA, H. E. Nomenclatura Básica de Química Inorgânica. São Paulo: Blucher, 2018.
EXPLORE+
Para saber mais sobre os assuntos explorados neste tema:
    

https://estacio.webaula.com.br/cursos/temas/fundamentos_das_reacoes_quimicas/index.html
Veja como o autor Nivaldo J. Tro aborda a temática das Funções Inorgânicas no capítulo 3, item 3.5, do livro
Química Uma Abordagem Molecular (Volume 1 - Editora LTC – 2017).
Con�ra como Ehrick Eduardo Martins Melzer aborda o tema dos Compostos Orgânicos e Inorgânicos e Suas
Nomenclaturas no capítulo 3 do livro Preparo de Soluções – Reações e Interações Químicas (Editora Érica –
2014).
Veja ainda como Henrique E. Toma aborda a temática das Funções Inorgânicas nos capítulos 4, 5, 6 e 7, do
livro Nomenclatura Básica de Química Inorgânica (Blucher, 2018).
CONTEUDISTA
Luciana Barreiros De Lima
 Currículo Lattes
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