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QUÍMICA 
→Teorias Atômicas 
Dalton: Átomos são indivisíveis e átomos de mesmo 
elemento possuem a mesma massa. 
Thomson: Ameixas num pudim. Descobriu os elétrons. 
 
Rutherford: junto com 2 cientistas fizeram experimento 
 
Modelo nuclear ou planetário 
 
• Núcleo = região de grande massa positivamente 
carregado, onde as particular refletem. 
• Eletrosfera = região de massa desprezível, 
incapaz de refletir partículas; 
• Núcleo é muito menor que eletrosfera. 
Núcleo e eletrosfera se mantêm unidos por força elétrica. 
 
 
 
 
Átomo (NEUTRO) e Íon 
Átomos são espécies neutras, ou seja, o número de 
prótons (+) é igual ao nº de elétrons (-). 
nº p = nº e 
 
Ganhar ou perder elétrons não muda o A. 
Isótopos: = Z; ≠A 
Isóbaros: ≠Z; =A; ≠nº N 
Isótonos: ≠Z; ≠A; = nº N 
→Distribuição Eletrônica 
Camadas ou níveis de energia: 
 
Subníveis ou Subcamadas: 
identificados pelas letras minúsculas: s, p, d, f, g, h, i, .... 
 
Diagrama de Pauling: para átomos fundamentais (não 
excitados). 
 
Camada de valência: camada mais externa. 
(Subníveis) 
(Níveis ou Camadas) 
Quando um átomo recebe energia, seus elétrons 
absorvem energia, saltando para níveis mais externos, 
mais energéticos; o átomo fica momentaneamente com 
mais energia que em seu estado fundamental. A volta 
desse elétron ao nível de origem ocorre com liberação de 
energia na forma de ondas eletromagnéticas. 
11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1 - estado fundamental. 
11 Na 1s2 2s2 2p6 6s1 - estado excitado 
→ORBITAIS E SPIN 
Em 1926, Heisenberg propôs o "princípio da 
incerteza" que, mostra ser impossível determinar a 
trajetória do elétron em torno do núcleo. Para contornar 
o problema, Schrödinger e, depois, Born desenvolveram o 
conceito de orbital como uma região do espaço onde é 
muito provável (mas não absolutamente certo) encontrar 
o elétron. 
O Princípio de Pauli: "dois elétrons só ocupam o 
mesmo orbital se possuírem spins opostos". 
REGRA DE HUND: A distribuição dos elétrons nos 
orbitais de um mesmo subnível deve ser feita de modo 
que se tenha o maior número possível de elétrons 
desemparelhados. 
 
→Ligações Químicas 
Teoria do Octeto 
Basearam-se nas configurações eletrônicas dos gases 
nobres. Os gases nobres são muito pouco reativos, pois se 
encontram naturalmente estáveis. Isto porque os gases 
nobres apresentam: 
• Alta E de ionização 
• Baixa eletropositividade 
O que lhes confere baixa tendência de perder 
elétrons. 
• Nenhuma eletronegatividade 
• Nenhuma afinidade eletrônica 
O que garante ser nula a “vontade” de ganhar 
elétrons. 
Um átomo, para alcançar a estabilidade, adquire a 
configuração eletrônica igual à de um gás nobre, ou seja, 
com 8 elétrons na camada de valência, ou igual à do He, 
com distribuição igual a 1s2 (2 elétrons na camada K). 
Os átomos ligam-se para obterem 8 elétrons na 
camada de valência (ou completarem a última camada). 
Valência - é o número de ligações químicas feitas 
para alcançar a estabilidade. 
Classificamos as ligações em três tipos: 
• ligação iônica 
• ligação covalente 
• ligação metálica 
Observação: 
A Teoria do Octeto explica a formação de várias 
substâncias, mas apenas quando envolvem os 
elementos representativos (famílias A da Tabela 
Periódica). Os elementos de transição (famílias B), na 
maioria dos casos, não obedecem à Teoria do Octeto. 
 
Ligação Iônica 
ocorre entre átomos que apresentam: 
baixa energia de ionização + alta eletropositividade [que 
apresentam grande tendência em perder elétrons (metais 
= doa-os e ao não metal)] 
X 
átomos de alta eletronegatividade + alta afinidade 
eletrônica [que apresentam grande tendência de receber 
elétrons (não metais e hidrogênio)] 
Metal + Não Metal Ou Metal + Hidrogênio 
 
Quando em solução aquosa (dissolvidos em água) ou 
fundidos (no estado líquido), os compostos iônicos 
apresentam íons livres e, por isso, conduzem corrente 
elétrica. 
Ligação Covalente Normal 
É a ligação que ocorre quando se unem: 
 
Como todos os átomos dos elementos citados têm 
tendência a receber elétrons, o resultado que satisfaz a 
todos é o compartilhamento de elétrons, que ocorre 
sempre aos pares. Como não há ganho nem perda de 
elétrons, os compostos formados são eletricamente 
neutros, e chamados de moléculas. 
Ligação Covalente Dativa ou Coordenada 
Nela, os átomos que já possuem o octeto completo 
podem ligar-se “cedendo” dois elétrons não 
compartilhados. 
 
 
Na ligação covalente normal o compartilhamento 
acontece com um elétron de cada átomo; na dativa o 
compartilhamento acontece com dois elétrons de um dos 
átomos. 
Ligação Metálica (não explicada pela T do Octeto) 
É a ligação química entre os átomos de metais, que 
perdem elétrons dessa grande facilidade em perder 
elétrons da camada de valência, formando cátions. 
Forma-se uma quantidade muito grande de cátions 
envolvidos por uma quantidade enorme de elétrons livres. 
A ligação metálica ocorre pela atração elétrica entre os 
cátions (íons positivos) e os elétrons livres. Esta atração é 
muito intensa, o que garante o estado sólido dos metais 
nas condições ambiente, exceto no caso do mercúrio, o 
único metal líquido. 
O aglomerado organizado de cátions que se forma na 
ligação metálica é chamado de retículo cristalino 
metálico. 
→Tabela Periódica 
 
 
Metais: Possuem brilho característico, boa 
condutibilidade térmica e elétrica e facilidade para formar 
cátions. 
Não metais ou ametais: Sem brilho metálico, maus 
condutores térmicos e elétricos e facilidade para formar 
ânions. 
Semimetais (Metaloides): Apresentam propriedades 
intermediárias às dos metais e não metais. São sólidos nas 
condições ambientes e conduzem razoavelmente o calor 
e eletricidade. 
Gases Nobres: Possuem grande dificuldade em 
realizar ligações químicas. São elementos que apresentam 
8 elétrons na camada de valência com exceção do He. 
Hidrogênio: Tem características distintas das classes 
anteriores. 
 
PERÍODO: É a linha horizontal presente na tabela 
periódica. Todos os elementos de um mesmo período 
apresentam o mesmo número de camadas. 
FAMÍLIA OU GRUPOS: São as colunas verticais presentes 
na tabela, elementos que fazem parte da mesma família 
apresentam propriedades semelhantes, com algumas 
poucas exceções. 
 
 
O número de elétrons na camada de valência determina o 
número da família (A), 1 elétron na camada de valência, 
família 1ª. 
 
ENERGIA OU POTENCIAL DE IONIZAÇÃO 
É a energia absorvida, necessária, para afastar 
completamente 1 elétron de um átomo no estado gasoso, 
(é a energia para formar cátions). 
Portanto as maiores energias de ionização são para os 
átomos de menor tamanho (raio atômico). 
• Os metais para alcançarem a estabilidade perdem 
elétrons, ou seja, menor energia de ionização. 
• Os não metais para ficarem estáveis ganham 
elétrons, portanto para arrancar elétrons destes 
átomos é mais difícil, ou seja, energia de ionização 
mais alta. 
• Os gases nobres como estão naturalmente 
estáveis é muito difícil arrancar elétrons, ou seja, 
apresentam as mais altas energias de ionização. 
AFINIDADE ELETRÔNICA 
É a energia liberada quando um elétron é adicionado 
a um átomo gasoso no estado fundamental (é a energia 
para formar ânion). 
Um átomo para receber o elétron, tem que atrai-lo, 
esta força de atração (eletronegatividade) é exercida 
pelos prótons (núcleo) portanto: 
↓ raio atômico = ↑ força de atração = ↑ afinidade 
eletrônica (energia liberada) 
 
Já os gases nobres (naturalmente estáveis) apresentam 
afinidade eletrônica zero, por isso são excluídos, observe 
o esquema abaixo 
ELETRONEGATIVIDADE 
É a força relativa para a atração de elétrons. 
↑ eletronegativos = ↑ afinidades eletrônicas 
ELETROPOSITIVIDADE (Caráter Metálico) 
Mede a capacidade de um átomo perder elétrons 
(formar cátions). 
↑eletropositividades = metais de ↓ energia de 
ionização = ↑ raio atômico 
DENSIDADE 
 
 
→Fórmulas Quantitativas 
Fórmula molecular Fórmula mínima 
H2O H2O 
C6H6CH 
C2H2 CH 
C7H14 CH2 
Fórmula Molecular: Fornece o número de átomos na 
molécula. 
Fórmula Mínima, Empírica ou Estequiométrica: Fornece 
a proporção dos átomos na molécula. 
Fórmula Percentual: Mostra a proporção em massa dos 
elementos que compõe a substância. 
→Montando Fórmulas 
Revisando conceitos: 
• Os átomos se ligam para alcançar a estabilidade. 
• Os átomos que perdem elétrons formam cátions 
(espécies que apresentam cargas positivas). 
• Os átomos que ganham elétrons formam ânions 
(espécies que apresentam cargas negativas). 
→Mol 
1 mol = 6,02 . 1023 átomos (número de Avogadro) 
MASSA ATÔMICA MASSA MOLAR Nº DE ÁTOMOS 
1,008u 1,008 g/mol 6 . 1023 
 
1 mol de átomos ------- 6.1023 átomos ------ 56 g 
 x átomos ------------ 2,3 g 
→Cálculo Estequiométrico 
→LEIS PONDERAIS 
LEI DE LAVOISIER - CONSERVAÇÃO DAS MASSAS 
• a massa que reage é igual a massa produzida. 
Nº de átomos dos reagentes = Nº de átomos dos 
produtos. 
LEI DE PROUST 
Há uma proporção constante entre as massas de 
reagentes e produtos numa reação. 
 Cálcio + Oxigênio Óxido de cálcio 
Experimento 1 10 g 4g 14g 
 
x2 
 
x2 
 
x2 
Experimento 2 20 g 8 g 28 g 
 
x2 
 
x2 
 
x2 
Experimento 3 40 g 16 g 56 g 
 
→Soluções Químicas 
Soluções = misturas homogêneas 
Numa solução, o solvente e o soluto sempre formam 
um sistema monofásico. 
 
 
mst = massa do soluto em gramas 
V = volume da solução em litros 
Título: 
número puro (adimensional) 
Porcentagem em massa (p) 
 ou t % = 100 . t 
indicará a massa de soluto existente em 100 unidades de 
massa da solução. 
como msç > mst P < 100% 
Molaridade (m) 
 
expresso em mol/L ou molar (M). 
 
Diluição das soluções 
→Solubilidade 
é a quantidade máxima, em massa, dessa substância que 
se dissolve em 100g do solvente (normalmente água) a 
uma temperatura e pressão especificadas. 
Coeficiente de Solubilidade (C.S) expresso em g da 
substância/100 g H2O 
Curva de solubilidade 
 
• Solução saturada: quando dissolvemos 
exatamente a quantidade máxima de soluto. 
• Solução insaturada: quando dissolvemos uma 
quantidade inferior à quantidade máxima. 
• Solução supersaturada: quando está dissolvido 
uma quantidade superior à quantidade máxima. 
Mas essa solução é muito instável. 
Solubilidade de gases em um líquido: ↑solubilidade = ↑ 
pressão = ↓temperatura 
→Ácidos de Arrhenius 
* Ionização → Formação de íons 
quando dissolvemos essas substâncias em água os íons 
são formados, por isso a solução aquosa de ácido conduz 
corrente elétrica (eletrólito). O que caracteriza o ácido é 
sua propriedade de ceder H+. 
 Portanto numa solução ácida não temos H+ e sim H3O+, 
mas como nos livros é comum a representação dessas 
soluções apenas por H+, dizemos: 
O H+ é uma maneira cômoda de representar o H3O+. 
O cátion H+ (H3O+) é responsável pelo sabor azedo das 
soluções ácidas. Não se deve provar os ácidos para 
identificá-los, pois vários deles são extremamente 
reativos. 
Hidrácidos (ÁCIDOS NÃO OXIGENADOS) 
Ácido Nome do elemento + ÍDRICO 
Oxácidos ácidos oxigenados 
Padrão: Ácido Elemento central + ICO 
Ácido padrão com um átomo de oxigênio a menos 
Elemento central + oso 
Ácido padrão com dois átomos de oxigênio a menos 
Hipo + elemento central + oso 
Ácido padrão com um átomo de oxigênio a mais 
Per + elemento central + ico 
Ácidos "meta" 
Este prefixo indica que foi retirado uma molécula de 
água de uma molécula do ácido. 
Existem vários indicadores: 
• O papel de tornassol azul torna-se vermelho 
quando entra em contato com soluções ácidas. 
• O alaranjado de metila (metil orange) torna-se 
róseo quando entra em contato com soluções 
ácidas. 
HCl ácido clorídrico. 
H2SO4 ácido sulfúrico (ou sulfato de hidrogênio). 
H2CO3 ácido carbônico ou carbonato de hidrogênio 
H3PO4 ácido fosfórico ou fosfato de hidrogênio 
H2S ácido sulfídrico ou sulfeto de hidrogênio 
H3CCOOH ácido acético 
→Bases de Arrhenius 
São compostos iônicos que em solução aquosa 
liberam OH- (Hidróxido ou Hidroxila) 
Propriedades: 
• sabor adstringente (amarra na boca); 
• deixa a pele lisa e escorregadia. 
B(OH)x B
x+ + XOH- 
NaOH - hidróxido de sódio. 
Ca(OH)2 - hidróxido de cálcio. 
Al(OH)3 - hidróxido de alumínio. 
NH4OH - hidróxido de amônio. 
Mg(OH)2 − hidróxido de magnésio 
NH4OH − hidróxido de amônio 
Para cátions com + de 1 valência, usa-se as 
terminações: 
______oso : para o de menor valência. 
______ico : para o de maior valência. 
- hidróxido de ferro II ou hidróxido 
ferroso 
Indicador: A fenolftaleína é uma solução que, ao 
entrar em contato com soluções básicas, torna-se 
vermelha e em contato com ácidos, é incolor. 
 
→pH 
O produto iônico da água (Kw) demonstra a 
condição de equilíbrio da autoionização da água. 
KW = [H
+] . [OH-] 
O produto da molaridade de H+ e OH- a 
25oC e P= 1 atm é sempre 1,0 x 10-14. Como 
todas outras constantes de equilíbrio, KW varia 
com a temperatura. 
Portanto: 
KW = [H+] . [OH-] = 1,0 x 10-14 a 
25oC e P= 1 atm. 
TIPO DE SOLUÇÃO [ H+ ] [OH-] pH pOH 
NEUTRA 10-7 10-7 7 7 
ÁCIDA >10-7 <10-7 < 7 > 7 
BÁSICA <10-7 >10-7 > 7 < 7 
Portanto: 
pH = -log [H+] 
e 
pOH = -log [OH-] 
[H+] . [OH-] = 10-14 
pH + pOH = 14 
 
Exemplos: calculando pH 
1) Se a concentração de NaOH em uma solução é 
2,5 x 10-4 M qual é a concentração de H+? 
Resolução: 
Como 1,0 x 10-14 = [H+][OH-], resolvemos a 
equação para [H+]: 
(1,0 x 10-14)/[OH-] = [H+] 
 (1,0 x 10-14)/(2,5 x 10-4) = [H+] = 4.0 x 
10-11 M 
2) Qual é o pH de uma solução de 0,002 M de HCl? 
Resolução: 
A equação do pH é 
pH = -log [H+] 
[H+]= 2,0 x 10-3 M 
pH = -log [2,0 x 10-3] = 2,70 
3) Qual é o pH de uma solução de 0,00005M de 
NaOH? 
Resolução: 
A equação do pOH é -log [OH-] 
pOH = -log [OH-] 
[OH-]= 5,0 x 10-5 M 
pOH = -log [5,0 x 10-5] = 4,30 
pKw = pH + pOH 
pH = pKw – pOH 
Então 
pH = 14 - 4.30 = 9.70 
→Sais 
Sal é o produto da reação entre um ácido e uma 
base. 
Esta é denominada reação 
de salificação ou neutralização: 
ÁCIDO + BASE SAL + ÁGUA 
ÁCIDO ÂNION 
ídrico eto 
ico ato 
oso ito 
NaCl cloreto de sódio 
NaHCO3 bicarbonato de sódio 
Na NO3 nitrato de sódio 
CaSO4 sulfato de cálcio 
Ca CO3 carbonato de cálcio 
 
→Óxidos iônicos e covalentes 
a) Óxidos iônicos: São formados pelo ânion óxido 
(O2-) e um cátion de metal. 
b) Óxidos covalentes: São formados por um não 
metal e o oxigênio. 
Nomenclatura: óxido + nome do cátion 
Na2O : óxido de sódio 
CaO : óxido de cálcio 
Al2O3 : óxido de alumínio 
Fe2O3 : óxido de ferro III ( ou férrico) 
→Termoquímica 
Entalpia (H) vamos chamar de entalpia a 
energia na forma de calor de cada substância. 
= Hprodutos - Hreagentes 
Reações exotérmicas 
Representa uma perda de energia pelo 
sistema: < 0 (Hreag. > Hprod.) 
Reações endotérmicas 
Representa um ganho de energia pelo 
sistema: > 0 
reações que absorvem calor do meio produzindo 
substâncias mais energéticas 
FATORES QUE INFLUEM NA VARIAÇÃO DA ENTALPIA 
Estado Físico: H(g) > H(l) > H(s) 
Forma alotrópica: um mesmo elemento químico pode 
originar duas ou mais substâncias simples 
diferentes. 
É preciso fornecer energia para transformar a 
forma alotrópica mais estável na menos estável. 
Associação ou dissociação de átomos 
Para romper ligações entre os átomos é necessário 
fornecer energia. 
Quantidade de reagentes e de produtos 
A quantidade de calor é diretamente proporcional à 
quantidade de substância. 
→Cinética Química 
reação química = colisões entre as substâncias 
reagentes + ângulo perfeito (de forma 
geometricamente favorável) 
Fatores que alteram a velocidade das reações 
1 – TEMPERATURA 
 
2 – CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES 
Uma maior concentração de reagentes significa 
uma quantidade maior de reagentes por unidade de 
volume. 
3 – SUPERFÍCIE DE CONTATO DOS REAGENTES 
Ao aumentar a superfície de contato,aumenta-se o 
número de colisões; portanto, aumenta-se a 
velocidade das reações. 
4 – CATALISADOR 
Os reagentes absorvem o calor fornecido até 
alcançarem o estado intermediário entre os 
reagentes e produtos (complexo ativado). Neste 
ponto se quebram definitivamente as ligações dos 
reagentes e se formam as ligações do produto. Ao 
formar ligações, o sistema libera calor para o meio. 
 
Lembre-se: como o H é negativo ( H < 0), a reação 
é exotérmica. 
Energia de ativação (Eat) = energia necessária 
para que seja alcançado o complexo ativado, isto é, 
para que a reação aconteça. 
O catalisador é uma substância que participa da 
reação, mas não participa da formação dos produtos, 
sendo completamente regenerado no final. O 
catalisador sempre aumenta a velocidade da reação, 
pois diminui a energia de ativação. 
→Equilíbrio Químico Dinâmico 
Equilíbrio químico → mantidas a TºC e a P, após 
algum tempo, as velocidades das reações diretas e 
das reações inversas se igualam. 
grau de equilíbrio [ ] = concentração 
molar do componente , mols até atingir o 
equilíbrio, com a quantidade de mols inicial deste 
reagente. 
 
• = 1: todo reagente foi consumido, ou 
seja, o rendimento da reação é grande. 
• = 0: nenhum reagente foi transformado 
em produto, ou seja, o rendimento da 
reação é pequeno. 
Podem ser escritas da seguinte forma as 
velocidades das reações direta e inversa: 
v1= k1[A]
x[B]y e v2= k2[C]
z[D]t 
No equilíbrio, as velocidades se igualam: 
v1= v2 k1[A]
x[B]y = k2[C]
z[D]t 
 
constante de equilíbrio (Keq ou Kc) 
 
No equilíbrio, as concentrações de produtos e 
reagentes serão constantes, mas não 
necessariamente iguais. 
→Deslocamento de Equilíbrio 
PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 
Quando um fator externo age sobre um 
sistema em equilíbrio, este se desloca, procurando 
outro equilíbrio. 
Prever o que ocorre com um sistema em 
equilíbrio quando um fator age sobre ele. 
FATORES QUE DESLOCAM O EQUILÍBRIO 
CONCENTRAÇÃO 
• Ao retirar um componente A genérico, o 
sistema se desloca no sentido de formar A. 
Variações nas concentrações de produtos ou 
reagentes não causam uma mudança na constante 
KC. 
PRESSÃO 
A pressão pode agir quando há, no mínimo, um 
componente gasoso em equilíbrio. 
A diminuição da pressão desloca o equilíbrio no 
sentido da expansão do sistema (maior volume) 
 
TEMPERATURA 
A diminuição da temperatura desloca o 
equilíbrio no sentido exotérmico. Isto significa que, 
ao retirarmos calor de um sistema, este se desloca 
no sentido de liberar calor. 
Variações na temperatura causam uma 
mudança na constante KC. 
As variações em KC indicam variações no 
rendimento da reação. 
→Constante de Ionização 
EQUILÍBRIO IÔNICO (ou seja, de ions) 
a constante de equilíbrio será: 
 
A constante de equilíbrio (constante de 
ionização) pode ser chamada de Ki ou, ainda, Ka ou 
Kb , respectivamente, para ácidos ou bases. 
Para ácidos com a mesma molaridade, quanto 
maior é a constante de ionização (Ki), maior é a 
concentração de H+ e mais forte é o ácido. 
GRAU DE IONIZAÇÃO, OU DISSOCIAÇÃO ( ) 
 
Ácidos (ou bases) mais fortes possuem maior grau 
de ionização (ou dissociação) para soluções de 
mesma molaridade. 
Lei da diluição de Ostwald (relação 
molaridade x ) 
 
Para ácidos e bases fracas, o é muito pequeno. 
Portanto: 
1 – 1 (1 – tende a 1) 
O grau de ionização de uma substância aumenta, à 
medida que a solução se dilui. 
Para estes casos temos 
Ki = 
2. m 
Nas soluções muito diluídas, há menor 
probabilidade dos íons se reencontrarem para 
refazer a substância inicial. Sendo assim, a reação 
inversa ocorre com menor frequência. Portanto, 
nestes casos, predomina a reação direta. 
Calculando o produto iônico da água, obtemos: 
KW = 1 . 10-14 
a 25oC e P= 1 atm 
 
→Oxidação e Redução 
oxirredução = transferência de elétrons entre 
átomos = é a perda de elétrons. 
NOX = número de elétrons que o átomo perdeu ou 
ganhou. 
Na+Cl- 
Na+: Nox =+1 
Cl- : Nox =-1 
Em compostos covalentes, definimos o Nox como 
sendo a carga elétrica que o átomo iria adquirir 
caso ocorresse uma quebra na ligação covalente. 
Neste caso, o átomo mais eletronegativo (
) fica com os 
elétrons compartilhados, tanto na covalência 
simples como na dativa. 
Regras Importantes Para o cálculo do Nox: 
- Hidrogênio: geralmente +1 
- Oxigênio: geralmente -2 
- Oxidação dos elementos das colunas A da 
Tabela Periódica: 
 
O Nox de um elemento ou substância simples é 
zero. Substâncias simples (H2, O2, O3, P4) 
Oxidação → todo aumento de Nox para um 
elemento químico (consequência da perda de 
elétrons ) 
Uma vez oxidado, ou seja, tendo doado ou 
perdido elétrons, este elemento causará a redução 
de outro elemento. O elemento ou substância que 
oxida é, portanto, chamado de agente redutor. 
 
Redução → diminui o Nox e ganhando 
elétrons. (agente oxidante.) 
 
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES USANDO 
OXIRREDUÇÃO 
1 – achar o Nox de todos os elementos da reação e 
suas variações. 
2- identificar quem reduziu e quem oxidou durante 
a reação; 
3 – identificar a variação total dos Nox ( ) dos 
itens que sofreram oxi ou red. 
4 – Multiplicar a variação total dos Nox pelo 
número de átomos do elemento com mais 
atomicidade (q tenha sofrido oxi ou red) 
 = nº de elétrons perdidos ou recebidos x 
nº de átomos do elemento. 
5 –inverte-se o de cada processo. 
6 - O do oxidante será o coeficiente da 
substância que eu usei a atomicidade. 
4 - Iniciar o balanceamento 
 
→Eletroquímica 
pilha voltaica e pilha galvânica → eletricidade 
for liberada na reação (espontânea) 
eletrólise → consume eletricidade 
PILHAS GALVÂNICAS 
Determinar: 
1) os polos, 
2) o catodo 
3) anodo, 
4) as semirreações, 
5) a d.d.p. ou voltagem 
6) o sentido da corrente elétrica 
liberada. 
 
 
O intuito é que os elétrons circulem através do fio 
externo. Os elétrons vão do polo negativo (anodo) 
para o polo positivo (catodo), gerando uma 
corrente elétrica (Volts). 
Após um certo tempo, vemos que a voltagem da 
pilha começa a diminuir, até atingir um equilíbrio. 
O equilíbrio é indicado pela voltagem zero da pilha. 
Potencial padrão de Oxidação/Redução 
 
Melhores ag oxidantes (que reduzem ou recebem 
elétrons com maior facilidade) = espécies que 
possuem o ↓ Eo(oxi) ou ↑E
o
(red). 
PILHA DE DANIELL 
foram usados eletrodos de zinco e cobre. 
É mergulhada uma placa de zinco em uma 
solução aquosa de CuSO4 (sulfato de cobre). 
Ao retirar a placa, observa-se que a parte da 
placa que ficou mergulhada na solução está 
recoberta por um depósito de cobre metálico. 
 
 
Devido ao fato de o zinco apresentar um maior 
potencial padrão de oxidação, é deste eletrodo que 
saem os elétrons, dando para o zinco uma 
polaridade negativa. O eletrodo de onde saem os 
elétrons funciona como polo negativo (anodo). 
DDP: 
Como uma pilha sempre fornece energia, a sua ddp 
será sempre positiva 
Catodo e Anodo 
Observando-se o equilíbrio de oxidação do 
zinco ( ) nota-se o seu deslocamento 
para a direita (Le Chatelier – efeito concentração) 
devido à saída dos elétrons para o eletrodo de 
cobre. Consequência disto é o aumento da 
concentração de íons Zn+2 na solução do eletrodo 
de zinco. 
Para neutralizar esse excesso de íons positivos, 
os ânions da ponte salina “migram” em direção a 
este eletrodo. Por isto, o nome anodo (polo 
negativo). 
Da mesma forma, diminuindo a concentração 
de Cu2+ na solução do eletrodo de cobre, o que 
deixa os íons SO4
-2 em excesso. Para neutralizar 
este excesso de cargas negativas (SO4
-2), os 
cátions da ponte salina se dirigem para o eletrodo 
de cobre, dando-lhe o nome de catodo (polo 
positivo). 
Quanto maior a distância entre os elementos 
na fila de Eo, maior será a d.d.p. da pilha. 
 Se for positivo, a reação será espontânea. 
Se for negativo, a reação não será 
espontânea. 
 →Radioatividade 
radioativos = átomos que apresentam 
instabilidade nuclear. Na tentativa de alcançar a 
estabilidadeem seu núcleo, estes átomos emitem 
algumas partículas chamadas de radiação ou 
emissões radioativas, transformando-se em 
átomos com números atômicos ou de massa 
diferentes dos originais. 
Emissões (alfa): A partícula alfa é dotada 
de dois prótons e dois nêutrons, semelhantes ao 
núcleo do elemento hélio. Isso significa que quando 
uma partícula alfa é emitida por um isótopo 
radioativo, saem de seu núcleo dois prótons e dois 
nêutrons. Quando uma partícula alfa é emitida, o 
átomo perde quatro unidades de massa e duas 
unidades em seu número atômico. 
Representação: (massa = 4, carga = 
+2). 
Emissões (beta): Um nêutron se transformou 
em um próton, um elétron em um neutrino. 
Quando há emissão beta, não há alteração na 
massa, pois um nêutron foi substituído por um 
próton; a partícula beta é o elétron. 
Representação: (massa = 0, carga = -1). 
É importante observar que, com a emissão das 
partículas alfa ( ) e beta ( ), é alterado o número de 
prótons; portanto é alterado o número atômico, 
formando assim novos elementos químicos. 
Emissão (Gama): São ondas eletromagnéticas, 
como a luz ou as ondas de rádio, mas providas de 
enorme energia e poder de penetração. Emitidas por 
núcleos instáveis, as emissões gama acompanham a 
emissão de partículas e  
Uma onda eletromagnética é constituída 
apenas de energia; portanto, não tem massa. Sua 
emissão resulta apenas em alterações energéticas 
no átomo. 
Representação: . 
 
 
Explicação: 
As partículas que apresentam carga positiva 
(próton) são atraídas pela placa eletrizada 
negativamente. 
As partículas que apresentam carga negativa 
(elétron) são atraídas pela placa eletrizada 
positivamente. 
As ondas eletromagnéticas (emissões ) não 
apresentam cargas, logo não sofrem desvios. 
Penetração: 
As partículas alfa ( ), por serem as mais 
pesadas, apresentam menor velocidade e, 
portanto, seu poder de penetração é menor. 
 
Já as partículas beta ( ) são mais leves e com 
maior velocidade, o que resulta num poder de 
penetração maior. 
 
As emissões gama ( ) não apresentam massa: 
por esse motivo, não são chamadas de partículas. 
Sua velocidade é muito alta e não apresenta carga; 
portanto não interage com a matéria, o que explica 
seu alto poder de penetração. 
TEMPO DE MEIA-VIDA OU PERÍODO DE 
SEMIDESINTEGRAÇÃO (T1/2 ou P) 
É o tempo que decorre para uma determinada 
quantidade (Q) do elemento reduzir-se à metade 
(Q’ = Q/2). 
 
ENERGIA NUCLEAR 
FISSÃO NUCLEAR: É a forma como a energia é 
obtida nos reatores nucleares e nas bombas 
atômicas. Nesta reação, a massa dos produtos é 
levemente menor que a dos reagentes, o que 
provoca liberação de energia. 
FUSÃO NUCLEAR: É a forma como obtém energia a 
bomba de hidrogênio, estrelas como o Sol e 
reatores "limpos". Também ocorre defeito de 
massa com liberação de energia. 
 →Eletrólise 
Eletrólise = reação de oxirredução provocada 
pela corrente elétrica. 
Porém vale lembrar que as substâncias obtidas 
através de reações que absorvem energia (calor ou 
eletricidade) não são quimicamente estáveis, tendo 
uma tendência a voltarem com o tempo às suas 
formas naturais, normalmente sais ou óxidos. 
A eletrólise se divide em dois tipos: 
I. Ígnea ou estado fundido 
Para materiais insolúveis em água, ou para certos 
compostos de metais muito, empregamos 
a eletrólise ígnea para transformá-los em outras 
substâncias de maior interesse prático. 
Normalmente, o material é fundido ou derretido por 
meio de calor gerado, utilizando-se a sua própria 
resistência à passagem de uma corrente elétrica 
que provoca reações de oxirredução, obtida através 
de altas tensões. 
No polo -, há a neutralização dos cátions; por 
isto, será chamado de catodo, e no polo +, a 
neutralização dos ânions, o que origina o anodo. 
 
Os cátions Na+ são atraídos pelo polo negativo 
(catodo). No polo, eles ganham elétrons e são 
descarregados. Os Cl- são atraídos pelo polo 
positivo (anodo). No polo positivo eles perdem 
elétrons e são descarregados. 
 
II. Aquosa ou no estado de solução 
Neste tipo de eletrólise, o material é dissolvido 
em água, dando origem a uma solução eletrolítica 
ou iônica, condutora de eletricidade. Este processo 
é demonstrado através da eletrólise aquosa de 
NaCl. 
O resultado é diferente da eletrólise ígnea, pois 
a água da solução se ioniza. A ionização da água 
fornece uma pequena quantidade de íons H+ e OH-, 
que devem ser considerados na neutralização. 
Isso significa que a ionização é muito fraca. 
Mesmo assim, haverá competição entre íons do 
soluto e da água para descarregar. Portanto, é 
necessário identificar os íons que terão prioridade 
de descarga em uma eletrólise. 
Prioridade de neutralização de cátions 
Surge agora uma dúvida: qual ânion se 
neutraliza antes no catodo ou polo negativo: o íon 
Na+, proveniente do sal, ou o H+, proveniente da 
água? 
 
Como o Na+ (1A) está à esquerda em relação 
ao H+, há a neutralização do íon H+ em maior 
intensidade. 
Prioridade e Neutralização dos Ânions 
Já que a neutralização de ânions envolve a 
perda de elétrons ou oxidação, somente ânions não 
oxigenados se neutralizam antes de a hidroxila 
(proveniente da água), já que o oxigênio, sendo 
um elemento bastante eletronegativo (F O N Cl 
Br I S C P H) dificulta a saída do elétron em direção 
ao eletrodo +. 
 
Portanto, entre OH- e Cl-, o Cl- tem prioridade, 
por se tratar de um ânion não oxigenado. 
Aspectos Quantitativos da Eletrólise 
Para calcular a massa das substâncias 
envolvidas tanto na eletrólise aquosa como na 
ígnea, usam-se as Leis de Faraday. 
Primeira lei: A massa de uma substância 
eletrolizada é diretamente proporcional à 
quantidade de carga Q (eletricidade) presente no 
eletrodo. 
m = K1Q 
Segunda lei: A massa de uma substância que 
se neutraliza é proporcional ao seu equivalente 
químico (massa atômica dividida pela carga da 
partícula que se neutraliza). 
m = K2E 
Das duas leis, deriva-se a lei geral de Faraday 
para a eletrólise: m = K Q E , onde: 
 
 
e F é chamada constante de Faraday, que 
corresponde à carga de 1 mol de elétrons. 
 
Para um condutor metálico percorrido por uma 
corrente elétrica i, pode-se definir 
 
onde o tempo t é dado em segundos. 
O equivalente químico de uma substância pode 
ser calculado pela expressão: 
 
onde: M é a massa molar e q é carga da 
partícula que se neutraliza: 
 
 →Polímeros 
Polímeros = macromolécula orgânica formada por 
vários monômero. 
Os polímeros são compostos químicos 
resultantes de reações chamadas 
de polimerização. Nessa reação, o monômero se 
une sucessivamente a outros. 
Polimerização = o monômero se une 
sucessivamente a outros. 
Os monômeros podem ser todos iguais ou 
podem representar dois ou mais tipos de 
moléculas. Geralmente, é necessário que mais de 
100 monômeros se liguem para formar um 
polímero. 
Um polímero é um composto que possui 
propriedades como a elasticidade, a alta resistência 
à tração ou a capacidade de formar fibras. Tais 
características diferenciam polímeros de 
substâncias que contêm um menor número de 
moléculas ou que são compostas por moléculas 
mais simples. 
A polimerização pode ser espontânea ou 
provocada por calor ou reagentes. Além disso, a 
polimerização por ser reversível ou não. 
Polímeros de adição 
É a maior classe de polímeros. São polímeros 
obtidos pela adição de um único monômero. 
Polímeros vinílicos – o monômero está 
relacionado com o grupo vinila (CH2=CH-). 
Polímeros Acrílicos - o monômero está 
relacionado com o grupo acrílico (CH2=CH – 
COOH). 
Polímeros diênicos – o monômero está 
relacionado com um dieno conjugado (CH2 = CH – 
CH = CH2). 
Copolímeros 
São polímeros obtidos pela adição de dois 
monômeros diferentes. 
Polímeros de condensação 
São polímeros obtidos pela adição de dois 
monômeros diferentes com eliminação de uma 
molécula pequena (geralmente a água). 
 →Teorias Modernas de Ácido e Base 
Segundo Arrhenius... 
ácido = todo composto molecular que emsolução aquosa sofre ionização, liberando H+. 
base = todo composto iônico que em solução 
aquosa libera OH- (Hidróxido ou Hidroxila). 
Teoria de Brönsted-Lowry 
Resumindo: 
Ácido -> doa H+. 
Base -> recebe H+. 
 
Removendo-se o elétron do isótopo do 
hidrogênio, obtém-se o íon H+, que é constituído 
somente por um próton. Nesse caso: 
H+ = próton. 
Portanto, segundo a Teoria de Brönsted-
Lowry, um ácido é um doador de prótons (H+) e 
uma base é um receptor de prótons (H+). 
A Teoria de Brönsted-Lowry não contradiz a 
de Arrhenius. Em vez disso, levou-a adiante. Uma 
substância não mais precisava ser composta de 
H+ ou OH- para ser classificada como um ácido ou 
uma base: precisava apenas ser um doador ou um 
receptor de prótons. 
Ácidos e bases conjugados 
 
Se o ácido é forte, sua base conjugada é fraca, 
e vice-versa. Portanto, a reação do tipo ácido-
base sempre forma outro ácido e outra base – 
mais fracos que os iniciais. 
Teoria de Lewis 
A Teoria de Brönsted-Lowry restringia a definição 
de ácidos e bases: eram doadores e receptores de 
prótons, respectivamente. Contudo, essa teoria não 
se aplicava a alguns sólidos e gases. 
A Teoria de Lewis é baseada 
na transferência de elétrons em vez de prótons. 
Segundo a Teoria de Lewis: 
ácido = todo composto molecular ou iônico 
capaz de receber um par de elétrons por 
covalência coordenada (dativa). 
base = todo composto molecular ou iônico 
capaz de doar um par de elétrons por covalência 
coordenada (dativa). 
Ácido de Lewis 
Ácidos de Lewis recebem um par de elétrons. 
Portanto, atraem elétrons. Várias moléculas podem 
agir como um ácido de Lewis. 
 →Gases 
Estado gasoso = estado de agitação muito 
grande, o que resulta num distanciamento muito 
grande de suas partículas. 
Os gases nobres são raros e são elementos 
naturalmente estáveis, por isso são encontrados 
livres na forma de substâncias simples 
monoatômicas. 
Gás Ideal 
moléculas não apresentam volume próprio 
(tamanho desprezível) fazendo com que o volume 
ocupado por ele seja o volume do recipiente que o 
contém. 
Os gases reais adquirem comportamento 
próximo do de um gás ideal quando está submetido 
a baixas pressões e a altas temperaturas. 
O comportamento de um gás é analisado 
através de grandezas físicas, a ele associadas. 
Essas são: volume (V), pressão 
(p) e temperatura (T). 
Massa dos Gases 
Quando a massa de uma porção de um gás medida 
em gramas é numericamente igual à massa 
molecular do mesmo, o número de moléculas dessa 
porção é igual a 6,02 . 1023 moléculas. A este 
número dá-se o nome de número de Avogadro 
(mol). 
, onde m é a massa de uma porção de 
gás e M é a massa de um mol desse gás. 
Unidades de pressão: 
 
A pressão de um gás pode ser medida em mmHg 
ou em atm. 
A pressão média sobre essa superfície é definida 
por: 
 
Temperatura dos gases 
Quando um corpo esquenta é porque suas 
moléculas vibram mais rapidamente. 
As leis físicas dos gases 
As variáveis de estado = analisam 
comportamento de um gás - volume (V), pressão 
(p) e temperatura (T). 
Transformação isocórica (V constante), 
a isobárica (p constante), e a isotérmica (T 
constante). 
 
Lei de Charles (Transformação isocórica v cte) 
Altera P e T. V é constante. 
 
T = temperatura absoluta (em kelvin) do gás 
K = constante de proporcionalidade. 
Portanto, entre dois estados quaisquer, tem-se 
que 
Graficamente, tem-se: 
 
 
Lei de Gay - Lussac (Transformação isobárica P 
cte) 
relação entre o V e a T. 
Para um dado número n de mols, tem-se: 
, onde T é a 
temperatura absoluta e K a constante de 
proporcionalidade. 
Portanto, entre dois estados quaisquer, tem-se 
que: . 
Graficamente, tem-se: 
 
 
Lei de Boyle (Transformação isotérmica) 
relação de P e V -> inversamente proporcionais 
T const p . V = const ou , onde K é a 
constante de proporcionalidade. 
Portanto, entre dois estados quaisquer, tem-se 
que: 
pi . Vi = pf . Vf 
Graficamente, tem-se: 
 
LEI GERAL DOS GASES 
= k 
Entre dois estados quaisquer, tem-se que: 
 
Número de Avogadro e Lei de Avogadro 
1 mol de moléculas = 6,023 . 1023 moléculas 
 
M= massa molar 
M=massa 
N=numero mols 
Equação de Clapeyron e Lei de Avogadro 
A Lei de Avogadro diz que o volume do gás é 
diretamente proporcional ao seu número de mols. 
O volume gasoso aumenta ou diminui na mesma 
proporção que o número total de moléculas. 
, onde R é uma constante de 
proporcionalidade igual para todos os gases. 
Portanto, R não é uma constante característica 
de somente um gás. Por esse motivo é chamado 
de constante universal dos gases. 
 ou no SI. 
 
 →Química Orgânica 
Classificação: 
Cadeias Abertas, Acíclicas ou Alifáticas 
 
 
 
 
 
 
Cadeias carbônicas fechadas 
 
 
NOMENCLATURA 
NOMENCLATURA OFICIAL: 
É formada, no mínimo de três partes. 
1. A primeira indica o número de carbonos. 
2. A segunda indica o tipo de ligação entre 
carbonos (simples, dupla ou tripla). 
3. A terceira indica a função (tipo de 
composto). 
1. Nº de C(s) -PREFIXO 
1 meta 7 hepta 
2 eta 8 octa 
3 propa 9 nona 
4 buta 10 deca 
5 penta 11 undeca 
6 hexa 12 
duodeca 
... 
 
2. TIPO DE LIGAÇÃO 
Entre 
Carbonos 
Infixo 
apenas 
simples 
an 
uma dupla en 
duas duplas dien 
duas triplas diin 
três duplas trien ... 
 
3. FUNÇÃO 
Compostos que só possuam carbono e 
hidrogênio = hidrocarbonetos. 
O sufixo utilizado é a letra o. 
Exemplos: 
CH4 
 
metano 
( met+an+o) 
H3C - CH3 
 
etano 
H2C = CH2 
 
eteno 
(*etileno) 
 
 
etino 
(*acetileno) 
H2C = CH - 
CH3 
 
propeno 
(*propileno) 
*nomenclatura usual 
 
Numeração das ligações: Se houver mais de 
uma possibilidade de colocar uma dupla ou tripla 
ligação, a cadeia deve ser numerada. De várias 
numerações possíveis, a correta é a que conduzir 
aos menores números: 
 
 
I- A CADEIA PRINCIPAL 
É uma sequência de carbonos que possui: 
1º - O(s) grupo(s) funcional(ais)*. 
2º - As duplas ou triplas ligações ou os ciclos. 
3º - O maior número de carbono. 
*Para os hidrocarbonetos não vamos 
encontrar grupos funcionais, já que estes estão 
associados a átomos diferentes de hidrogênio e 
carbono. 
II- RADICAIS: 
São grupos com carbono e hidrogênio que 
restam quando identificamos a cadeia principal. 
Os principais radicais são: 
 
 
 
 
 
 
 
III- LOCALIZAR OS RADICAIS: 
 
 
3 - metil -1- buteno 
 →Funções Orgânicas 
outras funções de cadeia homogênea 
ÁLCOOIS: Possuem o grupo -OH (hidroxila) 
preso a um carbono saturado. 
Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto 
correspondente + ol: 
 
(nomenclatura usual) 
Álcoois podem ser classificados em primários, 
secundários ou terciários se a hidroxila estiver 
presa a carbono primário, secundário e terciário, 
respectivamente. 
Nos exemplos acima, são primários o etanol e 
o 1-propanol, enquanto o 2-propanol e o 
cicloexanol são secundários. 
FENÓIS: Possuem o grupo -OH (hidroxila) preso a 
anel aromático. 
Nomenclatura: hidroxi + nome do 
hidrocarboneto correspondente: 
 
 
 O grupo funcional fica sempre com o menor 
número. 
ALDEÍDOS: Possuem o grupo carbonila (C = 
O) em carbono primário. 
Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto 
correspondente + al: 
 (nomenclatura 
usual) 
H2CBr – CHBr – CHO 2, 3-dibromopropanal 
CETONAS: Possuem o grupo carbonila (C = O) em 
carbono secundário. 
Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto 
correspondente + ona: 
 
A propanona é conhecida como acetona usada 
como solvente para retirar esmalte das unhas. 
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS: Possuem o grupo 
carboxila 
 
 
Nomenclatura: ácido + nome do 
hidrocarboneto correspondente +óico: 
 
 
(nomenclatura 
usual) 
Principais Ácidos Carboxílicos 
AMIDA: Derivadas dos ácidos carboxílicos pela 
substituição do grupo -OH por -NH2 
 
Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto 
correspondente + amida: 
 
 
NITRILA: Possuem o grupo nitrila ou 
nitrilo 
Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto 
correspondente+ nitrila: 
 
 2-fenil-
propanonitrila 
CADEIA HETEROGÊNEA: 
ÉTERES: Podem ser considerados derivados dos 
álcoois pela substituição do hidrogênio da hidroxila 
(R-OH) por um radical (-R’) : R-O-R’. 
A nomenclatura mais utilizada dá nome aos 
radicais presos ao oxigênio, precedido da 
palavra éter. 
 
 
ÉSTERES: São derivados dos ácidos carboxílicos 
pela substituição do hidrogênio da carboxila (R-
COOH) por um radical R’: R-COO-R’. 
 
Dá-se a terminação oato à parte que provém 
do ácido e ila ao radical que substitui o hidrogênio. 
 
 
AMINAS: São derivados da amônia (NH3). 
Nomeia-se cada radical preso ao nitrogênio, 
em ordem de tamanho e ramificação crescente, 
seguido da terminação amina: 
 
Nos exemplos acima, metilamina e fenilamina 
são aminas primárias, propil-isopropilamina é 
secundária e dimetil-etilamina, terciária. 
 →Isomeria 
É quando vários compostos orgânicos 
apresentam a mesma fórmula molecular. 
C4H8 podemos escrever 
CH3 - CH2 -CH = CH2 1-buteno 
H3C - HC = CH -CH3 2-buteno 
 
 →Principais Reações Orgânicas 
Esterificação: A REAÇÃO ORGÂNICA MAIS 
IMPORTANTE PARA O VESTIBULAR!!!! 
 
→Obtenção de compostos orgânicos 
Petróleo 
encontrado em bolsões associado ao gás natural, 
que possui metano (CH4) como principal 
componente e à água salgada, herança de seu 
passado marinho. 
 
Destilação fracionada Petróleo 
processo de separação dos componentes do 
petróleo 
Com o aquecimento várias substâncias 
alcançam o ponto de ebulição e, portanto, 
evaporam, ganhando o interior da coluna onde 
temos serpentinas que vão resfriar esses vapores 
levando-os à condensação, ou seja, passando ao 
estado líquido. 
 
Em todos os casos, o petróleo é constituído 
essencialmente de hidrocarbonetos (compostos que 
apresentam somente carbono e hidrogênio). 
 
 
Fórmula Frase 
(P x V)/ T = K 
Palmeiras Vence Todos é uma 
Konstante 
P x V = N x R x 
T 
Para Votar Não Rasgue Título 
C = M x V adoro a Casa da Minha Avó 
2. Tabela periódica 
Como a Tabela Periódica não é disponibilizada 
para consulta durante a prova é importante que 
os alunos saibam alguns elementos da tabela: 
• Família 1A (Metais 
Alcalinos): Li Na Kartilha Robinson Cruso 
é Francê (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr). 
• Família 2A (Metais Alcalinos 
Terrosos): Bela Magrela Casou-se com 
o Senhor BaRao (B,Mg, Ca, Sr, Ba, Ra). 
• Família 
7A: Fernando Collor Brasileiro Inganou A 
todos (F,Cl, Br,I,At). 
3. Classificação dos átomos 
Os átomos podem ser classificados de acordo 
com: 
• Isóbaros: átomos isóbaros possuem o 
mesmo número de massa. A massa dos 
átomos é definida pela letra B. Assim, os 
átomos isóBaros possuem a mesma 
massa. 
• Isótonos: átomos isótonos possuem o 
mesmo número de nêutrons. O número 
de nêutrons é definido pela letra N. Assim, 
os átomos isótoNos possuem número de 
nêutrons iguais. 
• Isótopos: átomos isótopos possuem o 
mesmo número de prótons. O número de 
prótons é definido nos átomos pela letra 
P. Assim, os átomos isótoPos possuem 
igual número de prótons. 
4. Nomenclatura dos ácidos 
Para nomenclatura dos ácidos troca-se -ISO por 
–OSO, -ATO por –ICO e –ETO por –IDRICO. Para 
lembrar dessa nomenclatura os alunos podem 
usar a frase: mosquITO teimOSO, te mATO, te 
pICO, te mETO no vIDRICO. 
5. Óxidos anfóteros 
Óxidos Anfóteros possuem um comportamento 
ambíguo, pois em presença de ácido eles se 
comportam como óxidos básicos e em presença 
de base eles se tornam óxidos ácidos. Esse é um 
assunto muito cobrado no ENEM por confundir 
os alunos. A frase a seguir apresenta um macete 
para os nomes de todos os Óxidos 
Anfóteros: Sendo Assim Alguém Passou 
gel Bem FedorentoZinho na Minha Cama. (Sn, 
As, Al, Pb, Be, Fe, Zn, Mn, Cr). 
6. Nomenclatura de oxiácidos 
Os oxiácidos são ácidos que possuem oxigênio. 
Sua nomenclatura é formada pelo nome do 
ácido + prefixo + nome do elemento + sufixo. A 
tabela abaixo mostra um macete para auxiliar 
na nomenclatura dos oxiácidos: 
NOX Prefixo Sufixo 
+7 per ico 
+6,+5 não possui ico 
+4,+3 não possui oso 
+1,+2 hipo oso 
7. Balancear equações químicas 
Para saber qual a ordem de balanceamento das 
equações químicas basta escrever a palavra 
MACHO, que corresponde a ordem Metal, 
Ametal, Carbono, Hidrogênio. 
8. Eletronegatividade 
Para saber a ordem dos elementos mais 
eletronegativos (F,O,N,Cl,Br,I,S,C) use como 
macete a 
frase: Fui Ontem No Clube Briguei I Saí Corrend
o.