Quimica Geral e Experimental Unopar

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Química Geral 
e Experimental
Renata Joaquim Ferraz Bianco
Carlos Roberto da Silva Júnior
Edson Torres
Química geral e 
experimental
Dados Internacionais de Catalogação na Publicação (CIP) 
 Bianco, Renata Joaquim Ferraz 
 
 ISBN 978-85-8482-196-9
 1. Química geral. 2. Química experimental. I. Silva Jr., 
Carlos Roberto da. II. Torres, Edson. III. Título.
 CDD 540
Bianco, Carlos Roberto da Silva Jr., Edson Torres. – 
Londrina: Editora e Distribuidora Educacional S. A., 2015.
 208 p. : il.
B578q Química geral e experimental / Renata Joaquim Ferraz 
© 2015 por Editora e Distribuidora Educacional S.A 
Todos os direitos reservados. Nenhuma parte desta publicação poderá ser reproduzida 
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2015
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e-mail: editora.educacional@kroton.com.br 
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Sumário
Unidade 1 | Química geral
Seção 1 - Estrutura atômica
1.1 | Modelos atômicos
 1.1.2 | Modelo atômico de John Dalton
 1.1.3 | Modelo atômico de Joseph John Thomson
 1.1.4 | Modelo atômico de Ernest Rutherford
 1.1.5 | Modelo atômico de Niels Bohr – Teoria atômica atual
1.2 | Matéria
1.3 | Elemento químico
1.3.1 | Íons
1.4 | Semelhanças atômicas
 1.4.1 | Isótopos
 1.4.2 | Isóbaros
 1.4.3 | Isótonos
 1.4.4 | Isoeletrônicos
1.5 | Diagrama de Linus Pauling
1.6 | Números quânticos
 1.6.1 | Número quântico principal (n)
 1.6.2 | Número quântico secundário (ℓ)
 1.6.2.1 | Orbitais atômicos
 1.6.3 | Número quântico magnético ou azimutal (mℓ)
 1.6.4 | Número quântico de Spin (m
s
)
Seção 2 - Tabela periódica
2.1 | Organização periódica dos elementos químicos na tabela 
2.2 | Períodos da Tabela Periódica 
2.3 | Famílias ou grupos
2.4 | Metais, Semimetais e Não Metais
Seção 3 - Ligações químicas 
3.1 | Ligações químicas
2.2 | Ligações iônicas
2.3 | Ligações covalentes ou moleculares
2.4 | Ocorrência da ligação covalente ou molecular
2.5 | Ligação covalente coordenada dativa
2.6 | Ligação metálica
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Unidade 2 | Reações químicas e leis ponderais
Seção 1 - Reações Químicas
1.1 | Equação química
1.2 | Tipos de reações
1.3 | Reação de síntese ou adição
1.4 | Reação de análise ou decomposição
1.5 | Reação de simples troca ou deslocamento
1.6 | Reação de dupla troca
1.7 | Fatores importantes para ocorrência de reações químicas
1.8 | Reação de combustão
Seção 2 - Leis ponderais
2.1 | Lei de Lavoisier – lei da conservação de massas
2.2 | Lei de Proust – lei das proporções constantes, definidas ou fixas
2.3 | Lei de Dalton – lei das proporções múltiplas
2.4 | Lei de Gay-Lussac
Seção 3 - Balanceamento de equações químicas 
3.1 | Método de balanceamento por tentativas e erros
3.2 | Método algébrico
3.3 | Método redox
3.4 | Método íon-elétron
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Unidade 3 | Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
Seção 1 - Forças Intermoleculares
1.1 | Gases, líquidos e sólidos
1.2 | Forças intermoleculares
1.3 | Forças Íon-dipolo
1.4 | Forças dipolo-dipolo
1.5 | Forças de dispersão de London
1.6 | Ligação de hidrogênio
Seção 2 - Cálculos estequiométricos
2.1 | Massa atômica
2.2 | Massa molecular
2.3 | O mol
2.4 | Fórmulas mínimas a partir de análises
2.5 | Reagentes limitantes
Seção 3 - Soluções 
3.1 | Soluções aquosas
3.2 | Propriedades gerais das soluções aquosas
3.3 | Reações de precipitação
3.4 | Estequiometria de soluções
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Unidade 4 | Química inorgânica
Seção 1 - Ácidos e bases ou hidróxidos
1.1 | Nox: número de oxidação 
1.2 | Determinação do nox 
1.3 | Ionização e dissociação
1.4 | Tipos de eletrólitos
1.5 | Grau de ionização (α)
1.6 | ácidos
1.7 | Potencial hidrogeniônico
1.8 | Definição segundo Arrhenius
1.9 | Classificação
 1.9.1 |Quanto ao número de elementos diferentes
 1.9.2 | Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
 1.9.3 | Quanto à presença de oxigênio
 1.9.4 | Quanto à força
1.10 | Força dos oxiácidos
1.11 | Força dos hidrácidos
1.12 | Nomenclatura dos ácidos
 1.12.1 | Nomenclatura dos hidrácidos
 1.12.2 | Nomenclatura dos oxiácidos
1.13 | Os ácidos na natureza
1.14 | Bases ou hidróxidos
1.15 | Indicadores ácido/base
1.16 | Definição segundo Arrhenius
1.17 | Classificação das bases ou hidróxidos
 1.17.1 | Quanto ao número de hidroxilas (OH-1)
 1.17.2 | Quanto à solubilidade em água
 1.17.3 | Quanto à força
1.18 | Nomenclatura das bases ou hidróxidos
Seção 2 - Sais e óxidos
2.1 | Definição e composição dos sais
2.2 | Reação de neutralização 
 2.2.1 | Reações de neutralização total e parcial
2.3 | Nomenclatura dos sais
2.4 | Propriedades funcionais dos sais
 2.4.1 | Sais hidratados
 2.4.2 | Sais duplos ou mistos
2.5 | Os óxidos
2.6 | Classificação
 2.6.1 | Óxidos básicos
 2.6.2 | Óxidos ácidos ou anidridos
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2.7 | Nomenclatura dos óxidos
 2.7.1 | Óxidos anfóteros
 2.7.2 | Óxidos indiferentes ou neutros
 2.7.3 | Óxidos duplos, mistos ou salinos
 2.7.4 | Peróxidos
 2.7.5 | Polióxidos ou superóxidos
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Apresentação
Olá, acadêmico(a)! Iniciamos agora a disciplina de Química Geral e Experimental. 
Neste curso vamos conhecer os princípios básicos que norteiam esta ciência 
que interage naturalmente com o meio que nos rodeia, sendo essencial para a 
existência de vida na Terra.
Para isso, nosso estudo será dividido em quatro unidades de ensino, onde 
conheceremos os conceitos básicos da química e sua experimentação.
Na Unidade 1 serão apresentados os tópicos básicos da química. Estudaremos 
os conceitos de modelo atômico e de matéria e energia e suas transformações. 
Conheceremos as propriedades dos elementos químicos e a periodicidade da Tabela 
Periódica. Veremos também como os átomos se ligam formando as moléculas 
através do estudo das ligações e reações químicas. Por fim, conheceremos um 
pouco sobre os processos de oxidação e redução.
Na Unidade 2 conheceremos a estrutura de uma reação química, as reações 
de adição, decomposição, simples troca e dupla troca. Nesta unidade também 
veremos as condições necessárias para que ocorram reações, assim como a 
estrutura de uma reação de combustão. Veremos ainda as Leis Ponderais, que 
são as leis que norteiam as transformações da matéria, como a Lei de Lavoisier, 
a Lei de Proust, Lei de Dalton e a Lei de Gay-Lussac. Por fim, estudaremos as leis 
de balanceamento das reações químicas, com os métodos de tentativas e erros, 
pelo método algébrico e os métodos de oxidação e redução, que são divididos em 
métodos redox e íon-elétron. 
Na Unidade 3 começaremos a estudar as leis intermoleculares, que são as 
forças do tipo dipolo-dipolo, íon-dipolo, força de dispersão de London e Ligações 
de hidrogênio e como as atómos e moléculas se unem formando compostos 
sólidos, líquidos e gasosos. Nesta unidade veremos também as regras de 
cálculosestequiométricos da matéria, processadas através das reações químicas 
balanceadas. Veremos os conceitos de mol e a calcular fórmulas mínimas e 
reagentes limitantes. Por fim, veremos nesta unidade também as reações que se 
processam em soluções aquosas e como estas soluções são preparadas.
Na Unidade 4 iniciaremos o estudo dos compostos inorgânicos, quais são 
as características principais destes compostos. Veremos os conceitos de ácidos 
e bases e suas nomenclaturas, respectivamente. Conheceremos também os 
conceitos relacionados ao pH, que é um importante parâmetro na área da química. 
E para finalizar nossos estudos, veremos os conceitos de sais e óxidos e suas 
classificações e também suas nomenclaturas.
Este livro auxiliará você a conhecer os príncípios básicos da química geral e 
como podemos verificar os conceitos teóricos com experiências práticas. Este 
texto servirá como base para o entendimento sobre balanceamento de processos 
que ocorrem em indústrias quando reações químicas ocorrem, este ponto é 
importante dentro de um contexto de gerenciamento de produção. Este texto 
também auxiliará você no aprendizado de processos químicos que são importantes 
em outras áreas do conhecimento, como é o caso das engenharias, assim como 
nas formas de transferêcia do conhecimento. 
Bons estudos!
Unidade 1
QUÍMICA GERAL
Objetivos de aprendizagem: 
Caro(a) acadêmico(a), nesta unidade iremos estudar os conceitos gerais 
da química como ciência, responsável por estudar a composição, interação 
e transformação da matéria. Na seção 1 iremos abordar o tema: Estrutura 
atômica, que se refere ao estudo completo dos átomos existentes na 
natureza. Na seção 2 faremos um estudo completo da Tabela Periódica, 
uma ferramenta didático-pedagógica indispensável para a compreensão 
das propriedades periódicas e aperiódicas. E, para finalizar, na seção 
3, reconheceremos os tipos de ligações químicas existentes que são 
responsáveis pelos milhares de compostos existentes em nosso dia a dia.
Renata Joaquim Ferraz Bianco
Nesta seção faremos um estudo completo dos átomos existentes na 
natureza. 
Seção 1 | Estrutura atômica
Nesta seção iremos explorar as informações presentes na Tabela 
Periódica, uma ferramenta didático-pedagógica indispensável para a 
compreensão das propriedades periódicas e aperiódicas.
Nesta seção reconheceremos os três tipos de ligações químicas 
existentes, ligações iônicas, covalentes e metálicas, que são responsáveis 
pelos milhares de compostos existentes em nosso dia a dia.
Seção 2 | Tabela periódica
Seção 3 | Ligações químicas
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Introdução à unidade
Caro(a) acadêmico(a), a química está presente em todos os momentos de 
nossas vidas, ainda que muitas vezes não percebamos isso. Nossas roupas, por 
exemplo, podem ter origem natural ou artificial, como lã, algodão, seda, náilon, 
couro, que são obtidos através de reações químicas realizadas de maneira 
industrial em laboratório ou de ocorrência natural. Muitas pessoas fazem mau uso 
da definição da química, relacionando-a com produtos tóxicos, carcinogênicos 
e causadores de vários impactos ambientais. De certa forma, muitas dessas 
informações possuem fundamento, porém nem todas são verdadeiras, afinal, não 
podemos nos esquecer dos medicamentos, dos bactericidas, dos alimentos e etc., 
que nos causam muitos benefícios. 
Atualmente fala-se muito em sustentabilidade e este é um dos desafios da 
indústria química. Criar produtos em geral que facilitem e aumentem a qualidade 
de vida de forma sustentável, ou seja, que este desenvolvimento se apoie nos três 
pilares da sustentabilidade: a preocupação com o meio social, o meio econômico 
e o meio ambiente. A química é uma ciência experimental, por isso seu estudo 
e aplicação são indispensáveis para o desenvolvimento científico e tecnológico. 
A tecnologia, por exemplo, apresenta os conhecimentos de forma aplicada. Nos 
tempos antigos o homem já a aplicava sem ter noção, como na fabricação de 
cerveja, vinho e ligas metálicas. Hoje, a tecnologia é encontrada na produção 
industrial e, muitas vezes, sem domínio dos princípios envolvidos.
 
Boa leitura!
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Seção 1
Estrutura atômica
Introdução à seção
Desde os primórdios o homem tentava entender a origem da vida, a relação 
entre o homem e o seu meio e as transformações ocorridas na natureza. Povos da 
antiguidade criaram mitos e lendas sobre deuses e figuras sobrenaturais. Com isso 
explicavam a origem do mundo, do fogo, da água, dos alimentos e etc.
Foi na Grécia no século V a.C. que surgiram as primeiras tentativas de se entender 
os fenômenos da natureza desvinculados de forças sobrenaturais ou religiosas.
Empédocles, um filósofo grego, idealizou a explicação da constituição da matéria. 
Para ele, a matéria era constituída por quatro elementos primários: o fogo, o ar, a água 
e a terra. Tais elementos sofriam constantes mudanças, porém, eram indestrutíveis.
Em seguida, Aristóteles divulgou sua ideia de que esses quatro elementos 
poderiam ser diferenciados através de suas propriedades:
• A terra seria fria e seca;
• A água seria fria e úmida;
• O fogo seria quente e seco;
• O ar seria quente e úmido.
Figura 1.1 | Os quatro elementos vitais: Terra, 
Água, Ar e Fogo
Fonte: Disponível em: <http://www.clubedotaro.com.br/site/
n43_4_simb_quatro.asp>. Acesso em: 21 abr. 2015. 
Assim, uma substância poderia 
ser transformada na outra, apenas 
alterando suas propriedades. Ex.: a 
chuva era resultado do resfriamento 
do ar quente e úmido.
Porém, por volta de 400 a.C., 
os filósofos Leucipo e Demócrito 
divulgaram que a matéria seria 
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formada por pequenas partículas 
indivisíveis, que seriam: os átomos.
A alquimia foi muito importante 
para o desenvolvimento da química. 
Os alquimistas criaram equipamentos 
de laboratório e desenvolveram 
várias metodologias para a obtenção 
de metais, na produção de papiros, 
sabões e de funções inorgânicas, 
como: o ácido sulfúrico, o ácido 
nítrico, o hidróxido de sódio e o 
hidróxido de potássio.
Figura 1.2 | Selo em homenagem a Demócrito
Fonte: Disponível em: <http://oatomodedemocrito.
blogspot.com/2010/09/pre-socraticos-democrito.html>. 
Acesso em: 19 abr. 2015.
CHYMIA = fundir, moldar. Origem grega.
KHEMEIA = terra ou país. Origem egípcia.
Atualmente, com o avanço da tecnologia, podemos comparar os químicos 
com os antigos alquimistas.
1.1 Modelos atômicos
Como vimos anteriormente, no século V a.C., Demócrito e Leucipo 
acreditavam que a matéria era constituída por pequenas partículas indivisíveis, os 
átomos. Porém, em 1808, John Dalton retomou essa ideia através de sua teoria 
atômica, sugerindo que os átomos eram esferas maciças (rígidas) e indivisíveis. 
No final do século passado, muitos cientistas desenvolveram vários experimentos 
para demonstrar que os átomos são constituídos por partículas ainda menores, 
subatômicas. (USBERCO; SALVADOR, 2006).
Modelo atômico é uma representação gráfica que procura explicar, de maneira 
científica, os fenômenos relacionados à composição da matéria e suas formas. Um 
modelo atômico tem como função explicar a estrutura microscópica da matéria.
1.1.2 Modelo atômico de John Dalton
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Figura 1.3 | Bola de Bilhar
Fonte: Disponível em: <http://bioeduca55.webnode.com/news/introdu%C3%A7%C3%A3o-a-quimica%3A-a-teoria-
atomica/>. Acesso em: 15 abr. 2015.
O cientista inglês John Dalton (1766-1844) propôs, em meados de 1800, o 
modelo conhecido como Teoria Atômica de Dalton: 
• A matéria é constituída por pequenas partículas esféricas maciças e 
indivisíveis, denominadas átomos;
• Elemento químico é a junção de átomos com a mesma massa, tamanho e 
as mesmas propriedades;
• Elementos químicos diferentes possuem propriedades diferentes, tais 
como tamanho e massa;
• A combinação de átomos de elementos diferentes forma substâncias 
diferentes;
• Durante uma reação química, os átomos não são criados,nem destruídos, 
são reorganizados, formando novas substâncias. 
John Dalton ficou conhecido como: “O Pai da Teoria Atômica” e o seu modelo 
ficou conhecido conforme a Figura 1.3:
Figura 1.3 | Bola de Bilhar
1.1.3 Modelo atômico de Joseph John Thomson
Joseph John Thomson (1856-1940), no final de 1800, conseguiu demonstrar 
que o átomo não era divisível, utilizando uma aparelhagem denominada tubo 
de raios catódicos. Com base nas evidências deste experimento, Joseph John 
Thomson concluiu que:
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Para obter maiores informações sobre o experimento de Joseph John 
Thomson com o Tubo de Raios Catódicos, consulte a referência: 
USBERCO, João; SALVADOR, Edgar. Química. 5. ed. vol. único. São 
Paulo: Saraiva, 2006.
• Os raios eram partículas (corpúsculos) menores que os átomos;
• Os raios apresentavam carga elétrica negativa, denominada elétron;
• O átomo era uma esfera maciça, positiva, incrustada de elétrons (carga 
negativa), de modo que a carga total fosse nula; 
• Em sua totalidade, o átomo seria eletricamente neutro.
O modelo atômico de Joseph John Thomson ficou conhecido conforme a 
Figura 1.4: 
1.1.4 Modelo atômico de Ernest Rutherford
Ernest Rutherford (1871-1937), em 1904, ao realizar um experimento com gás 
hidrogênio (H
2
), detectou a presença de partículas com cargas elétricas positivas 
ainda menores, as quais ele denominou prótons (p).
Figura 1.4 – Pudim de passas
Fonte: Disponível em: <http://bioeduca55.webnode.com/news/introdu%C3%A7%C3%A3o-a-quimica%3A-a-teoria-
atomica/>. Acesso em: 15 abr. 2015.
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Figura 1.5 | Planetário
Fonte: Disponível em: <http://bioeduca55.webnode.com/news/introdu%C3%A7%C3%A3o-a-quimica%3A-a-teoria-
atomica/>. Acesso em: 15 abr. 2015.
Ele propôs que o átomo seria constituído, no centro, por um núcleo positivo 
que continha a massa e os nêutrons do átomo. A região fora do núcleo, chamada 
de eletrosfera, deveria ser ocupada pelos elétrons de carga negativa, orbitando ao 
redor do núcleo. 
Este modelo lembrava um sistema solar, conhecido como modelo planetário, 
representado pela Figura 1.5.
Sobre a experiência de Ernest Rutherford utilizando material 
radioativo e uma finíssima lâmina de ouro para verificar se os átomos 
eram maciços, confira em: REIS, Martha. Completamente Química: 
Química Geral. São Paulo: FDT, 2001.
1.1.5 Modelo atômico de Niels Bohr – Teoria atômica atual
Niels Bohr (1885-1962) desenvolveu um modelo atômico partindo dos seguintes 
postulados:
• Os elétrons movimentam-se em órbitas circulares ao redor do núcleo do 
átomo;
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• Cada órbita possui energia constante, estacionária. Os elétrons que 
estiverem nas órbitas mais afastadas do núcleo serão mais energéticos;
• Absorvendo certa quantidade de energia, o elétron salta para uma órbita 
mais energética. Voltando à sua órbita original, perde a mesma quantidade 
de energia, na forma de luz (ondas eletromagnéticas);
• O núcleo é positivo e as órbitas são regiões específicas disponíveis para 
acomodar os elétrons, de carga negativa, as chamadas camadas eletrônicas 
ou níveis de energia;
• Cada camada eletrônica ou nível de energia foi representado por uma letra: 
K, L, M, N, O, P e Q, recebendo um número quântico principal (n): 1, 2, 3, 4, 
5, 6 e 7, respectivamente;
• Cada camada eletrônica ou nível de energia comporta um número máximo 
de elétrons, conforme a Figura 1.6, a seguir:
Figura 1.6 | Órbitas circulares dos elétrons e as camadas eletrônicas
Fonte: Disponível em: <http://aprendendoquimicaonline.blogspot.com/2011/03/o-estudo-do-atomo.html>. 
Acesso em: 22 abr. 2015.
OBS.: A camada eletrônica ou nível de energia mais afastada do núcleo é a mais 
energética e recebe o nome de Camada de Valência.
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1.2 Matéria
A matéria é definida como tudo que possui massa, volume e ocupa lugar no 
espaço. Se olharmos ao nosso redor, perceberemos que estamos cercados de 
matéria, como árvores, carros, ar, alimentos, água e etc. Porém, devemos ter o 
cuidado para não confundir energia com matéria. Energia não pode ser considerada 
como matéria, pois não ocupa lugar no espaço. Existem vários tipos de energia, 
como solar, elétrica, cinética, sonora, mecânica e etc. Sendo assim, energia é uma 
transformação, realização de trabalho.
 Toda matéria é formada por átomos, estes que são definidos como as menores 
partículas que constituem a matéria. Ao se definir a composição de um material ou 
substâncias, consegue-se identificar quais os átomos que a formam, ou seja, quais 
os elementos químicos que estão presentes.
Exemplo: A água do mar é composta principalmente por sais como cloreto de 
sódio (NaCl), gases dissolvidos como o nitrogênio (N
2
), oxigênio (O
2
) e dióxido de 
carbono (CO
2
), macronutrientes como fósforo (P) e enxofre (S), íons de magnésio 
(Mg+2), potássio (K+1), cálcio (Ca+2) e sulfato (SO
4
)-2.
A matéria é dividida em substâncias e misturas. Seguem abaixo, no Quadro 1.1, 
as subdivisões das mesmas.
SUBSTÂNCIA 
ELEMENTAR
É formada por um mesmo elemento químico. EX: He, Al, Fe, etc.
SUBSTÂNCIA PURA
Não pode ser separada, pois apresenta 
composição constante.
EX: H
2
O, O
2
, CO
2
 etc.
SUBSTÂNCIA 
SIMPLES
É formada por átomos do mesmo elemento 
químico.
EX: O
3
, N
2
, Cl
2
, etc.
SUBSTÂNCIA 
COMPOSTA
É formada por átomos de elementos químicos 
diferentes.
EX: Ca(OH)
2
, SO
3
, Al
2
(SO
4
)
3
, 
etc.
MISTURA
É a junção de duas ou mais substâncias, simples 
ou compostas. Podem ser classificadas como 
misturas homogêneas ou heterogêneas. 
EX: H
2
O + NaCl, H
2
O + 
CO
2
, O
2
 + N
2
, etc.
HOMOGÊNEA Apresenta apenas uma fase, um aspecto visual.
EX: H
2
O + açúcar, misturas 
de gases, ligas metálicas, 
etc.
HETEROGÊNEA
Apresenta duas ou mais fases, dois ou mais 
aspectos visuais.
EX: H
2
O + óleo, EX: H
2
O + 
pedra + CO
2
, etc.
Quadro 1.1 | Substâncias e misturas
Fonte: A autora
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Para finalizar este conteúdo, veremos: As Partículas Fundamentais da Matéria: 
Prótons, Elétrons e Nêutrons.
• Prótons: são partículas positivas, representadas por: p+
• Elétrons: são partículas negativas, representadas por: e-
• Nêutrons: são partículas neutras, ou seja, não apresentam carga positiva ou 
negativa e são representadas por: n
1.3 Elemento químico
A junção de vários átomos iguais, ou seja, que apresentam o mesmo número 
atômico (Z), é chamada de: Elemento químico.
O número atômico (Z) é a característica mais importante de um elemento 
químico, pois ele indica o número de prótons (p) e o número de elétrons (e-) do 
elemento.
Logo, em um elemento químico: Z = p = e-
Traduzindo, número atômico é igual ao número de prótons e número de 
elétrons.
Os elementos químicos são representados por um símbolo, seguindo a 
padronização da IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada), onde 
a primeira letra do elemento químico deve ser maiúscula e a segunda letra, se 
houver, deve ser minúscula. Em relação à nomenclatura dos elementos químicos, 
esta origina do latim. 
Todo elemento apresenta um número atômico (Z), um número de massa 
atômica (A) e um número de nêutrons (n). Para verificar estas informações, basta 
consultar uma Tabela Periódica, contudo o número de nêutrons deve ser calculado 
através da fórmula a seguir:
n = A – Z
Lembrando: 
 n = número de nêutrons
 A = número de massa atômica
 Z = número atômico
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21
Exemplo: 
17 
Cl 35,5 n = A – Z ------ n = 35,5 – 17 ------ n = 18,5
Assim, o valor de massa atômica é a soma do número atômico com o número 
de nêutrons. 
A = Z + n
1.3.1 Íons
Os elementos químicos apresentam a tendência de perder ou ganhar elétrons 
para se estabilizar quimicamente, ou seja, alcançar os oito elétrons na camada de 
valência, tal estabilidade é explicada pela regra do octeto. Quando um elemento 
químico perde ou ganha elétrons, ele se torna uma espécie química carregada 
eletricamente, chamada de íon.
REGRA DO OCTETO:Os gases nobres, elementos da família 8A ou grupo zero 
da Tabela Periódica, são elementos estáveis, pois já apresentam a camada de 
valência completa, com oito elétrons, com exceção do gás hélio, que é estável 
com dois elétrons na camada de valência, que é explicado pela regra do dueto. 
Por este motivo, os gases nobres não perdem ou ganham elétrons.
Os íons são espécies químicas carregadas eletricamente. Íons carregados com 
carga positiva são chamados de cátions e íons carregados com carga negativa são 
chamados de ânions. 
CÁTIONS: são íons que doam (perdem) elétrons, desta forma adquirem carga 
positiva. Exemplo: Na+1, Ca+2, Al+3 etc.
ÂNIONS: são íons que ganham (recebem) elétrons, desta forma adquirem carga 
negativa. Exemplo: N-3, O-2, F-1 etc.
A partir do que foi estudado sobre os íons, cátions e ânions, teste seu 
entendimento sobre o assunto analisando o exemplo resolvido a seguir. 
Caro(a) acadêmico(a), você já consegue interpretar a valência 
de um íon?
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22
Certo cátion trivalente (+3) contém 10 elétrons e 14 nêutrons. Determine o seu 
número atômico e o seu número de massa atômica.
Resolução:
O cátion trivalente pode ser representado por X3+, que contém: 10 elétrons e 
14 nêutrons, logo, por ser um cátion trivalente, significa que ele doou três elétrons, 
e assim o seu número atômico (Z) é igual a 13.
13X3+ = 13 – 3 = 10.
Lembre-se: a perda ou ganho de elétrons ocorre sempre no número atômico 
da espécie química.
Como a massa atômica (A) = Z + n: A = 13 + 14 = 27
1.4 Semelhanças atômicas
No início do século XX, experiências realizadas por Soddy e outros cientistas 
com elementos radioativos mostraram evidências de que um elemento químico 
pode ser constituído por uma mistura de vários átomos com o mesmo número 
atômico, mas com diferentes números de massa. Esses átomos foram chamados 
por Soddy de isótopos. A diferença no número de massa é produzida pelas 
diferentes quantidades de nêutrons existentes em casa isótopo. (USBERCO; 
SALVADOR, 2006)
Outros átomos com semelhanças atômicas também são estudados, como os: 
isóbaros, isótonos e isoeletrônicos.
Radioisótopo é um isótopo que emite radiação. Os radioisótopos 
podem ser aplicados na medicina no diagnóstico de muitas doenças 
e problemas fisiológicos, permitindo sua identificação para um futuro 
tratamento. Confira no Quadro 1.2 alguns exemplos.
Química geral
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23
1.4.1 Isótopos
São átomos de um mesmo elemento químico que apresentam o mesmo 
número atômico (Z) e diferentes números de massa atômica (A). O magnésio, 
por exemplo, é um elemento químico que ocorre na natureza na forma de três 
isótopos.
12
Mg24 
12
Mg25 
12
Mg26
A maioria dos elementos químicos é encontrada na natureza na forma de 
mistura isotópica, ou seja, com um ou mais isótopos. Os isótopos apresentam-se 
em porcentagens diferentes, os mais estáveis são aqueles que ocorrem com maior 
frequência, que é representada por porcentagem.
Por exemplo, o hidrogênio: é o único elemento químico em que os seus 
isótopos apresentam nomes diferentes. Confira no Quadro 1.3 a seguir:
1.4.2 Isóbaros
São átomos que apresentam o mesmo número de massa atômica (A) e diferente 
número atômico (Z), logo, pertencem a elementos químicos diferentes. Na Tabela 
RADIOISÓTOPOS APLICAÇÃO
F18 (Flúor) Mapeamento ósseo
Tc99 (Tecnécio) Mapeamento do coração, fígado, rins, cérebro
I131 (Iodo) Mapeamento da tireoide
Cr51 (Cromo) Mapeamento das hemácias
ISÓTOPO NOMENCLATURA OCORRÊNCIA (aproximada)
1
H1 Prótio, hidrogênio comum, leve 99,985%
1
H2 Deutério 0,015%
1
H3 Trítio, Tricédio, Tritério 10-7%
Quadro 1.2 | Aplicação de radioisótopos na medicina
Quadro 1.3 | Isótopos do hidrogênio e sua ocorrência na natureza
Fonte: A autora
Fonte: A autora
Química geral
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24
Periódica encontram-se vários elementos químicos com o mesmo valor de massa 
atômica. 
Exemplo: 
18
 Ar 40 (Argônio) e 
20
 Ca 40 (Cálcio)
1.4.3 Isótonos 
 São átomos de diferentes elementos químicos com números atômicos (Z) 
e números de massas atômicas (A) diferentes, porém, com mesmo número de 
nêutrons. Sendo: n = A –Z
Exemplo: 
 7 
N 14 14 – 7 = 7 nêutrons
 
6
 C 13 13 – 6 = 7 nêutrons
 
1.4.4 Isoeletrônicos
São espécies químicas diferentes que apresentam o mesmo número de elétrons. 
Tais espécies englobam os íons, cátions e ânions, e os elementos químicos.
Ex: 
13
 Al+3 → Z = 13, como é um cátion trivalente (+3), perde três elétrons e 
finaliza com 10 elétrons.
8
O-2 → Z = 8, como é um ânion bivalente (-2), ganha dois elétrons e finaliza 
com 10 elétrons.
Portanto, o Al+3 e o O-2 são isoeletrônicos, pois no final apresentam o mesmo 
número de elétrons. Lembre-se de que a perda ou ganho de elétrons sempre 
ocorre com número atômico (Z) da espécie química. 
Caro(a) acadêmico(a), você já consegue identificar átomos 
isótopos, isóbaros, isótonos e isoeletrônicos?
Química geral
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25
A partir do que foi estudado sobre as semelhanças atômicas, teste seu 
entendimento sobre o assunto analisando o exemplo resolvido abaixo.
Considere as representações:
3x + 32
 R 11x + 15 
 5x – 8 
S 12x – 2 
 4x + 10
 T 10x + 35
Sabendo que R e S são isótopos, determine os números atômicos (Z) e os 
números de massa (A) de R, S e T.
Resolução:
Como sabemos que R e S são isótopos, temos:
3x + 32 = 5x – 8
40 = 2x
20 = x
Substituindo o x nas representações, teremos:
92
 R 235 
92
 S 238 
90
 T 235
1.5 Diagrama de Linus Pauling
 
Linus Pauling desenvolveu um diagrama para o preenchimento da eletrosfera 
pelos elétrons de um átomo em ordem crescente de energia, definida pelo 
diagrama, em níveis e em subníveis de energia. 
Química geral
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26
Cada camada eletrônica ou nível de energia apresenta um número quântico 
principal (n), que é o valor numérico que se localiza antes do subnível de energia. 
Confira no Quadro 1.4 abaixo:
Exemplo: 1s2: 1 = número quântico principal = camada eletrônica ou nível de 
energia = K s = subnível.
As camadas eletrônicas ou níveis de energia (K, L, M, N, O, P e Q) são subdivididas 
em quatro subníveis de energia, s, p, d e f. Cada subnível de energia comporta um 
número máximo de elétrons, que é representado sobre o subnível de energia. 
Confira na Figura 1.7 a seguir o Diagrama de Linus Pauling.
Camadas eletrônicas ou Níveis de energia K L M N O P Q
Número Quântico Principal (n) 1 2 3 4 5 6 7
Quadro 1.4 | Números quânticos principais
Fonte: A autora
Figura 1.7 | Diagrama de Linus Pauling
Fonte: Disponível em: <http://elixirforexistence.blogspot.com/2009/06/diagrama-de-linus-pauling.html>. Acesso 
em: 19 abr. 2015.
Caro acadêmico, caso seja necessário, volte ao assunto sobre o 
modelo atômico de Niels Bohr para relembrar as camadas ou níveis 
de energia.
Química geral
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27
Para realizar uma distribuição eletrônica deve-se usar o número atômico (Z) do 
átomo e respeitar a ordem do Diagrama de Linus Pauling. Para isso, basta seguir as 
setas de cima para baixo na diagonal. A soma dos elétrons dos subníveis deve ser 
igual ao valor do número atômico do átomo. No final deve-se indicar a Camada 
de Valência, ou seja, a camada ou nível com o maior número quântico principal. 
Veja o exemplo abaixo:
Ex.: Ba
56
 - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
Neste caso, a Camada de Valência é 6s2, pois apresenta o maior número 
quântico principal, que neste caso é 6. 
1.6 Números quânticos
1.6.1 Número quântico principal (n) 
Como foi visto anteriormente, o número quântico principal indica a camada 
eletrônica ou nível de energia. 
Confira no Quadro 1.5 o número máximo de elétrons em cada camada 
eletrônica ou nível de energia.
1.6.2 Número quântico secundário (ℓ) 
Conforme estudamos anteriormente, cada camada eletrônica ou nível de energia 
é subdividida em subníveis de energia, s, p, d e f, e cada subnível é representado 
por um número quânticosecundário (ℓ), 0, 1, 2 e 3, respectivamente. 
Logo, cada subnível de energia recebe um número quântico secundário (ℓ) e, 
ainda, comporta um número máximo de elétrons. 
Camada eletrônica ou Níveis de energia K L M N O P Q
Número Quântico Principal (n) 1 2 3 4 5 6 7
Número máximo de elétrons nas camadas 
eletrônicas ou níveis de energia
2 8 18 32 32 18 8
Quadro 1.5 | Número máximo de elétrons em cada camada eletrônica ou nível de energia
Fonte: A autora
Química geral
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Subníveis s p d f
N° Máx. de elétrons 2 elétrons 6 elétrons 10 elétrons 14 elétrons
N° quântico secundário 0 1 2 3
Quadro 1.6 | Número quântico secundário e número máximo de elétrons nos subníveis de 
energia
Figura 1.8 | Números de Orbitais Figura 1.9 | Orbitais representados por quadrados
Fonte: A autora
Fonte: 1.8/1.9 Disponível em:<http://professorandrebarbosa.blogspot.com.br/2011/03/cpv-sintufrj-estrutura-da-
materia-4.html>.Acesso em: 15 mar. 2015.
 1.6.2.1 Orbitais atômicos
Orbital atômico é o local mais provável de se encontrar os elétrons de um 
átomo. O orbital atômico é representado por um “quadradinho”.
Cada subnível de energia possui um número de orbital, que será sempre a 
metade do número de elétrons que o subnível comporta. Cada orbital possui um 
número quântico magnético ou azimutal (ml) que se encontra abaixo do mesmo. 
Veja na Figura 1.8 a quantidade de orbitais que cada subnível de energia comporta, 
e na Figura 1.9 a representação dos orbitais (“quadradinhos”).
1.6.3 Número quântico magnético ou azimutal (mℓ) 
O número quântico magnético ou azimutal está relacionado com a região de 
maior probabilidade de se encontrar um elétron, chamada de orbital. Como cada 
orbital comporta no máximo dois elétrons, estes são associados aos subníveis de 
energia, e devido a isso, apresentam valores variados, -mℓ, à esquerda do zero e 
+mℓ, à direita do zero. Cada subnível de energia pode apresentar um ou mais 
orbitais.
subnível “s”
subnível “p”
subnível “d”
subnível “f”
Química geral
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29
Figura 1.10 | Subníveis e orbitais
Figura 1.11 | Regra de Hund
Fonte: Disponível em: <http://aprendendoquimicaonline.blogspot.com/2011/03/o-estudo-do-atomo.html>. 
Acesso em: 22 abr. 2015.
Fonte: Disponível em: <http://aprendendoquimicaonline.blogspot.com/2011/03/o-estudo-do-atomo.html>. 
Acesso em: 22 abr. 2015.
1.6.4 Número quântico de Spin (m
s
) 
O número quântico de spin indica a rotação do elétron dentro do orbital. 
Esse número quântico diferencia os elétrons de um mesmo orbital. Conforme o 
princípio de exclusão de Pauli, cada orbital comporta no máximo dois elétrons de 
rotações contrárias. Os elétrons são representados por Spins (setas).
Note, na Figura 1.10, que o orbital do subnível s está preenchido com dois 
elétrons, representados pelos spins.
Obs.: Tanto o número quântico magnético ou azimutal quanto o número de 
spin são definidos através do elétron de diferenciação ou diferenciador, que é o 
último elétron (spin) distribuído nos orbitais.
Número quântico de spin (ms): para cima ↑ = +1/2
Número quântico de spin (ms) para baixo ↓ = -1/2
Regra de Hund: Os orbitais devem ser preenchidos primeiramente com todos 
os spins para cima e depois, se necessário, para baixo. Confira na Figura 1.11 abaixo, 
que o elétron de diferenciação ou diferenciador se encontra no primeiro orbital, 
que foi o último elétron (spin) distribuído.
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Caro acadêmico, os orbitais completos com dois elétrons são 
chamados de emparelhados ou completos, com um elétron é 
chamado de desemparelhado ou incompleto, e sem elétron, vazio.
Para se definir os quatro números quânticos deve-se utilizar o subnível mais 
energético que se encontra no final da distribuição eletrônica. 
O quadro 1.7 demonstra a configuração completa dos quatro números 
quânticos que acabamos de estudar.
Quadro 1.7 | Números quânticos
Fonte: Disponível em: <pessoal.educacional.com.br/up/50280001/.../EstruturaAtomica(1).ppt>. Acesso em 23 fev. 
2012.
1. A energia nuclear é usada em vários segmentos industriais, 
como fonte de energia, na medicina (radioterapia) e etc. 
Consiste no fato de alguns átomos, como os do urânio, 
rádio e tório, serem “instáveis”, perdendo constantemente 
partículas alfa, beta e gama (raios-X), porém o lixo nuclear 
gera muita preocupação em relação ao homem e ao meio 
ambiente. O lixo radioativo de uma fábrica de material 
nuclear contém os elementos radioativos urânio e tório. 
Considere a seguir as representações desses elementos e 
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31
assinale a alternativa que contém um par de isóbaros:
92
 U 238
92
 U 234
90
 Th 230
90
 Th 234
a) I e II.
b) III e IV.
c) II e IV.
d) Todas as alternativas estão corretas.
2. As estimativas do primeiro massacre por armas de 
destruição maciça, sobre uma população civil, apontam 
para um número total de mortos a variar entre 140 mil em 
Hiroshima e 80 mil em Nagasaki, sendo algumas estimativas 
consideravelmente mais elevadas quando são contabilizadas 
as mortes posteriores devido à exposição à radiação. A bomba 
atômica lançada sobre a cidade de Hiroshima, no Japão, no 
dia 6 de agosto de 1945, ceifando instantaneamente a vida 
de 80 mil pessoas, era à base de urânio:
235
 U
92
Essa simbologia permite-nos concluir que o átomo de 
urânio em questão apresenta: 
a) 92 prótons, 92 elétrons e 235 nêutrons. 
b) 92 prótons, 92 elétrons e 92 nêutrons.
c) 92 prótons, 92 elétrons e 143 nêutrons. 
d) 235 prótons, 92 elétrons e 235 nêutrons.
Química geral
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32
Química geral
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33
Seção 2
Tabela Periódica
Introdução à seção
Sempre foi preocupação dos cientistas organizar os resultados obtidos 
experimentalmente de tal maneira que semelhanças, diferenças e tendências 
se tornassem mais evidentes. Isto facilitaria previsões a partir de conhecimentos 
anteriores.
Um dos recursos mais usados em Química para atingir essa finalidade é a Tabela 
Periódica. As primeiras tabelas foram propostas no início do século XIX; porém, 
apresentavam mais erros do que acertos.
Foi somente em 1869 que surgiu uma tabela que atendia às necessidades 
dos químicos e que se tornou a base da Tabela Periódica atual. Foi proposta por 
Dimitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907) e organizava os elementos em linhas 
horizontais, os períodos ou séries, e em linhas verticais, os grupos ou famílias.
À medida que percorremos um período, as propriedades físicas variam 
regularmente, uniformemente. Num grupo, os elementos apresentam propriedades 
químicas semelhantes. Esquematicamente:
Períodos – regularidade na variação das propriedades físicas
Grupos – semelhanças das propriedades químicas (USBERCO; SALVADOR, 1998)
Caro(a) acadêmico(a), você conhece todas as informações 
presentes na Tabela Periódica? Tem domínio sobre a sua 
utilização? A IUPAC, União Internacional de Química Pura 
e Aplicada, é o órgão responsável sobre toda a organização 
dessa ferramenta didático-pedagógica.
Química geral
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34
Caro acadêmico, você conhece todas as informações que a Tabela Periódica 
oferece sobre os elementos químicos? Aprofunde os conhecimentos sobre o 
histórico desta ferramenta indispensável para o entendimento desta disciplina tão 
fascinante que é a química.
2.1 Organização periódica dos elementos químicos na tabela 
A Tabela Periódica atual é constituída por 18 famílias. Cada família contém 
elementos com propriedades químicas semelhantes, devido ao fato de 
apresentarem o mesmo número de elétrons na camada de valência. Na família 1A, 
por exemplo, todos os elementos apresentam um elétron na camada de valência. 
Atualmente, 118 elementos químicos estão organizados na Tabela Periódica em 
ordem crescente de seus números atômicos (Z). Confira na Figura 1.12 abaixo:
Caro acadêmico, verifique na Figura 1.13, abaixo, a representação de uma legenda 
presente numa Tabela Periódica, onde estão as informações citadas acima.
Exemplo:
Figura 1.12 | Tabela periódica 
Fonte: Disponível em: <www.maristas.org.br/colegios/assuncao/.../tabela_periodica.ppt>.Acesso em: 15 abr. 2015.
Figura 1.13 – Legenda de tabela periódica 
Fonte: Disponível em: <tabelaperiodicaclc.blogspot.com/>. Acesso em: 15 mar. 2015.
Química geral
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35
Note que a massa atômica ou peso atômico apresenta valor maior que o 
número atômico!
Na Tabela Periódica os elementos foram classificados, segundo suas 
propriedades físicas e químicas, agrupando-se em metais, não metais, semimetais, 
gases nobres ou grupo zero e Hidrogênio. 
Elementos artificiais - Os elementos químicos que apresentam número 
atômico superior a 92 são artificiais, isto é, foram sintetizados em laboratório 
químico através de pesquisas nucleares. Com exceção dos elementos Promécio 
com número atômico igual a 43 e Tecnécio com número atômico igual a 61. Dos 
118 elementos químicos reconhecidos, os elementos artificiais classificam-se em:
Cisurânicos: recebem esse nome (cis = “aquém de”) porque apresentam 
número atômico inferior a 92, o do elemento urânio. São os seguintes: tecnécio 
(Tc), ástato (At), frâncio (Fr) e promécio (Pm).
Transurânicos: recebem esse nome (trans = “além de”) porque apresentam 
número atômico superior a 92, ou seja, que se encontram depois do Urânio. 
2.2 Períodos da Tabela Periódica 
A Tabela Periódica possui sete períodos ou séries, que são as linhas horizontais, 
numeradas de 1 a 7 através dos números quânticos principais, que representam as 
sete camadas eletrônicas ou níveis de energia, K, L, M, N, O, P e Q, respectivamente. 
Lembre-se de que as séries dos lantanídeos e actinídeos pertencem ao sexto e 
sétimo período, respectivamente. Vide figura 1.14. Após a realização de uma 
distribuição eletrônica, define-se como camada de valência aquela que apresentar 
o maior número quântico principal, e você pode utilizá-lo também para definir o 
período em que o elemento se encontra na Tabela Periódica. Exemplo: Camada 
de valência do K (potássio) = 4s1, o 4 indica que o potássio está no quarto período 
da Tabela Periódica, ou seja, na quarta linha horizontal.
2.3 Famílias ou grupos
As 18 famílias estão dispostas em linhas verticais que são divididas em dois 
grupos: o grupo A, que são as colunas verticais mais altas, e o grupo B, que são as 
colunas verticais mais baixas e centrais da Tabela Periódica.
Química geral
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36
Os elementos químicos presentes nas famílias do grupo A são chamados de 
elementos representativos, do grupo B são chamados metais de transição e as 
séries dos lantanídeos e actinídeos são chamadas de metais de transição interna. 
Todas as famílias recebem uma classificação diferenciada por cores, conforme 
representado na Figura 1.14, abaixo:
Figura 1.14 | Tabela periódica dos elementos do universo conhecido 
Fonte: Disponível em: <www.guiadacarreira.com.br/wp-content/uploads/...>. Acesso em: 15 abr. 2015.
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Caro acadêmico, lembre-se de que a Tabela Periódica é uma ferramenta de 
apoio para as aulas de Química, por isso não se preocupe em decorá-la, basta 
saber usá-la.
2.4 Metais, Semimetais e Não Metais
METAIS – Ocupam cerca de 80% da Tabela Periódica. São sólidos em 
temperatura ambiente, com exceção do mercúrio (Hg), que é o único metal 
líquido; são bons condutores de calor e eletricidade, são maleáveis (capacidade de 
formar lâminas), apresentam ductilidade (capacidade de formar fios), tenacidade 
(resistência à tração) e brilho metálico. São cátions, ou seja, possuem a capacidade 
de doar elétrons e geralmente apresentam 1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência 
(última camada).
NÃO METAIS – Representam cerca de 10% da Tabela Periódica, porém são os 
mais abundantes na natureza. Não há um estado físico definido. Não apresentam 
brilho, não conduzem calor nem eletricidade e são utilizados na produção de 
pólvora e pneus.
SEMIMETAIS – Estes elementos apresentam características intermediárias entre 
os metais e os não metais.
Adquira uma Tabela Periódica atualizada e aprenda a utilizá-la na 
prática. Livrarias e papelarias comercializam esse material didático. 
Para um aprofundamento neste assunto, consulte a bibliografia: 
CHANG, Raymond. Química Geral: conceitos essenciais. 4. ed. Porto 
Alegre: McGraw Hill – Artmed 2010.
Sobre os elementos químicos, acesse: <http://www.cdcc.sc.usp.br/
elementos/>.
Química geral
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38
1. O vanádio é um elemento químico de transição utilizado 
como um importante recurso (formação do aço) para 
produzir um tipo de liga que melhora consideravelmente 
a tenacidade, a resistência mecânica e a corrosão do 
ferro. Sabendo que o número atômico do vanádio é 23, 
determine o número de elétrons que ele possui na camada 
de valência.
a) Três elétrons.
b) Onze elétrons.
c) Dois elétrons.
d) Três elétrons.
2. Os átomos pertencentes à família dos metais alcalinos-
terrosos e dos halogênios adquirem configuração eletrônica 
de gases nobres, quando, respectivamente, formam íons 
com número de carga:
a) + 1 e – 1. 
b) – 1 e + 2. 
c) + 2 e – 1. 
d) – 2 e – 2. 
e) + 1 e – 2.
Química geral
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39
Seção 3
Ligações químicas
Introdução à seção
Na natureza são raros os elementos químicos que se encontram de forma 
isolada. Na verdade, os únicos elementos que formam substâncias elementares 
são os elementos pertencentes à família 8A ou grupo zero da Tabela Periódica. Os 
Gases Nobres (família 8A) são estáveis, pois apresentam oito elétrons na camada 
de valência - com exceção do gás hélio (He), que é estável com dois elétrons na 
camada de valência - e são pouco reativos, pois não necessitam realizar ligações 
químicas com outros elementos.
Os demais elementos químicos tendem a se ligar uns com os outros em busca 
da estabilidade química, ou seja, adquirir os oito elétrons na camada de valência, 
semelhante aos gases nobres. As ligações químicas são responsáveis pelas 
centenas de compostos presentes em nosso dia a dia.
Muitas vezes nos perguntamos como funciona a atração eletromagnética de 
um imã? Como uma lagartixa consegue andar pelas paredes? Todos esses fatos 
são explicados pelas forças de atração e no contrário, as forças de repulsão.
3.1 Ligações químicas
Caro(a) acadêmico(a), você já parou para pensar nas centenas 
de milhares de compostos, substâncias, que estão presentes 
ao nosso redor? E o quanto elas influenciam o nosso cotidiano, 
seja de forma positiva ou negativa? Logo, como elas ocorrem?
Química geral
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40
Ligação química é o nome dado às formas de associação existentes entre os 
átomos. (COVRE, 2001, p. 109). Qualquer fenômeno químico ocorre na eletrosfera 
(local onde se encontram os elétrons) do átomo. As ligações químicas, por exemplo, 
acontecem devido às interações entre as eletrosferas dos átomos ligantes. E por 
qual motivo isso acontece? Se observarmos os gases nobres, que já são estáveis, 
perceberemos que esses elementos possuem uma característica típica em relação 
às suas configurações eletrônicas e o número de elétrons na camada de valência.
Resumindo, os gases nobres apresentam duas características fundamentais: 
são estáveis quimicamente e apresentam a última camada completa com oito 
elétrons (no caso do hélio, dois elétrons). Com exceção do grupo 8A, os outros 
átomos apresentam a capacidade de se combinarem. 
Segundo Lewis: “Os átomos de diferentes elementos ligam-se entre si, cedendo, 
recebendo ou compartilhando elétrons, na tentativa de adquirir uma configuração 
eletrônica igual à de um gás nobre, ou seja, estável”.
Valência - É o que determina o número de ligações que o átomo necessita 
fazer. 
Eletrovalência - É o valor da valência (carga elétrica) seguida do respectivo 
sinal. Os cátions, por perderem elétrons, apresentam eletrovalência positiva, e os 
ânions, por ganharem elétrons, apresentam eletrovalência negativa.
No Quadro 1.8, abaixo, segue a tendência que os elementos químicos das 
famílias dos elementos típicos ou representativos (grupo A) apresentam em ganhar 
ou perder elétrons da camada de valência para se estabilizar.
Em relação aos elementos do grupo B, metais de transição e transição-
interna,devemos lembrar que todos apresentam carga positiva, pois são metais 
e apresentam a tendência de perder elétrons para se estabilizar. Ainda, como 
citado anteriormente, nem todos os elementos se estabilizam conforme a regra 
do octeto. Existe a chamada Pseudoconfiguração-gás-nobre, a qual não possui 
Famílias do 
Grupo A
Família 1A Família 2A Família 3A Família 4A Família 5A Família 6A Família 7A
Nº elétrons na 
Camada de 
Valência
1 elétron 2 elétrons 3 elétrons 4 elétrons 5 elétrons 6 elétrons 7 elétrons
Eletrovalência +1 +2 +3 +4 / -4 -3 -2 -1
Quadro 1.8 | Elementos químicos - Valência e eletrovalência 
Fonte: A autora
Química geral
U1
41
nenhuma semelhança com a configuração de um gás nobre. Contudo, o que 
temos de semelhança é que todos os orbitais da camada de valência estão 
completos. Alguns elementos de transição, após a ligação, não apresentam nem a 
configuração do gás nobre nem a pseudoconfiguração. Como exemplo podemos 
citar as espécies catiônicas Fe+2 e Fe+3.
2.2 ligações iônicas
Ligação iônica ou eletrovalente é aquela que se estabelece por meio da 
transferência definitiva de elétrons entre átomos. (COVRE, 2001, p. 110). Este tipo 
de ligação ocorre entre um elemento metálico e um elemento não metálico por 
transferência de elétrons. Os metais são catiônicos, por isso doam seus elétrons 
da camada de valência para os não metais, que são aniônicos e por isso recebem 
esses elétrons, ambos com o intuito de se estabilizar. Essa transferência de elétrons 
pode ser representada através da notação de Lewis.
Notação de Lewis ou Fórmula eletrônica: é a representação dos elétrons da 
camada de valência ao redor do átomo. Tais elétrons podem ser representados 
por pontos (.) ou (x). Confira abaixo nas figuras 1 e 2.
Fórmula molecular: é a representação final do número de elementos utilizados 
na ligação. Coloca-se em primeiro lugar o cátion (metal) e em seguida o ânion 
(não metal).
Note a seguir a junção entre a fórmula molecular, os íons formados e a notação 
de Lewis.
Caro acadêmico, confira na tabela de cátions esses dois íons. Aproveite 
para realizar suas distribuições eletrônicas e verifique os números de 
elétrons nas respectivas camadas de valência.
Química geral
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42
Note que foram necessários dois íons Cl-1 para estabilizar o íon Ca+2 e formar o 
composto: CaCl
2
 e que as cargas dos íons desceram de forma invertida.
Observação: 1 - Quando as valências (cargas) apresentam valores diferentes, a 
valência de um indica a quantidade do outro elemento.
 
1º) K
2
O
2º) Ca
3
P
2
2 - Ao montar a fórmula molecular, colocamos os elementos em ordem 
crescente de eletronegatividade. No caso específico de ligação iônica, metal 
(cátion) à esquerda, não metal (ânion) à direita.
3 - Os números colocados junto aos símbolos indicam a quantidade de átomos 
(atomicidade) na referida fórmula molecular, são denominados índices e devem 
permanecer na parte inferior dos elementos.
Exemplo 1: Caro acadêmico, note que na figura abaixo os elétrons da camada 
K ............................ +1
O ............................ -2
Ca ........................... +2
P ............................ -3
Química geral
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43
de valência estão ao redor dos átomos (Notação de Lewis), mostrando que o 
elétron do cátion metálico é transferido para o ânion não metálico. Ou seja, o Na 
(sódio) apresenta apenas um elétron na camada de valência (família 1A) para ser 
doado, por isso é nomeado como cátion (carga positiva) monovalente. Já o cloro 
(Cl) recebe a nomeação de ânion (carga negativa) monovalente, pois só precisa 
receber um elétron para se estabilizar, afinal apresenta sete elétrons na camada de 
valência (família 7A).
Exemplo 2: Repare mais uma vez, na 
figura abaixo, que os elétrons da camada 
de valência estão ao redor dos átomos 
(Notação de Lewis), mostrando que o 
elétron do cátion metálico é transferido 
para o ânion não metálico. Ou seja, o 
Al (alumínio) apresenta três elétrons na 
camada de valência (família 3A) para ser 
doado, por isso é nomeado como cátion 
(carga positiva) trivalente. Já o flúor (O) 
recebe a nomeação de ânion (carga 
negativa) monovalente, pois só precisa 
receber um elétron para se estabilizar, 
afinal apresenta sete elétrons na camada 
de valência (família 7A).
Figura 1.15 | Ligação iônica
Figura 1.16 | Ligação iônica
Fonte: Disponível em: <http://wmnett.com.br/quimica/ligacao-ionica/>. Acesso em: 25 mar. 2015.
Fonte: Disponível em: <http://cfqdacarolina.
blogspot.com.br/>. Acesso em: 25 mar. 2015.
A fórmula molecular é então: NaCl. Foi necessário apenas um átomo 
de sódio (Na) para estabilizar um átomo de cloro (Cl). Note que o 
cátion permanece à frente do ânion.
Química geral
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44
A fórmula molecular é então: AlF
3
. Foram necessários três átomos de 
alumínio (Al) para estabilizar um átomo de flúor (F). Note que o cátion 
permanece à frente do ânion.
OBS.: A ligação iônica ocorre entre um elemento metálico com outro 
elemento não metálico, onde a diferença de eletronegatividade é 
igual ou superior a 1,7.
2.3 Ligações covalentes ou moleculares
Os não metais e o hidrogênio (H) apresentam alta eletronegatividade (capacidade 
em atrair elétrons). A ligação entre seus átomos, estabelecida para alcançarem a 
estabilidade, é chamada de ligação covalente ou molecular (COVRE, 2001, p. 115). 
Ligação covalente é aquela que envolve um par eletrônico que é compartilhado 
pelos dois átomos.
A . x B A  B
Um elemento químico pode efetuar uma ou mais ligações covalentes, 
dependendo do número de elétrons disponíveis em sua camada de valência para 
formar outros pares de elétrons e do número de elétrons que deve compartilhar 
para se tornar estável. Cada compartilhamento de elétrons, ou seja, cada ligação 
covalente, realizada é representada por um traço (). Este tipo de ligação 
apresentará a fórmula eletrônica ou notação de Lewis, a fórmula estrutural e, 
finalmente, a fórmula molecular. No caso da fórmula estrutural, o número de 
ligações realizadas (elétrons compartilhados) será representado por tantos traços, 
ou seja, o número de traços equivale ao número de ligações efetivadas.
2.4 Ocorrência da ligação covalente ou molecular
Química geral
U1
45
Este tipo de ligação ocorre entre um elemento não metálico com outro 
não metálico, hidrogênio com hidrogênio e hidrogênio com um elemento não 
metálico por compartilhamento de elétrons, com diferença de eletronegatividade 
inferior a 1,7.
As ligações covalentes ou moleculares podem ser classificadas como:
• Simples: representada por um traço e chamada de sigma (σ);
• Dupla: representada por dois traços;
• Tripla: representada por três traços.
Confira abaixo, na Figura 1.17, os tipos de ligações covalente ou moleculares e 
suas respectivas representações. Lembrando que cada traço significa uma ligação 
covalente ou molecular realizada.
Resumindo:
• As ligações covalentes ou moleculares só são realizadas através dos elétrons 
da camada de valência dos átomos (última camada);
• Um par de elétrons compartilhado é formado por um elétron de cada 
átomo e assim respectivamente;
• Para atingir a estabilidade química conforme a regra do octeto, o átomo 
pode formar até três pares de elétrons compartilhados.
• Veja abaixo o exemplo de compartilhamento de um par de elétrons e suas 
respectivas fórmulas: 
Figura 1.17 | Ligação covalente ou molecular
Fonte: Disponível em: <http://agracadaquimica.com.br/?&ds=1>. Acesso em: 26 mar. 2015.
Química geral
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46
Notação de Lewis ou Fórmula eletrônica: H . x H 
Fórmula estrutural: H  H
Fórmula Molecular: H
2
 
Neste exemplo pode-se verificar o compartilhamento de apenas dois elétrons, 
um elétron de cada átomo, formando-se assim uma ligação covalente simples 
ou sigma (σ), representada por um traço. Em outros casos, pode-se verificar ocompartilhamento de quatro elétrons (dois elétrons de cada átomo), e assim, há 
formação de uma ligação dupla ou pi (). Um exemplo é a formação da molécula 
do gás oxigênio (O=O). Como o oxigênio pertence à família 6A da Tabela Periódica, 
apresenta seis elétrons na camada de valência e para se estabilizar necessita realizar 
duas ligações covalentes.
Enfim, quando são compartilhados seis elétrons (três de cada átomo) há 
formação de ligação tripla. Um exemplo é o que ocorre com a formação do gás 
nitrogênio (N
2
). Como o nitrogênio pertence à família 5A da Tabela Periódica, 
precisa realizar três ligações para se estabilizar, conforme a regra do octeto.
2.5 Ligação covalente coordenada dativa
Existe um outro tipo de ligação covalente entre átomos de elementos (iguais ou 
diferentes) de alta eletronegatividade. Esse tipo de ligação recebe o nome de ligação 
covalente coordenada dativa ou ligação covalente coordenada ou dativa, que 
ocorre quando o par eletrônico compartilhado é formado por elétrons de apenas 
um dos átomos participantes. A ligação coordenada dativa é representada por uma 
flecha que parte do átomo que contribuiu com o par eletrônico para aquele que o 
está utilizando. Na fórmula estrutural da substância existem tantas flechas quantas 
ligações dativas forem realizadas (COVRE, 2001, p. 115).
Caro acadêmico, você sabe quando ocorre uma ligação coordenada dativa?
Este é um caso especial de ligação covalente, onde só realizará a ligação 
coordenada dativa o elemento que já tenha realizado suas ligações, ou seja, já 
está estável (octeto completo, ou seja, oito elétrons na camada de valência), e que 
apresente pelo menos um par de elétrons para compartilhar com o elemento que 
ainda não realizou suas ligações.
Confira a Figura 1.18, abaixo: Este exemplo apresenta a fórmula estrutural do HClO3 
(Ácido clórico), onde ocorrem duas ligações covalentes simples (entre o hidrogênio 
Química geral
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47
e o oxigênio) e duas coordenadas dativas 
(entre o cloro e os outros dois oxigênios), que 
são representadas por flechas. O cloro (família 
7A da Tabela Periódica) se estabilizou fazendo 
uma ligação covalente simples com o oxigênio, 
como esse elemento apresenta sete elétrons na 
camada de valência, após sua estabilização ainda 
apresenta pares de elétrons sobrando, por isso, 
pode realizar duas ligações coordenadas dativas 
com os outros oxigênios que necessitam desses 
pares de elétrons para se estabilizar.
Figura 1.18 | Ligação covalente 
coordenada dativa
Figura 1.19 | Ligação covalente 
Figura 1.20 | Notação de Lewis
Fonte: Disponível em: <http://quimicaangela.
b logspot .com.br /2011 /08/ l i gacoes-
quimicas-1-ano.html>. Acesso em: 26 mar. 
2015.
Fonte: Disponível em: <http://www.brasilescola.com/quimica/ligacao-covalente.htm>. Acesso em: 18 mar. 2015.
Fonte: Disponível em: <http://www.proprofs.com/quiz-school/story.php?title=geometria-das-molculas>. Acesso 
em: 18 mar. 2015.
Já na Figura 1.19, abaixo, podemos observar a formação do dióxido de enxofre 
(SO
2
). Repare que o enxofre (S) realiza uma dupla ligação com o oxigênio da direita 
(afinal, ambos são da família 6A da Tabela Periódica, apresentam seis elétrons 
na camada de valência e necessitam realizar duas ligações para se estabilizar) e 
após sua estabilização com os pares de elétrons sobrantes, realiza uma ligação 
coordenada dativa com o oxigênio da esquerda.
 Note que a figura acima apresenta a Notação de Lewis (fórmula eletrônica) do SO
2
.
Note que a figura acima apresenta a fórmula estrutural do SO
2
 
finalizando com uma ligação coordenada dativa (à esquerda) e uma 
dupla ligação.
Química geral
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48
2.6 Ligação metálica
Ligação metálica é aquela realizada entre átomos e cátions de metais cujos 
elétrons mais externos migram do átomo para o cátion e vice-versa (COVRE, 2001, 
p. 120).
Caro acadêmico, como o próprio nome diz, este tipo de ligação química ocorre 
entre metais. Os metais apresentam várias características, como boa condutividade 
de calor e eletricidade, maleabilidade (capacidade de formar lâminas), ductilidade 
(capacidade de formar fios), tenacidade (resistência à tração), são sólidos à 
temperatura ambiente (25°C), com exceção do mercúrio (Hg), que é o único metal 
líquido, e são doadores de elétrons, ou seja, são catiônicos. Este tipo de ligação é 
conhecido como “mar de elétrons” ou “nuvem de elétrons”. Veja a Figura 1.21 abaixo.
As ligações metálicas não apresentam 
fórmula eletrônica e fórmula estrutural, 
depende do conhecimento específico 
dos retículos cristalinos. Os metais em 
sua maioria são representados por seus 
símbolos, sem valores de atomicidade 
(quantidade de átomos), que é muito grande 
e indeterminada.
• Ligas metálicas
Uma liga metálica é a mistura de dois ou 
mais metais ou de metais com ametais, cujo 
componente principal é um metal. Porém, 
raramente um metal possui todas as qualidades 
necessárias para determinada aplicação. 
Figura 1.21 | Ligação Metálica 
Fonte: Disponível em: <portaldoprofessor.
mec.gov.br/storage/discovir>. Acesso em: 16 
mar. 2015.
Por isso, o objetivo de uma liga metálica é de melhorar as propriedades 
físico-químicas do material resultante e, se possível, diminuir o custo. As ligações 
metálicas justificam a ocorrência das ligas metálicas, pois estão presentes nelas.
Química geral
U1
49
A seguir veremos alguns exemplos de ligas metálicas, no Quadro 1.9.
Caro acadêmico, para aprofundar seu conhecimento sobre as ligações químicas, 
acesse a referência: CHANG, Raymond. Química Geral: conceitos essenciais. 4. 
ed. Porto Alegre: McGraw Hill – Artmed 2010.
Você sabia que usamos várias ligas metálicas em nosso dia a dia? O 
aço inoxidável (ferro, carbono e cromo) e o bronze (cobre e estanho) 
são alguns exemplos.
Nome comercial Composição Aplicação
Ouro 18 quilates Au (75%) e Ag, Cu (25%) Joias e ornamentos
Amálgama Hg (50%), Ag (35%) e Sn (15%) Obturações odontológicas
Solda comum Pb (67%) e Sn (33%) Solda elétrica
Níquel-crômio Ni (60%), Cr (15%) e Fe (25%) Fios de resistência elétrica
Duralumínio Al (95%) e Cu, Mg, Mn (5%)
Peças de automóveis e 
aviões
Latão Cu (70%) e Zn (30%)
Latões, parafusos, válvulas e 
bijuterias
Aço comum Fe e C (0,1% a 1,5%) Peças, estruturas e fios
Ouro branco Au (90%) e Pd (10%) Joias e ornamentos
Quadro 1.9 | Ligas metálicas e suas aplicações
Fonte: A autora
Química geral
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50
1. À grande transformação econômica da Idade do Bronze 
dá-se o nome de Revolução Urbana. Essa revolução 
correspondeu à passagem das comunidades agrícolas 
autossuficientes para cidades, com comércio e artesanato 
especializado. A agricultura continuou como a principal 
atividade econômica, mas a economia, antes agrícola 
e pastoril, ganhou maior diversidade e complexidade 
com a multiplicação dos ofícios ou profissões e com o 
estabelecimento de um sistema regular de trocas. Assim, 
por volta de 3000 a.C., o Egito, a Mesopotâmia e o Vale 
do Indo já não eram mais um conjunto de aldeias de 
agricultores autossuficientes, mas constituíam Estados, 
com uma complexa organização social. AQUINO, R. S. et 
al. História das sociedades, das comunidades primitivas às 
sociedades medievais. Rio de Janeiro: Ao Livro Técnico, 
1980. p. 77-78. (Adaptado)
Em relação ao bronze, citado no texto, considere as 
seguintes afirmações:
I. É um elemento químico e sua massa atômica é 79,9.
II. É um bom isolante térmico.
III. A tenacidade não é uma de suas propriedades químicas.
IV. É uma liga metálica formada por cobre e estanho.
V. Em condições normais de temperatura e pressão é 
sólido.
Somente é correto o que se afirma em:
a) I e II.
b) I e V.
c) II e III.
d) III e IV.
e) IV e V.
2. Inúmeras são as substâncias que estão presentes em 
nosso cotidiano, e esses compostos são formados através 
de ligações químicas. A combinação entre um átomo 
de caráter metálico e outro de caráter ametálico deverá 
ocorrer por: 
Química geral
U1
51
a) Transferência de elétrons.b) Compartilhamento de elétrons.
c) Remoção de elétrons.
d) Redução de elétrons.
e) Absorção de elétrons.
Nesta unidade pudemos estudar que:
• Toda matéria apresenta massa, volume e ocupa um lugar 
no espaço;
• Uma substância pode ser definida como elementar ou em 
mistura homogênea ou heterogênea;
• Os átomos são definidos como as menores partículas que 
constituem a matéria. Apresentam um núcleo positivo, 
nêutrons e uma eletrosfera; 
• Isótopos são átomos de mesmo elemento químico, 
possuem o mesmo número atômico (Z), números de 
massas atômicas (A) diferentes;
• Isóbaros são átomos que apresentam o mesmo número de 
massa atômica (A), porém apresentam números atômicos 
(Z) diferentes;
• Isótonos são átomos com mesmo número de nêutrons (n);
• Para os íons, cátions e ânions, o número atômico (Z) é igual 
ao número de prótons (p), porém, é diferente do número de 
elétrons (e-);
• Isoeletrônicos são espécies químicas que apresentam o 
mesmo número de elétrons;
Química geral
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52
• A distribuição eletrônica é realizada através do Diagrama 
de Linus Pauling, distribuindo-se o número de elétrons em 
ordem crescente de energia em níveis e subníveis; 
• Número quântico principal (n) – determina a camada 
eletrônica ou nível de energia em que se encontra o elétron;
• Número quântico secundário (ℓ) – determina o subnível de 
energia em que se encontra o elétron;
• Número quântico magnético ou azimutal (mℓ) – determina 
o orbital em que está localizado o elétron;
• Número quântico spin (ms) – determina a rotação do 
elétron localizado no orbital;
• A Tabela Periódica possui sete períodos e 18 famílias ou 
grupos; 
• Os elementos químicos estão divididos em: metais, não 
metais, semimetais e gases nobres;
• Os átomos apresentam a tendência de perder ou ganhar 
elétrons para obter os oito elétrons na camada de valência;
• Ligação iônica ocorre por transferência de elétrons, entre 
um metal e um não metal;
• A ligação covalente ou molecular ocorre por 
compartilhamento de elétrons entre não metal com não 
metal;
• A ligação coordenada dativa é um caso particular de ligação 
covalente;
• As ligações metálicas ocorrem entre metais e são 
conhecidas como “nuvem de elétrons” ou “mar de elétrons”.
• As ligas metálicas são junções de dois ou mais metais 
podendo conter um não metal, com o intuito de melhorar 
suas propriedades.
Química geral
U1
53
Caro acadêmico(a), pudemos perceber que o estudo da estrutura 
atômica é sequencial e complexo. A partir das informações que 
foram adquiridas, muitas dúvidas cotidianas foram sanadas. Mas a 
compreensão e contextualização da química é muito mais ampla. 
Procure se atualizar e identificar a química em seu dia a dia. 
1. O titânio já foi conhecido como o “metal maravilha” 
devido às suas qualidades. É mais resistente à corrosão 
que o aço inoxidável, suas ligas metálicas são empregadas 
na indústria aeronáutica, em próteses e em implantes 
dentários. A produção mundial anual de titânio é cerca 
de 10 milhões de toneladas, e as principais reservas 
estão no Canadá e na Austrália. Sobre o Titânio (Z=22), 
determine a configuração eletrônica dos elétrons.
2. Identifique o elemento químico que se encontra na 
família 3A e no 3° período. 
3. Correlacione a 1° coluna com a segunda:
a) metais alcalinos ( ) coluna 0
b) metais alcalinos-terrosos ( ) coluna 6A
c) calcogênios ( ) coluna 7A
d) halogênios ( ) coluna 2A
e) gases nobres ( ) coluna 1A
Química geral
U1
54
4. Dois elementos, A e B, apresentam valores de números 
atômicos 20 e 17, respectivamente. A fórmula molecular 
e o tipo de ligação do composto formado são: 
Assinale a alternativa CORRETA:
a) AB2 ligação covalente.
b) A2B ligação iônica.
c) AB2 ligação iônica.
d) A2B ligação covalente.
e) A2B2 ligação iônica.
5. Justifique por que o íon cloreto (Cl-) é mais estável 
que o átomo de cloro.
U1
55Química geral
Referências
COVRE, Geraldo José. Química Total Volume Único. São Paulo: FTD, 2001.
MAIA, Daltamir Justino. Química Geral: fundamentos. São Paulo: Pearson 
Prentice Hall, 2007.
USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química. 5. ed. São Paulo: Saraiva, 2006. 
Unidade 2
REAÇÕES QUÍMICAS E LEIS 
PONDERAIS
Objetivos de aprendizagem: 
Nesta seção você será levado a conhecer os principais tipos de reações 
químicas existentes e como estas são balanceadas. Para isso, vamos 
conhecer as Leis Ponderais, como a Lei de Lavoisier, também conhecida 
como lei da conservação de massas, para, enfim, poder balancear uma 
equação química, entre outras leis existentes, necessário para evoluirmos 
em nossos estudos. Deste modo, nossos principais objetivos serão:
• Conhecer a estrutura de uma reação química.
• Conhecer os principais tipos de reações químicas existentes, entre 
elas estudaremos a reação de síntese ou adição, a reação de 
decomposição, a reação de simples troca e a reação de dupla troca.
• Conhecer as condições necessárias para que dois átomos possam 
interagir entre si em uma reação química.
• Conhecer a estrutura de uma reação de combustão.
• Conhecer as leis ponderais, como a Lei de Lavoisier (lei de 
conservação de massas), Lei de Proust (lei das proporções definidas), 
Lei de Dalton (lei das proporções múltiplas) e a Lei de Gay-Lussac, 
que é conhecida como a lei dos gases.
• Conhecer e aplicar as regras para balanceamento de equações 
químicas, inicialmente realizando o método de tentativas e erros, 
assim como o método algébrico, e os métodos baseados em 
Carlos Roberto da Silva Júnior
Reações químicas e leis ponderais
U2
58
reações de oxidação e redução, como o método redox e o método 
íon elétron.
Ao final desta unidade vocês estarão aptos em reconhecer, caracterizar 
e montar reações químicas e saberão quais são os procedimentos que 
devemos realizar para balancear uma equação química de acordo com leis 
ponderais que regem a matéria e por técnicas desenvolvidas para facilitar 
sua determinação. 
Bons estudos!
Nesta seção, conheceremos um pouco sobre equações químicas, 
que nada mais são do que uma forma de representação das reações 
que acontecem entre átomos e compostos químicos, originando novos 
compostos. Sabendo a estrutura de uma reação química, partimos 
então para o entendimento dos diferentes tipos de reações que podem 
acontecer, que são as reações de adição ou síntese, onde dois ou mais 
reagentes darão origem a um único produto; reações de decomposição, 
onde um único reagente dará origem a dois ou mais produtos; reações 
de simples troca e reações de dupla troca. Também conheceremos as 
condições de afinidade que os átomos precisam ter para que possam 
reagir. Para finalizar, iremos trabalhar um pouco com reações de 
combustão, que são de extrema importância nos dias atuais.
Nesta seção, veremos as leis que foram descritas baseadas em 
observações experimentais sobre como é o comportamento dos 
compostos químicos durante uma reação química. A primeira lei é 
a de conservação das massas, a Lei de Lavoisier, que diz que nada se 
perde, nada se cria, tudo se transforma. Também veremos a Lei de 
Proust, conhecida como a lei das proporções definidas, a Lei de Dalton, 
conhecida como a lei das proporções múltiplas, e a Lei de Gay-Lussac, 
que também é conhecida como lei dos gases e serve como base para a 
definição do conceito de moléculas.
Seção 1 | Reações Químicas
Seção 2 | Leis ponderais
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
59
Nesta seção iremos realizar o balanceamento de equações químicas, 
que nada mais é que adicionar coeficientes aos compostos químicos 
durante uma reação para que as proporções de reagentes e produtos 
sejam as mesmas ao final do processo. Para isso, utilizaremos quatro 
métodos básicos. O método de tentativa e erro, que é aplicado em casos 
de reações simples; o método algébrico, que pode ser aplicado em casos 
simples como em casos complexos, e os métodos baseados em reações 
de oxidação e redução, estes métodos são: o métodoredox e o método 
íon-elétron. Exemplos serão utilizados para esclarecer as informações 
necessárias a respeito deste assunto.
Ao longo de cada seção, exercícios baseados nos assuntos abordados 
auxiliarão na fixação dos conteúdos vistos. Caso surjam dúvidas, releia 
os tópicos e refaça as atividades para melhor aproveitamento de seus 
estudos. Ao final da unidade, outras atividades de aprendizado são 
propostas para também verificar a fixação dos temas abordados.
Seção 3 | Balanceamento de equações químicas
Reações químicas e leis ponderais
U2
60
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
61
Introdução à unidade
Reações químicas são de extrema importância na nossa vida, sem elas não podemos 
sobreviver. Mas como podemos começar a entender reações químicas?
De acordo com Atkins e Jones (2006), um composto químico é uma substância 
formada pela união de dois ou mais átomos de diferentes elementos em proporções 
definidas. Estes compostos são formados a partir de reação química, ou seja, uma 
interação entre seus átomos que dão origem ao composto químico.
Para conseguir alcançar estes pontos, vamos dividir nosso estudo em três seções 
de estudo, conforme descrito a seguir:
Reações químicas e leis ponderais
U2
62
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
63
Seção 1
Reações químicas
Introdução à seção
Acadêmico, você sabe o que são as reações químicas?
Este assunto é importantíssimo dentro da química, pois a partir dele a vida 
começou a se modernizar, e através destes processos, que acontecem mesmo que 
não percebamos, conseguimos viver. As reações são de fundamental importância 
na vida das pessoas, nas transformações dos alimentos no nosso organismo, no 
processo de fotossíntese realizado por espécies vegetais quando expostas à luz 
solar e a determinados compostos químicos; na nossa própria respiração, na 
produção dos nossos alimentos, na água que consumimos diariamente, enfim, em 
toda a nossa vida reações químicas se processam a todos os instantes, mesmo que 
não notemos, mas sem eles não existiríamos.
Na realidade, uma reação química nada mais é do que uma transformação que 
ocorre na matéria. Estas mudanças estão relacionadas à estrutura dos compostos 
que interagem entre si para formar um determinado produto, que é a combinação 
da interação dos compostos. A Figura 2.1 apresenta uma reação química entre 
a amônia e o ácido clorídrico. Quando os dois compostos são adicionados no 
mesmo recipiente, eles interagem e formam um produto, que é o cloreto de 
amônio. A formação do produto é verificada pela formação de uma fumaça 
branca, como demonstrado nesta figura.
Figura 2.1 | Reação química entre amônia e ácido clorídrico, a fumaça branca representa o 
produto, cloreto de amônio formado pela reação
Fonte: Disponível em: <http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/a/a0/Hydrochloric_acid_ammonia.jpg>. 
Acesso em: 13 mar. 2015.
Reações químicas e leis ponderais
U2
64
Na Unidade 1 verificamos que os elementos químicos são 
representados por símbolos, por exemplo, o carbono é 
representado pelo símbolo C, o oxigênio pelo símbolo O, o 
hidrogênio pelo símbolo H, assim como os demais elementos 
que podem ser encontrados na Tabela Periódica, com os 
seus respectivos símbolos de identificação, sendo que estes 
símbolos servem para facilitar a identificação do átomo ao 
qual o elemento químico pertence e também para facilitar 
a escrita de compostos químicos complexos, como, por 
exemplo, a molécula de água, H
2
O, que é formada por dois 
átomos de hidrogênio e por um átomo de oxigênio, a forma 
de representação por seus respectivos símbolos facilita sua 
escrita. E a respeito das reações químicas, como os símbolos 
representativos dos elementos químicos podem facilitar o 
entendimento de uma reação? Reflita um pouco para podemos 
iniciar nossos estudos sobre este imenso campo de aplicação, 
que é o universo das reações químicas.
1.1 Equação química
Para compreendermos quais os tipos de reações químicas que podem existir, 
tanto de fonte natural quanto sintética, partimos do princípio, com as formas de 
representação de uma equação química, conforme descrito abaixo.
EQUAÇÃO QUÍMICA – “é apenas uma forma de representação concisa de uma 
reação química” (BROWN, T. L.; et al.; 2005, p. 68). Para entendermos melhor este 
conceito, vamos conferir a reação de formação de uma molécula de água. Em 
condições específicas de pressão e temperatura, o hidrogênio (H
2
) presente no ar 
pode reagir com o oxigênio (O
2
) e formar uma molécula de água (H
2
O). Mas como 
será que representamos este processo? A resposta é bem simples, basta conferir a 
representação abaixo:
2 H
2 
+ 1 O
2
 → 2 H2O
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
65
Ainda de acordo com Brown, et al. (2005), o sinal de mais (+) presente no 
lado esquerdo da flecha (→) indica que os reagentes reagiram um com o outro 
para formar um produto, sendo que a flecha (←) é a indicação da formação dos 
produtos. Deste modo, podemos classificar os compostos químicos do lado 
esquerdo da flecha como sendo os reagentes e os compostos químicos do lado 
direito são os produtos formados na reação.
Para facilitar ainda mais a compreensão deste processo, podemos fazer a leitura 
deste processo como sendo: duas moléculas de hidrogênio (H
2
) reagiram com uma 
molécula de oxigênio (O
2
) para formar duas moléculas de água (H
2
O), sendo os 
componentes da esquerda os reagentes e os da direita, os produtos de uma reação.
Conforme descrito acima, podemos então, de acordo com Atkins e Jones 
(2006), representar uma reação química através da seguinte forma:
Reagentes → Produtos
Reagentes e produtos são formas simbólicas de representação de uma reação 
química. Neste caso, temos que os reagentes se transformaram nos produtos.
Dentro de uma reação química, a quantidade de átomos de um determinado 
elemento que estão do lado esquerdo da equação, ou seja, dos reagentes, deve 
ser igual à quantidade de átomos deste mesmo elemento que aparecem do lado 
direito, ou seja, no lado dos produtos. Em uma reação química nada se perde, nada 
se cria, tudo se transforma, por isso necessitamos balancear as reações, conforme 
poderemos verificar em breve nesta mesma unidade.
Acadêmico(a), você sabe dizer qual é a diferença entre uma reação 
balanceada e uma reação não balanceada?
Reação não balanceada – é aquela que apresenta apenas os tipos de 
Reações químicas e leis ponderais
U2
66
átomos que reagiram para formar determinado produto, não levando 
em consideração a igualdade de átomos de cada tipo dos dois lados 
da flecha. Por exemplo, temos a reação de combustão do metano, 
como representada a seguir, o metano reage com o oxigênio e forma 
dióxido de carbono e água, sendo que a quantidade de cada átomo 
não é levada em consideração, apenas a reação que acontece. De 
acordo com Brown, et al. (2005), esta reação é apresentada a seguir:
CH
4
 + O
2
 → CO
2
 + H
2
O (reação de combustão do gás metano não 
balanceada).
Reações balanceadas – são reações que apresentam um número igual 
de átomos de cada elemento de cada lado da flecha, pois sabemos 
que átomos não são formados e nem destruídos em uma reação, 
apenas sofrem uma transformação, por exemplo:
1CH
4
 + 2O
2
 → 1CO
2
 + 2H
2
O (reação balanceada de combustão do gás 
metano).
A Figura 2.2 mostra uma representação da reação de combustão do 
metano balanceada através de uma representação molecular dos 
compostos.
Figura 2.2 | Representação da reação balanceada de combustão do gás metano 
na presença de oxigênio e com a formação de dióxido de carbono e água.
Fonte: Disponível em: <http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/7/7c/Combustion_
reaction_of_methane.jpg>. Acesso em: 17 mar. 2015
Atkins e Jones (2006) dizem que em uma reação química também podemos 
representar o estado físico em que se encontra cada um dos reagentes e cada um 
dos produtos formadosdurante o processo, sendo:
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
67
(l) = representa o estado líquido;
(g) = representa o estado gasoso,
(aq) = representa o estado aquoso,
(s) = representa o estado sólido.
Deste modo, podemos escrever a reação de combustão do gás metano 
apresentada no quadro aprofundando seus conhecimentos com seus respectivos 
estados físicos, conforme observado abaixo:
1CH
4(g)
 + 2O
2(g)
 → 1CO
2(g)
 + 2H
2
O
(l) 
(reação balanceada de combustão do gás 
metano, constando o estado físico de cada um dos reagentes e produtos).
Neste caso, temos que uma molécula de metano (CH
4
) no estado gasoso reage 
com duas moléculas de oxigênio (O
2
), também no estado gasoso, formando uma 
molécula de dióxido de carbono (CO
2
) no estado gasoso e uma molécula de água 
(H
2
O), no estado líquido.
Observação: O uso de coeficientes antes das fórmulas dos compostos químicos 
muda apenas a quantidade da substância e não sua identidade. Estes coeficientes 
são utilizados para balancear as reações químicas.
1. Complete as lacunas das reações químicas abaixo com 
um dos termos presentes no seguinte esquema a seguir:
(s) (l) (g) (aq) → H
2
O O
2
 CO
2
 
 
a) BaCO
3 
 → BaO(s) + CO
2 
 
b) C
3
H
8(g)
 + 5 
(g)
 3 
(g)
 + 4H
2
O 
c) Na
(s)
 + (l) → NaOH 
Reações químicas e leis ponderais
U2
68
1.2 Tipos de reações
De acordo com Atkins e Jones (2006, p. 77), reação química “é a conversão de 
uma ou mais substâncias em outras substâncias”. Deste modo, podemos classificar 
os materiais iniciais do processo como sendo os reagentes e as substâncias 
formadas por estes reagentes de produto.
As reações químicas são diferenciadas de acordo com os produtos formados, 
sendo divididas e conceituadas em diferentes áreas da química, como a química 
orgânica, a química analítica, a físico-química e a química inorgânica. Em nossos 
estudos, iremos verificar cinco principais categorias, que são reações de síntese 
ou adição, reação de análise ou decomposição, reação de simples troca ou 
deslocamento e reação de dupla troca. Estas reações são vistas e trabalhadas dentro 
da química geral e da química inorgânica. Nesta seção também iremos verificar as 
condições necessárias de afinidade para que ocorram as reações químicas. Por fim, 
trabalharemos com outro tipo de reação, de grande importância, que são as reações 
de combustão. Mas você já ouviu falar nestes tipos de reação? A seguir veremos 
estas quatro categorias, com exemplos que facilitarão nosso entendimento.
1.3 Reação de síntese ou adição
Neste ponto começamos a estudar cada categoria de reação química 
individualmente. Sendo assim, iniciamos falando das reações de síntese ou adição. 
Mas você sabe o que é uma síntese?
Acadêmico(a), o link abaixo apresenta um artigo sobre Reações 
Químicas – Fenômeno, transformação e representação. Através 
de sua leitura será possível obter novas informações a respeito deste 
importante conceito da química, além do aprofundamento em seus 
estudos. Boa leitura!
Link: <http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc02/conceito.pdf>.
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
69
Uma Síntese nada mais é do que a formação de compostos químicos a partir de 
compostos químicos mais simples, como é o caso da reação de formação da água 
a partir da reação entre o hidrogênio e o oxigênio, como visto no item 1.1 desta 
mesma unidade. 
Nas reações de síntese ou adição, temos dois compostos químicos, que reagem 
entre si para formar apenas um produto, que é o caso da reação entre o carbono 
elementar (C) e o oxigênio (O
2
) que formam apenas um produto, o dióxido de 
carbono (CO
2
), conforme verificado abaixo:
C
(s)
 + O
2(g)
 → CO
2(g)
 
Observamos, nesta reação, que dois componentes simples, o carbono elementar 
e a molécula de oxigênio, reagiram entre si e formaram apenas um produto, o dióxido 
de carbono, que é um composto mais complexo que os compostos de origem.
 Reações de síntese ou adição, também conhecidas como reações de 
combinação (BROWN, et al., 2005), são representadas de forma geral das seguintes 
maneiras:
A + B → C ou A + B → AB
Para este tipo de reação, podemos encontrar vários exemplos, principalmente 
nos casos mais simples, onde dois elementos químicos se combinam para formar 
um novo composto. O Quadro 2.1 apresenta alguns exemplos deste tipo de reação.
Reação de adição ou síntese Justificativa
2Mg
(s)
 + O
2
 → 2MgO
(s)
Reação de combustão do magnésio.
N
2(g)
 + 3H
2(g) 
→ 2NH
3(g)
Reação de formação da amônia.
2Fe
(s)
 + 3O
2(g)
 → 2Fe
2
O
3(s)
Reação de formação do óxido férrico.
Quadro 2.1 | Exemplos de reações do tipo de síntese ou adição
Fonte: O autor 
Reações químicas e leis ponderais
U2
70
 De acordo com Feltre (2008), as reações de síntese podem ser classificadas 
em duas categorias, as reações de síntese total, quando apenas substâncias 
simples, como o O
2
 e o H
2
, por exemplo, darão origem a uma substância mais 
complexa, como a água, H
2
O. Já as reações de síntese parcial são aquelas que 
devem ocorrer quando existir ao menos um reagente que apresenta uma estrutura 
composta, conforme mostrado nas reações a seguir, onde exemplos dos dois 
processos são apresentados:
S
(s)
 + O
2(g)
 → SO
2(g)
 – Reação de síntese total.
CaO
(s) 
+ H
2
O
(l) 
→ Ca(OH)
2(aq) 
– Reação de síntese parcial.
Relembrando a reação de formação da água: 2H
2
 + 1O
2
 → 1H
2
O – Esta reação 
é classificada como reação de síntese ou adição. Neste caso, os dois compostos 
químicos reagem entre si e forma-se apenas um produto, a água.
1.4 Reação de análise ou decomposição
De acordo com Brown, et al. (2005), neste tipo de reação uma substância mais 
complexa sofre uma reação química e forma duas ou mais substâncias que são 
mais simples que a de origem, conforme podemos observar nas reações químicas 
apresentadas abaixo:
2H
2
O
(l)
 → 2H
2(g) 
+ 1O
2(g)
 – Reação de decomposição da água.
2HgO
(s)
 + calor → 2Hg
(l) 
+ O
2(g) 
– Reação de decomposição de um óxido de mercúrio.
2NaCl
(aq)
 → 2Na
(s) 
+ Cl
2(g)
 – Reação de decomposição do cloreto de sódio.
As reações de análise ou decomposição podem ser classificadas em três 
categorias diferentes, de acordo com os mecanismos ou os meios pelas quais se 
processam, podendo ser chamadas de pirólise, fotólise e/ou eletrólise.
De acordo com Feltre (2008), a reação de pirólise consiste na decomposição de 
determinada substância química pelo calor. Este processo também é conhecido 
industrialmente como calcinação. A reação de fotólise consiste na decomposição 
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
71
pela luz e a reação de eletrólise consiste na decomposição do material pela 
utilização de eletricidade. As reações abaixo, apresentadas por Feltre (2008), 
mostram exemplos destes três processos:
2Cu(NO
3
)
2(s)
 + calor → 2CuO
(s)
 + 4NO
2(g)
 + O
2(g)
 – Reação de pirólise do 
nitrato de cobre.
2H
2
O
2(l) 
+ luz → 2H
2
O
(l) 
+ 1O
2(g)
 – Reação de fotólise da água oxigenada.
H
2
O (eletrólise) H
2
 + 1⁄
2
 O
2
 - Reação de eletrólise da água.
 
1.5 Reação de simples troca ou deslocamento
As reações de simples troca ou reações de deslocamento, como também 
são conhecidas, ocorrem através das interações entre dois reagentes e com a 
formação de dois produtos, entretanto, um dos reagentes é um composto simples, 
ou um elemento simples, como, por exemplo, a molécula de cloro (Cl
2
) no estado 
gasoso, e o outro é um composto complexo, como é o caso, por exemplo, do 
NaI (iodeto de sódio) no estado aquoso, que reagem entre si e realizam uma troca, 
onde os produtos apresentam as mesmas características dos reagentes, como 
observado abaixo:
Acadêmico(a), existem outras formas para representarmos o calorem 
uma reação química?
Além da forma que se apresenta no exemplo proposto anteriormente, 
podemos representar o calor através do seguinte símbolo:
Δ = calor
Este símbolo deve aparecer sobre a flecha que indica o sentido da 
reação química conforme é apresentado a seguir:
 Δ
Reagentes Produtos
Reações químicas e leis ponderais
U2
72
2NaI
(aq)
 + Cl
2(g)
 → 2NaCl
(aq) 
+ I
2(g)
 Este tipo de reação pode ser representado da seguinte forma, para melhor 
compreensão:
A + BC → B + AC ou A + BC → AB + C
Onde se observa que o reagente A realizou uma simples troca com o reagente 
B ou C, presente no composto BC, formando um composto AC ou AB, e o 
composto B ou C, como resultado, ficou em seu estado simples.
As reações apresentadas abaixo são exemplos de reações de simples troca:
FeS
2(aq) 
+ Ca
(s) 
→ Fe
(s) 
+ CaS
2(aq)
 – Reação entre dissulfeto de ferro e o cálcio 
metálico.
2Fe
(s) 
+ 6HCl
(aq) 
→ 2FeCl
3(aq)
 + 3H
2(g)
 – Reação entre o ferro metálico e o ácido 
clorídrico.
Cl
2(g)
 + 2KI
(aq)
 → 2KCl
(aq)
 + I
2(g)
 – Reação entre o gás cloro e o iodeto de 
potássio.
“As reações de deslocamento são um tipo de reação de oxirredução, pois há 
transferência de elétrons da substância simples para a composta” (BRASIL ESCOLA, 2015).
1.6 Reação de dupla troca
As reações de dupla troca ocorrem entre duas substâncias compostas, sendo 
que a troca entre os reagentes resulta na formação de dois produtos também 
compostos, como podemos observar a seguir:
AB + CD → AD + CB
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
73
Nesta reação, o componente A do composto AB realizou uma troca com 
o componente C do composto CD, formando o composto AD, sendo como 
resultado desta reação a formação do composto CB, também composto.
As reações apresentadas abaixo são exemplos desta classificação de reação:
NaCl
(aq)
 + AgNO
3(aq)
 → NaNO
3(aq)
 + AgCl
(s) 
– Reação de precipitação do cloreto 
de prata.
CuSO
4(aq) 
+ 2NaCl
(aq)
 → CuCl
2(s)
 + Na
2
SO
4(aq)
 – Reação entre o sulfato de cobre 
e o cloreto de sódio.
H
2
SO
4(aq)
 + Ba(OH)
2(aq)
 → 2H
2
O
(l)
 + BaSO
4(s)
 – Reação entre o ácido sulfúrico e 
o hidróxido de bário.
Estas reações podem acontecer: (I) quando ocorre a formação de um produto 
mais volátil, ou seja, forma-se um gás; (II) quando ocorre a formação de um 
produto menos ionizado, ou seja, um produto mais fraco e; (III) quando ocorre a 
formação de um produto precipitado.
1.7 Fatores importantes para ocorrência de reações químicas
Colocar duas substâncias químicas diferentes em um mesmo recipiente não é 
um fator necessário para que elas interajam entre si e realizem uma reação química. 
Para que ocorra uma reação química é necessário, de acordo com Feltre (2008):
• Que as moléculas fiquem em contato, porém, de um modo que seja 
de forma eficaz este contato, isto pode ser observado em reações que 
ocorram em meio gasoso, que são fáceis e rápidas de ocorrerem, pois o 
contato entre as moléculas se torna mais fácil; assim, podemos dizer que as 
reações que ocorrem em meio gasoso são mais fáceis que as que ocorrem 
em meio líquido, consequentemente, as que ocorrem em meio líquido são 
mais fáceis de ocorrerem do que as que estão em estado sólido. Quando 
acontecem estes tipos de situações, é necessário o uso de técnicas para 
facilitar o contato entre as substâncias, como exemplo, agitar dois líquidos 
presentes em um recipiente para que eles possam interagir entre si e realizar 
uma reação química.
• Os reagentes necessitam possuir uma determinada afinidade química para 
Reações químicas e leis ponderais
U2
74
que possam reagir, como, por exemplo, a afinidade que o sódio metálico 
apresenta com a água; quando estes dois compostos são colocados em 
um mesmo recipiente, a reação química é intensa e rápida.
Devemos ter certo cuidado quando falamos em afinidade química, pois 
determinados compostos possuem afinidade de reagir com um composto A e não 
reagir com um composto B, isto faz com que eles sejam mais reativos ou menos 
reativos que outros, mas as condições necessitam ser observadas. 
1.8 Reação de combustão
A reação de combustão se processa entre dois tipos de reagentes químicos, 
um deles é conhecido como combustível (materiais que sofrem reação e 
liberam energia) e um comburente (componente essencial para que ocorra uma 
combustão). Na natureza, podemos encontrar vários materiais que possuem a 
característica de ser combustível, podemos citar como exemplo a própria madeira, 
que, ao secar, sofre uma reação de combustão facilmente e libera calor na forma 
de energia; entretanto, ela precisa de um reagente comburente para reagir, este 
composto é muito conhecido e está presente em nosso ar que respiramos, trata-se 
do oxigênio, que é o principal agente responsável pelos processos de combustão. 
Desta forma, podemos escrever esta reação como:
Combustível + comburente → Energia + CO
2(g)
 + H
2
O
(l)
Nos processos de combustão, existe a formação de dióxido de carbono e 
água. Analisando esta reação, podemos observar que se trata de uma reação de 
oxidação, onde os combustíveis são oxidados e, a partir daí, liberam energia.
Para compreendermos completamente este processo, vamos utilizar como 
exemplo a reação de combustão do etanol, combustível utilizado em transporte 
de veículos leves no Brasil. Observe a reação:
Nesta reação, o etanol (CH
3
CH
2
OH) é o nosso combustível e reage com o 
oxigênio (O
2
), que é nosso comburente, e forma como produtos o dióxido de 
CH
3
CH
2
OH O
2
CO
2
 + H
2
O + energia
combustível comburente produtos
+
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
75
1. Classifique as reações abaixo em: reação de síntese, 
reação de decomposição, reação de simples troca e reação 
de dupla troca:
a) HCl
(aq)
 + NaOH
(aq)
 → NaCl
(aq)
 H
2
O
(l)
b) N
2(g)
 + 2O
2(g)
 → 2NO
2(g)
c) Cu
(s)
 + FeSO
4(aq)
 → Fe(s) + CuSO
4(aq)
d) 2NaCl
(aq)
 → 2Na
(s) 
+ Cl
2(g)
e) KNO
3(aq)
 → K
(s) 
+ NO
(g)
 + O
2(g)
f) Zn
(s)
 + H
3
PO
4(aq)
 → Zn
3
(PO
4
)
2(aq) 
+ H
2(g)
g) C
(s) 
+ O
2(g)
 → CO
2(g)
h) KCl
(aq)
 + NaNO
3(aq)
 → KNO
3(aq)
 + NaCl
(aq)
carbono (CO
2
) e a água (H
2
O) e libera energia que pode ser aproveitada. Todas as 
reações de combustão seguem este mesmo processo, não importando qual seja 
o combustível ou qual seja o comburente.
Acadêmico(a), o link abaixo apresenta um artigo que relaciona as 
reações de combustão com os problemas de poluição ambiental. 
Através de sua leitura será possível obter novas informações a respeito 
deste importante conceito da química, além do aprofundamento em 
seus estudos. Boa leitura!
Link: <qnesc.sbq.org.br/online/qnesc31_3/09-RSA-5008.pdf>.
Reações químicas e leis ponderais
U2
76
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
77
Seção 2
Leis ponderais
Introdução à seção
Acadêmico(a), na primeira seção desta unidade trabalhamos com os principais tipos 
de reações químicas existentes e conseguimos compreender a estrutura de como 
é apresentada uma reação química. Agora, acadêmicos(as), iremos iniciar uma nova 
seção que está diretamente relacionada com a seção anterior e será fundamental para 
o entendimento da próxima seção de estudo desta unidade. Iremos estudar as Leis 
Ponderais. Mas quais são estas leis e o que elas têm a nos dizer?
As Leis Ponderais foram formuladas a partir de observações experimentais e 
dizem respeito à forma como ocorrem as transformações da matéria.
Nesta unidade iremos trabalhar com a Lei de Lavoisier, também conhecida 
como a lei de conservação das massas. Também iremos trabalhar com a Lei 
de Proust, conhecida como a Lei das proporções constantes, definidas ou fixas. 
Iremos trabalhar com a Lei de Dalton, que é a Lei das proporções múltiplas, e a Lei 
de Gay-Lussac, que é conhecida como a lei dos gases. A partir destas leis, que são 
baseadas em observações experimentais, poderemos realizar obalanceamento 
das equações químicas, pois estas são as bases sobre como é o comportamento 
da matéria e como se processam suas transformações.
Através de várias observações de reações químicas ao longo 
do tempo, concluiu-se que elas são regidas por determinadas 
leis, que são conhecidas como leis ponderais. Estas leis 
possuem certa consistência entre si e fazem uma menção à 
quantidade de massa dos reagentes e dos produtos formados 
durante uma reação química, ou seja, a quantidade de massa 
de reagentes que se encontra no início de uma reação deve 
ser igual à massa de produto formada por ela. Mas, na vida 
Reações químicas e leis ponderais
U2
78
real, isto realmente acontece, a massa de reagentes é sempre 
igual à massa dos produtos formados? Reflita um pouco sobre 
este assunto para iniciarmos este novo campo de estudo, que 
será essencial para a aplicação das técnicas de balanceamento 
de reações e de cálculos estequiométricos, que serão vistos 
futuramente em nossos estudos.
2.1 Lei de Lavoisier – lei da conservação de massas
Antoine Lavoisier (Figura 2.3) 
é considerado um dos pais da 
química moderna, por ter realizado 
vários experimentos controlados 
cuidadosamente, pelos quais ficou 
conhecido por suas medidas quantitativas 
de reações. Entretanto, sua carreira foi 
interrompida cedo, quando, em 1794, foi 
guilhotinado durante os tempos finais da 
Inquisição.
De acordo com Brown, et al. (2005), 
Lavoisier foi responsável por elaborar a lei 
que ficou conhecida como conservação 
de massas, onde “a massa total de uma 
substância presente ao final de uma reação 
química é a mesma massa total do início 
da reação”.
Em 1774, Lavoisier estabeleceu que 
“durante uma transformação química 
não é mensurável o ganho ou a perda 
de massa, isto é, a soma das massas dos 
produtos é igual à soma das massas dos 
Figura 2.3 | Antoine Lavoisier, responsável 
por importantes experimentos e 
observações de reações de combustão 
e formulador da lei que ficou conhecida 
como Lei da conservação de massas
Fonte: Disponível em: <http://upload.wikimedia.
org/wikipedia/commons/7/78/Antoine_laurent_
lavoisier.jpg>. Acesso em: 17 mar. 2015.
reagentes” (RUSSELL, 1994, p. 16). Tudo isso que foi exposto até agora quer dizer que 
durante uma reação química não há destruição e nem a criação de matéria, apenas 
ocorre a sua transformação.
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
79
Podemos escrever que durante uma reação temos a seguinte relação:
massa
reagentes 
= massa
produtos
Desta lei, Lavoisier criou a seguinte máxima: “Na natureza nada se cria, nada se 
perde, tudo se transforma”.
A Lei de conservação de massas se aplica a sistemas fechados, pois embora ocorra 
em toda a natureza, ela pode ser quantificada estando em um sistema fechado. 
Quando se processa uma reação química, os átomos presentes neste sistema 
fechado irão permanecer dentro deste mesmo sistema após o final da reação, em 
mesmo número apresentado no início, isto quer dizer que, mesmo que ocorram 
transformações durante uma reação química, a quantidade de átomos de um 
determinado elemento não será alterada, apenas transformada. Podemos utilizar esta 
informação para realizarmos o balanceamento de reações, pois não haverá perdas de 
compostos químicos durante o processo, ou seja, a massa total do início da reação 
será a mesma que aparecerá no final, indiferente se o produto formado for um gás, 
pois se trata de um sistema fechado. 
Como dito anteriormente, podemos utilizar a lei da conservação de massas para 
realizar cálculos de balanceamento de reações, pois os átomos que aparecem do 
lado dos reagentes durante uma reação química deverão estar presentes do lado dos 
produtos, mesmo que tenham mudado de fase, se dividido em mais de um composto 
ou alterado seu número de oxidação, ou seja, mesmo após todos os processos, a 
quantidade do mesmo não será alterada.
1. Em suas observações experimentais, Antoine Lavoisier 
verificou que durante uma reação química, a quantidade 
de massa dos produtos formados é igual à quantidade de 
massa dos reagentes colocados inicialmente. Ele fez esta 
consideração, pois observou que a quantidade de massa 
variava muito pouco durante um processo, indiferente das 
reações que possam ocorrer no sistema. Isto tudo quer dizer 
que as substâncias presentes nos reagentes se reorganizam 
para formar os produtos e suas quantidades iniciais são 
as mesmas que aparecem no final da reação. Sobre a lei 
formulada por Lavoisier, assinale a alternativa correta:
Reações químicas e leis ponderais
U2
80
a) Na Lei de conservação de massas, proposta por 
Lavoisier, nada se cria e nada se perde, tudo se transforma. 
Esta lei foi verificada e comprovada em sistemas fechados.
b) Na Lei de Lavoisier, as proporções em massa dos 
produtos são independentes das quantidades de reagentes.
c) Na Lei de Lavoisier existe sempre uma proporção 
definida de reagentes que formam uma quantidade definida 
de produtos, esta lei é conhecida como proporções 
múltiplas.
d) Na Lei de conservação de massas, Lavoisier 
comprovou em um sistema aberto que a massa dos 
reagentes é igual à massa dos produtos, pois não há perdas 
durante as transformações ocorridas.
2.2 Lei de Proust – lei das proporções constantes, definidas ou fixas
De acordo com Proust: “Uma 
determinada substância composta é 
formada por substâncias mais simples, 
unidas sempre na mesma proporção 
em massa” (Portal de Química – Lei de 
Proust). Disponível em: <http://www.soq.
com.br/conteudos/ef/reacoesquimicas/
p3.php>. Acesso em: 22 mar. 2015.
Joseph Louis Proust (Figura 2.4) era 
um químico francês que observou em 
reações experimentais que as massas 
dos reagentes utilizados e a massa dos 
produtos formados que participavam 
de uma determinada reação química 
obedeciam sempre a uma lei constante. 
Esta proporção é específica para 
cada reação química e é totalmente 
independente das quantidades dos 
reagentes que foram utilizados.
Figura 2.4 | O químico francês Joseph 
Louis Proust, formulador da Lei das 
proporções constantes, definidas ou 
fixas
Fonte: Disponível em: <http://upload.wikimedia.
org/wikipedia/commons/f/f5/Joseph_Louis_
Proust.jpeg>. Acesso em: 17 mar. 2015.
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
81
Para compreendermos melhor este conceito, vamos utilizar a seguinte reação 
química, já apresentada anteriormente, que é a reação de formação da água a 
partir de seus compostos simples:
2H
2(g)
 + 1 O
2(g)
 → 2H
2
O
(l) 
– Reação de formação da água.
Para entendermos este conceito, analisemos as informações apresentadas abaixo:
Nos três casos apresentados, a quantidade de água formada é igual à soma das 
quantidades dos reagentes presentes na reação, ou seja, quanto 4g de hidrogênio 
reagem com 32g de oxigênio, formam-se 36g de água. Portanto, nestes casos 
podemos observar que a massa do produto é sempre igual à soma das massas 
dos reagentes, o que concorda com a Lei de Proust. Sabendo deste conceito, 
podemos determinar qual é a proporção de cada reagente para formação dos 
produtos, como demonstrado a seguir:
Podemos dizer que uma parte de hidrogênio reage com oito partes de oxigênio 
para formar nove partes de água. Desta forma, qualquer que seja a quantidade que 
eu utilize de massas em um determinado reagente, as proporções acima serão as 
responsáveis pela formação da quantidade de produto no final da reação. Vamos 
conferir os exemplos abaixo:
Exemplo 1. Quanto de oxigênio será necessário reagir com 124g de hidrogênio 
para formar quantos gramas de água?
H
2
O
2
H
2
O
4g 32g 36g
32g 256g 288g
1g 8g 9g
4gH
2
1gH
2
32gO
2
8gO
2
=
4gH
2
1gH
2
36gH
2
O 9gH
2
O
=
Reações químicas e leis ponderais
U2
82
Resolução: Temos que uma parte de hidrogênio reage com oito partes de 
oxigênio, deste modo podemos utilizar uma regra de três simples para determinar 
a quantidade de oxigênio:
Para 124g de hidrogênio (H
2
) são necessários 992gde oxigênio (O
2
) que irá 
formar no final:
124g H
2
+992g O
2
= 1116g H
2
O 
Deste modo, são formados 1116g de água (H
2
O) a partir desta reação, pois as 
proporções são as mesmas, obedecendo à Lei de Proust.
Exemplo 2. Dada a reação química: A + B → AB, onde 12g de A reagem com 
8,3g de B e formam 20,3g de AB. Quantos gramas de A serão necessários reagir 
com 124,8g de B para formar o composto AB? Quantos gramas do composto AB 
serão formados?
Resolução: conforme visto no exemplo 1, iremos utilizar uma regra de três 
simples, assim temos:
Assim sendo, precisamos de 180,43g de A para reagir com 124,8g de B e assim 
formar o composto AB, que de acordo com a Lei de Proust, somamos os reagentes 
A e B podemos saber quanto do reagente AB é formado: 180,43g A + 124,8g B = 
305,23g do composto AB que será formado durante esta reação química.
1gH
2
124gH
2
8gO
2
XgO
2
=
Multiplicando em cruz: 8 × 124 = 1 × X, deste 
modo, X = 992g O
2
12g A Xg A
8,3g B 124,8g B
=
Multiplicando em cruz: 124,8 × 12 = X × 8,3
Isolando o X temos: X= (124,8 ×12)/8,3, deste modo, X= 180,43g de A
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
83
2. Dada a reação química a seguir: 2Fe
(s)
 + O
2(g)
 → 2FeO
(s)
, 
sendo que são necessários 111,68g de ferro (Fe) para formar 
143,68g de óxido de ferro (FeO). Quantos gramas de ferro 
serão necessários reagir com 67,8g de oxigênio para formar 
o FeO? Quantos gramas de FeO serão formados?
2.3 Lei de Dalton – lei das proporções múltiplas
Figura 2.5 | O químico inglês John 
Dalton, autor da teoria atômica 
conhecida como bola de bilhar e 
responsável por várias contribuições 
científicas nas áreas da química e da 
física, entre suas contribuições está a 
teoria das proporções múltiplas
Fonte: Disponível em: <http://upload.wikimedia.
org/wikipedia/commons/d/d4/John_Dalton_by_
Charles_Turner.jpg>. Acesso em: 17 mar. 2015.
O químico inglês John Dalton (Figura 
2.5) foi um grande cientista de sua época, 
seu trabalho já foi visto anteriormente, 
no capítulo 1, onde ele propôs sua teoria 
atômica, onde considerava o átomo como 
sendo uma bola maciça e indivisível, esta 
teoria ficou conhecida como teoria da 
bola de bilhar. Além desta teoria, ele foi 
responsável por várias contribuições nas 
áreas da química e da física. Uma destas 
teorias é de fundamental importância 
na química, que está relacionada à 
estequiometria das reações químicas, a 
teoria das proporções múltiplas.
Baseada na lei das proporções 
definidas, a lei de proporções múltiplas 
diz que quando elementos químicos se 
combinam, este processo é realizado 
através de uma razão de pequenos 
números inteiros. Nesta lei temos que 
os compostos reagem entre si e podem 
formar compostos com coeficientes 
inteiros. Como exemplo, na reação de 
formação do monóxido de nitrogênio (NO) e o dióxido de nitrogênio (NO
2
), o 
nitrogênio e oxigênio interagem entre si e formam estes compostos, porém, 
Reações químicas e leis ponderais
U2
84
eles não podem interagir entre si e formar um composto do tipo N
1,2
O
2,3
, pois os 
coeficientes precisam ser números inteiros. 
Esta lei também nos diz que estes dois elementos químicos distintos interagem 
entre si podendo formar mais de um composto químico entre eles, como é o caso 
mostrado no parágrafo anterior, onde o nitrogênio e o oxigênio reagem entre si 
e podem formar NO e NO
2
, por exemplo. Importante notar que em todos estes 
casos existe uma proporção entre as massas do primeiro e do segundo átomo 
presentes no composto químico que é dado por um pequeno número inteiro, 
sendo que a massa do primeiro elemento é sempre mantida constante.
Podemos comprovar esta teoria, para isso podemos pensar novamente na 
formação dos óxidos de nitrogênio, onde mantemos a massa do nitrogênio 
constante e variamos a massa do oxigênio para formar novos compostos químicos, 
como mostrado abaixo:
Observamos que, nestes casos, a massa do nitrogênio se mantém constante 
(28g) e varia-se a massa do oxigênio (16g, 32g, 48g) em proporções múltiplas, 
sendo estas proporções formadas por números inteiros.
A Lei de Dalton e seus postulados sobre sua teoria atômica são as bases para 
explicar as leis ponderais de Lavoisier, conhecida como a lei de conservação das 
massas, e de Proust, que é conhecida como a Lei das proporções definidas.
Segundo Dalton, os átomos não podem sofrer mudanças durante uma reação, 
pois são esferas maciças e indivisíveis, e que a massa de um composto químico é 
igual à soma das massas de todos os seus constituintes, porém, a proporção dos 
átomos que formam um composto é definida e em proporções determinadas e, 
por fim, a proporção existente dos dois elementos sempre será igual em qualquer 
amostra que contenha este determinado composto.
2.4 Lei de Gay-Lussac
Nitrogênio Oxigênio Óxido
28g 16g N
2
O
28g 32g N
2
O
2
28g 48g N
2
O
3
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
85
Joseph Louis Gay-Lussac (Figura 2.6) foi 
um cientista francês formado em química 
e em física que contribuiu de forma 
significativa em temas importantes, como 
a lei dos gases. Este cientista conseguiu 
realizar e reação de formação da água ao 
reagir oxigênio e hidrogênio, observando 
que sempre a reação se processava 
em uma relação de dois volumes de 
hidrogênio para um volume de oxigênio 
com produção de dois volumes de água.
Gay–Lussac realizou um experimento 
simples, onde reagiu inicialmente 2L de 
gás hidrogênio com 1L de gás oxigênio 
e observou a formação de 2L de água 
no estado gasoso. Em seguida ele reagiu 
4L de gás hidrogênio com 2L de gás 
oxigênio e observou a formação de 4L 
de água no estado vapor. Ele realizou 
mais dois experimentos, dobrando as 
quantidades de reagentes e observando as 
transformações ocorridas.
Figura 2.6 | Cientista francês Gay-
Lussac, responsável por várias pesquisas 
na área da química e da física; entre 
suas contribuições, formulou uma lei 
que é conhecida como a Lei dos gases
Fonte: Disponível em: <http://upload.wikimedia.
org/wikipedia/commons/2/2f/Gaylussac.jpg>. 
Acesso em: 17 mar. 2015.
Em todos os experimentos ele observou a seguinte relação: 2 : 1 : 2 (H
2
 : O
2
 
: H
2
O), ou seja, duas partes de hidrogênio reagem com uma parte de oxigênio 
e assim formam duas partes de água. Com isso ele formulou a Lei dos gases, 
que também ficou conhecida pelo seu nome. Nesta lei encontramos a seguinte 
definição: Os volumes dos reagentes e dos produtos numa reação química que 
se processa no estado gasoso, possuindo as mesmas condições de temperatura 
e pressão, apresentam sempre uma proporção constante, que é uma relação fixa 
dada por coeficientes formados por números inteiros.
Deste modo, podemos dizer que a reação realizada por Gay-Lussac é da 
seguinte forma:
2 H
2(g)
 + 1 O
2(g)
 → 2 H
2
O
(l)
Onde dois volumes de gás hidrogênio reagirão com um volume de gás oxigênio 
e formarão deste modo dois volumes de água.
Reações químicas e leis ponderais
U2
86
Esta lei, assim como outras, foram necessárias para o desenvolvimento do 
conceito de moléculas.
Acadêmico(a), o link abaixo apresenta um artigo que relaciona os 
conceitos da Lei dos gases, proposta por Gay-Lussac, com situações 
do nosso cotidiano. O artigo intitulado Alcoolismo e a Educação 
Química aborda de uma forma diferente estes conceitos propostos. 
Através de sua leitura será possível obter novas informações a respeito 
deste importante conceito da química, além do aprofundamento em 
seus estudos. Boa leitura!
Link: <http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc34_2/03-QS-42-11.pdf>.
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
87
Seção 3
Balanceamento de equações químicas
Introdução à seção
Acadêmico(a), nesta seção iniciaremos o estudo dos balanceamentos das 
reações químicas de acordo com alguns métodos predefinidos. As reações químicas 
podem ser apresentadas de forma não balanceada, onde sua finalidade é apenas 
demonstrar que determinados reagentessofrem um processo de interação para 
formar novos compostos químicos. Mas também temos as reações balanceadas, 
que além de trazer as informações descritas acima, diz qual é a proporção de cada 
reagente para formar uma quantidade definida de determinado produto. Dentro das 
reações químicas, é de fundamental importância saber fazer seu balanceamento, 
pois em um caso industrial, por exemplo, se não temos as quantidades definidas 
de reagentes para formar determinado produto, haverá desperdício, o que pode 
significar, dentro de um processo industrial, um custo efetivo de produção alto, 
que pode ser facilmente eliminado pela correção das proporções dos reagentes 
dentro de uma reação.
Neste ponto já estamos prontos para iniciar nosso estudo, então começaremos 
pela técnica de tentativa e erro. Embora seja simples, como o próprio nome diz, 
pode se tornar trabalhoso em determinadas equações com muitos compostos 
reagindo, utilizaremos este método apenas para equações simples. Em seguida, 
utilizaremos os métodos de balanceamento algébricos, que consistem em sugerir 
valores arbitrários para coeficientes de um reagente, por exemplo, e a partir desta 
informação, determinar os coeficientes dos demais reagentes e dos produtos 
formados. Veremos também os métodos de balanceamento redox, que são 
baseados em reações de oxido-redução e, por fim, os métodos do tipo íon-eletro, 
que também são baseados em reações de oxidação redução, porém, trabalhamos 
com as semirreações de oxidação e redução para balancear a equação.
Reações químicas e leis ponderais
U2
88
Acadêmico(a), conforme visto na primeira seção desta 
unidade, as equações químicas possuem duas formas de 
representação, uma qualitativa e outra quantitativa. Quando 
falamos em reações com caráter qualitativo, estamos apenas 
interessados em saber qual composto químico precisa reagir 
com qual outro reagente químico para formar determinado 
produto, sendo que as quantidades não são importantes, 
apenas a qualidade destes. A qualidade quer dizer apenas quais 
são os átomos que formam os compostos químicos. Porém, 
para controlarmos determinada reação química precisamos 
saber as quantidades necessárias de cada elemento presente 
na reação, por isso realizamos o balanceamento das reações. 
Imaginemos um processo químico, por exemplo, a produção 
de um determinado princípio ativo que será utilizado para 
produção de um determinado medicamento. Será que a 
quantidade dos reagentes, se não for muito bem controlada 
durante seu processo de síntese, não poderá formar outros 
tipos de compostos, como um produto diferente do princípio 
ativo de interesse? E sem o conhecimento prévio, este 
produto irá para produção como um contaminante. Imagine 
os transtornos que podem ocorrer devido a este simples 
controle, neste caso, vidas podem ser perdidas. Mas este tema 
é muito mais amplo, por isso, antes de iniciarmos esta seção, 
reflita sobre como as reações químicas ocorrem na natureza, 
pensando sempre se as quantidades balanceadas de todos os 
reagentes envolvidos podem ou não influenciar na formação 
dos produtos. Reflita neste momento para podermos iniciar os 
estudos dos métodos de balanceamento de reações químicas.
3.1 Método de balanceamento por tentativas e erros
Neste método, muito simples, utilizamos tentativas para poder balancear 
equações químicas. Como o método é muito simples, ele é útil apenas para 
balancearmos equações que também sejam simples. Inicialmente escolhemos 
o composto mais complexo da reação, seja do lado dos reagentes como dos 
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
89
produtos. A partir daí, colocamos coeficientes arbitrários e verificamos se as 
quantidades de determinado átomo são as mesmas do lado dos reagentes 
e produtos. Este processo é simples, entretanto, pode se tornar complexo 
dependendo da quantidade de reagentes envolvidos. Os exemplos abaixo nos 
mostram como realizar o balanceamento por tentativas e erros.
Exemplo 3. Na reação de queima do propano (C
5
H
12
) utilizando o oxigênio do 
ar como comburente observamos a formação de dióxido de carbono (CO
2
) e água 
(H
2
O), conforme observamos na reação abaixo:
C
5
H
12(l)
 + O
2(g)
 → CO
2(g)
 + H
2
O
(l)
A reação apresentada acima tem caráter apenas qualitativo, pois apresenta os 
reagentes presentes na reação e os produtos formados, agora, balanceie esta reação.
Resolução: Para iniciarmos o balanceamento da reação, primeiro vamos 
analisar o que está acontecendo. Nesta reação, o propano reage com o oxigênio, 
em uma reação de oxidação e produz dióxido de carbono e água como produtos. 
A partir daí, vamos escolher um dos componentes, do lado dos reagentes para 
iniciar o balanceamento da reação, optaremos sempre pelo componente mais 
complexo, neste caso temos o propano.
Inicialmente, notamos que o propano (C
5
H
12
) possui cinco átomos de carbono 
do lado dos reagentes e somente um no lado dos produtos, desta forma, igualamos 
os dois lados como colocado na reação abaixo:
C
5
H
12(l)
 + O
2(g)
 → 5CO
2(g)
 + H
2
O
(l)
A quantidade de carbono agora é a mesma dos dois lados da reação, mas ainda 
nos resta balancear o hidrogênio que aparece na molécula de propano; sabemos 
que no propano temos 12 átomos de hidrogênio e na molécula de água dois, desta 
forma, precisamos multiplicar por 6 a molécula de água para igualar a quantidade 
de hidrogênio presente, conforme mostrado:
C
5
H
12(l)
 + O
2(g)
 → 5 CO
2(g)
 + 6 H
2
O
(l)
Reações químicas e leis ponderais
U2
90
Neste ponto, podemos determinar que a quantidade de átomos de oxigênio 
presente nos produtos será a soma das quantidades presentes na molécula de 
água e na de dióxido de carbono. Portanto, temos dois átomos de oxigênio no 
dióxido de carbono, que no total teremos 10 átomos de oxigênio mais os seis 
átomos presentes nas moléculas de água, pois ela apresenta apenas um átomo de 
oxigênio em sua estrutura, no total teremos a soma dos dois que dará 16 átomos 
de oxigênio. A molécula de oxigênio possui dois átomos, deste modo, teremos 8 
moléculas de oxigênio, conforme observado a seguir:
C
5
H
12(l)
 + 8O
2(g)
 → 5 CO
2(g) 
+ 6 H
2
O
(l)
A reação encontra-se balanceada, mas para conferirmos se tudo está correto, 
vamos checar:
Átomos de carbono no lado dos reagentes = 5
Átomos de carbono no lado dos produtos = 5
Átomos de hidrogênio no lado dos reagentes = 12
Átomos de hidrogênio no lado dos produtos = 12
Átomos de oxigênio no lado dos reagentes = 16
Átomos de oxigênio no lado dos produtos = 16
Exemplo 4. Balanceie a reação química dada a seguir: 
C
10
H
22(l)
 + O
2(g)
 → CO
2(g) 
+ H
2
O
(l)
.
Resolução: inicialmente vamos seguir todos os passos dados no exemplo 
anterior, e assim obteremos:
C
10
H
22(l)
 + 31⁄2 O
2(g)
 → 10 CO
2(g)
 + 11 H
2
O
(l)
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
91
Como o coeficiente que utiliza fração não é muito prático, vamos multiplicar toda 
a equação por dois para usarmos apenas coeficientes inteiros, assim ficamos com:
2 C
10
H
22(l)
 + 31 O
2(g)
 → 20 CO
2(g)
 + 22 H
2
O
(l)
A reação encontra-se balanceada, mas para conferirmos se tudo está correto, 
vamos checar:
Átomos de carbono no lado dos reagentes = 20
Átomos de carbono no lado dos produtos = 20
Átomos de hidrogênio no lado dos reagentes = 44
Átomos de hidrogênio no lado dos produtos = 44
Átomos de oxigênio no lado dos reagentes = 62
Átomos de oxigênio no lado dos produtos = 62
Observação Importante: “nunca altere a fórmula de um reagente ou produto 
durante o processo de balanceamento” (RUSSELL, 1994, p. 73).
1. Faça o balanceamento da reação de combustão do 
acetileno (C
2
H
2
) em presença de oxigênio (O
2
) e com a 
formação de dióxido de carbono (CO
2
) e água (H
2
O).
3.2 Método algébrico
Este método foi desenvolvido para facilitar a determinação dos coeficientes 
estequiométricos em uma reação química, para isso, consideramos os 
coeficientes comovariáveis em um processo matemático, e solucionamos este 
método matemático através de substituição. Em alguns casos podemos utilizar 
escalonamento e também podemos utilizar, em alguns casos, matrizes, o que pode 
Reações químicas e leis ponderais
U2
92
dificultar o processo. Para melhor compreensão deste método, vamos conferir os 
exemplos abaixo.
Exemplo 5. Dada a reação química abaixo, faça seu balanceamento utilizando 
o método algébrico.
Fe
(s) 
+ O
2(g)
 → Fe
2
O
3(s)
Resolução. Inicialmente, identificamos os coeficientes.
a F
e(s)
 + b O
2(g)
 → c Fe
2
O
3(s)
Em seguida, necessitamos igualar as quantidades de átomos dos elementos 
dos dois lados da equação, ou seja, nos reagentes e nos produtos.
Para o ferro temos: 1 x a = 2 x c
Para o oxigênio temos que 2 x b = 3 x c
Deste modo, obtemos que 1A = 2C e 2B = 3C, isolando o componente C 
em uma das equações, obtemos que: C = (1A / 2), ou seja, C = (1/2) A. Podemos 
substituir na equação 2 o componente C, ficando assim com:
2B = 3(1A / 2), deste modo, 2B = 3A, e assim temos que A = (2/3) B.
A = (2/3) B;
C = (1/2) A.
Atribuindo um valor arbitrário para B, como, por exemplo, 3, encontramos:
B = 3
A = (2/3) B = (2/3) 3, obtemos A = 2
C = (1/2) A = 2/2 = 1
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
93
Podemos concluir, deste modo, que a reação fica da seguinte forma:
2 Fe
(s)
 + 3 O
2(g) 
→ 1 Fe
2
O
3(s)
Exemplo 6. Dada a reação química abaixo, faça o balanceamento pelo método 
algébrico.
PbS
(s)
 + PbO
(s)
 → Pb
(l)
 + SO
2(g)
Seguiremos os mesmos passos do exemplo anterior, deste modo, identificamos 
os coeficientes:
a PbS
(s)
 + b PbO
(s)
 → c Pb
(l)
 + d SO
2(g)
Em seguida, realizamos as considerações:
Para o chumbo, Pb, temos: 1 x a + 1 x b = 1 x c
Para o enxofre, temos: 1 x a = 1 x d
Para o oxigênio temos: 1 x b = 2 x d
A partir destas informações, concluímos que, se colocarmos um valor arbitrário 
para a, como 2, obtemos:
Para o enxofre: 1 x a = 1 x d → 1 x 2 = 1d → d = 2.
Substituindo para o oxigênio, 1 x b = 2 x d → 1b = 2 x 2 → b = 4
Já para o chumbo, encontramos: 1 x a + 1 x b = 1 x c → 1 x 2 + 1 x 4 = c → c = 6
Reações químicas e leis ponderais
U2
94
Então, quando a = 2; b será igual a 4, c igual a 6 e d igual a 2. Dividindo todos 
os resultados por dois temos: 
a = 1; b = 2; c = 3; d = 1.
Podemos concluir, deste modo, que a reação fica da seguinte forma:
1 PbS
(s)
 + 2 PbO
(s)
 → 3 Pb
(l)
 + 1 SO
2(g)
1. Faça o balanceamento da equação química apresentada 
a seguir de acordo com o método algébrico.
N
2(g) 
+ H
2(g)
 → NH
3(g)
3.3 Método redox
Acadêmico(a), você sabe o que é um método redox?
Em um método para balanceamento de reações, precisamos obedecer sempre 
à Lei de Lavoisier, também conhecida como Lei de conservação das massas, ou 
seja, a quantidade de átomos de um determinado elemento que existir do lado dos 
reagentes deve existir no lado dos produtos. Porém, quando balanceamos reações 
de oxirredução, precisamos ter em mente que a quantidade de elétrons recebidos 
e doados deve estar também balanceada (BROWN; et al., 2005).
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
95
“As reações de oxirredução (redox) estão entre as reações químicas 
mais comuns e importantes. Elas estão envolvidas em uma grande 
variedade de processos importantes, incluindo a ferrugem, a 
fabricação e ação de alvejantes e a respiração dos animais” (BROWN; 
et al., 2005, p. 721).
Mas o que são reações do tipo redox?
De acordo com Brady, Russell e Holum (2002), as reações de 
oxirredução, reações de oxidação-redução ou simplesmente reações 
redox são aquelas que envolvem a transferência de elétrons de 
uma substância para outra. De acordo com estes mesmos autores, 
o processo de oxidação consiste na perda de elétrons por um 
determinado reagente, este processo é muito conhecido, pois a 
queima de combustíveis nada mais é do que um processo de oxidação. 
Já a redução trata-se de um processo que consiste no ganho de 
elétrons por outro e é um processo muito utilizado para produção 
de metais puros a partir de seus óxidos. Um exemplo simples deste 
processo é dado pelos autores e consiste:
Na Na+ + e- → Reação de oxidação.
Cl
2
 + 2e- 2Cl- → Reação de redução.
Para concluirmos, dizemos que o sódio é o composto oxidado e o 
cloro é o composto reduzido.
Acadêmico(a)! Abaixo apresentamos o link de um artigo que trata 
do processo de oxidação de metais, ele serve para aprofundarmos 
nosso conhecimento e para elucidar dúvidas a respeito deste tema. 
Boa leitura.
Oxidação de metais – Link: <http://qnesc.sbq.org.br/online/
qnesc18/A12.PDF>.
Reações químicas e leis ponderais
U2
96
Para continuarmos neste tema, precisamos saber o que é o número de 
oxidação, ou NOX, este tema será abordado com maiores detalhes nos próximos 
capítulos, porém, precisamos saber qual é o seu conceito para então realizarmos 
o balanceamento pelo método redox. O número de oxidação nada mais é do que 
o número de elétrons que um determinado átomo pode ceder ou ganhar em uma 
reação química. Para determinação do número de oxidação, precisamos seguir 
algumas regras, conforme mostradas abaixo, que são descritas por Brady, Russell 
e Holum (2002):
• Atomos em seu estado elementar, ou que não estejam realizando 
ligações químicas com outros átomos, ou seja, não estão quimicamente 
combinados, possuem NOX zero. Exemplo: Fe
(s)
; Zn
(s)
; C
(s)
.
• Átomos monoatômicos, como sódio (Na) e cloro (Cl), possuem carga igual 
à carga do íon.
• Dentro de um composto químico, a carga total do composto deve ser 
igual a zero. Exemplo: NaCl, onde Na possui carga 1+ e Cl possui carga 1-, 
ficando no total com a carga zero.
• O flúor apresenta NOX 1- em seus compostos.
• O oxigênio apresenta NOX 2- em seus compostos.
• O hidrogênio apresenta NOX 1+ em seus compostos.
A partir de todas as informações vistas até o momento, iniciamos nosso 
balanceamento de reação baseados no princípio do número de oxidação. 
Tenhamos em mente que o balanceamento será realizado baseando-se nas 
variações dos números de oxidação de todos os átomos envolvidos na reação, 
de modo que todos os elétrons cedidos sejam de igual número dos elétrons 
recebidos. Ao final, se necessário, utilizaremos o método de tentativas e erros para 
completar coeficientes caso eles não possam ser determinados por este método.
Para iniciar o balanceamento pelo método redox, inicialmente devemos 
identificar todos os números de oxidação de todos os elementos, tanto do lado 
dos reagentes como do lado dos produtos. Em seguida, verificamos quais deles 
sofrem os processos de oxidação e redução e calculamos a variação (Δ) do 
número de oxidação de cada elemento. Calculado o Δ de cada elemento, façamos 
então a inversão dos valores entre os átomos que estão realizando o processo 
de oxidação/redução. Por fim, façamos o balanceamento dos demais elementos 
pelo método de tentativas e erros e assim conseguimos completar a reação. Para 
analisarmos estes passos, vamos conferir o seguinte exemplo.
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
97
Exemplo 7. Faça o balanceamento da seguinte reação química pelo método 
redox (FOGAÇA; J.. Balanceamento por oxirredução – Brasil Escola). Disponível 
em: <http://www.brasilescola.com/quimica/balanceamento-por-oxirreducao.
htm>. Acesso em: 25 mar. 2015.
KMnO
4(aq)
 + HCl
(aq)
 → KCl
(aq) 
+ MnCl
2(aq)
 + Cl
2(g) 
+ H
2
O
(l)
Resolução. Inicialmente precisamos identificar os números de oxidação (NOX) 
de todos os átomos envolvidos na reação.
Do lado dos reagentes: K1+Mn7+O
4
2-; H1+Cl1-;
Do lado dos produtos: K1+Cl1-; Mn2+Cl1-; Cl
2
0; H
2
1+O2-;
Observamos deste modo que os compostos que apresentam variação do 
NOX são Mn7+ para Mn2+ e Cl1- para Cl
2
0. Em seguida, calculamos a variação (Δ) do 
número de oxidação dos elementos, da seguinte forma:
ΔMn = (7+) – (2+) = 5+
ΔCl = (1-) – (0) = 1-, como são 2Cl, temos queΔCl = 2-
Em seguida, façamos a inversão dos valores do Δ, ou seja,
ΔMn = 5 → deste modo, 5 será o coeficiente do Cl;
ΔCl = 2 → deste modo, 2 será o coeficiente do Mn.
A reação fica da seguinte forma:
KMnO
4(aq)
 + HCl
(aq)
 → KCl
(aq)
 + 2 MnCl
2(aq)
 + 5 Cl
2(g) 
+ H
2
O
(l)
Reações químicas e leis ponderais
U2
98
O próximo passo é realizar o balanceamento por tentativas e erros dos demais 
elementos. No lado dos produtos temos dois átomos de manganês, devemos ter 
dois átomos do lado dos reagentes:
2 KMnO
4(aq) 
+ HCl
(aq)
 → KCl
(aq)
 + 2 MnCl
2(aq)
 + 5 Cl
2(g)
 + H
2
O
(l)
Deste modo, a quantidade de íons potássio do lado dos reagentes ficou igual a 
dois, precisamos então igualar esta quantidade do lado dos produtos adicionando 
o coeficiente 2 ao KCl(aq).
2 KMnO
4(aq)
 + HCl
(aq)
 → 2 KCl
(aq) 
+ 2 MnCl
2(aq) 
+ 5 Cl
2(g)
 + H
2
O
(l)
Obtemos, desta forma, 16 átomos de cloro no lado dos produtos, devemos 
então igualar no lado dos reagentes:
2 KMnO
4(aq)
 + 16 HCl
(aq) 
→ 2 KCl
(aq)
 + 2 MnCl
2(aq)
 + 5 Cl
2(g)
 + H
2
O
(l)
Continuando nosso balanceamento, temos agora 16 átomos de hidrogênio no 
lado dos reagentes, devemos ter 16 átomos de hidrogênio no lado dos produtos, 
consequentemente, teremos um total de oito átomos de oxigênio do lado dos 
produtos, que é igual à quantidade de átomos de oxigênio apresentado nos reagentes;
2 KMnO
4(aq)
 + 16 HCl
(aq)
 → 2 KCl
(aq) 
+ 2 MnCl
2(aq) 
+ 5 Cl
2(g)
 + 8 H
2
O
(l)
Para confirmarmos que a reação está correta, devemos verificar se as 
quantidades de cada átomo que se encontram do lado dos reagentes aparecem 
em mesmo número no lado dos produtos e devemos verificar também se a 
quantidade de elétrons dos dois lados da reação é igual, para assim confirmarmos 
o balanceamento.
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
99
1. Faça o balanceamento da reação proposta abaixo pelo 
método redox:
HNO
3(aq)
 + P
4(s)
 + H
2
O
(l) 
→ H
3
PO
4(aq) 
+ NO
(g)
3.4 Método íon-elétron
O método íon-elétron é também um método baseado em reações de oxidação 
e redução, porém, sua execução é um pouco diferente do método redox de 
balanceamento. Acadêmico(a), você consegue imaginar quais sejam as diferenças 
entre estes dois métodos?
Em um processo de oxirredução, as reações de oxidação e redução ocorrem 
simultaneamente, mas podemos realizar seu balanceamento através das 
semirreações, que nada mais são do que separar a reação de oxidação e de 
redução, este método é conhecido como método íon-elétron.
Para entendermos melhor estes conceitos, vejamos o exemplo proposto por 
Brown, et al. (2005), na reação de oxidação do Sn2+ (estanho) por Fe3+ (ferro). Nesta 
reação poderemos entender este conceito de balanceamento, confiram a reação:
Fe3+
(aq)
 + Sn2+
(aq)
 → Fe2+
(aq)
 + Sn4+
(aq)
Primeiro, separamos as semirreações de oxidação e de redução.
Semirreação de oxidação → Sn2+
(aq)
 → Sn4+
(aq)
 + 2e–
Semirreação de redução → Fe3+
(aq)
 + 1e– → Fe2+
(aq)
Reações químicas e leis ponderais
U2
100
Na semirreação de oxidação, encontramos dois elétrons e na semirreação de 
redução, encontramos apenas um; como precisamos ter as mesmas quantidades 
de elétrons em ambas as reações, multiplicamos a semirreação de redução por 
dois, para assim igualar as concentrações dos elétrons presentes na reação, 
conforme podemos verificar:
Semirreação de redução → (Fe3+
(aq)
 + 1e– → Fe2+
(aq)
) x 2 → 2Fe3+
(aq)
 + 2e– → 
2Fe2+
(aq)
Deste modo, podemos observar que as duas reações apresentam as mesmas 
quantidades de elétrons, deste modo, só precisamos somar as duas reações para 
fechar o balanceamento, conforme mostrado:
2 Fe3+
(aq)
 + Sn2+
(aq) 
+ 2e– → Fe2+
(aq)
 + Sn4+
(aq)
 + 2e–
Como a quantidade de elétrons do lado dos reagentes é igual à quantidade 
de elétrons do lado dos produtos, precisamos apenas cortá-los para ter a reação 
balanceada, conforme mostrado:
2 Fe3+
(aq)
 + Sn2+
(aq)
 → Fe2+
(aq)
 + Sn4+
(aq)
Exemplo 8. Faça o balanceamento da seguinte reação química pelo método 
íon-elétron.
Mg
(s)
 + Cl
2(g) 
→ Mg2+
(aq) 
+ Cl1-
(aq)
Resolução: Inicialmente necessitamos escrever as duas semirreações de 
oxidação e redução.
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
101
Semirreação de oxidação → Mg
(s)
 → Mg2+
(aq)
 + 2e–
Semirreação de redução → Cl2
(g)
 + 2e– → 2Cl1-
(aq)
Observamos que na semirreação de oxidação existem dois elétrons do lado 
dos produtos, e na semirreação de redução, dois elétrons do lado dos reagentes; 
deste modo, só necessitamos juntar as duas reações e conferir o resultado, que 
será a reação balanceada, ou seja, precisamos apenas multiplicar as semirreações 
de oxidação e redução por 1 para termos a igualdade de elétrons dos dois lados 
da equação.
Mg
(s)
 + Cl
2(g)
 + 2e– → Mg2+
(aq)
 + 2Cl1-
(aq)
 + 2e– 
Como os dois elétrons aparecem dos dois lados da reação, podemos cortá-los, 
ficando com:
 Mg
(s)
 + Cl
2(g)
 → Mg2+
(aq)
 + 2Cl1-
(aq) 
1. Faça o balanceamento da reação proposta abaixo pelo 
método íon-elétron:
Cu
(s)
 + Ag1+
(aq)
 → Cu2+
(aq)
 + Ag
(s)
Reações químicas e leis ponderais
U2
102
Acadêmico(a)!
Chegamos ao final de mais uma unidade de ensino do nosso 
curso. Neste ponto já passamos por tópicos importantes 
relacionados ao trabalho na área de química, vimos os conceitos 
relacionados a reações químicas, vimos os principais tipos de 
classificação destas reações, conhecemos as leis ponderais 
sobre a matéria e suas transformações e aprendemos a 
balancear reações.
Nosso estudo foi dividido em três seções, onde buscamos separar os 
conceitos de acordo com o avanço dos conhecimentos. Na primeira 
seção, iniciamos nosso estudo com as principais reações químicas 
que podem ocorrer, lembrando: as reações são as interações que 
ocorrem quando átomos formam um composto químico ou uma 
molécula. Dentro desta seção vimos as principais classificações das 
reações, que são: reação de adição ou síntese, reação de análise ou 
decomposição, reação de simples troca, reação de dupla troca e 
reação de combustão. Também vimos porque as reações químicas 
acontecem, ou seja, as condições necessárias para ocorrência de 
uma reação, que está relacionada à afinidade dos elétrons.
Na segunda seção trabalhamos com as leis ponderais, ou seja, 
leis que foram formuladas a partir de observações experimentais 
que dizem respeito à matéria e suas transformações. No total, 
verificamos quatro leis ponderais: a Lei de Lavoisier, conhecida 
como a lei de conservação das massas, a Lei de Proust, 
conhecida como lei das proporções definidas, a Lei de Dalton, 
conhecida como a lei das proporções múltiplas e, por fim, a Lei 
de Gay-Lussac, também conhecida como a lei dos gases.
Na terceira seção, trabalhamos com o balanceamento das reações 
químicas através de métodos que facilitam sua realização. Balancear 
equações é adicionar coeficientes numéricos aos reagentes e 
produtos de uma reação química para que a quantidade de um 
determinado átomo seja a mesma do lado dos reagentes assim 
como do lado dos produtos. Nesta seção trabalhamos com quatro 
métodos básicos: o método de tentativas e erros, o método 
algébrico, o método redox e, por fim, o método do tipo íon-elétron.
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
103
Nesta unidade de ensino trabalhamos com os conceitos 
relacionados a reações químicas, suas classificações, as leis sobre 
suas ocorrências e como podemos balanceá-las. Estes tópicos 
são essenciais para o entendimento dos conceitos e aplicações da 
química. Dentro de um processo industrial, podemos realizar um 
balanço de massas a partir de uma reação química balanceada; 
deste modo, é de fundamental importância o conhecimento das 
informações contidas nesta unidade.
Na nossa vida prática é interessante conhecermos como 
as reações se processam, para facilitar o entendimento de 
determinados processos, como a existência da água,como ela 
pode ser formada, ou até melhor, como compostos químicos 
podem impactar na qualidade da água, tornando-a inutilizável. 
Este tema nos dias atuais é de extrema importância, pois se 
observa a cada dia que a quantidade de água disponível para 
consumo humano tem se tornado menor, o que em muitos 
locais no Brasil tem feito com que a população mude por 
completo seus padrões de consumo.
Porém, nosso estudo não precisa parar por aqui, ao longo do 
texto foram colocados pontos de reflexão para que possamos 
relacionar os problemas do cotidiano com a química. Além 
disso, atividades de aprendizagem estão distribuídas ao longo 
do texto para facilitar o entendimento. Ao final da unidade, 
exercícios são propostos para avaliar todo o entendimento do 
assunto e para avaliar sua fixação e aprendizado.
Dentro deste grande contexto da ciência experimental da 
química, podemos encontrar vários livros de qualidade 
que abordam este assunto. Nas referências bibliográficas 
podemos encontrar alguns títulos que servem para consulta 
e aprofundamento dos conceitos abordados. Além dos livros, 
páginas na internet podem auxiliar nos estudos, principalmente 
com temas intrigantes que conduzem o leitor a refletir e pensar. 
Entre estas páginas podemos citar a página da Química Nova 
na Escola (QNESC), embora o tema seja escola, ela aborda 
temas importantes da química, com textos que apresentam 
uma didática que facilita a compreensão e o aprendizado 
Reações químicas e leis ponderais
U2
104
dos assuntos abordados, vale a pena conferir. Outras páginas 
também podem ser consultadas para aprofundamento de 
seus conhecimentos e, lembre-se, nunca deixe de estudar! Um 
grande abraço!
1. Analise as reações químicas apresentadas a seguir: 
N
2(g)
 + 3H
2(g)
 → NH
3(g)
 (Reação 1)
AgNO
3(aq)
 + NaCl
(aq)
 → NaNO
3(aq)
 + AgCl
(s) 
(Reação 2)
Agora, assinale a alternativa correta que classifica 
quais os tipos de reação que ocorrem em cada caso, 
respectivamente:
a) Reação 1: de dupla troca. Reação 2: análise.
b) Reação 1: análise. Reação 2: síntese.
c) Reação 1: síntese. Reação 2: dupla troca.
d) Reação 1: Síntese. Reação 2: simples troca.
2. Em uma reação de decomposição, observamos que um 
composto complexo sofre uma reação química e forma 
dois ou mais compostos químicos de estrutura mais 
simples. Analise as alternativas abaixo e assinale aquela 
que apresenta corretamente, de forma balanceada, uma 
reação de decomposição.
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
105
3. As Leis ponderais surgiram da observação experimental 
de reações dos quais resultaram em uma relação de 
proporcionalidade que ocorrem durante uma reação 
química, relacionada à quantidade de reagentes e 
produtos ao final de um processo. A respeito destas 
Leis ponderais, é correto afirmar que (assinale a opção 
correta):
a) De acordo com Proust, nada se cria, nada se 
perde, tudo se transforma, esta lei é conhecida como a 
Lei de conservação das massas.
b) De acordo com Lavoisier, em uma reação química 
que ocorre em um sistema fechado, a quantidade em 
massa dos reagentes deve ser igual à quantidade de 
massa dos produtos, este sistema também se aplica a 
sistemas abertos, porém, não conseguimos quantificar 
os produtos quando ocorre desprendimento de gases.
c) De acordo com Lavoisier, as reações químicas se 
processam em proporções definidas, onde utilizamos 
coeficientes que são números inteiros para representar 
esta proporcionalidade; esta lei também é conhecida 
como a lei das proporções definidas.
d) De acordo com Proust, em uma reação química, 
a quantidade de um determinado gás em uma reação 
química é proporcional à quantidade dos gases formados 
no processo, esta lei é fundamental para a definição do 
termo molécula.
a) KClO
3(s)
 → KCl
(aq)
 + H
2
O
(l)
b) 2AgCl
(s)
 → 2Ag
(s)
 + Cl
2(g)
c) H
2
O
2(l)
 + N
2(g)
 → NO
2(g)
 + H
2
O
(l)
d) FeCl
2(aq)
 + NaCl
(s)
 → FeCl
3(s)
 + NaCl
(aq)
Reações químicas e leis ponderais
U2
106
4. Em um experimento de laboratório observou-se a 
seguinte reação química: X + Y → XY, onde 46,76g do 
composto químico X reagiu com o composto químico Y 
em excesso e formou 176,35g de XY. De acordo com a 
Lei de Proust e a equação apresentada, é correto afirmar 
(assinale a alternativa correta):
a) 131,59g do composto Y reagiu com o composto 
X e formou as 176,35g do composto XY.
b) São necessários 87,75g do composto X para 
formar 234,32g do composto XY.
c) O composto Y reage formando XY em qualquer 
proporção, não importando a quantidade inicial do 
composto X.
d) Para formar 256,78g do composto XY, são 
necessários aproximadamente 68,09g do composto X.
5. O etanol é produzido a partir de várias fontes, sendo 
atualmente a cana-de-açúcar a mais importante matéria-
prima utilizada na produção brasileira. Este composto é 
utilizado como combustível e atualmente possui mais 
de 18% de participação na matriz energética nacional. 
O etanol utilizado na geração de energia passa por um 
processo de combustão, onde são formados apenas 
dióxido de carbono e água, conforme a reação química 
apresentada a seguir:
CH
3
CH
2
OH
(l)
 + O
2(g)
 → CO
2(g)
 + H
2
O
(l)
Assinale a alternativa que apresenta os coeficientes 
corretos para balanceamento da reação para o etanol 
(CH
3
CH
2
OH), o oxigênio (O
2
), o dióxido de carbono 
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
107
(CO
2
) e a água (H
2
O), respectivamente:
a) 2; 3; 2; 3.
b) 1; 3; 2; 3.
c) 2; 2; 3; 1.
d) 2; 3; 2; 1.
Reações químicas e leis ponderais
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U2
109Reações químicas e leis ponderaisReações químicas e leis ponderais
Referências
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
BRADY, J. E.; RUSSELL, J. W.; HOLUM, J. R. Química: a matéria e suas 
transformações. 3. ed. Rio de Janeiro: LTC – Livros Técnicos e Científicos Editora 
S. A., 2002. 
BRASIL ESCOLA. Reações de deslocamento, de substituição ou de simples 
troca. Disponível em: <http://www.brasilescola.com/quimica/reacoes-
deslocamento-substituicao-ou-simples-troca.htm>. Acesso em: 22 mar. 2015.
BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice 
Hall, 2005. 
FELTRE, R. Química: Química Geral. 7. ed. São Paulo: Editora Moderna, 2008. 
FOGAÇA, J. Balanceamento por oxirredução. Disponível em: <http://www.
brasilescola.com/quimica/balanceamento-por-oxirreducao.htm>. Acesso em: 25 
mar. 2015.
PORTAL DE QUÍMICA. Lei de Proust. Disponível em: <http://www.soq.com.br/
conteudos/ef/reacoesquimicas/p3.php>. Acesso em: 22 mar. 2015.
RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. 
Unidade 3
FORÇAS INTERMOLECULARES 
E CÁLCULOS 
ESTEQUIOMÉTRICOS
Objetivos de aprendizagem: 
Olá, acadêmico(a)!
Nesta seção iremos trabalhar um pouco com interações que podem 
ocorrer entre moléculas ou compostos químicos. Estas interações são 
chamadas de forças intermoleculares. Veremos um pouco de cálculos 
estequiométricos, definições e formas de realização destes cálculos e, 
por fim, estudaremos as soluções, seus cálculos estequiométricos e suas 
propriedades. Para isso, nossos principais objetivos serão:
• Conhecer as forças intermoleculares, forças do tipo íon-dipolo, 
forças do tipo dipolo-dipolo, forças de dispersão de London e as 
ligações de hidrogênio.
• Conhecer as interações entre átomos presentes em uma estrutura 
sólida, líquida ou gasosa.
• Estudar os cálculos estequiométricos de definição de massas.
• Conhecer os conceitos de mol.
• Aprender a calcular fórmulas mínimas e a determinar os reagentes 
limitantes em uma reação química.
Carlos Roberto da Silva Júnior
• Conhecer as definições de solução e aprender a realizar cálculos 
estequiométricos relacionados.
• Conhecer e identificar as propriedades das soluções e algumas 
reações que podem acontecer neste meio.
Ao final desta unidade vocês estarãoaptos a realizar cálculos 
estequiométricos simples, fazer cálculos para o preparo de soluções, saber 
as forças que atuam para que existam compostos nos estados sólido, 
líquido ou gasoso, entre outras informações. Exercícios ao longo do texto 
e no final auxiliarão na fixação dos conteúdos abordados e links externos 
trazem informações complementares para facilitar e aprofundar os temas 
estudados. 
Bons estudos!
A primeira seção desta unidade abordará as forças atrativas ou 
repulsivas que não são fortes o suficiente para realizar uma nova ligação 
química, porém, são as responsáveis por uma grande quantidade de 
propriedades físicas dos compostos, como ponto de fusão e ebulição. 
Iniciaremos nosso estudo, deste modo, com as diferenças existentes entre 
os compostos quando estes estão em estados físicos diferentes, ou seja, 
nos estados sólido, líquido e gasoso. Em seguida, trabalharemos com as 
interações intermoleculares, iniciando com as forças do tipo íon-dipolo, 
seguindo com as forças do tipo dipolo-dipolo, as forças de dispersão de 
London e, por fim, as mais importantes dentro deste contexto, que são as 
ligações de hidrogênio.
Na segunda seção de nossa unidade começaremos a trabalhar com 
cálculos estequiométricos, que são pontos importantes dentro de uma 
análise quantitativa, ou seja, na determinação das massas de compostos. 
Para isso iniciaremos nossos estudos relembrando as equações químicas, 
em seguida iniciaremos nossos cálculos. Primeiramente vamos definir o 
Seção 1 | Forças Intermoleculares
Seção 2 | Cálculos estequiométricos
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
113
Na terceira e última seção desta unidade vamos abordar os conceitos 
de solução, suas propriedades e também suas principais características. 
As reações a que estas estão expostas e como são os cálculos 
estequiométricos realizados em seu preparo. 
Ao longo de cada seção desta unidade, exercícios baseados nos 
assuntos abordados auxiliarão na fixação dos conteúdos vistos. Caso 
surjam dúvidas, releia os tópicos e refaça as atividades para melhor 
aproveitamento de seus estudos. Quanto aos cálculos necessários, a 
seção dois apresenta vários exemplos e atividades que são propostas 
para verificar o entendimento do assunto. Ao final da unidade, outras 
atividades de aprendizado são propostas para também verificar a fixação 
dos temas abordados.
conceito de massa atômica, a partir deste ponto iniciamos os cálculos 
estequiométricos, com o cálculo da massa molecular, definição e cálculo 
de mol ou molaridade, a determinação de fórmulas mínimas a partir 
de análises e, por fim, os cálculos de reagente limitante. Nesta seção, 
vários exemplos auxiliarão no entendimento e aplicação dos cálculos 
estequiométricos.
Seção 3 | Soluções
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
114
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
115
Introdução à unidade
Nesta unidade de ensino vamos trabalhar com três pontos diferentes, mas de total 
importância dentro da química. Nossa unidade abordará os conceitos relacionados 
a interações intermoleculares, que são responsáveis pelas propriedades físicas 
apresentadas pelas substâncias químicas. Estudaremos também os tópicos relacionados 
a cálculos estequiométricos que estão diretamente relacionados com as propriedades 
quantitativas dos compostos químicos, e também estudaremos as propriedades e 
características das soluções. Para isso, nossa unidade estará dividida da seguinte forma:
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
116
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
117
Seção 1
Forças Intermoleculares
“Quando moléculas, átomos ou íons se aproximam uns dos outros, dois 
fenômenos podem acontecer: (I) eles podem reagir ou (II) eles podem interagir” 
(ROCHA, 2001, p. 31). Na Unidade 2 estudamos as reações químicas, suas formas 
de representação, classificação e balanceamento, agora iniciaremos o estudo das 
formas de interação que podem acontecer sem que ocorra uma reação química 
por trás. Ainda de acordo com Rocha (2001, p. 31), “uma interação química significa 
que as moléculas se atraem ou se repelem entre si, sem que ocorra a quebra 
ou formação de novas ligações químicas. Estas interações são frequentemente 
chamadas de interações não covalentes ou interações intermoleculares”.
As intensidades das interações intermoleculares são as principais responsáveis 
por uma grande parte das propriedades físico-químicas das substâncias, como a 
temperatura de fusão, que é a mudança do estado líquido para o estado sólido, e a 
temperatura de ebulição, que é a mudança do estado líquido para o estado gasoso. 
As interações intermoleculares são relativamente mais fracas que as interações 
intramoleculares (que são as responsáveis pelas ligações químicas que mantêm uma 
determinada molécula unida), sendo que as interações entre as moléculas vizinhas 
(intermoleculares), mesmo com intensidades menores, são as responsáveis pelas 
propriedades físicas dos compostos (BRADY; RUSSELL; HOLUM, 2002).
Nesta seção trabalharemos com as diferenças existentes entre gases, 
líquidos e sólidos e, a partir de suas características, conhecer as principais forças 
intermoleculares existentes. Iniciaremos pelas forças do tipo íon-dipolo, em 
seguida veremos as forças do tipo dipolo-dipolo. Trabalharemos também com as 
forças de dispersão de London e, por último, as ligações de hidrogênio, que são 
uma das mais importantes interações intermoleculares existente.
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
118
As propriedades dos compostos sólidos, líquidos e gasosos são 
determinadas pelas interações intermoleculares que existem 
entre as partículas vizinhas (BRADY; RUSSELL; HOLUM, 2002). 
Quanto mais intensas são estas forças, a chance de encontrar 
o material no estado sólido é grande, entretanto, se estas 
forças forem extremamente fracas, provavelmente o material 
se encontrará em estado gasoso, mas se for intermediária, 
teremos o material no estado líquido. Deste modo, podemos 
imaginar que as forças de interação que ocorrem entre os 
líquidos e os sólidos são mais fortes e intensas que as que 
ocorrem nos gases. Mas como será que todos estes processos 
de interações intermoleculares ocorrem? Reflita sobre este 
tema para iniciarmos nossos estudos.
1.1. Gases, líquidos e sólidos 
As moléculas que se encontram no estado gasoso comportam-se de maneira 
semelhante, devido principalmente ao fato de que os gases ocupam um volume 
relativamente pequeno em comparação ao volume total. Sendo assim, podemos 
imaginar que um recipiente que contém um composto no estado gasoso possui 
espaços vazios. Outro ponto importante que podemos considerar é que as 
forças de interação intermoleculares (entre moléculas vizinhas de um gás) são 
extremamente fracas para que possam interferir em suas propriedades físicas 
(BRADY; RUSSELL; HOLUM, 2002).
Porém, nos compostos sólidos e nos líquidos estes processos são totalmente 
diferentes. O que será que ocorre nestes dois estados físicos da matéria?
Dentro de uma solução, ou em um recipiente que contenha um composto 
químico em seu interior, teremos algumas forças que irão atuar sobre suas 
moléculas ou sobre o composto. Estas forças são do tipo de atração ou repulsão, 
porém, a distância entre as moléculas faz com que estas sejam mais ou menos 
intensas. Dentro de um recipiente que contém um composto gasoso, podemos 
observar que as moléculas estão quase sempre afastadas umas das outras, 
o que faz com que estas forças de interação sejam praticamente desprezíveis. 
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
119
Podemos pensar então que as forças intermoleculares presentes em um gás têm 
pouca influência sobre suas propriedades. Em um composto que se apresenta 
no estado líquido ou sólido, entretanto, observamos que as distâncias entre as 
moléculas são menores do que as que ocorrem nos gases, isto faz com que as 
forças intermoleculares,ou seja, as forças de atração e repulsão entre moléculas 
vizinhas, sejam bastante marcadas, o que influencia de forma bastante nítida em 
seus estados físicos e propriedades. Podemos dizer também que a composição 
química é importante para estes processos, pois será ela que definirá as interações 
intermoleculares existentes (BRADY; RUSSELL; HOLUM, 2002).
Os compostos sólidos possuem a característica de manter sua forma de 
estrutura, ou seja, as moléculas que constituem o sólido não se alteram em sua 
estrutura, cada uma possui sua posição definida e não existem espaços vazios 
entre suas posições. Porém, não podemos considerar que não existem espaços 
vazios entre os átomos, pois existem estes espaços, mas eles são os mínimos 
possíveis. Nos gases, vimos que existem grandes distâncias entre uma molécula 
e outra e que as moléculas não possuem uma posição definida, elas tendem a se 
expandir e ocupar todo o espaço do ambiente onde estão inseridas. Já os líquidos 
são classificados como intermediários entre sólidos e gases, nos líquidos podemos 
admitir que existem espaços vazios entre as moléculas e podemos dizer que as 
moléculas que estão próximas a estes espaços vazios se comportam do mesmo 
modo que um gás, e as moléculas que estão mais afastadas destes buracos se 
comportam como um composto sólido (SPENCER; BODNER; RICKARD, 2007).
Mas como podemos perceber estas diferenças entre as três diferentes formas 
com que se apresenta a matéria?
De acordo com Spencer, Bodner e Rickard (2007), podemos entender melhor 
este comportamento através do conhecimento das densidades de um determinado 
composto nos estados sólido, líquido e gasoso. Geralmente, um composto que se 
apresenta no estado sólido pode ser até 20% mais denso que no estado líquido, 
sendo que o composto líquido pode ser aproximadamente 800 vezes mais denso 
que o mesmo gás correspondente ao líquido.
Para entendermos completamente este conceito, precisamos conhecer as 
forças intermoleculares, que são aquelas que fazem com que em um conjunto de 
moléculas estas interajam umas com as outras dentro de um mesmo recipiente, 
ou seja, são as forças intermoleculares que mantêm as moléculas juntas ou unidas.
Podemos concluir que quando as forças de atração entre as moléculas forem 
relativamente pequenas, estas provavelmente se encontrarão no estado gasoso. 
Quando estas mesmas forças forem fortes, as moléculas se encontrarão no estado 
sólido. Já se estas moléculas apresentarem forças de interação interatômicas 
intermediárias, entre as apresentadas nos estados sólido e gasoso, estas moléculas 
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
120
se apresentarão no estado líquido.
Para conferirmos estas forças, vamos iniciar nosso estudo das interações 
intermoleculares.
1.2. Forças intermoleculares
Já sabemos que para formar um composto químico, átomos do mesmo ou 
de diferentes elementos se ligam através de ligação química para formar uma 
substância estável. As ligações que mantêm átomos unidos podem ser do tipo 
iônico, covalente ou metálico, porém, quando uma determinada quantidade de 
moléculas de um determinado composto está em um mesmo recipiente, quais 
são as forças de ligação que mantêm estas moléculas ligadas umas às outras 
dentro de suas vizinhanças?
Bom, partimos do princípio de que deve existir uma interação entre elas. Estas 
interações são necessárias, por exemplo, para que existam os oceanos, os rios e 
lagos, pois as moléculas de água se atraem umas às outras por forças conhecidas 
como interações interatômicas e, como consequência, formam um líquido do 
modo como o conhecemos, que é a água (ATKINS; JONES, 2006).
Mas o que são as forças de interação interatômicas?
As forças interatômicas ou intermoleculares são aquelas onde as forças entre as 
moléculas, que podem ser de atração ou repulsão, são diferentes das interações 
responsáveis pela formação de uma ligação química, ou seja, de uma ligação 
intramolecular.
As forças intermoleculares podem ser de diferentes tipos. Vamos conhecer, em 
seguida, quatro categorias destas forças: as forças do tipo íon-dipolo, as do tipo 
dipolo-dipolo, as forças de dispersão de London e as ligações de hidrogênio.
1.3. Forças íon-dipolo
As forças de interação intermolecular do tipo íon-dipolo acontecem entre um 
composto que apresenta uma molécula polar, que apresenta uma carga parcial com 
um íon. Todas as moléculas polares são dipolos, pois apresentam um lado positivo 
e outro negativo (BROWN, et al., 2005). Um exemplo de interação molecular polar 
é a água, pois apresenta eletronegatividades dos átomos: de hidrogênio e oxigênio 
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
121
são diferentes.
Quando compostos ou moléculas estão interagindo entre si através de forças 
interatômicas, os íons positivos são atraídos pelo lado negativo de um dipolo, ou 
seja, uma molécula polar, já um íon negativo é atraído pelo lado positivo do dipolo.
Na Figura 3.1, apresentada a seguir, o dipolo negativo da água é atraído pela 
carga positiva dos íons sódio, desta forma ocorre uma interação que faz com que 
os átomos vizinhos sejam mantidos unidos em uma solução.
O processo onde moléculas de água se ligam a partículas solúveis, especialmente 
íons, é chamado de hidratação, que ocorre devido ao caráter polar da água (H2O). 
Podemos dizer que a hidratação é um exemplo de interações do tipo íon-dipolo 
(ATKINS; JONES, 2006).
As magnitudes das interações do tipo íon-dipolo dependem da carga do íon e da 
magnitude do dipolo, ou seja, conforme se aumenta a carga de um íon ou a magnitude 
de um dipolo, aumenta-se a força de interação entre eles (BROWN, et al., 2005).
“As interações íon-dipolo são fortes para íons pequenos com carga elevada. Em 
consequência, os cátions pequenos com carga elevada formam, frequentemente, 
compostos hidratados” (ATKINS; JONES, 2006, p. 270).
1.4. Forças dipolo-dipolo
As interações intermoleculares do tipo dipolo-dipolo acontecem em moleculares 
Figura 3.1 | Interação do tipo íon-dipolo que acontece entre íons de sódio (Na+) e moléculas 
de água (H
2
O). Neste caso, o lado negativo do dipolo, ou seja, da água, é atraído pela carga 
positiva do íon sódio.
Fonte: Wikimedia. Disponível em: <http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/6/67/Na%2BH2O.svg>. Acesso 
em: 18 mar. 2015.
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
122
polares. As moléculas polares possuem uma carga parcial positiva em um extremo 
e uma carga parcial negativa no outro. O que acontece é que estas cargas opostas, 
negativa e positiva, que possuem sinais contrários, sofrem uma atração e tendem 
a ficar alinhadas, sendo que o extremo parcial positivo do dipolo ficará próximo ao 
extremo parcial negativo do outro dipolo, estas interações intermoleculares são 
as conhecidas como dipolo-dipolo. Esta interação é relativamente mais fraca que 
as demais e é apresentada geralmente pela intensidade de aproximadamente 1% 
da força responsável pela formação de uma ligação covalente (BRADY; RUSSELL; 
HOLUM, 2002).
A molécula de ácido clorídrico é uma molécula polar e apresenta em uma 
das extremidades, do lado do cloro, uma carga parcial negativa, e do lado do 
hidrogênio, uma carga parcial positiva. Desta forma, apresenta interações do tipo 
dipolo-dipolo, pois a extremidade parcialmente negativa do cloro tende a se alinhar 
com a extremidade parcialmente positiva do hidrogênio, formando uma interação 
intermolecular, conforme mostrado na Figura 3.2.
De acordo com Spencer, Brady e Rickard (2007), neste tipo de interação as 
forças dependerão da separação existente entre as moléculas e da magnitude 
do dipolo, isto quer dizer que quanto mais próximas as moléculas estão, maiores 
as forças intermoleculares atrativas até o ponto onde esta aproximação pode se 
transformar em uma força repulsiva.
As forças do tipo dipolo-dipolo podem ainda ser classificadas em categorias, 
Figura 3.2 | Interação do tipo dipolo-dipolo que ocorre entre moléculas polares deácido 
clorídrico, o dipolo negativo da molécula é atraído pelo dipolo positivo, ocorrendo uma 
interação entre eles.
Fonte: Wikimedia. Disponível em: <http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/5/59/Dipole-dipole-
interaction-in-HCl-2D.png>. Acesso em: 18 Mar. 2015.
As moléculas polares participam de interações dipolo-dipolo, 
que decorrem da atração entre as cargas parciais de suas 
moléculas. As interações dipolo-dipolo são mais fracas do 
que as forças entre íons e caem rapidamente com a distância, 
especialmente na fase líquida e gás, em que as moléculas estão 
em rotação (ATKINS; JONES, 2006, p. 272). 
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
123
como as forças do tipo dipolo-dipolo induzido, que são as que ocorrem quando 
existe uma força de atração entre uma molécula polar e uma molécula que não 
apresenta nenhum momento dipolar, porém, estas moléculas podem induzir um 
pequeno momento dipolar, pois os elétrons estão em constante movimento, com 
isso, podem realizar interações do tipo dipolo-induzido. Outro tipo de interação 
dipolo-dipolo é a interação induzido-dipolo induzido, conhecida também como 
forças de dispersão de London, que serão vistas a seguir.
Momento dipolar
As características das moléculas são pontos importantes a serem 
levados em consideração, pois, dentro de um processo ou reação 
química, as características como a polaridade, ou seja, se um 
composto é polar ou apolar, são extremamente importantes.
Mas o que quer dizer polaridade?
A polaridade de uma molécula está relacionada ao seu momento 
dipolar, ou seja, a intensidade do dipolo elétrico que as ligações 
polares apresentam. Se este momento dipolar for igual a zero, a 
molécula é classificada como apolar, mas se este momento dipolar 
for diferente de zero, temos uma molécula polar.
Átomos que apresentam grande diferença de eletronegatividade 
possuem seus elétrons deslocados para o lado do composto mais 
eletronegativo, deste modo, a distribuição dos elétrons não é 
simétrica, o que faz com que ocorra uma distribuição de cargas 
desiguais, causando um dipolo elétrico. Deste modo, podemos 
classificar todas as substâncias que apresentam grandes diferenças 
de eletronegatividade, são classificadas como polares, pois possuem 
sua distribuição de elétrons desigual nos átomos participantes da 
ligação química.
Caso a molécula apresente uma geometria simétrica, a disposição 
espacial dos átomos será igual, o que fará com que a distribuição entre 
os elétrons presentes na substância seja igual; deste modo, podemos 
dizer que ela não apresenta dipolos, ou seja, é uma molécula apolar.
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
124
1.5. Forças de dispersão de London
Até agora vimos as forças de interações entre moléculas que apresentam um 
momento dipolar, ou seja, moléculas polares. Entretanto, o que acontece com as 
moléculas apolares, que são as que não apresentam nenhum momento dipolar? 
Como são determinadas suas propriedades?
Visto que as diferenças de eletronegatividade não são responsáveis pelas 
interações existentes em moléculas, então como podemos dizer que moléculas 
como o hidrogênio (H
2
), que estão no estado gasoso em temperatura ambiente, 
podem se tornar líquidos com o resfriamento da temperatura?
Neste momento, acadêmico(a), começamos a estudar as forças de interação 
conhecidas por ser do tipo induzido-dipolo induzido, ou forças de dispersão de London.
London conseguiu explicar, em aproximadamente 1930, que mesmo os 
compostos não polares possuem determinadas interações entre suas moléculas. 
Através de observações, ele verificou que os elétrons não estão fixos em uma 
determinada posição, mas sim em movimento constante. Através desta observação 
ele notou que o movimento dos elétrons de uma molécula é responsável pelo 
comportamento do movimento dos elétrons de outra molécula, pois os elétrons 
são repelidos quando se aproximam uns dos outros. Sendo assim, a densidade de 
elétrons em uma dada molécula não polar pode ser assimétrica, o que quer dizer 
que ela apresentará um momento dipolar, este momento dipolar é conhecido 
como dipolo instantâneo (BRADY; RUSSELL; HOLUM, 2002).
Este dipolo instantâneo que ocorre em moléculas apolares pode ser também 
chamado de polarizabilidade, e podemos pensar que quanto maior for este termo, 
mais facilmente sua nuvem eletrônica será distorcida formando um induzido-dipolo 
induzido. Assim sendo, podemos considerar que moléculas mais polarizáveis possuem 
forças de dispersão de London mais fortes. Quanto maior for a molécula, mais elétrons 
ela possuirá e mais afastados do núcleo estes estarão, com isso a polarizabilidade será 
maior. Podemos concluir com isso que as forças de dispersão de London tendem a 
aumentar conforme aumenta o tamanho molecular (BROWN, et al., 2005).
De acordo ainda com Brown, et al. (2005, p. 379), “as forças de dispersão 
ocorrem entre todas as moléculas, não importa se elas são polares ou apolares”. 
Podemos dizer que moléculas polares podem sofrer interações do tipo dipolo-
dipolo, mas isso não impede que estas mesmas moléculas não sofram interação 
dispersiva de London ao mesmo tempo. 
A Figura 3.3 ilustra como ocorrem as forças de interação intermoleculares do 
tipo induzido-dipolo induzido, ou forças de dispersão de London.
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
125
1.6. Ligação de hidrogênio
Por que a água, que é uma molécula polar que deveria apresentar forças de 
atração do tipo dipolo-dipolo, apresenta propriedades físicas, como a temperatura 
de ebulição, muito mais elevadas do que era de se esperar?
Este fato pode ser explicado pelo tipo de interação que as moléculas de 
água possuem com suas vizinhanças. Este tipo de interação também é do tipo 
dipolo-dipolo, entretanto, apresenta forças extraordinariamente fortes quando 
comparadas às outras forças vistas até o momento. 
De acordo com Brown, et al. (2005, p. 380), “essas interações intermoleculares 
na água resultam da ligação de hidrogênio. A ligação de hidrogênio é um tipo 
especial de atração intermolecular entre o átomo de hidrogênio em uma ligação 
polar [...] e um par de elétrons não compartilhado em um íon ou átomo pequeno 
Figura 3.3 | Forças do tipo induzido-dipolo induzido, conhecidas como forças de dispersão 
de London, e estão relacionadas a moléculas apolares. Como os elétrons estão em 
constante movimento, formam-se momentos dipolares induzidos, necessários para a 
ocorrência das forças de dispersão
Fonte: Wikimedia. Disponível em: <http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Forze_di_London.png>. Acesso em: 18 
Mar. 2015
As interações de London surgem da atração entre os dipolos 
elétricos instantâneos de moléculas vizinhas e agem em todos 
os tipos de moléculas. Sua energia aumenta com o número de 
elétrons da molécula. Elas se superpõem às interações dipolo-
dipolo. Moléculas polares também atraem moléculas não 
polares através de interações fracas dipolo-dipolo induzido 
(ATKINS; JONES, 2006, p. 275).
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
126
que esteja próximo [...].
Apenas moléculas que possuem 
estrutura do tipo H–X, onde esta ligação 
é extremamente polar, por exemplo, 
temos os compostos NH
3
, H
2
O e HF, que 
apresentam este comportamento. De 
acordo com Spencer, Bodner e Rickard 
(2007, p. 281), “a ligação de hidrogênio é 
criada quando um átomo de hidrogênio 
forma uma ponte entre dois átomos muito 
eletronegativos”. Mas o que isso quer dizer?
Vamos observar a Figura 3.4 para 
entender melhor este significado.
O hidrogênio presente na molécula 
apresenta ligação do tipo covalente. 
Como o componente mais eletronegativo 
consegue deslocar os elétrons para 
mais próximo de si, ele cria uma carga 
parcialmente positiva no átomo de 
hidrogênio, o que permite que ele realize 
Figura 3.4 | Força de interação conhecida 
como Ligação de hidrogênio, onde 
átomos de hidrogênio presentes em 
uma molécula realizam uma ligação 
intermolecular com átomos como ooxigênio, o nitrogênio e o flúor. Estas 
interações são mais fortes entre todas as 
vistas nesta seção
Fonte: Wikimedia. Disponível em: <http://upload.
w i k i m e d i a . o r g / w i k i p e d i a / c o m m o n s / 3 / 3 0 /
Molecole_d%27acqua.png>. Acesso em: 18 Mar. 2015
uma ponte. Quanto mais eletronegativo for o átomo ligado ao hidrogênio, mais 
importante será esta ligação (SPENCER; BODNER; RICKARD, 2007).
 Este tipo de interação intermolecular é o mais específico de todos, pois só 
irá ocorrer entre átomos de hidrogênio, que apresentam carga parcialmente positiva 
com átomos muito eletronegativos, como é o caso do nitrogênio, do oxigênio 
e do flúor. Estas forças de interações possuem um papel vital na manutenção 
das moléculas biológicas, pois é comum se encontrar ligações de hidrogênio em 
biomoléculas como as proteínas, onde sua estrutura é governada por este tipo de 
ligação (ATKINS; JONES, 2006).
“A ligação de hidrogênio, que ocorre quando átomos de hidrogênio estão 
ligados a átomos de oxigênio, nitrogênio e flúor, é o tipo mais forte de força 
intermolecular” (ATKINS; JONES, 2006, p. 276).
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
127
Para ficar por dentro deste conceito de interações intermoleculares, 
vários materiais disponíveis na internet podem te auxiliar no 
aprendizado. Entre estes materiais, temos o seguinte artigo: 
“Interações Intermoleculares”, que aborda de forma didática todos os 
assuntos importantes sobre este conceito.
Acesse o link abaixo e faça a leitura do texto. Boa leitura!
Link: <http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/04/interac.pdf>.
1. Descreva como acontecem as forças de interação do 
tipo íon-dipolo, dipolo-dipolo, força de dispersão de 
London e Ligação de Hidrogênio.
2. Dadas as fórmulas químicas dos compostos abaixo, 
assinale a opção que apresenta os tipos de forças de 
interação intermolecular que ocorrerão em suas moléculas, 
respectivamente:
I- SO
2
.
II- ICl
3
.
III- CH
3
OH.
a) Dipolo-dipolo; íon-dipolo; dispersão de London.
b) Dipolo-dipolo; dispersão de London; ligação de 
hidrogênio.
c) Dipolo-dipolo; ligação de hidrogênio; dipolo-
dipolo.
d) Dipolo-dipolo; íon-dipolo; ligação de hidrogênio.
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
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Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
129
Seção 2
Cálculos estequiométricos 
De acordo com Russell (1994), uma equação química pode apresentar apenas 
propriedades qualitativas, ou seja, representa apenas quais são os produtos e os 
reagentes de uma reação, como pode ser observado a seguir:
H
2
SO
4(aq) 
+ NaOH
(aq)
 → Na
2
SO
4(aq) 
+ H
2
O
(l)
Nesta reação, o ácido sulfúrico reage com o hidróxido de sódio para formar o 
sal de sulfato de sódio e água. Podemos observar que nesta reação temos apenas 
a representação dos reagentes e dos produtos, sem levar em consideração a 
proporcionalidade de cada um antes e após a reação.
Russell (1994) também define que uma reação pode apresentar caráter 
quantitativo, isto quer dizer que em uma reação balanceada, onde existe a 
proporcionalidade de reagentes e produtos, podemos expressar quantidades 
microscópicas, que podem ser átomos e moléculas e quantidades macroscópicas, 
como os mols de cada átomo. A seguir temos a reação balanceada do ácido 
sulfúrico com o hidróxido de sódio.
1H
2
SO
4(aq)
 + 2NaOH(aq) → 1Na
2
SO
4(aq)
 + 2H
2
O
(l)
Agora podemos dizer que uma molécula de ácido sulfúrico reage com duas 
moléculas de hidróxido de sódio e forma uma molécula de sulfato de sódio e duas 
moléculas de água, pois temos a representação quantitativa e qualitativa da reação.
Então podemos dizer que “Uma reação química balanceada expressa a 
quantidade química equivalente de reagentes e produtos” (RUSSELL, 1994, p. 75).
Para compreendermos todos estes termos, vamos iniciar nossos estudos com 
a massa atômica e molecular, que representam a massa de um átomo ou a massa 
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
130
de uma molécula. Em seguida, iremos trabalhar com o conceito de mol e como 
são realizados os cálculos para sua determinação. Iremos trabalhar também com 
a determinação de fórmulas mínimas a partir de análises feitas, com exemplos que 
facilitam a compreensão e, por fim, os cálculos de reagentes limitantes, que são 
necessários para determinar a estequiometria de um composto químico.
2.1 Massa atômica
A massa atômica nada mais é que a medida em unidades de massa atômica 
(u) de um átomo, que é medida levando em consideração que a massa atômica 
Acadêmico(a), nas equações químicas representamos os 
reagentes que irão interagir entre si através de reações químicas 
para formar os produtos, que são os resultados das interações 
entre os reagentes. Estas equações podem ser representadas 
com caráter qualitativo, quando se busca saber apenas quem 
reagiu com quem e também com caráter quantitativo, que 
busca saber qual é a quantidade de cada reagente que irá 
formar uma determinada quantidade de produtos, expressos 
em unidades de matéria ou em massa. Deste modo, precisamos 
conhecer as propriedades da matéria, sendo que uma das 
primeiras informações e extremamente importante é a massa 
atômica de cada átomo dos mais variados elementos químicos 
existentes. Essas massas atômicas são facilmente encontradas 
em Tabelas Periódicas e são de fundamental importância 
para os cálculos estequiométricos. Neste ponto, podemos 
dizer que os cálculos estequiométricos são referenciados à 
quantidade de matéria. Vamos refletir um pouco: imagine se 
não existisse uma periodicidade entre os elementos químicos 
e que um átomo de carbono pudesse ter uma quantidade 
de matéria diferente de outro, como seriam os processos 
vitais que acontecem no ambiente? Teríamos um caos? 
Então podemos desde já considerar que a estequiometria 
de compostos químicos é fundamental na área da química. 
Mas o que realmente podemos considerar como cálculos 
estequiométricos? Reflita.
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
131
indica quantas vezes um único átomo é mais pesado que 1/12 do isótopo do 12C 
(FELTRE; 2008).
A Tabela Periódica, apresentada na Figura 3.5, apresenta a massa atômica dos 
elementos químicos presentes. Pela análise da tabela, podemos observar que 
o hidrogênio (H) apresenta massa atômica de 1,0079u, o átomo de ferro (Fe), 
apresenta massa de 55,845u e o oxigênio (O) apresenta massa de 15,999u. A massa 
atômica dos elementos químicos está logo abaixo do símbolo que os representa.
2.2. Massa molecular
A massa molecular, assim como a massa atômica, determina a massa de uma 
molécula, em unidades de massa atômica (u). Mas o que são moléculas?
 Moléculas são estruturas químicas, formadas por pelo menos dois átomos, 
sendo que sua carga é eletricamente neutra, pois as ligações se processam através 
de ligação covalente. Deste grupo se exclui, portanto, todos os metais e substâncias 
iônicas, como o sal de cozinha (cloreto de sódio).
Figura 3.5 | Tabela Periódica com os elementos químicos. Logo abaixo do símbolo do 
elemento se encontra o número da massa molecular dos átomos, sendo este essencial 
para os cálculos estequiométricos
Fonte: Wikipedia. Disponível em: <http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/6/61/Periodic-table.jpg>. 
Acesso em: 29 mar. 2015.
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
132
Mas como podemos calcular então a massa de uma molécula?
Fazemos a determinação da massa molecular de um composto considerando que 
a massa da molécula corresponde à soma das massas individuais de seus átomos.
Vamos iniciar este estudo através de um exemplo simples, a molécula de água, 
que é representada pela fórmula química H
2
O. O número 2 que aparece em 
subscrito logo após o átomo de hidrogênio indica que na molécula dois átomos 
de hidrogênio estão presentes, deste modo, calculamos a massa molecular 
utilizando as informações presentes na Figura 3.5, apresentada anteriormente 
que corresponde à Tabela Periódica. Analisandoa tabela, encontramos que o 
hidrogênio apresenta massa atômica de 1,0079u e o oxigênio 15,999u. Como 
temos dois átomos de hidrogênio na molécula, multiplicamos a massa atômica 
dele por dois, ficando: 1,0079u x 2 = 2,0158u. Somando agora a quantidade de 
hidrogênio com o oxigênio temos: 2,0158u + 15,999u = 18,0148u. Deste modo, a 
massa molecular da água é 18,0148u.
Podemos fazer o mesmo cálculo para a molécula de ácido sulfúrico, de fórmula 
H
2
SO
4
. Inicialmente encontramos as massas atômicas dos átomos individuais, 
sendo 1,0079u para o hidrogênio, 15,999u para o oxigênio e 32,065u para o 
enxofre. Na fórmula química, o hidrogênio apresenta dois átomos, multiplicamos 
então por dois a massa atômica do hidrogênio: 1,0079 x 2 = 2,0158u, em seguida, 
temos que o oxigênio apresenta quatro átomos na fórmula, multiplicamos por 
quatro a massa atômica do oxigênio: 15,999 x 4 = 63,996u. Para obter a massa 
total do ácido sulfúrico, somamos todas as massas individuais, ficando do seguinte 
modo: 2,0158u (H) + 32,065u (S) + 63,996u (O) = 98,0768u. Podemos dizer, deste 
modo, que a massa molecular do ácido sulfúrico é 98,0768u.
 Para o cálculo da massa de compostos iônicos, como o sal de cozinha 
(cloreto de sódio), utilizamos os mesmos procedimentos vistos para as moléculas.
1. Calcule a massa molecular dos seguintes compostos:
a) CO
2
 (dióxido de carbono).
b) NaNO
3
 (nitrato de sódio).
c) H
3
PO
4
 (ácido fosfórico).
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
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133
d) C
4
H
10
 (butano).
e) SO
2
 (dióxido de enxofre).
f) NO (óxido de nitrogênio).
g) O
2
 (Oxigênio molecular).
h) CH
3
CH
2
OH (etanol).
Observação. Utilize a Tabela Periódica apresentada na Figura 
3.5 para obter as massas atômicas dos átomos individuais.
Para conhecer melhor este conceito de massa molecular e para saber 
as novidades acerca da utilização de átomos e moléculas, leia o artigo 
intitulado A nanotecnologia das moléculas, que é apresentado no 
link a seguir. O texto aborda os avanços feitos pelos cientistas na 
utilização da nanotecnologia com a utilização de moléculas. Acesse 
o link abaixo e faça a leitura do texto. Boa leitura!
Link: <http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc21/v21a01.pdf>.
2.3. O mol
Na química não podemos trabalhar especificamente com apenas um único 
átomo de determinado elemento químico, visto a dificuldade em se trabalhar, pois 
um átomo é uma entidade extremamente pequena. Deste modo, utilizamos outro 
tipo de sistema para trabalhar com os compostos químicos, que é em quantidade 
de átomos que podem ser pesados em balanças comuns. A partir desta informação, 
temos que essa quantidade de átomos é dada por um conjunto N de partículas, 
que é chamado de mol (FELTRE, 2008).
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
134
Um mol é a quantidade de átomos, compostos ou moléculas, ou seja, de matéria, 
que corresponde à quantidade de átomos que temos em 12 g de carbono-12. 
Deste modo, Feltre (2008, p. 176) define: “Mol é a quantidade de matéria de um 
sistema que contém tantas entidades elementares quantos átomos existem em 
0,012kg de carbono-12”.
A partir de experimentos e observações, os cientistas determinaram que um 
mol corresponde a 6,0221421 x 1023 átomos deste elemento, este número é 
conhecido como número de Avogadro, em homenagem ao cientista Amedeo 
Avogadro. Utilizaremos o número 6,02 x 1023, de forma simplificada para trabalhar 
nesta seção (BROWN, et al., 2005). Deste modo, podemos dizer que:
1 mol de átomos de hidrogênio (H) corresponde a 6,02 x 1023 átomos de 
hidrogênio (H)
1 mol de moléculas de hidrogênio (H
2
) corresponde a 6,02 x 1023 moléculas 
de hidrogênio (H
2
)
1 mol de íons cloreto corresponde a 6,02 x 1023 íons cloreto (Cl1-)
Os exemplos dados a seguir nos mostrarão como podemos utilizar o conceito 
de mol em cálculos estequiométricos.
Exemplo 1. A massa molecular do composto CO
2
 corresponde a 44,009 g/mol. 
Sabendo desta informação, quantos mols correspondem 56,978g de CO
2
? Quantas 
moléculas estão presentes nesta mesma quantidade de massa do composto?
Resolução: Sabemos que a massa molecular do dióxido de carbono (CO
2
) 
corresponde a 44,009 g/mol, conforme exposto no nosso enunciado; para 
chegarmos à proporção de mol que correspondem a 56,978g de dióxido de 
carbono, realizamos uma regra de três simples, conforme exposto a seguir:
44,009g de CO
2
 corresponde a 1 mol de CO
2
56,978g de CO
2
 corresponde a X
Montando a equação e resolvendo, obtemos:
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
135
Com isso, concluímos que em 56,978g de dióxido de carbono temos 1,29 
mol de dióxido de carbono. Resolvemos a primeira parte do exercício, agora só 
precisamos multiplicar a quantidade de mol presente em 56,978g de CO
2
 pelo 
número de Avogadro para obter a quantidade de moléculas presentes nesta 
mesma quantidade, conforme mostrado:
1,29 mol × 6,02 × 1023=7,7658 × 1023 moléculas de CO
2
Finalizamos o exercício dizendo que em 56,978g de dióxido de carbono temos 
1,29 mol de dióxido de carbono, que corresponde a 7,7658 x 1023 moléculas de CO
2
.
44,009g 1 mol
56,978g X mol
=
56,978 x 1
44,009
→ 56,978 x 1 = 44,009 x X → X= → X = 1,29 mol
1. Determine a quantidade de massa apresentada por 
2,354 mols de Fe(OH)
2
. Calcule a quantidade de íons Ferro 
presentes neste composto químico.
Dados: Massa molecular: Fe = 55,845 g/mol; H = 1,0079 g/
mol e; O = 15,999 g/mol.
Exemplo 2. Em um recipiente de vidro hermeticamente fechado encontra-se 
uma amostra contendo gás oxigênio (O
2
), quantos mols de oxigênio molecular 
(O
2
) estão contidos neste recipiente se a quantidade de átomos de oxigênio (O) é 
igual a 3,454 x 1024?
Resolução: Sabemos que em um mol de oxigênio molecular (O2) temos 
6,02 x 1023 moléculas de oxigênio e no total temos duas vezes a quantidade de 
átomos em número de moléculas, pois na molécula, dois átomos de oxigênio 
estão presentes. Deste modo, iniciamos levando em consideração que um mol de 
oxigênio molecular possui dois mols de oxigênio atômico.
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
136
1 mol de oxigênio molecular (O
2
) possui dois mols de oxigênio atômico.
Isto significa que em um mol de O
2
 temos 2 x 6,02 x 1023 átomos de oxigênio, que 
é igual a 1,204 x 1024 átomos de oxigênio (O). Agora, façamos uma consideração 
para chegar ao resultado:
1 mol de O
2
 possui 1,204 x 1024 átomos de oxigênio
Deste modo, em X mols corresponderão a 3,54 x 1024 átomos de oxigênio.
Resolvendo esta equação, que é uma regra de três simples, temos:
Deste modo, temos:
Concluímos então que em 3,54 x 1024 átomos de oxigênio (O) têm 2,94 mols 
de oxigênio molecular (O
2
).
1,204 x 1024 átomos 0 1 mol O
2
3,54 x 1024 atomos 0 X mol de O
2
= → 3,54 x 1024 x 1 = 1,204 x 1024 x X
3,54 x 1024 x 1
1,204 x 1024
X = → X = 2,94 mols de oxigênio molecular
1. Em um recipiente de vidro temos 1,01 x 1023 átomos de 
Fe metálico. Qual é a quantidade de mols de ferro metálico 
que temos nesta amostra?
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
137
Para conhecer melhor este conceito de mol e para saber as novidades 
sobre sua definição, leia o artigo intitulado MOL: uma nova 
terminologia, que é apresentado no link a seguir. O texto aborda de 
forma didática todos os assuntos importantes sobre este conceito. 
Acesse o link abaixo e faça a leitura do texto. Boa leitura!
Link: <http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc01/atual.pdf>.
2.4. Fórmulas mínimas a partir de análises
Dentro da química, representamos os compostos e as moléculas através de 
fórmulas químicas, como exemplo temos H
2
O, que representa a molécula de água, e 
NaCl, que representa o cloreto de sódio, que é o ácido clorídrico. Porém, as fórmulas 
químicas podem representar qualitativamente ou quantitativamente uma substância.
De acordo com Russell (1994), uma fórmula química representa apenas o nome 
da substância ou molécula quando tem características qualitativas. Trata-sede uma 
representação unitária de apenas um átomo ou molécula de uma substância. Deste 
modo, podemos dizer que na fórmula química do ácido fosfórico, H
3
PO
4
, temos 
três átomos de hidrogênio, um átomo de fósforo e quatro átomos de oxigênio. Já 
em termos quantitativos, a fórmula química representa um mol de moléculas ou 
unidades de uma substância. Deste modo, a fórmula do ácido fosfórico, H
3
PO
4
, 
representa um mol de unidades do mesmo. Podemos dizer deste modo que o ácido 
apresenta três mols de hidrogênio, um mol de fósforo e quatro mols de oxigênio.
Exemplo 3. O que representa a fórmula química da molécula H
2
SO
4
 em termos 
qualitativos e em termos quantitativos?
Resolução. Em termos qualitativos, a fórmula química H
2
SO
4
 representa o nome 
químico do composto, neste caso temos que ele se chama ácido sulfúrico e possui 
dois átomos de hidrogênio, um átomo de enxofre e quatro átomos de oxigênio.
Em termos quantitativos, representa um mol de ácido sulfúrico, que contém 
dois mols de hidrogênio, um mol de enxofre e quatro mols de oxigênio.
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
138
1. O que representa a fórmula química da molécula do 
benzeno, C
6
H
6
, em termos qualitativos e quantitativos?
Exemplo 4. Dada a fórmula química da molécula de ácido nítrico, HNO3, quantos 
mols terão de átomos de hidrogênio, nitrogênio e oxigênio em 0,35 mols deste 
mesmo ácido?
Resolução. Para resolvermos este problema, pensamos que em um mol de ácido 
nítrico temos um mol de átomos de hidrogênio, a partir desta relação, encontramos 
as proporções.
Portanto, dizemos que em 0,35 mols de ácido nítrico temos 0,35 mols de átomos 
de nitrogênio, 0,35 mols de átomos de hidrogênio e 1,05 mols de átomos de oxigênio.
A partir das informações da fórmula química, podemos determinar facilmente a 
análise elementar de um composto, ou seja, sua composição percentual em massa.
1 mol de hidrogênio
1 mol de ácido
0,35 mols de ácido x = 0,35 mols de hidrogênio
1 mol de nitrogênio
1 mol de ácido
0,35 mols de ácido x = 0,35 mols de nitrogênio
3 mols de oxigênio
1 mol de ácido
0,35 mols de ácido x = 1,5 mols de oxigênio
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
139
Exemplo 5. O ácido acético é um composto químico muito utilizado nos dias 
atuais, ele encontrou na culinária um grande campo de atuação, sendo utilizado 
em temperos e como antisséptico em carnes e derivados. Sua fórmula é C
2
H
4
O
2
. 
Qual é a análise elementar do ácido acético?
Resolução. Quantitativamente, dizemos que em um mol de ácido acético 
temos dois mols de átomos de carbono, quatro mols de átomos de hidrogênio e 
dois mols de átomos de oxigênio. Em seguida, encontramos a massa de cada um 
dos átomos presentes, assim, temos que a massa do hidrogênio é 1,0079 g/mol, 
do oxigênio é 15,999 g/mol e do carbono é 12,011 g/mol. 
A partir destas informações determinamos a massa molecular do ácido acético 
e em seguida a quantidade de massa de cada elemento, desta forma, obtemos:
Massa de hidrogênio = 4 x 1,0079 = 4,0316g
Massa de oxigênio = 2 x 15,999 = 31,998g
Massa de carbono = 2 x 12,011 = 24,022g
Massa de ácido acético = 4,0316 + 31,998 + 24,022 = 60,0516 g/mol
Com estas informações, iniciamos os cálculos para determinação da 
percentagem de cada um dos compostos:
Desta forma, observamos que em um mol de ácido acético temos 40% de 
átomos de carbono, 6,7% de átomos de hidrogênio e 53,3% de átomos de oxigênio.
24,022
60,0516
%C = x 100 = 40%
4,0316
60,0516
%H = x 100 = 6,7%
31,998
60,0516
%O = x 100 = 53,3%
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
140
Podemos também realizar o processo inverso, possuindo a percentagem de 
cada elemento presente na substância ou molécula, conseguimos determinar sua 
fórmula química mínima ou empírica.
Exemplo 6. A vitamina C, cujo nome é ácido ascórbico, apresenta composição 
química percentual de 40,91% de átomos de carbono, 4,58% de átomos de hidrogênio 
e 54,51% de átomos de oxigênio. Determine sua fórmula química mínima.
Resolução. Iniciamos este exercício considerando uma determinada quantidade 
de ácido acético e a partir desta informação, encontrar quantos gramas de carbono, 
hidrogênio e oxigênio estão presentes nesta mesma quantidade de amostra 
considerada. Podemos utilizar qualquer quantidade de matéria, para facilitar, 
vamos utilizar a quantidade de 100,00g. Deste modo, em 100 gramas de ácido 
acético temos 40,91g de átomos de carbono, 4,58g de átomos de hidrogênio e 
o restante, que corresponde a 54,51g de átomos de oxigênio. Buscamos então os 
dados na Tabela Periódica da massa atômica dos elementos, para o hidrogênio 
temos 1,0079 g/mol, para o oxigênio temos 15,999 g/mol e para o carbono, temos 
12,011 g/mol.
A partir destas informações iniciamos nossas considerações, conforme 
mostrado a seguir:
Desta forma, determinamos que a razão de massa presente neste composto 
seja, em relação aos átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio, respectivamente:
C
3,41
H
4,54
O
3,41
1 mol de C
12,011g C
40,91g de C x = 3,41 mols de C
1 mol de H
1,0079g de H
4,58g de H x = 4,54 mols de H
1 mol de O
15,999g de O
54,51g de O x = 3,41 mols de O
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
141
Obtemos a proporção de massa de cada elemento, mas em química utilizamos 
apenas coeficientes inteiros para representar uma fórmula química. Desta forma, 
dividimos os valores obtidos pelo menor valor encontrado para encontrar os 
coeficientes totais.
Multiplicamos os coeficientes obtidos por dois para encontrar a fórmula 
mínima ou empírica da vitamina C, até conseguirmos encontrar números inteiros. 
Multiplicando por dois, não conseguimos encontrar a fórmula, pois o átomo de 
hidrogênio ainda apresentará uma proporção em números decimais. Multiplicamos 
por três e obtemos:
 
C = 3,00; H = 3,99; O = 3,00.
Arredondando o valor do hidrogênio para 4,00, obtemos que a fórmula mínima 
da vitamina C é C
3
H
4
O
3
, que é condizente com a fórmula verdadeira, que é C
6
H
8
O
6
, 
o dobro dos valores encontrados. Podemos obter a fórmula química verdadeira 
sabendo a massa molecular deste composto, neste caso, a massa da molécula é 
176,1232 g/mol. Com esses valores conseguimos determinar a fórmula completa 
da vitamina C.
3,41
3,41
Para o carbono = = 100
4,54
3,41
Para o hidrogênio = = 1,33
3,41
3,41
Para o oxigênio = = 1,00
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
142
1. Um composto orgânico pertencente à família dos 
hidrocarbonetos foi analisado em laboratório e sua 
composição percentual foi conhecida. A percentagem 
de carbono é de 92,26% e a percentagem de 7,74% de 
hidrogênio. Determine a partir destas informações sua 
fórmula química mínima ou sua fórmula empírica e sua 
fórmula completa. 
Dados: Massa carbono: 12,011 g/mol; Massa hidrogênio: 
1,0079 g/mol.
Massa molecular do composto é 78,1134 g/mol.
2.5. Reagentes limitantes
Acadêmico(a), o que podemos classificar como reagentes limitantes?
Para verificarmos esta informação, vamos utilizar a equação balanceada de 
formação da água a partir do oxigênio e hidrogênio moleculares.
2H
2(g) 
+ 1O
2(g)
 → 2H
2
O
(l)
Nesta reação, temos que dois mols de hidrogênio reagem com um mol de 
oxigênio e formam, como resultado, dois mols de água. Podemos dizer que a 
proporção de átomos de hidrogênio para átomos de oxigênio é de dois para um 
(2:1). Esta é a razão estequiométrica para que a reação ocorra. Se mantivermos a 
quantidade de um reagente fixo e variarmos a quantidade do outro, só observaremos 
a reação que acontecerá de acordo com as proporções estequiométricas de cada 
reagente. Isto quer dizer que o excesso de um dos reagentes permanecerá sem 
reagir (RUSSELL, 1994). Podemos utilizar como exemplo a mesma reação, quando 
3,5 mol de hidrogênio reagem com 1,5 mols de oxigênio, observada a proporção 
de 2:1 dos reagentes, observamos que 0,5 mols de hidrogênio permanecerão sem 
reagir, o que quer dizer que o oxigênioserá o reagente limitante desta reação. O 
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
143
hidrogênio será o composto em excesso. Esta proporção é respeitada, pois apenas 
dois mols de água são formados quando estas condições são consideradas.
Neste caso temos:
3,5 mols de H2 (excesso) + 1,5 mols de O2 (limitante) → 1,5 mols de H
2
O 
(produto)
Observamos que o hidrogênio é o reagente em excesso, pois 0,5 mols do 
mesmo permanecerão após o final do processo sem reagir e que o oxigênio é o 
reagente limitante, pois será ele que finalizará a reação. 
Podemos utilizar esta mesma reação considerando agora que 5 mols de 
oxigênio irão reagir com 8 mols de hidrogênio. Qual será o reagente limitante e o 
reagente em excesso desta reação?
8 mols de H
2 
+ 5 mols de O
2
 → 4 mols de H
2
O
Observamos, de acordo com as proporções de hidrogênio e oxigênio, de 2:1, 
que apenas 4 mols de água serão formados, assim, determinamos que o hidrogênio 
será o reagente limitante e o oxigênio será o reagente em excesso, conforme 
observado na reação abaixo:
8 mols de H
2
 (reagente limitante) + 5 mols de O
2
 (reagente em excesso) → 4 
mols de H
2
O
O reagente limitante é determinado pela comparação da razão de mols dos 
reagentes, ou seja, da razão estequiométrica da reação química (RUSSELL, 1994).
Exemplo 7. Quando 4,54g de hidrogênio reagem com 33,87g de oxigênio, 
quantos gramas de água são formados? Qual é o reagente limitante e o reagente 
em excesso?
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
144
Resolução. Inicialmente, precisamos encontrar a quantidade de mols que 
as massas dos reagentes representam, para isso, sabemos que em um mol de 
hidrogênio temos 1,0079g e em um mol de oxigênio temos 15,999g.
Sabendo da proporção de 2:1 das razões dos átomos de hidrogênio para o 
oxigênio, de acordo com a reação balanceada:
2H
2(g)
 + 1O
2(g)
 → 2H
2
O
(l)
Deste modo, dividindo 4,50 por 2,11, encontramos um valor de: 2,13, deste modo, 
sabemos que o reagente limitante será o oxigênio e o reagente em excesso será o 
hidrogênio. Com as proporções definidas, temos que apenas 2,11 mols de água serão 
formados, o que corresponde a 38,01g de água. Da quantidade que inicialmente 
reagiu, 0,4g de hidrogênio não reagiu, permanecendo no final do processo.
1 mol de H
1,0079g de H
4,54g de H x = 4,50 mols de H
1 mol de O
15,999g de O
33,87g de O x = 2,11 mols de O
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
145
Seção 3
Soluções
Uma solução corresponde a uma mistura que apresenta características 
homogêneas. Em nossa volta, podemos encontrar vários materiais que são 
soluções, como os sucos de fruta, os refrigerantes, a água do mar, entre outros, 
mas como podemos definir uma mistura homogênea?
Para trabalharmos melhor este tema de soluções, vamos iniciar nosso estudo com 
as definições das soluções aquosas, em seguida iremos trabalhar com suas principais 
características. Veremos também nesta seção as principais reações que ocorrem em 
soluções aquosas, e para finalizar, trabalharemos com o preparo de soluções.
Acadêmico(a), você sabe o que são misturas em química?
Os materiais podem se apresentar apenas com seus elementos puros, 
mas nem todo composto químico é puro, logo estas substâncias não são 
necessariamente substâncias, mas sim uma mistura delas. Quando falamos 
em misturas, estamos falando em duas ou mais substâncias que estão 
contidas em um mesmo recipiente. As misturas podem ser classificadas 
em duas categorias, as misturas homogêneas e as misturas heterogêneas.
A mistura homogênea é aquela em que os compostos estão no mesmo 
estado físico, ou se apresentam como se fossem substâncias puras, por 
exemplo, a mistura de água e açúcar; não conseguimos saber somente 
a olho nu se a substância é pura ou não.
A mistura heterogênea é aquela em que os compostos se apresentam em 
estados físicos diferentes, como uma mistura de areia e água; conseguimos 
verificar as diferenças entre as duas fases somente pela visualização. 
Outro caso importante de mistura heterogênea é o caso de substâncias 
com afinidades químicas diferentes, ou seja, compostos com polaridades 
diferentes, como é o caso da mistura de água e o óleo, onde os dois 
componentes, mesmo estando em estado líquido, são separados por 
diferenças de afinidade, pois a água é polar e o óleo é um composto apolar.
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
146
3.1. Soluções aquosas
O que são soluções aquosas?
Este tema é de extrema importância, pois quando falamos 
em soluções aquosas, estamos falando de soluções onde o 
solvente é a água. Na natureza não conseguimos encontrar 
água totalmente pura, mas sim, soluções de diferentes tipos, 
como no caso dos mares e oceanos, que nada mais são que 
uma solução aquosa que contém dissolvido cloreto de sódio. 
Se não podemos obter água totalmente pura, mas precisamos 
ingeri-la diariamente, quais serão os compostos químicos 
que poderão estar presentes nesta solução que consumimos 
diariamente e a chamamos de água? Reflita!
Soluções aquosas são soluções onde o solvente é a água. O solvente é o componente 
que ocorre em maior quantidade na solução e o componente minoritário é chamado 
de soluto. Isto quer dizer que em uma solução aquosa de ácido sulfúrico, o componente 
majoritário é a água, que nada mais é que o solvente, e o componente minoritário é o 
ácido sulfúrico, que também pode ser chamado de soluto (ATKINS; JONES, 2005).
Estas soluções aquosas são de extrema importância em nosso cotidiano e 
em atividades desenvolvidas em laboratórios. Se observarmos ao nosso redor, 
praticamente todas as soluções são classificadas como aquosas, pois o solvente 
é a água. Já as soluções não aquosas são aquelas onde o solvente, que é o 
componente majoritário, não é a água.
Para conhecer melhor o conceito de soluções aquosas e entender 
os problemas que podemos ter relacionados a estas soluções, 
indicamos a leitura do texto: Toxicidade de metais em soluções 
aquosas. O texto aborda de forma didática este tema e nos apresenta 
informações adicionais para aprofundarmos nossos conhecimentos. 
Acesse o link abaixo e faça a leitura do texto. Boa leitura!
Link: <http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc35_2/03-QS-61-11.pdf>.
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
147
3.2. Propriedades gerais das soluções aquosas
As soluções aquosas apresentam como característica geral uma alta capacidade 
de dissolver compostos químicos que existem na natureza, assim como em casos 
de compostos químicos sintetizados em laboratório. Nas soluções, podemos ter 
reações químicas que podem se processar de acordo com as características da 
solução. As reações do tipo ácido-base se processam em soluções aquosas assim 
como as reações de precipitação.
A composição de uma determinada solução pode ser expressa fazendo menção 
a um conceito chamado de concentração, que consiste na razão existente entre 
a quantidade de solutos e solventes presentes na solução. Podemos utilizar várias 
unidades de medida para expressar estas concentrações, porém a mais comum é 
a gramas por litro (g/L), outra forma de expressar a concentração de uma solução 
é através das unidades de mols por litro (mol/L) (BRADY; RUSSELL; HOLUM, 2002).
As soluções podem ser ainda classificadas como soluções saturadas e soluções 
diluídas. As soluções saturadas são aquelas em que a razão soluto/solvente 
é grande, já uma solução diluída é aquela que apresenta razão soluto/solvente 
relativamente pequena (BRADY; RUSSELL; HOLUM, 2002).
Outra propriedade das soluções que devemos levar em consideração é a 
solubilidade dos solutos, que é medida pela quantidade do mesmo que é totalmente 
solubilizado em 100g de solvente, em uma temperatura preestabelecida, obtendo 
assim uma solução supersaturada. As soluções supersaturadas são consideradas 
instáveis, pois podem a qualquer momento começar a precipitar. 
3.3. Reações de precipitação
As reações de precipitação ocorrem quando duas soluçõesque apresentam 
eletrólitos fortes reagem entre si para formar um composto sólido. Como exemplo, 
temos uma solução de cloreto de sódio, que é um eletrólito forte que reage com o 
nitrato de prata, que é outro eletrólito forte, formando um composto sólido como 
produto, conforme podemos observar na reação abaixo:
NaCl
(aq)
 + AgNO
3(aq)
 → AgCl
(s)
 + NaNO
3(aq)
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
148
Eletrólito é uma substância que dissolvida em água resulta em uma 
solução que conduz eletricidade.
Ela pode ser classificado como forte, quando a substância que forma 
a solução encontra-se totalmente na forma de íons, e pode ser 
classificada como fraca quando o soluto se ioniza incompletamente 
em solução.
Reações de precipitação podem ser utilizadas em reações químicas com 
caráter qualitativo, ou seja, quando se busca conhecer a identidade de um dos 
componentes de uma mistura, como também pode apresentar caráter quantitativo, 
quando se busca saber a quantidade da substância presente na solução.
Para finalizarmos, “Ocorre uma reação de precipitação quando duas soluções 
de eletrólitos fortes são misturadas e elas reagem para formar um sólido 
insolúvel” (ATKINS; JONES, 2006, p. 83).
3.4. Estequiometria de soluções
Uma reação pode ser totalmente dependente do estado no qual os compostos 
químicos se apresentam, isso quer dizer que se as substâncias se apresentarem na 
forma de soluções, estas reações podem ocorrer de diferentes formas, porém, os 
cálculos estequiométricos são os mesmos vistos anteriormente.
Para preparar uma solução, precisamos dos conceitos de molaridade, que 
correspondem à quantidade de matéria, em mols presentes em um volume 
específico de líquido, geralmente expresso em litros (L). Desta forma, podemos 
dizer que uma solução que apresenta concentração de 0,15 molar ou 0,15M 
apresenta 0,15 mols do soluto dissolvidos em um litro de solvente, água. Podemos 
escrever a fórmula que determina a concentração molar da seguinte forma:
mols do soluto
litros de solução
Molaridade (M)
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
149
Assim, se tivermos 0,75 mols de carbonato de cálcio (CaCO
3
) dissolvidos em 
1 litro de água, possuímos uma solução com concentração de 0,75M de CaCO
3
.
Exemplo 8. Qual será a concentração molar de uma solução preparada com 
0,45 mols de hidróxido de sódio dissolvidos em 0,6 L de água? 
Resolução. Para resolvermos este problema, utilizamos a fórmula de 
molaridade apresentada anteriormente; desta forma, dividimos os mols do soluto 
pela quantidade de litros da solução, conforme visto a seguir:
Esta solução apresenta, desta forma, concentração de 0,75M de hidróxido de sódio.
Para preparo de uma solução aquosa, devemos levar em consideração a 
procedência da água utilizada, pois alguns tipos de aplicações exigirão alta 
qualidade do solvente para que não interfiram na qualidade da solução preparada. 
Deste modo, a procedência da qualidade da água deve ser conhecida. Usualmente, 
trabalha-se em laboratório com água destilada, que apresenta qualidade adequada 
para uma grande quantidade de compostos e finalidades.
Outros cuidados devem ser levados em consideração quando se prepara uma 
solução. Devem ser utilizadas vidrarias volumétricas, como balão volumétrico com 
volume específico, balança com precisão adequada para pesagem do material 
necessário, pureza e umidade do soluto, entre outros fatores. Observados estes pontos, 
podemos considerar que a solução preparada possui qualidade adequada para uma 
grande gama de aplicações, que podem ser em análises qualitativas e quantitativas. 
0,45 mols de NaOH
0,6 litros de solução
Molaridade (M) = 0,75M
1. Qual é a concentração de uma solução preparada dissolvendo 
0,88 mols de cloreto de sódio em 1,5 litros de água?
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
150
2. Qual é a concentração da solução de cloreto de sódio 
preparada dissolvendo-se 56,43g de cloreto de sódio em 
250 mL de água?
Dados: Massa do Cloro: 35,453 g/mol; Massa do sódio: 
22,990 g/mol.
Acadêmico(a), nesta unidade trabalhamos com muitos cálculos 
estequiométricos, que são de fundamental importância dentro 
da química experimental. Além disso, estudamos as forças de 
interação que ocorrem entre moléculas vizinhas e que fazem com 
que os compostos químicos possuam estados físicos diferentes, 
ou seja, estados sólido, líquido ou gasoso. Nesta unidade 
trabalhamos também com as soluções e suas características, 
que são muito importantes dentro da área da química.
Nossa unidade foi dividida da seguinte maneira: na Seção 1 
trabalhamos com as forças intermoleculares, que são aquelas 
que possuem interação com as moléculas vizinhas. Para isso, 
iniciamos nosso estudo com as diferenças entre os compostos 
sólidos, líquidos e gasosos, pois sua forma é determinada pelas 
forças de interação. Em seguida, vimos as forças de interação do 
tipo íon-dipolo, que são as que ocorrem entre uma molecular 
polar e um composto iônico, e seguindo nosso estudo, vimos 
as do tipo dipolo-dipolo, que ocorrem em moléculas polares. 
Também trabalhamos com as forças de dispersão de London, 
que ocorrem em moléculas apolares e, por fim, a ligação de 
hidrogênio, que é a interação intermolecular mais forte entre 
todas e é responsável pelas propriedades da água.
Na Seção 2 trabalhamos com cálculos estequiométricos, que 
são cálculos relacionados à massa e proporcionalidades dos 
compostos químicos presentes em uma fórmula química. 
Iniciamos nossa seção com o estudo de massa atômica e 
seguida da massa molecular; a partir destas informações, 
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
151
Nesta unidade de ensino trabalhamos com os conceitos 
relacionados às forças de interação intermolecular, que são forças 
de atração ou repulsão que ocorrem entre moléculas vizinhas. 
Trabalhamos também com cálculos estequiométricos, que são 
pontos básicos quando falamos em termos quantitativos na área 
da química. E para finalizar, conhecemos os conceitos de solução 
aquosa e suas características e propriedades, e também como estas 
soluções podem ser preparadas. É de fundamental importância o 
conhecimento das informações contidas nesta unidade.
Na nossa vida prática, é interessante conhecermos por que a 
água em temperatura ambiente se encontra em estado líquido. 
Isto ocorre devido às ligações de hidrogênio, que são forças de 
interação muito mais fortes que as demais, porém, menos intensas 
que uma ligação química. Também é importante saber quais são 
as quantidades de reagentes que são necessárias para realizar 
uma reação química, para evitar desperdícios. Podemos pensar 
começamos a trabalhar com os conceitos de mol e com a 
determinação percentual dos compostos em uma fórmula 
química. Por fim, vimos como é determinado o reagente 
limitante de um processo.
Na Seção 3 trabalhamos com solução, para isso iniciamos 
com os conceitos de mistura e as diferenças entre misturas 
homogêneas e heterogêneas. Em seguida, os conceitos de 
soluções aquosas e suas propriedades foram apresentados. 
Nesta mesma seção trabalhamos também com as principais 
reações químicas a que as soluções estão expostas, que são as 
reações do tipo de precipitação. Para finalizarmos esta seção e 
esta unidade, trabalhamos com os cálculos estequiométricos 
que são necessários para o preparo de soluções.
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
152
que esta é igual a uma receita de bolo, pois as quantidades dos 
reagentes precisam ser colocadas nas corretas proporções para 
evitar desvios daquilo que esperamos. Trabalhamos com outro 
ponto importante nesta unidade, que são as soluções aquosas, 
que podemos relacionar a um suco de frutas, pois dissolvemos 
tudo em água, formando uma solução.
Porém, nosso estudo não precisa parar por aqui, ao longo do 
texto foram colocados pontos de reflexão para que possamos 
relacionar os problemas do cotidiano com a química. Além disso, 
atividades de aprendizadoestão distribuídas ao longo do texto 
para facilitar o entendimento. Ao final da unidade, exercícios são 
propostos para avaliar todo o entendimento do assunto e para 
avaliar sua fixação e aprendizado.
Dentro deste grande contexto da ciência experimental da química, 
podemos encontrar vários livros de qualidade que abordam 
este assunto. Nas referências bibliográficas podemos encontrar 
alguns títulos que servem para consulta e aprofundamento dos 
conceitos abordados. Além dos livros, páginas na internet podem 
auxiliar nos estudos, principalmente com temas intrigantes 
que conduzem o leitor a refletir e pensar. Entre estas páginas 
podemos citar a página da Química Nova na Escola (QNESC), 
que embora o tema seja escola, ela aborda temas importantes da 
química, com textos que apresentam uma didática que facilita a 
compreensão e o aprendizado dos assuntos abordados. Podemos 
citar também a página da Química Nova, com artigos científicos 
dos mais variados assuntos dentro da área da química, vale a 
pena conferir. Outras páginas também podem ser consultadas 
para aprofundamento de seus conhecimentos, e lembre-se: 
nunca deixa de estudar! Um grande abraço!
1. As forças intermoleculares podem ser divididas em várias 
categorias, de acordo com a característica da molécula 
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
153
2. Em um pedaço de barra metálica, feito de uma liga 
que contém ferro e zinco, foi determinado em testes 
experimentais que a massa total da barra metálica é de 
231,76g. Sabendo que a barra metálica possui 55% de 
ferro e 45% de zinco, quantos átomos de ferro e zinco 
estão presentes nesta barra, respectivamente? Dados: 
Massa Fe: 55,845 g/mol; Zn: 65,39 g/mol.
a) 1,37 x 1023 e 9,60 x 1023.
b) 1,37 x 1024 e 9,60 x 1023.
c) 1,37 x 1023 e 9,60 x 1024.
d) 1,37 x 1024 e 9,60 x 1024.
3. Uma amostra sólida foi pesada em laboratório onde se 
determinou que sua massa total é de 12,67g. Esta amostra 
possui, no total, 5 átomos diferentes, determinados por 
testes químicos experimentais. Deste total, temos 6% de 
átomos de hidrogênio, 65% de átomos de carbono, 12% de 
átomos de enxofre, 12% de átomos de oxigênio e o restante 
de átomos de nitrogênio. A respeito de sua composição, é 
correto afirmar (assinale a alternativa correta):
Dados: Massa H: 1,0079 g/mol; C: 12,011 g/mol; S: 
32,065 g/mol; N: 14,007 g/mol; O: 15,999 g/mol.
a) A amostra possui 4,15 x 1024 átomos de carbono.
b) A amostra possui 6,23 x 1023 átomos de hidrogênio.
que irá originar suas forças. Porém, uma molécula 
pode apresentar mais de um tipo de força de interação 
intermolecular simultaneamente. Se considerarmos que 
uma molécula não apresenta um momento dipolar, quais 
são os tipos de interações intermoleculares que podemos 
esperar? Justifique sua resposta.
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
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154
c) A amostra possui 5,56 x 1025 átomos de enxofre.
d) A amostra possui 2,72 x 1022 átomos de nitrogênio.
4. Uma substância pura é aquela que apresenta apenas 
átomos ou moléculas de um determinado composto. Já 
em uma mistura, temos duas ou mais substâncias que 
estão inseridas em um mesmo recipiente. A respeito das 
misturas, é correto afirmar (assinale a alternativa correta):
a) Mistura homogênea é aquela que apresenta apenas 
moléculas de um composto puro em estado líquido, por 
exemplo, um princípio ativo que será utilizado em um 
medicamento.
b) Mistura heterogênea é aquela formada por duas ou 
mais substâncias que apresentam estados físicos diferentes 
ou características de afinidade diferentes, por exemplo, 
água e areia ou óleo e água.
c) Mistura homogênea é aquela formada por dois ou 
mais compostos que apresentam as mesmas afinidades 
químicas, por exemplo, óleo e água.
d) Mistura heterogênea é aquela que apresenta o 
mesmo estado físico, deste modo, a mistura tem aparência 
de um composto puro, exemplo, cloreto de sódio dissolvido 
em água.
5. Deseja-se preparar uma solução de nitrato de sódio em 
laboratório com a concentração de 0,15 mol/L. Para isso, 
o laboratório conta com um balão volumétrico de 500mL 
e uma balança com precisão de ±0,001g. O nitrato de 
sódio sólido possui grau P.A. (Para Análise), que garante a 
pureza do reagente e a qualidade da solução preparada. 
Para preparar 500mL desta solução, é necessário (assinale 
a alternativa correta):
Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
U3
155
a) Pesar ± 63,7g de nitrato de sódio, previamente seco 
para retirada de umidade e, em seguida, transferir todo 
o conteúdo para o balão volumétrico e completar o seu 
volume com água de pureza garantida.
b) Pesar ± 0,637g de nitrato de sódio, previamente seco 
para retirada de umidade e, em seguida, diluir o material e 
transferir todo o conteúdo para o balão e completar o seu 
volume com água de pureza garantida.
c) Pesar ± 6,374g de nitrato de sódio, previamente 
seco e diluir em água, em seguida transferir todo o material 
para o balão e completar o seu volume, utiliza-se para 
diluição água de pureza garantida.
d) Pesar aproximadamente 6,5g de nitrato de sódio 
na balança e transferir todo o conteúdo para o balão, em 
seguida, completar o seu volume com água, que pode ser 
de torneira.
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157Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
Referências
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 968p.
BRADY, J. E.; RUSSELL, J. W.; HOLUM, J. R. Química: a matéria e suas 
transformações. 3. ed. Rio de Janeiro: LTC – Livros Técnicos e Científicos Editora 
S. A., 2002. 474p. v. 1. 
BROWN, T. L.; et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice 
Hall, 2005. 972p. 
FELTRE, R. Química: Química geral. 7. ed. São Paulo: Editora Moderna, 2008. 527p. 
v. 1.
ROCHA, W. R. Interações Intermoleculares. Cadernos Temáticos da Química 
Nova na Escola, São Paulo, n. 4. p. 31-36. Maio, 2001. Disponível em: <http://qnesc.
sbq.org.br/online/cadernos/04/interac.pdf>. Acesso em: 16 mar. 2015.
RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. 621p. 
v. 1.
SPENCER, J. N.; BODNER, G. M.; RICKARD, L. H. Química: estrutura e dinâmica, 3. 
ed. Rio de Janeiro: LTC – Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 2007. 452p. v. 1.
Unidade 4
QUÍMICA INORGÂNICA
Objetivos de aprendizagem: 
Caro(a) acadêmico(a), o objetivo desta unidade é:
• Identificar as quatro funções inorgânicas;
• Reconhecer os grupos funcionais pertencentes à química inorgânica; 
• Realizar a nomenclatura dos compostos inorgânicos, conforme as 
regras da IUPAC (União de Química Pura e Aplicada);
• Diferenciar as propriedades das funções inorgânicas;
• Identificar a ocorrência dos compostos inorgânicos em nosso cotidiano.
Edson Torres
Caro(a) acadêmico(a)! Nesta seção iremos estudar duas importantes 
funções inorgânicas, que são os ácidos e as bases ou hidróxidos, assim 
como vamos conhecer sua classificação e nomenclatura. Também vamos 
conhecer e estudar o que é o número de oxidação e sua determinação, 
ionização e dissociação, grau de ionização e os indicadores ácido/base. 
Caro(a) acadêmico(a)! Nesta seção iremos estudar mais duas 
importantes funções inorgânicas, que são os sais e os óxidos, assim como 
vamos conhecer sua classificação, propriedade e nomenclatura. Também 
vamos conhecer e estudar quais são as reações de neutralização dos sais, 
assim como suas propriedades funcionais.
Seção 1 | Ácidos e bases ou hidróxidos
Seção 2 | Sais e óxidos
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160
Química inorgânica
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161
Introdução à unidade
A química inorgânica estuda os elementos químicos e as substâncias que não 
possuem o carbono como cadeias coordenadas. Para que possamos compreender a 
importância da química inorgânica na natureza e na indústria, é necessário estudarmos 
as substâncias ácidas e básicas, assim como os sais e os óxidos. 
No que diz respeitoà química inorgânica na natureza, podemos citar que muitos 
metais têm um papel importante nos sistemas vivos, uma vez que se ligam e interagem 
com moléculas biológicas como proteínas e apresentam afinidade por moléculas 
importantes para a vida, como o oxigênio; logo, a evolução natural incorporou os 
metais às funções essenciais à vida.
Na indústria, a química inorgânica está associada à produção de petroquímicos, 
agroquímicos, produtos farmacêuticos, polímeros, tintas, metais, entre outros. 
São utilizados processos químicos, incluindo reações químicas, para formar novas 
substâncias, separações baseadas em propriedades como a solubilidade ou a carga 
iônica, e destilações, além de transformações por aquecimento ou por outros métodos. 
Portanto, nesta unidade veremos mais detalhadamente os processos natural e 
antrópico relacionados à química inorgânica, com a preocupação de que você tenha 
um preparo suficiente e que possa utilizá-lo com os seus alunos na atuação profissional.
Para enriquecer o seu conhecimento, apresentaremos algumas bibliografias que 
atuarão como auxílio e atualização dos conhecimentos; bem como atividades de 
estudo que contribuirão na fixação e aplicação dos conteúdos abordados.
Desejamos a você um ótimo aprendizado, e que ao final consiga aplicar os conceitos 
no meio profissional, que a cada dia se torna mais competitivo, sendo necessária a 
busca do conhecimento. Bons estudos! 
Química inorgânica
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Química inorgânica
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Seção 1
Ácidos e bases ou hidróxidos
Introdução à seção
Prezado(a) acadêmico(a)! Nesta seção veremos que uma função química é 
um conjunto de substâncias com propriedades químicas funcionais semelhantes. 
Nesta seção iremos estudar duas importantes funções inorgânicas, que são os 
ácidos e as bases ou hidróxidos. Para o estudo de qualquer função inorgânica 
é muito importante conhecer a sua formulação, ou seja, a sua composição 
molecular. O conhecimento do número de oxidação (nox) das espécies químicas 
é indispensável para tal formação (SHRIVER; ATKINS, 2003). 
1.1 Nox: número de oxidação 
O nox (número de oxidação) é a carga positiva ou negativa que um átomo 
apresenta ao realizar uma ligação química, iônica, por exemplo. No geral, nox é o 
valor da carga de uma espécie química (SARDELLA; FALCONE, 2004).
Cada átomo em um elemento (ou substância simples) apresenta número de 
oxidação igual a zero. O número de oxidação do Cu no cobre metálico, assim 
como para cada átomo em I
2
 ou S
8
 é zero (0). 
Para íons monoatômicos, o número de oxidação é igual à carga do íon. 
Elementos dos grupos periódicos 1A-3A formam íons monoatômicos com uma 
carga positiva e número de oxidação igual ao número do grupo. O magnésio 
forma Mg2+, e, portanto, seu número de oxidação é +2 (KOTZ et al., 2012). 
Exemplo:
1º) No composto NaCl.
O sódio (Na) está presente na família 1A da tabela periódica e por isso se estabiliza 
formando um cátion monovalente, como nox = +1 (Na+), e o cloro, que pertence à 
família 7ª, se estabiliza formando um ânion monovalente, com nox = -1 (Cl-).
Química inorgânica
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164
Assim, a fórmula molecular é: NaCl.
Logo, as cargas ou nox (números de oxidação) desses íons se anulam, pois 
possuem valores iguais e sinais contrários.
O flúor sempre tem número de oxidação -1 em compostos com todos os outros 
elementos. Já o cloro (CI), bromo (Br) e iodo (I) sempre têm número de oxidação 
-1 em compostos, exceto quando combinados com oxigênio ou flúor. Isso significa 
que o CI tem número de oxidação -1 em NaCI (Na é +1, conforme previsto pelo fato 
de que ele é um membro do Grupo 1A). Porém, no íon ClO-, o CI tem número de 
oxidação +1 (e o oxigênio tem número de oxidação -2) (KOTZ et al., 2012). 
O número de oxidação do hidrogênio (H) é +1 e do O é -2 na maioria de seus 
compostos. Embora essa regra se aplique a um grande número de compostos, 
existem exceções importantes. Quando o H forma um composto binário com um 
metal, o metal forma um íon positivo e o H torna-se um íon hidreto (H-). Assim, 
em CaH
2
, o número de oxidação do Ca é +2 (igual ao número do grupo) e o do 
H é -1. O oxigênio pode ter número de oxidação -1 em uma classe de compostos 
chamada de peróxidos. Por exemplo, na molécula H
2
O
2
 (peróxido de hidrogênio), 
o H recebe seu número de oxidação normal, +1, assim, o número de oxidação do 
O é -1 (KOTZ et al., 2012). 
A soma algébrica dos números de oxidação em um composto neutro deve 
ser zero. Já em um íon poliatômico, a soma deve ser igual à carga do íon. Por 
exemplo, no HCIO
4
, atribui-se +1 ao átomo de H e -2 ao átomo de O. Isto significa 
que o átomo de CI deve ser +7. 
Caro(a) acadêmico(a), então por que é importante estudar os números de 
oxidação? 
A importância de se estudar os números de oxidação é para ser capaz de 
identificar quais reações são de oxirredução, qual é o agente oxidante e qual é o 
agente redutor em uma reação. 
Os números de oxidação refletem a carga elétrica real sobre um átomo em 
uma molécula ou íon? À exceção dos íons monoatômicos como o Cl- ou o Na+, 
a resposta é não. Os números de oxidação pressupõem que os átomos em uma 
molécula são íons positivos ou negativos, o que não é verdade. Por exemplo, em 
água (H
2
O), os átomos de H não são íons H+, e os átomos de O não são íons O2-. 
Isso não quer dizer, entretanto, que os átomos nas moléculas não possuem uma 
carga elétrica de algum tipo. Na água, por exemplo, cálculos indicam que o átomo 
de O tem uma carga de aproximadamente -0,4 (ou 40% da carga do elétron), e os 
átomos de H têm uma carga de +0,2 cada. 
Então, por que usar números de oxidação? Os números de oxidação fornecem 
Química inorgânica
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165
um meio de dividir os elétrons em uma molécula ou íon poliatômico. Em uma 
reação redox, essa distribuição dos elétrons se altera. Usamos isso como uma 
maneira de determinar se uma reação redox de fato ocorreu, para distinguir os 
agentes de oxidação e redução e como forma de balancear equações de reações 
redox (KOTZ et al., 2012).
1.2 Determinação do nox 
Algumas regras podem ser utilizadas para facilitar a determinação do número 
de oxidação.
1°- Toda substância simples apresenta número de oxidação (nox) igual a ZERO. 
Podemos verificar alguns exemplos no Quadro 4.1 abaixo.
2° - Em relação aos elementos do grupo A (elementos representativos) da 
Tabela Periódica, podemos verificar os números de oxidação, conforme o Quadro 
4.2 a seguir.
OBS.: O nox do hidrogênio (H+) normalmente é +1, podendo em alguns casos 
apresentar nox = -1. 
Note no Quadro 4.2 que até a Família 3A, os números de oxidação são positivos 
Átomo Substância Simples NOX
Hidrogênio H
2
zero
Oxigênio O
2
, O
3
zero
Cloro Cl
2
zero
Ferro Fe zero
Quadro 4.1 | Número de oxidação (nox) das substâncias simples
Fonte: O autor. 
Famílias grupo A 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A
Nox +1 +2 +3 +4; -4 -3 -2 -1
Quadro 4.2 | Número de oxidação (nox) dos elementos representativos da Tabela Periódica
Fonte: O autor
Química inorgânica
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166
(cátions) e a partir da Família 5A, os números de oxidação são negativos (ânions). Já 
na família 4A o número de oxidação pode ser positivo ou negativo, isso depende 
da composição molecular da substância formada, porém geralmente o nox usado 
é o positivo.
3° - Nas fórmulas moleculares (moléculas), a soma dos números de oxidação 
de todos os átomos deve ser igual a zero.
Exemplo: Determine o nox de todos os átomos formadores do ácido nítrico 
(HNO
3
).
Resolução:
Para que a soma de todos os nox seja igual a zero, o nitrogênio (N) apresentará 
NOX= +5.
Observe que ao somarmos os valores dos nox positivos tem-se +1 +5 = +6. 
Como se tem três átomos de oxigênio, multiplicamos: 3 x -2 = -8. Assim +8 -8 = 
0. Logo, a soma das cargas positivas e negativas se anula.
Caro(a) acadêmico(a), consulte em sua Tabela Periódica, na parte 
posterior, a tabela de cátions e ânions, lá você encontrará íons com 
nox fixo e íons com nox variável.
Fórmula H N O
3
Cada átomo +1? -2
Soma +1 +5 -6
Nox +1 +5 -2
Química inorgânica
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4º No caso de íons oxigenados, a soma das cargas (nox) deve ser igualada à 
carga do íon, para que no final a soma total seja nula.
Exemplo: Cr
2
O
7
-2 
Neste caso, teremos que determinar o nox do cromo (Cr) para que a soma total 
das cargas (nox) seja nula. Como o Cr
2
O
7
-2 é um íon, a soma das cargas será igual 
à sua carga, -2. Assim:
Na química, uma das maiores preocupações é a de verificar todas as 
características químicas e físicas das substâncias existentes na natureza. 
Caracterizando quimicamente uma substância, conseguimos diferenciá-la. Como 
exemplo, podemos citar as substâncias eletrolíticas, que conduzem corrente 
elétrica, e as substâncias não eletrolíticas, que não conduzem corrente elétrica.
A verificação de condução elétrica de uma substância deve ser realizada em 
soluções aquosas, ou seja, deve-se dissolver a substância em água.
1.3 Ionização e dissociação
A palavra ionização se refere aos íons, cátions e ânions, já a palavra dissociação 
significa a separação, dissipação. Quando dissolvemos compostos iônicos 
Quando a fórmula molecular apresentar três elementos, teremos que 
encontrar um valor de nox para o elemento central (do meio) de tal 
forma que as cargas (nox) positivas sejam iguais à carga negativa, para 
que no final as cargas sejam zeradas.
-2+14
2
x =
2x - 14 = -2
x = +6
Química inorgânica
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(formados por um metal (cátion) e um não metal (ânion)) em água, como o sal de 
cozinha (NaCl), teremos uma solução eletrolítica, ou seja, que conduz corrente 
elétrica devido às diferenças de cargas (polos contrários se atraem) (REIS, 2001). 
A água que se bebe diariamente e os oceanos contêm concentrações pequenas 
de muitos íons, a maioria dos quais resulta da dissociação de materiais sólidos 
presentes no ambiente.
Exemplo: água do mar, rica em sais minerais, cátions como Na+1, K+1, Ca+2 e 
ânions como Cl-1, NO
3
-1.
Já nos compostos moleculares, que não apresentam metais em sua composição, 
ou seja, não apresentam íons, a condução de corrente elétrica é muito baixa, ainda 
somente quando dissolvidos em água. A solução que não conduz corrente elétrica 
é chamada de solução não eletrolítica.
Exemplo: açúcar em água. 
Quando compostos iônicos são dissolvidos (misturados) em água, ocorre um 
fenômeno chamado de dissociação iônica ou dissociação eletrolítica, onde o 
cátion se dissocia (se separa) do ânion. Note na reação (R-1) a seguir, que o sal, 
cloreto de potássio, se dissociou.
Exemplo:
K+Cl-
(s)
 K+
(aq)
 + Cl-
(aq)
A dissociação de um sólido iônico implica a separação de cada íon dos 
íons de carga oposta que o rodeiam no estado sólido. A água é especialmente 
boa para dissolver compostos iônicos, porque cada molécula de água tem 
uma extremidade positivamente carregada e uma extremidade negativamente 
carregada. Consequentemente, uma molécula de água pode atrair um íon positivo 
à sua extremidade negativa ou pode atrair um íon negativo à sua extremidade 
positiva. Quando um composto iônico se dissolve em água, cada íon negativo 
fica cercado por moléculas de água com suas extremidades positivas apontando 
para o íon, e cada íon positivo fica cercado por extremidades negativas de diversas 
moléculas de água (KOTZ et al., 2012).
Em relação às substâncias moleculares, não podemos garantir a ocorrência da 
dissociação.
Os ácidos, por exemplo, são substâncias que quando dissolvidas em água, 
sofrem o processo da ionização, gerando como único cátion o íon hidrônio ou 
hidroxônio (H
3
O+).
ÁGUA
R - 1
Química inorgânica
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Verifique, na reação a seguir (R-2), como ocorre a ionização do ácido bromídrico, 
gerando uma solução eletrolítica, ou seja, que conduz corrente elétrica:
HBr + H
2
O H
3
O+ + Br-
São esses íons formados através da dissociação os responsáveis pela condução 
de corrente elétrica. Os íons envolvidos por água, que são resultado da dissolução 
de um composto iônico, são livres para se movimentar em solução. Sob condições 
normais, o movimento de íons é aleatório, e os cátions e ânions de um composto 
iônico encontram-se dispersos uniformemente na solução. Entretanto, se dois 
eletrodos (condutores de eletricidade, como um fio de cobre) são introduzidos 
na solução e conectados a uma bateria, o movimento dos íons deixa de ser 
aleatório. Os cátions positivos migram da solução para o eletrodo negativo, e os 
ânions negativos movem-se para o eletrodo positivo. Se uma lâmpada for inserida 
no circuito, ela se acende, mostrando que há íons disponíveis em solução para 
transportar as cargas, assim como os elétrons conduzem a carga na parte do 
circuito composta pelos fios. Os compostos cujas soluções aquosas conduzem 
eletricidade são chamados de eletrólitos, e todos os compostos iônicos que são 
solúveis em água são eletrólitos (KOTZ et al., 2012).
1.4 Tipos de eletrólitos 
A classificação dos eletrólitos é realizada como fortes ou fracos. Quando 
os compostos iônicos como o cloreto de sódio se dissolvem em água, os íons 
separam-se ou dissociam-se. Para cada mol de NaCI que se dissolve, 1 mol de íons 
Na+ e 1 mol de íons Cl- entram em solução, conforme observado na reação (R-3) 
(KOTZ et al., 2012). 
CÁTION 
HIDROXÔNIO
ÂNION 
BROMETO
R - 2
O cientista Svante August Arrhenius estabeleceu conceitos sobre os 
ácidos e bases ou hidróxidos (funções inorgânicas) e também sobre o 
grau de ionização (α).
Química inorgânica
U4
170
NaCl
(s)
 Na+
(aq)
 + Cl-
(aq)
100% de dissociação = 
eletrólito forte
R - 3
CH
3
CO
2
H
(aq)
 CH
3
CO
2
-
(aq) 
+ H+
(aq)
íon acetatoR - 4
Como o soluto dissocia-se completamente em íons, a solução será um bom 
condutor de eletricidade. As substâncias cujas soluções são bons condutores 
elétricos devido à presença de íons são chamadas de eletrólitos fortes. 
Existem substâncias que dissociam-se parcialmente em solução, assim são 
condutoras fracas de eletricidade. Estas substâncias são conhecidas como 
eletrólitos fracos. Por exemplo, quando o ácido acético (um ingrediente 
importante no vinagre) dissolve-se em água, apenas algumas moléculas em cada 
cem moléculas do ácido acético são ionizadas para formar íons acetato e íons 
hidrogênio, conforme observado na reação (R-4) (KOTZ et al., 2012).
Muitas outras substâncias dissolvem-se em água, mas não se ionizam. Essas são 
chamadas não eletrólitos, porque suas soluções não conduzem eletricidade. Alguns 
exemplos de não eletrólitos incluem o açúcar (C
12
H
22
O
11
), o etanol (CH
3
CH
2
OH) e o 
etilenoglicol (anticongelante para radiadores) (HOCH
2
CH
2
OH) (KOTZ et al., 2012).
1.5 Grau de ionização (α)
O grau de ionização é calculado para medir a “força” da ionização ou dissociação 
iônica. A força dos ácidos, por exemplo, pode ser determinada através do grau de 
ionização (COVRE, 2001). 
O cálculo do grau de ionização é realizado através da relação entre o número 
total de moléculas ionizadas (final) e o número total de moléculas dissolvidas 
(inicial), no final multiplica-se o resultado por cem, para se ter a relação em 
porcentagem. Conforme representado a seguir:
NÚMERO TOTAL DE MOLÉCULAS IONIZADAS
NÚMERO TOTAL DE MOLÉCULAS DISSOLVIDAS
α =
Química inorgânica
U4
171
Exemplo 1: 100 moléculas de ácido clorídrico (HCl) foram misturadas em água, 
e 92 moléculas se ionizaram (H+ e Cl-).
Para medirmos o grau de ionização faremos:
Exemplo 2: 100 moléculas de ácido fluorídrico (HF) foram dissolvidas em água 
e apenas 8 moléculas se ionizaram (H+ e F-).
Dependendo do grau de ionização, os eletrólitos podem ser classificados em:
Eletrólito forte: quando o α≥ 50%.
Eletrólito moderado: quando o α variar de 5% ≤ α< 50%.
Eletrólito fraco: quando o α< 5%.
1.6 Ácidos
As funções inorgânicas são compostas com propriedades químicas semelhantes, 
que pertencem à parte da química inorgânica, ou seja, dos compostos minerais. 
Diferente da química orgânica, na qual as suas funções orgânicas são compostos 
derivados do elemento carbono.Nas funções inorgânicas, as substâncias apresentam grupos funcionais em 
92
100
α = 0,92 * 100 = 92% de ionização
8
100
α = 0,08 * 100 = 8% de ionização
Caro(a) acadêmico(a): Sabemos que a química orgânica tem 
papel fundamental na medicina, porém, será que a química 
inorgânica também é importante para a medicina?
Química inorgânica
U4
172
comum. Por exemplo, os ácidos apresentam um único cátion, o H+1, e as bases 
ou hidróxidos apresentam um único ânion, a hidroxila OH-1. É através da presença 
destes grupos funcionais que poderemos caracterizar as funções inorgânicas.
Caro(a) acadêmico(a), são quatro as funções químicas inorgânicas que iremos 
estudar, sendo que agora iremos conhecer os ácidos. 
Um ácido é toda substância que, ao ser dissolvida em água, sofre ionização e 
apresenta como único tipo de íon positivo o cátion hidrogênio (H+1), conforme 
observado na reação (R-05) (COVRE, 2011).
Os ácidos são substâncias que, no geral, apresentam sabor azedo, como no 
vinagre (ácido acético), na laranja, limão, abacaxi (ácido cítrico), na uva (ácido 
tartárico), na vitamina C (ácido ascórbico). São corrosivos aos metais e apresentam 
baixos valores de pH.
HNO
3(l)
 H+1
(aq)
 + NO
3
-1
(aq)
ÁGUA
R - 5
Note que os ácidos apresentam como primeiro elemento na fórmula 
molecular, o único cátion o H+, seguido de um ânion qualquer. Para 
verificar a carga do ânion (nox), consulte sua tabela de cátions e ânions.
Portanto, um ácido é uma substância que quando dissolvida em água 
aumenta a concentração de íons hidrogênio, H+
(aq)
, na solução.
Química inorgânica
U4
173
1.7 Potencial hidrogeniônico
Os ácidos produzem os íons hidrogênio (H+) em solução aquosa, conforme 
já vimos. Os ácidos de ocorrência natural e as soluções ácidas compartilham a 
característica de que a concentração do íon hidrogênio na solução aumenta quando 
o ácido se dissolve. O vinagre, que contém o ácido acético (ácido fraco), tem uma 
concentração de íon hidrogênio de apenas 1,6 x 10-3 M, e a água pura da chuva tem 
2,5 x 10-6 M. Esses valores extremamente pequenos podem ser expressos usando-
se a notação científica, mas isso é inadequado. Uma forma mais conveniente de 
expressar tais números é a escala logarítmica de pH (KOTZ et al., 2012). 
Portanto, o pH (potencial hidrogeniônico) é uma medida de acidez. Quanto 
menor o valor do pH, mais ácida é a substância. Você pode verificar na Figura 4.1.
O pH de uma solução é o negativo do logaritmo na base 10 da 
concentração do íon hidrogênio, conforme segue a equação: pH = 
-log [H+]. Temos que os números menores do que 1 têm logs negativos. 
Portanto, ao definir o pH como -log [H+], obtemos um número positivo.
Figura 4.1 | Escala de pH
Fonte: Disponível em: <http://www.universidadedavida.com.br/index.php/como-vai-voce/560-uma-coisa-de-
cada-vez-agua> Acesso em: 30 mar. 2014.
Química inorgânica
U4
174
Na Figura 4.1 podemos notar a ordem crescente de pH. De zero a 6,9 temos 
valores de pH ácidos. Acima de sete temos valores de pH básicos ou alcalinos. 
Repare que, quanto menor o valor do pH, mais ácida será a substância, e quanto 
maior o valor de pH, mais alcalina ou básica será a substância. No sete, encontra-se 
o valor de pH neutro.
Utilizando o vinagre, a água pura, o sangue e a amônia como exemplos, 
 pH do vinagre = -log 0,6 x 10-3 M) = -(-2,80) = 2,80 
 pH da água pura (a 25 DC) = -log (1,0 x 10-7 M) = -(-7,00) = 7,00 
 pH do sangue = -log (4,0 x 10-8 M) = -(-7,40) = 7,40 
 pH da amônia = -log (1,0 x 10-11 M) = -(-11,00) = 11,00 
Observa-se que os ácidos têm um pH relativamente baixo, enquanto a amônia, 
uma base comum, tem uma concentração muito baixa de íon hidrogênio. O sangue, 
por questões biológicas, deve ter um pH nem muito alto, nem muito baixo, onde 
apresenta um pH próximo de 7. De fato, para soluções a 25 °C, podemos dizer que 
os ácidos terão um valor de pH menor do que 7, as bases terão um valor maior do 
que 7 e o pH 7 representa uma solução neutra (KOTZ et al., 2012).
Caro(a) acadêmico(a), a água altamente purificada, classificada como 
neutra, tem um pH de exatamente 7, a 25°C. Essa é a linha divisória 
entre substâncias ácidas (pH < 7) e substâncias básicas (pH > 7).
Caro(a) acadêmico(a), você sabia que um refrigerante à base de 
cola apresenta pH = 2,5, o que o torna muito ácido e agressivo 
Química inorgânica
U4
175
Uma vez que você conheça o pH de uma solução, para encontrar a concentração 
de íons hidrogênio, você obtém o antilog do pH. Portanto, para realizar este cálculo 
é utilizada a equação [H+] = 10-pH.
Para verificarmos um exemplo, o pH de um refrigerante dietético é 3,12, e a 
concentração de íons hidrogênio da solução será: 
[H+] = 10-3,12 
[H+] = 7,6 x 10-4 M
O pH aproximado de uma solução pode ser determinado usando-se uma 
variedade de corantes ou indicadores. O tornassol que se usa no laboratório contém 
um corante extraído de uma variedade de líquen, mas muitos outros corantes 
também estão disponíveis. Medidas mais exatas do pH são feitas com um pHmetro, 
onde um eletrodo de pH é mergulhado na solução a ser testada, e o pH é lido no 
instrumento (KOTZ et al., 2012).
1.8 Definição segundo Arrhenius
Os ácidos são compostos moleculares, que sofrem ionização quando 
misturados em água, gerando como único íon positivo o H
3
O+ (íon hidrônio ou 
hidroxônio). “Ionização é o nome dado ao processo pelo qual a água forma íons 
que não existiam” (COVRE, 2011, p. 151). 
Exemplo: reação de ionização do ácido clorídrico (HCl), repare que o hidrogênio 
do ácido se separa do ânion Cl e se liga aos dois hidrogênios da água, formando 
assim o íon hidrônio ou hidroxônio H
3
O+, conforme a reação (R-6) abaixo.
ao nosso estômago, que já produz o ácido clorídrico, e auxilia 
na reação de digestão? Pense nisso.
HCl
(l) 
+ H
2
O
(l)
 H3O+
(aq)
 + Cl-
(aq)
ÍON HIDRÔNIO 
OU HIDROXÔNIO
R - 6
Química inorgânica
U4
176
A ionização ocorre em etapas, o que depende do número de hidrogênios 
ionizáveis, ou seja, se o ácido apresenta um hidrogênio ionizável, a ionização 
ocorrerá em uma única etapa. 
Se apresentar três hidrogênios ionizáveis, a ionização ocorrerá em três etapas. E 
ainda, o número de hidrogênios ionizáveis indicará o número de íons H
3
O+ formados.
OBSERVAÇÃO: ocorreu a formação de dois íons hidrônios ou hidroxônio (2H
3
O+), 
justamente porque o ácido sulfúrico (H
2
SO
4
) possui dois hidrogênios ionizáveis.
Construção da fórmula molecular de um ácido:
OBS.: o número de hidrogênios do ácido deriva da carga (nox) do ânion. Basta 
fazer a inversão de cargas de cima para baixo na diagonal. 
Exemplos: 
Repare que no ácido bromídrico as cargas se anulam, pois têm o mesmo valor, 
porém, com sinais contrários. Já no ácido bórico, a carga do ânion (BO3)3- desceu 
na diagonal, formando três hidrogênios.
1.9 Classificação
1.9.1 Quanto ao número de elementos diferentes
Química inorgânica
U4
177
Binários: são ácidos que apresentam dois elementos diferentes em sua fórmula 
molecular. Exemplo: HI (ácido iodídrico). 
Ternários: são ácidos que apresentam três elementos diferentes em sua fórmula 
molecular. Exemplo: HCN (ácido cianídrico).
Quaternários: são ácidos que apresentam quatro elementos diferentes em sua 
fórmula molecular. Exemplo: HSCN (ácido tiocianídrico).
1.9.2 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
Monoácidos: são ácidos que apresentam apenas um hidrogênio ionizável em 
sua fórmula molecular. Exemplo: HNO
2
 (ácido nitroso); H
3
PO
2
 (ácido hipofosforoso, 
este ácido é uma exceção, pois ioniza apenas um hidrogênio em água).
Diácidos: são ácidos que apresentam dois hidrogênios ionizáveis em sua fórmula 
molecular. Exemplo: H
2
SO
3
 (ácido sulfuroso), H
3
PO
3
 (ácido fosforoso, este ácido é 
uma exceção, pois ioniza apenas dois hidrogênios em água).
Triácidos: são ácidos que apresentam três hidrogênios ionizáveis em sua fórmula 
molecular. Exemplo: H
3
BO
3
 (ácido brômico); H3
PO
4
 (ácido fosfórico). 
Tetrácidos: são ácidos que apresentam quatro hidrogênios ionizáveis em sua 
fórmula molecular. Exemplo: H
4
SiO
4
 (ácido silícico).
1.9.3 Quanto à presença de oxigênio
Hidrácidos: ácidos que não possuem oxigênio na molécula. Exemplo: HF (ácido 
fluorídrico).
Oxiácidos: ácidos que possuem oxigênio na molécula. Exemplo: H2SO4 (ácido 
sulfúrico).
1.9.4 Quanto à força
A força dos ácidos está relacionada com o grau de ionização (α). Assunto visto 
anteriormente. No geral, seguimos a regra descrita a seguir, porém a maneira de se 
determinar a força dos hidrácidos difere dos oxiácidos:
Ácidos Fortes: α > 50%
Ácidos Moderados: 5% ≤ α ≤ 50% 
Química inorgânica
U4
178
Ácidos Fracos: α < 5%
1.10 Força dos oxiácidos
Para determinar a força dos oxiácidos, usaremos a fórmula Y- X, onde: Y= 
número de oxigênios e X = número de hidrogênios.
Quando:
Y – X = 3 – oxiácido muito forte
Y – X = 2 – oxiácido forte
Y – X = 1 – oxiácido moderado
Y – X = 0 – oxiácido fraco
Exemplo: H
3
PO
4
 → Y – X → 4 – 3 = 1 → oxiácido moderado.
O ácido sulfúrico é um oxiácido forte e há muitos anos é o produto químico 
produzido em maior escala nos Estados Unidos e em muitos outros países 
industrializados. Aproximadamente 40-50 milhões de toneladas são produzidas 
anualmente nos Estados Unidos. O ácido sulfúrico é tão importante para a economia 
das nações industrializadas que alguns economistas afirmaram que a produção de 
ácido sulfúrico é uma medida da força da indústria de uma nação (KOTZ et al., 2012). 
O ácido sulfúrico é um líquido incolor, viscoso, com uma densidade de 1,84 
g/mL e um ponto de ebulição de 337°C. Este ácido possui diversas propriedades 
importantes, o que faz com que ele seja largamente utilizado: 
• Sua produção é mais barata do que a de outros ácidos;
• É um ácido forte;
• Pode ser armazenado em recipientes de aço;
• Reage com muitos compostos orgânicos para produzir outros produtos 
úteis;
• Reage prontamente com a cal (CaO), uma base menos cara e de maior 
disponibilidade (KOTZ et al., 2012). 
A primeira etapa na preparação industrial do ácido sulfúrico é combustão do 
Química inorgânica
U4
179
enxofre em ar para formar o dióxido de enxofre: S
8(s)
 + 8O
2(g)
 → 8SO
2(g)
.
Este gás é combinado então com mais oxigênio, na presença de um catalisador, 
para formar o trióxido de enxofre: 2SO
2(g)
 + O
2(g)
 → 2SO
3(g)
, que pode formar o ácido 
sulfúrico quando absorvido pela água: SO
3(g)
 + H
2
O
(aq)
 → H
2
SO
4(aq)
.
Atualmente, mais de dois terços da produção são utilizados na indústria de 
fertilizantes à base de fosfato, que faz o fertilizante superfosfato por meio do 
tratamento de rochas de fosfato com ácido sulfúrico: 
2Ca
5
F(PO
4
)
3(s)
 + 7H
2
SO
4(aq)
 + 3H
2
O
(aq)
 → 3(Ca(H
2
PO
4
)
2
.H
2
O
(s)
 + 7CaSO
4(s)
 + 2HF
(g) 
O restante de ácido sulfúrico produzido é utilizado para fabricar pigmentos, 
explosivos, álcool, polpa de madeira e papel, detergentes e como um componente 
das baterias de armazenamento de energia. Portanto, alguns produtos dependem 
do ácido sulfúrico para sua manufatura ou uso (KOTZ et al., 2012).
1.11 Força dos hidrácidos
Devido aos valores do grau de ionização (α), a definição das forças dos hidrácidos 
pode assim ser resumida:
a) Hidrácidos fortes: HCl, HBr e HI.
b) Hidrácido moderado: HF.
O ácido cianídrico (HCN) apresenta um α = 0,008%, que o classifica 
como fraco, contudo quando o seu gás é inalado, causa a morte em 
pouco tempo. É um ácido muito usado nas câmaras de gás aplicadas 
à pena de morte. O ácido sulfúrico (H
2
SO
4
) apresenta um α = 61%, que 
o classifica como um ácido forte, porém é extremamente corrosivo. O 
ácido sulfídrico (H
2
S) apresenta um α = 0,08%, que o classifica como 
fraco, porém o seu gás libera um odor desagradável (“ovo podre”), 
que pode ser sentido nos esgotos, pois é um produto formado a partir 
da decomposição da matéria orgânica. A inalação do ácido sulfídrico 
na forma de gás pode levar à morte de forma tão rápida quanto o 
ácido cianídrico.
Química inorgânica
U4
180
c) Hidrácidos fracos: os demais HCN, HSCN, H
2
S etc.
1.12 Nomenclatura dos ácidos
1.12.1 Nomenclatura dos hidrácidos
Caro(a) acadêmico(a), para nomear os hidrácidos, basta seguir a regra:
Ácido + nome do ânion + a terminação: ídrico.
Exemplo: HBr – Ácido + brometo+ terminação: ídrico = Ácido bromídrico.
H
2
S - Ácido + sulfeto+ terminação: ídrico = Ácido Sulfídrico.
1.12.2 Nomenclatura dos oxiácidos
Caro(a) acadêmico(a), para nomear os oxiácidos, basta seguir a regra: 
Ácido + nome do ânion + a terminação: ico para o maior ânion + a terminação: 
oso para o menor ânion.
Exemplo: H
2
SO
4
 – Ácido + sulfato + a terminação: ico = Ácido sulfúrico.
H
2
SO
3
 – Ácido + sulfito+ a terminação: oso = Ácido sulfuroso.
Para definir o maior e o menor ânion, deve-se observar o número de oxigênios. 
O maior ânion é aquele que apresenta um número maior de oxigênios em sua 
composição. Logo, o ânion menor é aquele que apresenta um número menor de 
oxigênios em sua composição.
Note que na nomenclatura todos os hidrácidos apresentam a 
terminação: ídrico.
Química inorgânica
U4
181
Ainda em relação à nomenclatura, caso o nome do ânion iniciar com o prefixo 
“Per” o sufixo será: ico. Caso iniciar com o prefixo “Hipo”, o sufixo será: oso.
Exemplo: HClO
4
 – Ácido perclorato – Ácido perclórico.
HClO – Ácido hipocloritoo – Ácido hipocloroso.
OBS.: Quando o ânion for fixo, ou seja, não apresentar variação quanto ao 
número de oxigênios, usa-se a terminação ico.
Exemplos: H
2
CO
3
 - Ácido Carbônico; H
3
BO
3 
- Ácido Bórico. 
Verifique a terminação dos nomes dos ânions no Quadro 4.3 e saiba qual 
terminação utilizar na nomenclatura do respectivo ácido.
1.13 Os ácidos na natureza
Muitas pessoas, nos Estados Unidos, cultivam ruibarbo em seus jardins, porque 
os talos da planta, quando cozidos com açúcar, se tornam uma deliciosa sobremesa 
ou recheio para torta ou bolo. Mas as folhas dessa planta podem nos deixar doentes. 
Por quê? As folhas de ruibarbo são uma fonte de ácido oxálico (H
2
C
2
O
4
), um ácido 
orgânico (KOTZ et al., 2012). 
Caro(a) acadêmico(a), consulte sua tabela de ânions para verificar os 
ânions e suas variações, quanto ao número de oxigênios.
TERMINAÇÃO DOS NOMES DOS ÂNIONS TERMINAÇÃO DOS NOMES DOS ÁCIDOS
ato ico
ito oso
eto ídrico
Quadro 4.3 | Terminações dos nomes dos ânions e nomenclaturas dos ácidos
Fonte: O autor
Química inorgânica
U4
182
O ruibarbo apresenta em suas folhas uma quantidade muito grande de ácido 
oxálico (3.000 a 11.000 ppm, ou seja, partes por milhão). O problema relacionado 
à ingestão de ácido oxálico é que ele interfere em elementos essenciais do corpo, 
como o ferro, o magnésio e, especialmente, o cálcio. O íon Ca2+ e o ácido oxálico 
reagem para formar oxalato de cálcio insolúvel, CaC
2
O
4
, conforme a reação: 
Ca2+
(aq)
 + H
2
C
2
O
4(aq)
 → CaC
2
O
4(s)
 + 2H+
(aq)
.
A reação não somente remove efetivamente íons cálcio do corpo, mas também 
os cristais de oxalato de cálcio podem provocar o crescimento de dolorosas pedras 
nos rins e na bexiga. Por essa razão, as pessoas suscetíveis a ter pedras nos rins 
precisam adotar dietas de baixo consumo de ácido oxálico. Muitas pessoas também 
devem ter o cuidado de não ingerir muita vitamina C, um composto que pode ser 
transformado em ácido oxálico no corpo (KOTZ et al., 2012). 
Também é importante salientar que algumas pessoas morreram por terem 
ingerido substância anticongelante acidentalmente, porque o etilenoglicol em 
anticongelantes, quando dentro do organismo, é convertido em ácido oxálico. 
Os sintomas de envenenamento por ingestão de ácido oxálico incluem náuseas, 
vômitos, dores abdominais e hemorragia. 
O ácido oxálico é encontrado nos caules e nas folhas de muitas plantas além 
do ruibarbo, como repolho, espinafre e beterraba. Uma vez que ele é encontrado 
também em outras substâncias comestíveis, que incluem coco, amendoime chá, 
em média, uma pessoa consome cerca de 150 mg de ácido oxálico por dia. Mas 
isso pode matar uma pessoa? 
Para um indivíduo que pesa aproximadamente 65,8 kg, a dose letal seria cerca 
de 24 g de ácido oxálico puro. Seria necessário comer uma plantação inteira de 
folhas de ruibarbo ou beber um oceano de chá para se aproximar da possibilidade 
de ingerir uma dose fatal dessa substância. Contudo, em primeiro lugar, a pessoa 
teria uma diarreia muito grave, pois o organismo reconhece que o ácido oxálico é 
uma toxina natural e é estimulado a eliminá-lo (KOTZ et al., 2012). 
Apesar do pequeno risco de se ingerir ruibarbo em excesso, essa planta é 
cultivada há milhares de anos, por causa de suas propriedades benéficas à saúde. 
Em particular, os herbalistas chineses utilizam o ruibarbo na medicina tradicional há 
séculos. Na realidade, essa planta foi considerada tão importante que os imperadores 
da China, nos séculos XVIII e XIX, proibiram sua exportação. O ruibarbo também era 
cultivado na Rússia e, posteriormente, na Inglaterra. (KOTZ et al., 2012). 
Química inorgânica
U4
183
1.14 Bases ou hidróxidos
As bases ou hidróxidos são funções inorgânicas que apresentam pH básico ou 
alcalino, ou seja, na escala de pH possuem valores acima de oito, são corrosivas 
e apresentam sabor adstringente ou cáustico, como as bananas verdes, caqui, 
caju. Ao tato, as bases ou hidróxidos são escorregadias, ensaboadas. As bases são 
formadas por um cátion qualquer menos o H+, e o único ânion monovalente, a 
hidroxila ou hidróxido (OH-).
Os metais alcalinos, (1A), metais alcalinos terrosos (2A) e os outros metais da 
Tabela Periódica, como os metais de transição (grupo B), aparecem como os 
cátions das bases ou hidróxidos, ou seja, o primeiro elemento da fórmula molecular. 
Para montar a fórmula molecular de uma base ou hidróxido, basta colocar a 
carga (nox) do cátion após a hidroxila (OH-), obedecendo à mesma regra já utilizada 
para os ácidos: a soma total das cargas deve ser nula. Exemplo: Na+1 → NaOH;
Ca+2 → Ca(OH)
2
;
1. O primeiro reconhecimento da existência de ácidos e de 
bases foi baseado no critério do gosto e do tato. Os ácidos 
eram azedos e as bases adstringentes, lembrando o sabão. 
Com base no texto, complete o quadro a seguir.
Fórmula Nº de H+ Presença de 
oxigênio
Força
HI
H
2
SO
3
HCN
HClO4
H
2
S
H
4
SiO
4
H
3
BO
3
Química inorgânica
U4
184
Al+3 → Al(OH)
3
;
Pb+4 → Pb(OH)
4
.
1.15 Indicadores ácido/base
São substâncias que apresentam a capacidade de mudar de cor em presença 
de meio ácido ou básico. A fenolftaleína, por exemplo, é um indicador que em 
meio ácido permanece incolor e em meio básico ou alcalino apresenta coloração 
vermelha, rósea ou violácea.
Observe que quando a fórmula molecular terminar com OH-, o 
composto é uma base ou hidróxido!
A maioria dos indicadores usados em laboratório é artificial, 
porém alguns são encontrados na natureza, como o 
tornassol, que é extraído de certos liquens. No nosso dia a dia, 
encontramos esses indicadores presentes em várias espécies: 
no repolho roxo, na beterraba, nas pétalas de rosas vermelhas, 
no chá-mate, nas amoras etc., sendo que sua extração é 
bastante fácil. A maceração de uma folha de repolho roxo, 
seguida de sua diluição com água, permite obter uma solução 
roxa que mudará de cor tanto na presença de um ácido como 
na de uma base (USBERCO; SALVADOR, 1999, p. 146).
Indicador Ácido Base
Tornassol Róseo Azul
Fenolftaleína Incolor Vermelho
Alaranjado de metila Vermelho Amarelo
Azul de bromotimol Amarelo Azul
Quadro 4.4 | Principais indicadores ácido/base
Fonte: O autor
Química inorgânica
U4
185
1.16 Definição segundo Arrhenius
As Bases ou hidróxidos são compostos iônicos, que quando em água sofrem 
dissociação iônica, produzindo um único íon negativo monovalente, o OH- 
(hidroxila ou hidróxido).
A dissociação iônica ocorre quando uma base ou hidróxido entra em contato 
com a água e ocorre a separação dos íons, os cátions e os ânions, conforme a 
reação (R-7). 
1.17 Classificação das bases ou hidróxidos
1.17.1 Quanto ao número de hidroxilas (OH-1)
Monobases: apresentam apenas uma hidroxila em sua fórmula molecular. 
Exemplo: NaOH, LiOH, KOH. 
Dibases: apresentam duas hidroxilas em sua fórmula molecular. Exemplo: 
Ca(OH)
2
, Mg(OH)
2
, Fe(OH)
2
.
Tribases: apresentam três hidroxilas em sua fórmula molecular. Exemplo: 
B(OH)
3
, Al(OH)
3
. 
Tetrabases: apresentam quatro hidroxilas em sua fórmula molecular. Exemplo: 
Pb(OH)
4
.
1.17.2 Quanto à solubilidade em água
As bases ou hidróxidos solúveis em água são: o hidróxido de amônio (NH
4
OH), 
hidróxidos de metais alcalinos (Família 1A). Exemplo: RbOH.
Pouco solúveis em água são: os hidróxidos dos metais alcalinos-terrosos (Família 
2A), com exceção do Mg. Exemplo: Ba(OH)
2
.
Insolúveis em água são: os hidróxidos de outros metais, Família 3A e metais de 
transição (famílias do grupo B). Exemplo: Pb(OH)
2
.
CaOH
2(s) 
+ H
2
O
(l)
 Ca2+
(aq)
 + 2OH-1
(aq)
DISSOCIAÇÃO DO CÁTION 
(Ca2+) E DO ÂNION (2OH1-)
R - 7
Química inorgânica
U4
186
1.17.3 Quanto à força
Caro(a) acadêmico(a), a força das bases está relacionada ao grau de dissociação 
iônica (α), que é a separação do cátion e ânion em água. Porém, utiliza-se uma 
regra prática para definir essa classificação.
Bases fortes: formadas por cátions das famílias dos metais alcalinos (Família 1A) 
e metais alcalinos terrosos (Família 2A). Exemplo: NaOH, KOH, Ca(OH)
2
 e Ba(OH)
2
. 
Bases fracas: as demais e o hidróxido de amônio. Exemplo: Al(OH)
3
, Fe(OH)
2
 e 
NH
4
OH. 
1.18 Nomenclatura das bases ou hidróxidos
Quando o cátion, primeiro elemento, apresentar nox (carga) fixa, a regra de 
nomenclatura é:
HIDRÓXIDO DE 
 NOME DO CÁTION
Exemplos:
LiOH - Hidróxido de lítio
NaOH - Hidróxido de sódio
NH
3
OH - Hidróxido de amônia
Quando o cátion (primeiro elemento) apresentar nox (carga) variável, usa-se a 
terminação ico para o maior (carga maior) e oso para o menor (carga menor). E 
ainda, indica-se a numeração do nox (carga) em algarismos romanos.
Exemplo: CuOH – Hidróxido Cuproso ou de Cu I.
Cu(OH)
2
 – Hidróxido Cúprico ou de Cu II.
Observação: aos ácidos que possuem sabor azedo, a maior parte é solúvel em 
água, são moleculares e só conduzem corrente elétrica em solução aquosa, as 
bases apresentam sabor cáustico ou adstringente (banana verde), a maior parte é 
insolúvel em água, são iônicas ou moleculares e conduzem corrente elétrica em 
Química inorgânica
U4
187
água e no estado fundido.
Ao juntarmos um ácido e uma base ocorrerá uma reação de neutralização, 
também chamada de reação de salinificação, que irá gerar como produtos um sal e 
água. Os sais são as próximas funções inorgânicas que iremos estudar.
1. A indústria de bases (ou hidróxido) produz um dos mais 
importantes produtos químicos, conhecido como hidróxido de 
sódio (NaOH) ou comercialmente como soda cáustica. Com 
base no estudo dos hidróxidos, complete o quadro abaixo:
Fórmula Nº de OH Solubilidade 
em água
Força
Au(OH)
3
NH
4
OH
Zn(OH)
2
Al(OH)
3
RbOH
Fe(OH)
2
AgOH
Caro(a) acadêmico(a), você sabe se existem outras definições 
para os ácidos e as bases diferentes das de Arrhenius?
Química inorgânica
U4
188
Química inorgânica
U4
189
Seção 2
Sais e óxidos
Introdução à seção
Prezado(a) acadêmico(a), nesta seção vamos verificar que os sais são funções 
inorgânicas (compostos), muito frequentes em nosso dia a dia. Eles podem ser 
encontrados nos alimentos, pela função de realçar o sabor, como conservantes e, 
ainda, como um dos ingredientes fundamentais de vários produtos, tais como, em 
xampus, pastas dentais etc. O bicarbonato de sódio (NaHCO
3
), por exemplo, é um 
sal muito utilizado em limpezas dentárias.
Já os óxidos são compostos químicos (funções inorgânicas) que nos rodeiam 
diariamente. Muitos dos gases poluentes, liberados pela queima de combustíveis 
fósseis, são óxidos, como, porexemplo, o dióxido de carbono – CO
2
 (gás carbônico), 
o monóxido de carbono – CO e o dióxido de enxofre – SO
2
 etc. A composição de 
muitos materiais também apresenta óxidos, como na areia a presença de óxido de 
silício – SiO, na oxidação dos metais o óxido ferroso (ferrugem), assim como na 
formação da crosta terrestre, das rochas e de outros planetas.
2.1 Definição e composição dos sais
Os sais são compostos iônicos formados com um cátion qualquer, menos o 
hidrogênio (H+), e por um ânion qualquer, menos a hidroxila (OH-). Lembre-se: 
para montar a fórmula molecular deve-se descer, no sentido inverso, as cargas do 
cátion e do ânion. Quando as cargas forem iguais (mesmo valor), porém, de sinais 
contrários, elas se anulam.
Exemplo: Na+1 + Cl-1 → NaCl
 Ca2+ + (NO
3
)-1 → Ca(NO
3
)
2
 Ca2+ + (PO
4
)-3 → Ca
3
(PO
4
)
2
Química inorgânica
U4
190
2.2 Reação de neutralização
Os sais são gerados a partir da reação de neutralização entre um ácido e uma 
base, que formará, como produto, um sal e água. As reações de neutralização ou 
salinificação podem ser: neutralização total ou neutralização parcial.
2.2.1 Reações de neutralização total e parcial
Quando o número de hidrogênio (H+) do ácido for igual ao número de hidroxilas 
(OH-) da base, gera-se um sal normal ou neutro, neste caso temos uma reação de 
neutralização total. Quando o número de hidrogênio (H+) do ácido for superior 
ao número de hidroxilas (OH-) da base, o sal será ácido ou hidrogenossal. Se o 
número de hidroxila (OH-) da base for superior ao número de hidrogênio (H+) do 
ácido, o sal será básico ou alcalino, também chamado de hidroxissal, nesses casos 
temos reações de neutralização parcial. 
Veja na reação (R-8), a seguir, a neutralização entre o ácido clorídrico e o 
hidróxido de sódio. Como o número de hidrogênio do ácido é igual ao número 
de hidroxila da base, temos uma reação de neutralização total, assim, forma-se 
um sal normal ou neutro, nesse caso, o cloreto de sódio, conhecido como sal de 
cozinha e água.
Na reação (R-9) formou-se um sal básico ou alcalino (hidroxissal), pois o número 
de hidroxilas da base é três vezes maior que o número de hidrogênios do ácido. 
Já na reação (R-10), como o número de hidrogênios do ácido é duas vezes maior 
que o número de hidroxilas da base, formou-se um sal ácido (hidrogenossal). Nos 
dois exemplos a seguir, temos reações de neutralização parcial.
HCl
(l) 
+ NaOH
(s)
 NaCl
(s) 
+ H
2
O
(l)
Sal neutro ou 
normal
R - 8
HCl
(l) 
+ AlOH
3(s)
 Al(OH)
2 
Cl
(s) 
+ H
2
O
(l)
Sal básico R - 9
{
Química inorgânica
U4
191
2.3 Nomenclatura dos sais
Para realizarmos a nomenclatura dos sais normais ou neutros, com nox do 
cátion fixo, devemos utilizar a seguinte regra:
Nome do ânion + Nome do cátion
Exemplo: KCl – Cloreto de potássio
CaNO3 – Nitrato de cálcio
Na
3
PO
4 
– Fosfato de sódio 
Observação: caso o cátion tenha carga (nox) variável, usa-se sufixo (terminação) 
ico para o maior e o sufixo (terminação) oso para o menor. E ainda, indica-se o 
valor do nox (carga) em algarismos romanos. Para verificar a variação do nox dos 
cátions, basta consultar sua tabela de cátions e ânions.
Exemplo: CuCl - Cloreto cuproso ou de Cu I
CuCl
2
 - Cloreto cúprico ou de Cu II
Para realizar a nomenclatura dos sais ácidos (hidrogenossais) mantemos a regra geral: 
Nome do ânion + Nome do cátion, porém adiciona-se o infixo ácido ou 
hidrogeno à nomenclatura.
NOME DO ÂNION PREFIXO + BÁSICO DE NOME DO CÁTION
PREFIXO + HIDROXI NOME DO ÂNION DE NOME DO CÁTION
ou
NOME DO ÂNION PREFIXO + ÁCIDO DE NOME DO CÁTION
PREFIXO + HIDRGENO NOME DO ÂNION DE NOME DO CÁTION
ou
H
2
SO
4(l)
 + NaOH
(s)
 NaSO
4(s)
 + H
2
O
(l)
Sal ácido R - 10
{
Química inorgânica
U4
192
Exemplo: NaH
2
PO
4
 - Ortofosfato diácido de sódio ou Di-hidrogeno-ortofosfato 
de sódio.
Observação: o prefixo “di” foi utilizado para indicar a quantidade de hidrogênios 
na fórmula molecular do sal, que nesse caso são dois.
Para realizar a nomenclatura dos sais básicos (hidroxissais) mantemos a regra geral: 
Nome do ânion + Nome do cátion, porém adiciona-se o infixo básico ou hidróxi 
à nomenclatura.
Exemplo: Al(OH)Cl
2
 - Cloreto monobásico de alumínio ou Monohidróxi cloreto 
de alumínio.
Observação: o prefixo “mono” foi utilizado para indicar a quantidade de hidroxilas 
na fórmula molecular do sal, que nesse caso é apenas uma.
2.4 Propriedades funcionais dos sais
Os sais em sua maioria são: sólidos, cristalinos, com sabor “salgado” e 
apresentam altos pontos de fusão e ebulição. São compostos iônicos, ou seja, 
formados por íons, cátions e ânions, e, desta forma, conduzem corrente elétrica 
quando em solução aquosa.
Os sais também podem ser classificados em solúveis ou insolúveis em água, 
conforme sua composição molecular. Veja no Quadro 4.5 a solubilidade dos sais 
em água formados pelos cátions e ânions.
Ânions Solúveis Sais formados insolúveis
Nitratos (NO3-)
Acetatos (CH
3
–COO-)
-
Cloretos (Cl-)
Brometos (Br-)
AgCl, PbCl
2
, Hg
2
Cl
2
, AgBr, PbBr
2
.Hg
2
Br
2
Iodetos (I-) AgI, PbI
2
, Hg
2
I
2
, BiI
2
Sulfatos (SO
4
2-) CaSO
4
, SrSO
4
, BaSO
4
, PbSO
4
Sais de metais alcalinos (1A) e amônio 
(NH
4
)
-
Cátions Solúveis
Tabela 1 | Balanço aproximado da produção de ATP na respiração celular
(continua)
Química inorgânica
U4
193
2.4.1 Sais hidratados
Certos sais sofrem o processo de cristalização em presença de água, esta que é 
definida como água de cristalização ou água de hidratação. Os sais que cristalizam 
são chamados de sais hidratados ou hidratos e são nomeados em relação ao 
número de moléculas de hidratação (água). 
Exemplo: 
CuSO
4
. 5H
2
O - Sulfato Cúprico ou de cobre II penta-hidratado.
Observação: repare que a nomenclatura do sal carrega a quantidade de 
moléculas de água de hidratação, que neste caso, são cinco.
2.4.2 Sais duplos ou mistos
São sais que apresentam em sua composição molecular dois cátions ou dois ânions.
Exemplos:
KNaSO
4
 - Sulfato duplo de sódio e potássio ou sulfato de sódio e potássio.
Observação: neste caso, temos um sal duplo ou misto quanto aos cátions, o 
sódio e o potássio.
CaBrCl - Cloreto brometo de cálcio.
Observação: neste caso, temos um sal duplo ou misto quanto aos ânions, o 
cloreto e o brometo.
Fonte: O autor (2015)
Sulfetos (S2-) Metais alcalinos (1A), alcalinos-terrosos (2A) e amônio (NH
4
)
Hidróxidos (OH-) Metais alcalinos (1A), alcalinos-terrosos (2A) e amônio (NH
4
)
Carbonatos (CO
3
2-) Metais alcalinos (1A) e amônio (NH
4
)
Fosfatos (PO
4
3-)
Metais alcalinos (1A) e amônio (NH
4
)
Sais não citados Metais alcalinos (1A) e amônio (NH
4
)
Química inorgânica
U4
194
1. Com base no conteúdo estudado sobre sais, analise os 
cátions e ânions abaixo e monte a fórmula molecular dos 
respectivos sais formados.
a) Na+ e SO
4
2- → 
b) Ba2+ e NO2- →
c) Al3+ e CO
3
2- →
d) Cu2+ e BO
3
3- →
e) Pb4+ e Cl- →
Caro(a) acadêmico(a), analisando o conteúdo estudado 
referente aos sais, você sabe qual é um dos sais mais 
importantes para os seres humanos?
2.5 Os óxidos
Os óxidos são compostos binários, ou seja, apresentam apenas dois elementos 
em sua composição molecular, onde o oxigênio (O-2) é sempre o segundo elemento 
e o mais eletronegativo.
Composição: 1° elemento com o valor de seu nox (carga) + o oxigênio O-2
A regra da “inversão de cargas” é a mesma para a montagem da fórmula 
molecular e qualquer função inorgânica, como vimos na seção anterior. A carga 
(nox) do primeiro elemento desce, depois do segundo elemento, e a carga (nox) do 
Química inorgânica
U4
195
segundo elemento desce depois do primeiro elemento. Veja nos exemplos a seguir:
Al+3 O-2 → Al
2
O
3
Na+1 O-2 → Na
2
O
Quando os valores das cargas (nox) dos dois elementos forem iguais e de sinais 
opostos, elas se anulam.
Exemplo: 
Ca+2 O-2 → CaO
Ba+2 O-2 → BaO
Quando os valores das cargas (nox) forem múltiplos, deve-se recorrer ao 
método da “simplificação” para se obter os menoresíndices possíveis. Índices 
são os valores que indicam a quantidade de átomos dos elementos na fórmula 
molecular, o que também é chamado de atomicidade. Veja nos exemplos a seguir:
C+4 O-2 → C
2
O
4
 → divide-se tudo por 2 → CO
2
Pb+4 O-2 → Pb
2
O
4
 → divide-se tudo por 2 → PbO
2
2.6 Classificação
Os óxidos podem ser classificados por vários critérios, que veremos a seguir. 
Inicialmente, podemos classificá-los quanto ao número de oxigênios presentes em 
sua composição molecular.
Monóxidos: apresentam apenas um oxigênio em sua composição molecular. 
Exemplo: CO.
Dióxidos: apresentam dois oxigênios em sua composição molecular. Exemplo: 
CO
2
.
Trióxidos: apresentam três oxigênios em sua composição molecular. Exemplo: 
Al
2
O
3
.
Química inorgânica
U4
196
2.6.1 Óxidos básicos
São óxidos que reagem com um ácido formando sal e água ou reagem com 
água, produzindo uma base ou hidróxido, conforme as reações (R-11) e (R-12).
Os óxidos básicos são compostos por metais alcalinos (família 1A), metais 
alcalinos terrosos (Família 2A) e por elementos com número de oxidação (+1; +2 
ou +3). São compostos iônicos, sólidos que apresentam o único ânion, o oxigênio 
(O2-), com elevados pontos de fusão e de ebulição. Os óxidos dos metais alcalinos 
(Família 1A e nox = +1) são solúveis em água, os demais são pouco solúveis 
(MAHAN; TOMA, 2009).
2.6.2 Óxidos ácidos ou anidridos
São óxidos que reagem com uma base ou hidróxido, produzindo sal e água 
ou reagem com água, produzindo um ácido, conforme apresentado nas reações 
(R-13) e (R-14).
Os óxidos ácidos são formados geralmente por gases, elementos não metálicos 
ou por elementos metálicos com número de oxidação (carga) elevados.
Exemplos: 
Cr
2
O
3
;
Mn
2
O
3
;
Mn
2
CrO
4
. 
Li
2
O
 
+ H
2
O 2LiOH
R - 11
SO
3 
+ H
2
O H
2
SO
4
R - 13
Li
2
O
 
+ 2HBr 2LiBr + H
2
O
R - 12
SO
3
 + 2KOH K
2
SO
4
 + H
2
O
R - 14
Química inorgânica
U4
197
2.7 Nomenclatura dos óxidos
Para realizarmos a nomenclatura dos óxidos, devemos ter em mãos a tabela de 
cátions e ânions e seguir as regras citadas a seguir.
Óxido + nome do elemento (quando este apresentar carga (nox) fixa)
Exemplos:
CaO – Óxido de cálcio
Li
2
O – Óxido de lítio
CO - Óxido de carbono ou monóxido de carbono
Al
2
O
3
 – Óxido de alumínio ou trióxido de alumínio
Note que em alguns casos podemos usar a classificação quanto ao número de 
oxigênios na própria nomenclatura. 
Caso o elemento (que antecipa o oxigênio) apresentar carga (nox) variável, 
usa-se a terminação ico para o maior e oso para o menor. E ainda, indica-se a 
numeração da carga (nox) em algarismos romanos. Veja os exemplos a seguir:
Exemplo: 
PbO - Óxido Plumboso ou de Pb II
PbO
2
 - Óxido Plúmbico ou de Pb IV
Fe
2
O
3
 - Óxido Férrico ou de Fe III
FeO - Óxido Ferroso ou de Fe II
CuO - Óxido Cúprico ou de Cu II
Cu
2
O - Óxido Cuproso ou de Cu I
Caro(a) acadêmico(a), perceba que o número que está depois do 
oxigênio, ou seja, o índice ou atomicidade, é exatamente o valor da 
carga (nox) do primeiro elemento.
Química inorgânica
U4
198
2.7.1 Óxidos anfóteros
São os óxidos que podem se comportar como óxidos básicos ou como óxidos 
ácidos. Os óxidos anfóteros, geralmente, apresentam-se na forma sólida, são 
compostos moleculares e insolúveis em água.
Para identificar os óxidos anfóteros, basta atentar em sua composição molecular. 
Podem ser formados por:
• Metais de zinco, alumínio, estanho e chumbo, conforme os exemplos 
abaixo, respectivamente: ZnO, Al
2
O
3
, SnO, SnO
2
, PbO e PbO
2
• Semimetais de arsênio e antimônio, conforme os exemplos a seguir, 
respectivamente: As
2
O
3
 e As
2
O
5
, Sb
2
O
3
 e Sb
2
O
5
Veja alguns exemplos com as reações (R-15) e (R-16).
2.7.2 Óxidos indiferentes ou neutros
São óxidos que não reagem com água, nem com ácidos e nem com bases. 
Não apresentam caráter ácido, nem caráter básico. São compostos gasosos, 
moleculares e são formados por não metais. São óxidos indiferentes ou neutros: 
CO (monóxido de carbono), N
2
O (monóxido de nitroso) e NO (monóxido nítrico) 
(USBERCO; SALVADOR, 2006).
2.7.3 Óxidos duplos, mistos ou salinos
São óxidos formados, a partir de dois outros óxidos, do mesmo elemento químico.
Exemplos: Fe
3
O
4
 = FeO + Fe
2
O
3
.
Pb
3
O
4
 = 2PbO + PbO
2
.
São óxidos iônicos, metálicos e se apresentam no estado sólido.
ZnO + 2HCl ZnCl
2
 + H
2
O
Óxido básico
R - 15{
2NaOH + ZnO Na
2
ZNO
2 
+ H
2
O
Óxido ácido
R - 16{
Química inorgânica
U4
199
Na
2
O
2
 + 2H
2
O 2NaOH + H
2
O
2
R - 17
Na
2
O
2
 + H
2
SO
4
 Na
2
SO
4 
+ H
2
O
2
R - 18
2.7.4 Peróxidos
São óxidos que reagem com a água ou com ácidos diluídos, produzindo o 
peróxido de hidrogênio, conhecido como “água oxigenada” (H
2
O
2
), conforme 
apresentado nas reações (R-17) e (R-18).
A nomenclatura segue as mesmas regras dos óxidos, porém utiliza-se como 
primeiro substantivo a palavra PERÓXIDO.
Exemplo: Na
2
O
2
 - Peróxido de sódio.
H
2
O
2
 - Peróxido de hidrogênio.
Os peróxidos mais encontrados são:
• Peróxido de hidrogênio: H
2
O
2
 (quando em solução aquosa chama-se “Água 
Oxigenada”).
• Peróxidos dos metais alcalinos (1A): Na
2
O
2
, K
2
O
2 
(peróxido de potássio), etc.
• Peróxidos dos metais alcalinos terrosos (2A): BaO
2
 (peróxido de bário).
O H
2
O
2
 (água oxigenada) é um composto líquido molecular (hidrogênio com 
o não metal oxigênio); os demais peróxidos são compostos sólidos iônicos, onde 
encontramos o ânion O
2
2-, de fórmula estrutural - O - O -. O Nox (carga) do 
oxigênio nos peróxidos é -1, justamente para zerar a soma de todas as cargas da 
molécula, como estudamos em unidades anteriores.
2.7.5 Polióxidos ou superóxidos
São óxidos que reagem com a água ou com ácidos diluídos, produzindo 
peróxido de hidrogênio, “Água oxigenada” (H
2
O
2
) e oxigênio, conforme apresentado 
nas reações (R-19) e (R-20).
K
2
O
4
 ou KO
2
 - Polióxido de potássio.
Química inorgânica
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200
K
2
O
4
 + 2H
2
O 2KOH + H
2
O
2
 + O
2
↑
R - 19
K
2
O
4
 + H
2
SO
4
 K
2
SO
4 
+ H
2
O
2 
+
 
O
2
↑
R - 20
Os polióxidos são compostos sólidos iônicos, formados pelos cátions de metais 
alcalinos (família 1A) ou de metais alcalinos terrosos (2A) e pelo ânion polióxido 
(O
4
2-). O NOX (carga) do oxigênio nos polióxidos é - ½ justamente para zerar a 
soma de todas as cargas da molécula, como estudamos em unidades anteriores 
(CANTO; PERUZZO, 2007).
Caro(a) acadêmico(a), repare que nos produtos das reações (R-17) e 
(R-18) representadas, há a ocorrência de setas para cima, isso indica a 
liberação de gás, que neste caso é o gás de oxigênio (O
2
).
1. Associe os itens, utilizando o código a seguir:
I - Sal ( ) Al
2
O
3
II - Base ( ) H
3
PO
4
III - Óxido ( ) K
2
SO
4
IV - Ácido ( ) NH
3
OH
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência 
CORRETA:
a) I – III – IV – II.
b) III – II – I – IV.
c) III – IV – I – II.
d) II – IV – I – III.
e) I – IV – II – III.
Química inorgânica
U4
201
Caro(a) acadêmico(a), atualmente enfrentamos um grave 
problema ambiental chamado de aquecimento global. Você 
sabe quais são os dois gases estufa controlados pelo Protocolo 
de Kyoto que são óxidos?
Nesta unidade você aprendeu que:
• Os ácidos são compostos moleculares que possuem um 
único cátion, H+;
• Os ácidos sofrem ionização em água, gerando um único 
íon positivo, o H3O+;
• Os ácidos são classificados quanto ao número de elementos 
diferentes em binários, ternários e quaternários;
• Os ácidos são classificados quanto ao número de 
hidrogênios ionizáveis em: monoácidos, diácidos, triácidos 
e tetrácidos;
• Os ácidos são classificados quanto à presença ou ausência 
de oxigênio em: hidrácidos ou oxiácidos;
• Os ácidos são classificados quanto à força, devido ao grau 
de ionização, em: fracos, moderados ou fortes;
• Os hidrácidos recebem nomenclaturas distintas à dos 
oxiácidos;
• As bases ou hidróxidos sãocompostos que ao se dissociarem 
em água, fornecem o único ânion monovalente, hidroxila 
ou hidróxido (OH-);
• As bases podem ser classificadas quanto ao número de 
hidroxilas: em monobases, dibases, tribases ou tetrabases.
Química inorgânica
U4
202
• Algumas bases podem ser solúveis em água, pouco solúveis 
ou insolúveis;
• As bases podem ser classificadas em: fortes ou fracas.
• Os indicadores ácido-base são usados para identificar o pH 
ácido ou básico de uma solução;
• Sais são compostos iônicos formados por um cátion 
qualquer, menos o hidrogênio, e por um ânion qualquer, 
menos a hidroxila.
• Os sais podem ser classificados em normais ou neutros, 
ácidos (hidrogenossais), básicos (hidroxissais) e sais duplos.
• As reações de neutralização total dão origem a um sal 
normal ou neutro.
• Os sais normais ou neutros recebem nomenclatura 
específica.
• As reações de neutralização parcial dão origem a um 
sal ácido (hidrogenossal) ou um sal básico ou alcalino 
(hidroxissal).
• Os sais ácidos (hidrogenossal) ou básicos (hidroxissais) 
recebem nomenclatura específica.
• Os sais duplos podem ser classificados: duplo pelo cátion 
ou duplo pelo ânion.
• Óxidos são compostos binários que possuem o oxigênio 
como o elemento mais eletronegativo.
• Os óxidos são classificados em: óxidos ácidos, óxidos 
básicos, óxidos indiferentes, óxidos anfóteros, óxidos 
duplos, peróxidos e polióxidos.
• Nomenclatura dos óxidos deve seguir a regra: óxido + 
nome do elemento que antecipa o oxigênio (quando este 
apresentar nox fixo).
Química inorgânica
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203
• Caso o elemento (que antecipa o oxigênio) apresentar carga 
(nox) variável, usa-se em sua nomenclatura a terminação 
ico para o maior e oso para o menor. E ainda, indica-se a 
numeração da carga (nox) em algarismos romanos.
Caro(a) acadêmico(a), a química inorgânica é muito importante 
para embasar estudos mais aprofundados, tanto na área da biologia, 
agronomia, ambiental, como na própria química. Agora vocês são 
capazes de buscar o aprofundamento necessário conforme a área 
de preferência. Assim, como sugestão para aprofundamento no 
assunto estudado, seguem algumas referências, como o livro de 
química inorgânica e o periódico da Química Nova na Escola:
QUÍMICA NOVA NA ESCOLA. Disponível em: <http://qnesc.sbq.
org.br/>.
SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W. Química inorgânica. 3. ed. Porto 
Alegre: Bookman, 2008.
Caro(a) acadêmico(a)! Para fixar melhor o conteúdo estudado, vamos exercitar 
um pouco. Leia as questões a seguir e responda-as em seu Caderno de Estudos. 
Bom trabalho!
1. O ácido clorídrico (HCl) consiste no gás cloreto de 
hidrogênio, que é bastante solúvel, dissolvido em água. O 
estômago secreta esse ácido para auxiliar na digestão dos 
alimentos. Quando impuro, é vendido no comércio com 
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204
2. Verifique abaixo a montagem das fórmulas moleculares 
das bases a partir dos respectivos cátions. 
I. Fe+3 Fe(OH)
3
II. Au+1 Au(OH)
2
III. Sn4+ Sn(OH)
4
IV. Li+1 LiOH
V. Cr+4 CrO
4
É correto o que afirma em: 
a) As assertivas I, II e IV, apenas. 
b) As assertivas I, II e V, apenas. 
c) As assertivas I, III e IV, apenas. 
d) As assertivas II e III, apenas. 
e) As assertivas II e V, apenas.
o nome de ácido muriático, sendo usado principalmente 
na limpeza de pisos e de superfícies metálicas antes do 
processo da soldagem. Na extração do petróleo, o ácido 
clorídrico é introduzido no bolsão rochoso, dissolvendo 
uma parte das rochas e facilitando o fluxo do petróleo até a 
superfície. Algumas vezes, esse procedimento pode ajudar 
a tornar o poço de petróleo mais rentável. Como esse 
ácido é classificado com relação ao número de hidrogênios 
ionizáveis, quanto à presença de oxigênio e força? 
Assinale a alternativa correta.
a) Monoácido, hidrácidos e forte.
b) Quaternário, oxiácido e fortes.
c) Diácidos, hidrácidos e moderado.
d) Monoácido, oxiácido e forte.
e) Triácidos, hidrácidos e fraco.
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205
3. O ácido sulfúrico (H
2
SO
4
) é um líquido incolor, oleoso e 
solúvel em água, formado da solução aquosa denominada 
de ácido sulfúrico. Esse ácido é muito importante em todos 
os setores da química e, por isso, é fabricado em grandes 
quantidades. Um dos indicadores do desenvolvimento 
econômico de um país é o consumo desse ácido. Ele é 
usado, por exemplo, na fabricação de fertilizantes, velas, 
explosivos, corantes e baterias de automóveis. 
Referente aos ácidos, analise se a nomenclatura apresentada 
está correta para a respectiva fórmula molecular.
I. HF Ácido fluorídrico
II. HNO
3
 Ácido nitroso
III. HCN Ácido cianídrico
IV. H
2
S Ácido sulfuroso
V. H
2
CO
3
 Ácido carbônico
É correto o que afirma em: 
a) As assertivas I, II e IV, apenas. 
b) As assertivas I, III e V, apenas. 
c) As assertivas I, III e IV, apenas. 
d) As assertivas II e III, apenas. 
e) As assertivas II e V, apenas.
4. Alguns sais acabam reagindo na presença de água e 
formando a cristalização, chamada de água de hidratação. 
Estes sais são denominados de sais hidratados. Com base 
no texto, assinale a alternativa que apresenta a fórmula 
molecular de um sal hidratado.
a) RbNO
3
. 
b) KNaSO
4
. 
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5. Alguns óxidos gasosos, como o dióxido de enxofre, 
o monóxido de carbono e o dióxido de nitrogênio, são 
altamente tóxicos ao meio ambiente. O dióxido de enxofre 
provoca desde espasmos passageiros dos músculos lisos dos 
bronquíolos até inflamações graves nas mucosas. O dióxido 
de nitrogênio, além de irritar olhos e mucosas em geral, 
pode provocar enfisema pulmonar. O monóxido de carbono 
combina-se com a hemoglobina, produzindo asfixia. 
A respeito desses três óxidos, classifique V para as sentenças 
verdadeiras e F para as falsas.
( ) O dióxido de enxofre, ao reagir com a água, origina 
ácido sulfuroso, um ácido considerado fraco.
( ) O CO, por ser um óxido neutro ou indiferente, não 
reage nem mesmo com o oxigênio.
( ) A reação do NO
2
 com a água pode ser representada por: 
2NO
2
+ H
2
O → HNO
3
 + HNO
2
.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência 
CORRETA:
a) V – F – V.
b) V – V – F.
c) F – V – V.
d) F – V – F.
e) V – F – F.
c) NaH
2
PO
4
.
d) Al(OH)Cl
2
. 
e) CuSO
4
.5H
2
O.
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207Química inorgânica
Referências
CANTO, E. L do; PERUZZO, T. Química na abordagem do cotidiano. 3. ed. São 
Paulo: Moderna, 2007.
COVRE, Geraldo José. Química total. São Paulo: FTD, 2001.
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; WEAVER, G. C. Química geral e reações químicas. 
São Paulo: Cengage Learning, 2012.
LEMBO, Antônio. Química: realidade e contexto. São Paulo: Ática, 2000.
MAHAN, Bruce M.; TOMA, Henrique Eisi (Coord.). Química: um curso universitário. 
São Paulo: Edgard Blücher, 2009.
REIS, Martha. Completamente química: química geral. São Paulo: FDT, 2001.
SARDELLA, Antônio; FALCONE, Marly. Química série Brasil. São Paulo: Ática, 2004.
SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W. Química inorgânica. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 
2008.
USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química. 5. ed. São Paulo: Saraiva, 2006.
 . Química. 4. ed. São Paulo: Saraiva, 1999.
U
N
O
PA
R
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Química Geral 
e Experimental