Química Geral e Orgânica

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PAOLA DOS SANTOS GASCHI MARQUES
THIAGO BALDASSO DE GODOI
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
Coordenador(a) de Conteúdo 
Bruna Cavilia Sharf
Projeto Gráfico e Capa
Arthur Cantareli Silva
Editoração
Alexandre Vinnycius Silva Donzelli
Caroline Casarotto Andujar
Juliana Oliveira Duenha
Ilustração
Andre Luis Azevedo da Silva
Geison Ferreira da Silva
Fotos
Shutterstock e Envato
Impresso por: 
Bibliotecária: Leila Regina do Nascimento - CRB- 9/1722.
Ficha catalográfica elaborada de acordo com os dados fornecidos pelo(a) autor(a).
Núcleo de Educação a Distância. MARQUES, Paola dos Santos Gaschi; 
GODOI, Thiago Baldasso de.
Química geral e orgânica / Paola dos Santos Gaschi Marques, Thiago 
Baldasso de Godoi. - Florianópolis, SC: Arqué, 2023.
256 p.
ISBN papel 978-65-6083-422-4
ISBN digital 978-65-6083-423-1
1. Química 2. Geral 3. Orgânica 4. EaD. I. Título. 
CDD - 547
EXPEDIENTE
FICHA CATALOGRÁFICA
N964
543340
RECURSOS DE IMERSÃO
Utilizado para temas, assuntos ou con-
ceitos avançados, levando ao aprofun-
damento do que está sendo trabalhado 
naquele momento do texto. 
APROFUNDANDO
Uma dose extra de 
conhecimento é sempre 
bem-vinda. Aqui você 
terá indicações de filmes 
que se conectam com o 
tema do conteúdo.
INDICAÇÃO DE FILME
Uma dose extra de 
conhecimento é sempre 
bem-vinda. Aqui você 
terá indicações de livros 
que agregarão muito na 
sua vida profissional.
INDICAÇÃO DE LIVRO
Utilizado para desmistificar pontos 
que possam gerar confusão sobre o 
tema. Após o texto trazer a explicação, 
essa interlocução pode trazer pontos 
adicionais que contribuam para que 
o estudante não fique com dúvidas 
sobre o tema. 
ZOOM NO CONHECIMENTO
Este item corresponde a uma proposta 
de reflexão que pode ser apresentada por 
meio de uma frase, um trecho breve ou 
uma pergunta. 
PENSANDO JUNTOS
Utilizado para aprofundar o 
conhecimento em conteúdos 
relevantes utilizando uma lingua-
gem audiovisual.
EM FOCO
Utilizado para agregar um con-
teúdo externo.
EU INDICO
Professores especialistas e con-
vidados, ampliando as discus-
sões sobre os temas por meio de 
fantásticos podcasts.
PLAY NO CONHECIMENTO
PRODUTOS AUDIOVISUAIS
Os elementos abaixo possuem recursos 
audiovisuais. Recursos de mídia dispo-
níveis no conteúdo digital do ambiente 
virtual de aprendizagem.
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169U N I D A D E 3
TIPOS DE ISOMERIA E REAÇÕES QUÍMICAS 170
A IMPORTÂNCIA DA ISOMERIA E DO CARBONO QUIRAL NA NATUREZA 192
PROPRIEDADES FÍSICAS, MISTURAS, TÉCNICAS DE SEPARAÇÃO, TITULAÇÃO E 
NOÇÕES BÁSICAS DE SEGURANÇA EM UM LABORATÓRIO 210
7U N I D A D E 1
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO 8
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA E TABELA PERIÓDICA 30
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS 66
101U N I D A D E 2
VELOCIDADE DE REAÇÕES QUÍMICAS E EQUILIBRO QUÍMICO 102
FUNÇÕES ORGÂNICAS 134
IMPORTÂNCIA DOS GRUPOS FUNCIONAIS DE CADA FUNÇÃO ORGÂNICA 152
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SUMÁRIO
UNIDADE 1
MINHAS METAS
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
Compreender os modelos atômicos.
Estudar os números atômicos e números de massa.
Enfocar Isótopos, isóbaros, isótonos e massa atômica.
Estudar níveis e subníveis de energia do modelo atômico e orbital atômico.
T E M A D E A P R E N D I Z A G E M 1
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INICIE SUA JORNADA
Olá, estudante!
Você já parou para observar a quantidade de cores, aromas, sabores diferentes 
que temos no mundo? São infinitas as combinações que geram formas, sabores 
e cores imensuráveis. A cor azul esverdeada da água de uma praia, o verde das 
árvores, o ardor da pimenta, o doce do açúcar, enfim são infinitas as possibili-
dades percebidas pelos nossos sentidos. Todas estas diferentes propriedades são 
originadas a partir de um seleto grupo de elementos, cerca de 100 átomos qui-
micamente diferentes. A cada combinação, são geradas propriedades diferentes, 
que nos permitem encontrar as infinitas variedades.
Quase todas as propriedades químicas da matéria podem ser entendidas em 
termos das propriedades dos átomos que as formam, de modo, que este é o nosso 
ponto de partida para o entendimento da química! A partir de então, ao olhar o café 
quente em uma xícara, você deve pensar que tudo aquilo é composto por diferentes 
átomos, e em se tratando de átomos, se permitir imaginar que internamente exis-
tem outros elementos, ainda menores, que se combinam, se rearranjam, interagem 
e formam a vida! Nessa caminhada, iremos falar um pouquinho da história, para 
entender os desdobramentos dos modelos atômicos que formaram a base para o 
modelo de átomos que temos atualmente. O estudo do modelo atômico nos per-
mitirá entender a necessidade que o elemento tem em realizar ligações químicas, 
ou seja, para adquirem a estabilidade energética e atômica, se assemelhando aos 
gases nobres, elementos que existem na natureza de forma isolada.
Vamos lá?!
MODELOS ATÔMICOS
Desde o primórdio, filósofos e cientistas acreditavam sobre a natureza do “ma-
terial” fundamental, como sendo partículas sólidas, indivisíveis, que formavam 
todos os outros compostos. Em 460 – 370 a.C., Demócrito e outros filósofos da 
Grécia antiga afirmavam que o mundo era composto por infinitas destas partí-
culas indivisíveis, e a elas denominaram átomos, que significa indivisível. Poste-
riormente, Platão e Aristóteles afirmaram em seus estudos que não existiam as 
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TEMA DE APRENDIZAGEM 1
partículas indivisíveis, e a partir de então, a noção “atômica” da matéria deixou 
de ser plausível durante muitos séculos (BROWN et al., 2016).
Foi então que no século XVII, na Europa, os químicos aprenderam a mensurar 
a quantidade de elementos que reagiam para formar novas substâncias, e tais ar-
gumentos corroboraram para voltar (digamos, retroceder) para ideia do material 
indivisível. Essa teoria foi evidenciada pelos trabalhos de Dalton (1803-1807), que 
em um de seus postulados, estabelece que “a massa total dos materiais presen-
tes depois de uma reação química é igual à massa total dos materiais presentes 
antes da reação”, ou seja, explica a proporção constante entre os compostos ou a 
conservação da massa. O fato da massa dos reagentes ser a mesma do produto 
acabado tornou-se uma forte evidência da veracidade deste modelo (BROWN 
et al., 2016; BIGATÃO, 2016).
“A Teoria de Dalton, baseada em átomos indivisíveis, explicou satisfatoriamente 
muitos aspectos do comportamento químico” (BIGATÃO, 2016, p. 16). Ele “[...] propôs 
que o átomo era parecido com uma bola de bilhar, isto é, esférico, maciço e indivisível, e 
não poderia ser criado nem destruído. Concluiu também que uma alteração quími-
ca consistia em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos” (BIGATÃO, 
2016, p. 16), nunca na formação de átomos a partir de outros átomos.
Uma das primeiras evidências da existência do átomo como uma partícula divi- 
sível (muito antes do modelo de Dalton) pode ser designada ao filósofo grego Tales 
de Mileto, no ano VI a.C., o qual percebeu que ao atritar um bastão de resina de 
âmbar contra tecidos, couro cabeludo, este bastão atraía objetos de pequena massa, 
como folhas de vegetais secos. Derivou-se então o nome eletricidade, oriundo do 
nome elektron, cuja tradução do grego, significa âmbar (FELTRE, 2004).
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1
Os resultados de Dalton sobre a indivisibilidade do átomo foram questionados 
pela realização de alguns experimentos na área do eletromagnetismo, por meio 
de alguns experimentos com eletrólise e tubos com pouca presença de gás (com 
baixa pressão, rarefeitos). Nas extremidades de um tubo de vidro com pouco ar 
foi instalado um eletrodo com polo negativo e na outra, um polo positivo. Ao ser 
aplicada uma alta tensão foi produzidauma radiação entre os eletrodos, denomi-
nada de raios catódicos. Essa radiação deslocou-se do polo negativo para o polo 
positivo, e era observada pela fluorescência de materiais ali presentes. Então, pro-
vou-se que na presença de campos elétricos ou magnéticos ocorria os desvios dos 
raios catódicos, e o sentido do movimento (negativo para o positivo), demonstrou 
que havia um fluxo de carga negativa. No entanto, se no tubo havia ausência da 
matéria ou de átomos, como explicar tal fenômeno, se tudo que existia até então 
era composto por átomos maciços? Foi assim que, em 1897, o cientista britânico 
J. J. Thomson, provou que existiam partículas ainda menores que os átomos, de-
signando como elétron (BROWN et al., 2016).
Assim, a grande evolução do modelo de Dalton para Thomson foi que Dalton 
não considerou a existência de partículas elétricas em seu modelo de átomo indi-
visível, enquanto que Thomson, por meio da eletricidade, provou que existiam 
partículas menores que o átomo: o elétron. 
Então, para explicar todo o seu experimento, Thomson propôs, em 1903, 
o seu novo modelo de átomo, que era formado por uma “pasta” de carga posi- 
tiva que era recheada superficialmente pelos elétrons, com carga negativa. A in-
teração entre estes dois elementos garantia a neutralidade elétrica do modelo 
atômico. Devido a explicação fornecida, o modelo ficou conhecido como “Pudim 
de Passas”, e desta forma, os cientistas passaram a reconhecer que o átomo era 
divisível em entidades menores, ao passo que reconheceram a natureza elétrica 
destes elementos. Temos no Material Complementar um vídeo interessante sobre 
tal experimento de Thomson, recomendo que acompanhem. Uma extensão da 
experiência de Thomson foi a experiência de Eugen Goldstein, em 1886, que 
modificou a ampola e descobriu os raios anôdicos. Estes raios seriam o material 
que “restou” dos átomos sem elétrons, e por não conterem elétrons, ficam com 
a carga positiva, sendo desviadas para determinada direção na presença de um 
campo elétrico (FELTRE, 2004).
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TEMA DE APRENDIZAGEM 1
Na evolução entre os modelos atômicos, uma grande descoberta ajudou na pros- 
pecção dos modelos. Foi a descoberta da radioatividade, pelo cientista francês 
Henri Becquerel, em 1896. Ele descobriu que compostos de urânio emitem espon-
taneamente radiação de alta energia, sem a necessidade de montar eletrodos, 
polos negativos ou positivos. Estes compostos conseguem emitir naturalmente 
a radiação, com uma alta energia, fenômeno que ele designou de radioatividade. 
As radiações emitidas têm cargas positivas, negativas ou neutras.
As descobertas das propriedades relacionadas com a radioatividade 
também eram estudadas por Rutherford, e serviram de base para postu-
lar o mais novo modelo atômico. Em seus experimentos, ele utilizava um 
elemento radioativo para emitir radiação com cargas positivas, que eram 
bombardeadas sob uma placa fina de ouro. Em volta da placa de ouro havia 
uma tela circular fluorescente que captava a radiação, demonstrando se ela 
mudava ou não de direção após o choque com a placa. 
Foi então que surgiu uma indagação: se o átomo era como um pudim de passas, com 
seu interior contendo cargas positivas e submersas nesta massa positiva, haviam 
os elétrons, negativos, conforme afirmava Thomson, como poderia, grande parte da 
corrente radiativa não sofrer deformação nenhuma na sua trajetória quando passa-
vam pela placa de ouro, atravessando-a e atingido a tela circular? E porque algumas 
poucas partículas eram desviadas em ângulos diversos (BROWN et al., 2016).
Os campos elétricos são regiões no espaço, como regiões entre placas metáli-
cas eletricamente carregada, que contêm em uma extremidade uma alta con-
centração de partículas negativas (elétrons), e na outra, pouca ausência destas 
cargas, adquirindo o caráter positivo. Um elétron, que possui carga negativa, 
posicionado em um campo elétrico, vai em direção do polo positivo do campo.
Algo semelhante acontece na atração de imãs eletromagnéticos, atração entre 
cargas de diferentes sinais, que possuem diferentes quantidades de elétrons 
distribuídas em sua superfície.
Fonte: os autores.
APROFUNDANDO
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Com base nestas observações, Rutherford foi capaz de propor um novo modelo. 
Ele afirmou que a maior parte do átomo é constituída por vazios, não por uma 
massa positiva. Ele concluiu ainda que algumas poucas partículas foram desviadas em 
direções diversas devido a repulsão entre a carga positiva da radiação com a pequena 
carga positiva existente no núcleo do átomo (BROWN et al., 2016). Foi assim, que
 “ [...] no início do século XX, o físico Ernest Rutherford (1871-1937) 
sugeriu que o átomo era composto de um núcleo muito pequeno, 
carregado positivamente, no centro, e circundado por uma região 
comparativamente grande, vazia, que continha os elétrons, deno-
minada eletrosfera. O átomo seria semelhante ao “sistema solar”, em 
que o núcleo representaria o Sol e os elétrons girando ao redor do 
núcleo seriam os planetas (BIGATÃO, 2016, p. 16).
Conforme demonstra a figura a seguir:
Próton
Nêutron
Elétron
Figura 1 – Modelo atômico de Rutherford / Fonte: adaptada de Boni e Goldani (2007).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma ilustração do modelo atômico de Rutherford, em que se de-
monstra próton, nêutron e elétron, representados por circunferências azuis, com sinais de “+”, “-“ e “0”, ao redor 
deles traçados pretos em formato elíptico, convergindo em vários pontos.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 1
De acordo com De Boni e Goldani (2007), o modelo atual do átomo deriva da 
proposição de Rutherford, composto por duas regiões: o pequeno núcleo, que 
compreende toda a carga positiva e praticamente toda a massa do átomo, e a ele-
trosfera, região extranuclear composta de elétrons
A visão moderna dos átomos nos traz uma estrutura semelhante ao apresentado 
por Rutherford, contudo, a lista dos elementos que constituem o núcleo do áto-
mo continua a crescer. Para o entendimento dos princípios químicos, objetivos de 
nosso curso, três elementos são importantes: os elétrons, os prótons e os nêutrons 
(BROWN et al., 2016).
O núcleo é então
 “ [...] composto por dois tipos de partículas: o próton, que tem car-
ga positiva, e o nêutron, assim chamado porque é neutro, ou seja, 
não tem carga. Como o átomo não tem carga elétrica, o número 
de prótons no núcleo é igual ao número de elétrons que circula-
ram o núcleo em uma região chamada de eletrosfera. Além dis-
so, o número de prótons no núcleo é igual ao número atômico 
(BIGATÃO, 2016, p. 18).
A carga de um elétron é - 1, 602 .10-19C (Coulomb, unidade da carga elétrica no 
sistema internacional de unidades SI). A carga do próton tem a mesma magnitude 
do elétron, mas com sinal trocado. O nêutron não tem carga elementar. A quanti-
dade 1, 602 .10-19C é conhecida na química como Carga Elementar ou Carga 
Eletrônica (BROWN et al., 2016).
Uma evolução do modelo atômico proposto por Rutherford foi fornecida 
pelos estudos do físico Niels Bohr, que considerou, que a mecânica clássica (parte da 
física que estuda a interação e movimento dos corpos) não era capaz de descrever 
o comportamento destas pequenas partículas que compunham o átomo, e nesse 
sentido, direcionou seus esforços para a compreensão de tais fenômenos a luz da 
mecânica quântica. Complexo, não? Nem tanto! Acompanhe o Reflita a seguir a 
título de curiosidade e para e para sabermos do que se trata essa ciência.
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Estudante, não criemos pânico! Só queremos ter uma leve compreensão do mo-
delo que temos hoje que embasa o conhecimento sobre os átomos. E podemos nos 
perguntar: por que estudar isso? Desejamos um conhecimento superficial sobre 
isso, pois, agora, estes conceitos estão pulsando em seu corpo, determinando quais 
moléculas seu organismo vai absorver, quais reações irão acontecer que poderão 
liberar a energia responsável pela vida!
Então, continuando, sabemos que as partículas presentes no átomo são regidas 
pela mecânicaquântica, e que Bohr foi que adentrou nestes conceitos, certo? Mas 
Bohr, não foi contra o que Rutherford postulou, ele complementou o modelo com a 
luz dos conhecimentos da mecânica quântica. Por meio de seus estudos, utilizando 
espectros eletromagnéticos, ele foi capaz de provar que os átomos disponibilizam 
níveis de energia para o elétron, ou seja, a energia de um elétron em um átomo é 
quantizada, o que posteriormente foi denominada de níveis de energia. E essa 
questão não é tão distante de nossa realidade. 
Se lembram, do Ensino Médio, o diagrama de Linus Pauling, níveis de energia, 
camadas K, L, M etc.? Essa teoria está relacionada a isso, que a depender de onde 
o elétron se encontra, ele possui um nível de energia, que permite com que ele faça 
um tipo de movimento ao redor do núcleo. E se você não se lembra, não se pre-
ocupe, vamos pincelar algo sobre isso mais à frente!
Mecânica Quântica é uma teoria física que se dedica ao estudo de sistemas 
físicos com dimensões muito pequenas, na escala de tamanho do átomo ou até 
mesmo menores que isso. É capaz de descrever o comportamento de molécu-
las, íons, átomos, elétrons, prótons, nêutrons, entre outros. Você consegue im-
aginar o tamanho destas partículas?
PENSANDO JUNTOS
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TEMA DE APRENDIZAGEM 1
E foi assim que Bohr melhorou o modelo de Rutherford e desenvolveu o modelo 
do átomo que se assemelha ao sistema solar, no qual os elétrons são como os pla-
netas e se dispõem na eletrosfera na forma de camadas, em que cada camada sub-
sequente tem um nível de energia diferente, conforme demonstra a figura a seguir:
Núcleo formado por
prótons e nêutrons
Eletrosfera formada por
elétrons distribuídos
em várias camadas
Figura 2 – Modelo atômico de Rutherford-Bohr / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma ilustração em que se demonstra o modelo atômico de Ruther-
ford-Bohr, em que aparecem dois círculos traçados em preto, ao redor de círculos menores azuis, indica-se “núcleo 
formado por prótons e nêutrons” e “eletrosfera formada por elétrons distribuídos em várias camadas”.
Na Figura 2, percebemos que os prótons e nêutrons ficam localizados no pequeno 
núcleo. A maior parte do átomo é a eletrosfera, onde ficam circulando os átomos. 
Os átomos tem diâmetro entre 1.10-10 a 5.10-10 m . Por ser um número muito 
pequeno, atribui-se a medida 1.10-10 m como sendo 1 Angstrom ( A ).
Os elétrons são atraídos pelos prótons, e tem uma trajetória circular a elíptica 
na eletrosfera em torno do núcleo. O diâmetro do núcleo tem 1.10-4 A .
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NÚMEROS ATÔMICOS E NÚMEROS DE MASSA
A quantidade de carga positiva presente no núcleo de 
um átomo denominamos de número atômico, com a 
simbologia “Z”. O número atômico está relacionado 
com a natureza do elemento. Para entender melhor 
temos como exemplo o átomo oxigênio. Se verificar-
mos na tabela periódica veremos que o número atômico deste elemento é 8. Isso 
significa dizer que cada átomo de oxigênio (O) tem 8 prótons. Não encontramos 
na natureza nenhum outro átomo com 8 prótons, pois esta característica é única do 
oxigênio. Assim, para identificar o átomo de um elemento, ou o próprio elemento, 
basta identificar seu número atômico (BIGATÃO, 2016). 
Em relação aos elétrons, sabemos que os átomos não possuem carga elétrica lí-
quida, ou seja, tem carga neutra ou zero. Desta forma, em um átomo, o número de 
prótons existentes no núcleo é igual ao número de elétrons existente na eletrosfera. “Os 
Sabemos que 
os átomos não 
possuem carga 
elétrica líquida 
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TEMA DE APRENDIZAGEM 1
prótons e nêutrons presentes no núcleo de um átomo são quase totalmente respon-
sáveis pela massa do átomo, porque os elétrons têm uma massa relativa” (BIGATÃO, 
2016, p.18), pequena em relação a estes compostos. Por esse motivo, o número de 
massa, cuja simbologia é “A”, “[...] consiste na soma de prótons e nêutrons presentes 
no núcleo. Desta forma, se um determinado átomo possui 47 prótons e 60 nêutrons” 
(BIGATÃO, 2016, p. 18), seu número de massa a será a soma entre 47 e 60, ou seja 107.
Uma representação comum do átomo qualquer “X”, na química, se dá con-
forme Figura 3: 
X XA
Z
ou
A
Z
Número de massa
Número atômico
Figura 3 – Representação do átomo / Fonte: Bigatão (2016, p. 17).
Descrição da Imagem: mostra a representação do átomo, Z
A
Z
AX ou X número de massa e número 
atômico.
Temos a seguir um vídeo interessante e bastante explicativo sobre o funcion-
amento do experimento realizado por Thomson, que descobriu a existência do 
elétron. Recomendamos assistirem ao vídeo, pois é bastante intuitivo e nos aux-
iliam a compreender melhor sobre os modelos atômicos! Recursos de mídia 
disponíveis no conteúdo digital do ambiente virtual de aprendizagem.
Conteúdo de áudio/vídeo não patrocinado. Esse recurso utilizará seu pacote de 
dados (ou WiFi) para ser exibido.
EU INDICO
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ISÓTOPOS, ISÓBAROS, ISÓTONOS E MASSA ATÔMICA
Em relação ao número de nêutrons presentes no núcleo do átomo, estes não 
necessariamente têm uma quantidade igual destas partículas, ou seja, um mesmo 
elemento pode conter diferentes número de nêutrons. Isso acontece por exemplo com 
o carbono. O “Carbono 12” tem 6 prótons e 6 nêutrons, sendo representado por
 
6
12C Nesta representação, percebemos que o átomo tem 6 prótons, 6 elétrons, 
número de massa 12 e, por conseguinte, 6 nêutrons (12-6). Já o átomo “Carbono 
14” também é carbono, mas tem a massa atômica 14. Sua representação é 
6
14C 
Nesta representação, percebemos que este átomo tem 6 prótons, 6 elétrons, núme-
ro de massa 14, e consequentemente, 8 nêutrons (14-6) (BROWN et al., 2016). Nes-
te caso citado, em que temos o mesmo átomo com diferentes números de massa, 
denominamos na química de isótopos, ou seja, elementos com mesmo número 
atômico, mas com diferentes números de massa. 
É importante salientar que os isótopos de um determinado elemento são 
quimicamente semelhantes, mas podem conter propriedades físicas diferentes. 
Por exemplo, no caso de um outro isótopo do átomo hidrogênio, temos o próprio 
Hidrogênio 
1
H, e o Deutério, 
2
H ou 
2
D. Ambos têm um próton e um elétron, 
diferindo em relação ao número de nêutrons, e, consequentemente, no número de 
massa. Conforme afirmado, eles têm propriedades químicas semelhantes, reagem 
com o oxigênio, formando água, mas têm propriedades físicas diferentes, o hi-
drogênio forma a água comum ( H2O ), de densidade igual a 1, 0 g / mL , enquanto 
o deutério forma a chamada água pesada ( D2O ), pois tem densidade igual a 1,1 g 
/ mL (BIGATAO, 2016; RUSSEL, 1982). 
A seguir temos esquematizado os isótopos dos átomos de hidrogênio (H) e hé-
lio (He). É demonstrando seu modelo atômico simplificado, em que as partículas 
pretas presentes no núcleo são os prótons, as partículas brancas, também presentes 
no núcleo, os nêutrons, e a região azul escura e azul clara que englobam o núcleo é 
onde circulam os elétrons, na eletrosfera:
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TEMA DE APRENDIZAGEM 1
Figura 4 – Isótopos dos átomos hidrogênio e hélio / Fonte: adaptada de Russel (1982).
He2
3 He2
4 He2
5 He2
6
H1
1 H1
2 = Deuterium H1
3 = Tritium
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma ilustração em que se demonstram os Isótopos dos átomos 
hidrogênio e hélio, representados por três esferas azuis escuro, menores; quatro esferas azuis claro, maiores. 
Dentro de cada esfera há pequenas esferas aglutinadas brancas e azuis: 
1
1
1
2
1
3
2
3
2
4
2
5
2
6H H Deuterium H Tritium He He He He, , , , , , = =
“Isóbaros são átomos com diferentes números de prótons, ou seja, elementos químicos 
diferentes, mas que possuem o mesmo número de massa (A)” (BIGATAO, 2016, p. 20). 
A exemplo destes casos temos “[...] o Cálcio (Ca, A=40 e Z=20) e Potássio (K, A=40 e 
Z=19). Os isóbaros têm propriedades físicas e químicas diferentes” (BIGATAO, 2016).
 “ Isótonos são átomos de diferentes elementos químicos, com diferen-
tes números de prótons, diferentesnúmeros de massa, porém com 
mesmo número de nêutrons (N). Os isótonos possuem proprieda-
des químicas e físicas diferentes, como por exemplo, Cloro e Cálcio. 
Ex: (Cl, Z=17, A=37 e N=A–Z=20); (Ca, Z=20, A=40 e N=A–Z=20) 
(BIGATAO, 2016, p. 20).
1
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Massa Atômica
A determinação da massa dos átomos antigamente era de difícil mensuração, haja 
vista seu pequeno tamanho. Com o advento da tecnologia essa determinação ficou 
mais precisa e exata. Por exemplo, sabemos que a massa do hidrogênio é 1, 6735.10-24 
g enquanto que a do oxigênio é 2, 6560.10-23 g (BROWN et al., 2016). A repre-
sentação e o trabalho com pequenos números tornam os cálculos mais difíceis e 
complexos, de forma que ao se utilizar uma escala podemos simplificar tal represen-
tação. É então empregado a escala “uma” que significa unidade de massa atômica.
1 uma = 1, 66054 x 10-24 g ou 1g =6, 02214x1023 uma
“Uma unidade de massa atômica (1 uma) é definida como sendo exatamente 
um doze avos (1/12) da massa de um átomo de carbono 12 (12C). Isso equivale 
dizer que a massa de um átomo de 12C é 12 uma. Desta forma, a escala de pesos 
atômicos é uma escala relativa” (BIGATÃO, 2016, p. 20).
Na natureza a maioria dos compostos encontrados são isótopos. A massa 
atômica (presente na tabela periódica) é dada como sendo a média da massa dos 
isótopos existentes levando em conta a sua proporção. Não entraremos no detalhe 
das contas, pois não é nosso objetivo e também porque temos estes valores todos 
listados na tabela periódica, mas, já temos o conceito de onde vem aquele número.
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1
TEMA DE APRENDIZAGEM 1
RGIA DO MODELO ATÔMICO E ORBITAL ATÔMICO
Há pouco, mencionamos o modelo de Rutherford-Bohr, em que os elétrons se 
distribuíam na eletrosfera em diferentes níveis de energia, está lembrado? Então, 
agora iremos conhecer um pouco mais desses subníveis de energia. Uma camada 
de energia em que se encontram os elétrons consiste em um conjunto de um ou mais 
níveis energéticos quantizados, ou seja, cada nível tem sua energia potencial. A 
representação mais comum das camadas, e provavelmente aquela que aprendemos 
no ensino médio é dada por letras: K, L, M, N, O, P e Q (BIGATÃO, 2016
Em relação a estas camadas, quanto mais perto do núcleo, mais os elétrons 
são atraídos pelos prótons, e menor será sua energia potencial. Energia potencial? 
Vamos relembrar este conceito da física? Acompanhe o Saiba Mais!
A energia potencial é a energia armazenada por um corpo. Para entendermos 
este conceito, pensamos em uma maçã presa em uma árvore. Quando ela está 
presa na árvore, ela tem uma energia potencial muito grande, dada pela altura 
e também pela gravidade. Se ela desprender da árvore, a energia potencial se 
transforma em energia de movimento, aumentando sua velocidade de queda, 
até o ponto em que ela atinge o chão, quando sua energia potencial é mínima, 
e energia cinética é máxima (antes do impacto).
Neste exemplo, vimos a energia potencial gravitacional. No caso dos elétrons, 
é a energia potencial elétrica, pois eles são atraídos pelos prótons positivos ex-
istentes no núcleo. Assim, a diferença de cargas entre elétrons e prótons gera 
uma atração, e, consequentemente, uma energia potencial. Assim como no 
caso da maçã, quanto mais distante eles estão do núcleo, maior sua energia 
potencial, ou seja, as camadas externas têm maior energia potencial.
Fonte: os autores.
APROFUNDANDO
“Quanto mais próxima do núcleo está uma camada, seus elétrons permanecem mais 
atraídos pelo núcleo e adquirem menor energia. Por outro lado, os elétrons das ca-
madas mais afastadas são menos atraídos pelo núcleo, adquirindo maior energia 
potencial. Assim, os elétrons da camada K (n = 1) possuem a menor energia, enquanto 
a camada Q (n = 7) possui os elétrons de maior energia (BIGATÃO, 2016, p. 20)”.
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1
Outro ponto importante é a quantidade de elétron suportada em cada uma 
destas camadas. A camada K pode suportar até 2 elétrons, a camada L até 8 elétrons. 
A seguir temos demonstrado as camadas de energia da eletrosfera e a quantidade 
de elétrons existente:
M O P Q
K
L
N
2 8 18 32 1832 8
Figura 5 – Camadas de energia ao redor do núcleo / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma ilustração em que se demonstram as camadas de energia ao 
redor do núcleo, em que aparecem: k, L, 2,8,18M, 32N, 32º, 18P, 8Q.
Os elétrons podem receber energia externa, como calor, luz, ficar excitados e saltar 
para uma camada subsequente, que comporta uma maior quantidade de ener-
gia. Quando ele retorna para sua camada original, a energia extra armazenada é 
perdida em uma radiação em forma de luz (BIGATÃO, 2019).
Dentro de cada camada destas, existem subcamadas, também classificadas 
pela quantidade de energia que possa armazenar, e onde permanecem um certo 
número de elétrons. São elas as camadas s, p, d, f. No subnível s pode haver até 2 
elétrons, enquanto no subnível p até 6 elétrons; no subnível d até 10 elétrons; e no 
subnível f até 14 elétrons, que são objetivos de nosso próximo tópico.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 1
Por que neste curso devemos entender os níveis de energia, a região em que os 
elétrons ocupam, sua energia potencial, o desprendimento de energia quando 
saltam de um orbital para outro?
A resposta para isso é simples, reações bioquímicas que produzem a energia 
para os corpos animais e vegetais se utilizam de tais mecanismos. Um exem-
plo clássico disso é o Ciclo de Krebs, que consiste em uma série de reações 
químicas que ocorrem na vida da célula e de seu metabolismo. Trata-se de uma 
parte do metabolismo dos organismos aeróbios (que utilizam o oxigênio em seu 
processo de respiração). Na descrição deste ciclo há um saldo de elétrons entre 
as reações químicas diversas que permitem a geração de energia (ATP) para 
o organismo. Para as plantas podemos citar o processo de Fotossíntese, que 
também há reações químicas complexas, com compartilhamento de elétrons, 
cujo residual se transforma em energia para as funções vitais do vegetal. Então, 
nessa reflexão, concluímos que o estudo atômico dos átomos é requisito básico 
para o entendimento da biologia.
APROFUNDANDO
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4
Figura 6 – Respiração celular / Fonte: os autores.
R
es
p
ir
aç
ão
 c
el
u
la
r
C
él
u
la
M
it
oc
ôn
d
ri
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id
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g
ên
io
N
A
D
H
Á
g
u
a
G
lic
os
e
N
A
D
H
Descrição da Imagem:a imagem apresenta uma ilustração em que se demonstra a respiração celular. Na 
imagem se relacionam os seguintes elementos: Célula; Respiração celular; Mitocôndria; Glicose; Citoplasma; 
1. Glicolise; Dióxido de Carbono; Comida; Oxigênio (ATF).
UNIASSELVI
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TEMA DE APRENDIZAGEM 1
NOVOS DESAFIOS
Chegamos ao fim deste tema de aprendizagem!
Estudamos como se forma a matéria em níveis atômicos. Estudamos um 
breve histórico dos principais modelos e vimos que o átomo é sim divisível 
em outras unidades menores, os prótons, nêutrons e elétrons, e como estes 
ficam arranjados espacialmente, em um modelo que muito se assemelha ao 
nosso sistema solar.
Entramos, de forma breve, no campo da quântica, e percebemos que os elé- 
trons ocupam posições distintas no espaço, e que a cada nível ocupado há uma 
energia potencial relacionada. Entendemos que esta energia presente nos elé- 
trons e nos orbitais permite a ocorrência das ligações químicas, e que a depender 
da natureza da ligação, a energia excedente é utilizada pelos seres vivos para a 
manutenção da vida. Ainda, verificamos como ocorre a distribuição eletrônica 
obedecendo a níveis de energia, em que as camadas mais externas são as mais 
energéticas, devido à energia potencial que é armazenada.
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1
VAMOS PRATICAR
1. O estudo e o entendimento dos modelos atômicos são importantes para a compreen-
são da formação do modelo atômico atual. Por meio do histórico, é possível observar 
cada evidência que auxiliou no desdobramento de uma nova propriedade. A seguir, são 
feitas algumas informações sobre os modelos atômicos.Associe cada informação com 
o seu respectivo pesquisador:
I - O átomo não se apresenta como sendo uma estrutura indivisível e a matéria possui 
propriedades elétricas (1897).
II - O átomo é uma esfera maciça e indivisível (1808).
III - O átomo é formado pelo núcleo e também pela eletrosfera (1911).
a) I - Dalton, II - Rutherford, III - Thomson.
b) I - Thomson, II - Dalton, III - Rutherford.
c) I - Dalton, II - Thomson, III - Rutherford.
d) I - Rutherford, II - Dalton, III - Thomson.
e) I - Thomson, II - Rutherford, III - Dalton.
2. O correto entendimento das partículas formadoras do átomo permite a determinação 
de seu número atômico, número de massa, distribuição eletrônica, que nos permite 
estimar a quantidade de produtos formados em uma reação, até mesmo prever se dois 
elementos em contato têm condições de reagir entre si. Considere que o número de 
elétrons de um determinado cátion X 
2+ 
de um elemento é igual ao número de seus 
elétrons presentes no átomo com caráter neutro de um gás nobre. E, ainda, que este 
átomo de gás nobre tem número atômico 10 e número de massa igual a 20. Com 
estas informações, determine o número atômico do elemento X:
a) 8.
b) 10.
c) 12.
d) 18.
e) 20.
3. A cerâmica é um material classificado como supercondutor de eletricidade, materiais 
bastante em evidência nos dias atuais na área de novos materiais. Neste tipo de cerâ-
mica, um dos materiais constituintes é o elemento Ítrio, cuja distribuição eletrônica 
é: 1s2 2s2 2 p6 3s2 3 p6 4s2 3d10 4 p6 5s2 4d1 .
Em relação ao Ítrio, determine qual o número total de camadas e o subnível mais energético.
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REFERÊNCIAS
BIGATÃO, D. M. M. M. Química geral e inorgânica. Maringá: Unicesumar, 2016.
BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. Rio de Janeiro: Pearson, 2016.
DE BONI, L. A. B.; GOLDANI, E. Introdução clássica a química geral. Porto Alegre: Tchê 
Química Cons. Educ. LTDA, 2007.
FELTRE, R. Química Geral. 6. ed. São Paulo: Editora Moderna, 2004.
LEAL, P. P. C. A importância da química na nossa vida. Soluções em Tecnologia é Aqui! Rio 
Branco, jan. 2012. Disponível em: https://costaleal.wordpress.com/2012/01/31/a-importan-
cia-da-quimica-na--nossa-vida/. Acesso em: 17 out. 2023.
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8
1. B.
2. O átomo neutro do elemento gás nobre tem número atômico 10, revelado no enunciado. 
Isso quer dizer que a quantidade de elétrons também é igual a 10, pois, sendo um gás 
nobre, o número de prótons é igual ao de elétrons (gás nobre é neutro, sem carga, da 
família 8A, da tabela periódica). Então, o número de elétrons do cátion X 
2+ 
é também 
igual a 10. A carga 2+ indica que o átomo perdeu 2 elétrons, por isso tem a carga positiva, 
tem maior número de prótons do que elétrons. Então, no estado fundamental ele tinha 
12 elétrons e também número atômico igual a 12.
3. No enunciado do exercício nos foi fornecido a distribuição eletrônica, de onde consegui-
mos visualizar que temos um total de 5 camadas, respondendo parte de nosso problema. 
Já em termos do subnível mais energético, percebemos pela distribuição Eletrônica que 
se trata do “4d”, que possui um elétron, tratando-se da camada mais externa, presente 
na camada 4.
GABARITO
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MINHAS METAS
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA E 
TABELA PERIÓDICA
Estudar Níveis e subníveis de energia do modelo atômico e Orbital atômico.
Compreender a Distribuição eletrônica e Tabela periódica.
Estudar as Ligações químicas e Geometria molecular.
T E M A D E A P R E N D I Z A G E M 2
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INICIE SUA JORNADA
Olá, estudante!
Neste tema de Aprendizagem, verificaremos que a disposição da tabela pe-
riódica em linhas, colunas, e com uma certa sequência dos elementos não foi um 
mero formalismo, mais aconteceu de forma a agrupar elementos que possuem 
características semelhantes, nos munindo de importantes informações do com-
portamento destes elementos nos rearranjos químicos. E, os rearranjos químicos 
são capazes de formar novos compostos, com propriedades químicas e físicas di-
ferentes, ou seja, os elementos individuais, os átomos, realizam ligações químicas 
a fim de obter a estabilidade, e modificam completamente o seu comportamento, 
e nos permitem produzir compostos que nos facilitam a vida
Vamos lá?!
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA E TABELA PERIÓDICA
De acordo com o físico Werner Heisenberg (1901-1976), é praticamente im-
possível se prever a posição correta de um elétron na sua eletrosfera. O físico 
Erwin Schrödinger (1887-1961) determinou que a região do espaço que está 
ao redor do núcleo, em que há máxima probabilidade de se encontrar um elétron 
(BIGATÃO, 2016, p. 24), é denominada de orbital. Cada orbital comporta no 
máximo dois elétrons, que se encontram emparelhados, ou seja, possuem sen-
tidos de rotação (spin) contrários.
Cada orbital possui um formato específico. Por exemplo, o orbital do tipo 
s possui um formato esférico, ou seja, os dois elétrons que circulam neste 
orbital fazem uma translação no formato de círculo, conforme demonstra a 
Figura 1. Os seis elétrons que circulam no orbital do tipo p transladam como 
se fosse na forma de uma elipse em torno da eletrosfera, conforme demonstra 
a imagem que segue. Em relação ao tipo d, a forma é semelhante, mas como 
temos uma maior quantidade de elétrons, ela ocupa uma maior região na 
eletrosfera, conforme a figura.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 2
Figura 1 – Formato do orbital do tipo s, p, d .
Descrição da Imagem:a imagem apresenta uma ilustração em que se demonstra o formato do orbital do 
tipo s, p, d. S, representado por uma esfera amarela, p, representado por uma forma semelhante a uma 
ampulheta verde, d, representada por uma forma semelhante a um asterisco vermelho.
O formato de como os elétrons transladam no espaço não são objetivos de nosso 
curso, apresentamos apenas para que tenhamos uma ideia desta configuração espacial.
Distribuição Eletrônica
A distribuição eletrônica dos orbitais é feita preenchendo-se totalmente um sub-
nível antes de passar para o próximo. No entanto, os elétrons não se acomodam 
primeiro em um subnível para depois acomodar em outro. Eles se acomodam de 
acordo com a quantidade de energia de cada nível, em ordem crescente. Em rela- 
ção a isso, “[...] o químico Linus Pauling (1901 – 1994) elaborou um diagrama que 
permite facilmente fazer a distribuição eletrônica segundo essa ordem crescente. 
O dispositivo ficou conhecido como Diagrama de Linus Pauling” (BIGATÃO, 
2016, p. 25). A Figura 2 demonstra essa representação:
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Figura 2 – Diagrama de Linus Pauling / Fonte: adaptada de Russel (1982).
n=7
n=6
n=5
n=4
n=3
n=2
p d f
5f
4f
6d
5d
4d
n=1
s
3d
7s
6s
5s
4s
3s
2s
1s
7p
6p
5p
4p
3p
2p
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma tabela em que se demonstra o diagrama de Linus Pauling. A 
tabela contém cinco colunas e oito linhas, na primeira coluna temos: n=7, n=6, n=5, n=4, n=3, n=2; segunda 
coluna 7s, 6s, 5s, 4s, 3s, 2s, 1s; terceira coluna: 7p, 6p, 5p, 4p, 3p; quarta coluna: 6d, 5d, 4d; quinta coluna: 5f, 4f. 
Na última linha, temos: p, d, f. Cada item é acompanhado por uma seta.
Para fazer a distribuição eletrônica devemos seguir as setas, iniciando a leitura 
de baixo para cima. Por exemplo, o átomo ferro (Fe), que tem número atômico ( 
Z = 26 ), fica:
1 2 2 3 3 4 3
2 2 6 2 6 2 6s s p s p s d− − − − − − 
O índice 1 representa o nível 1 de energia, ou a camada K, a letra s representa o subní-
vel s, que comporta 2 elétrons, conforme o subscrito presente nesta letra. Repare que 
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TEMA DE APRENDIZAGEM 2
essa distribuição seguiu exatamente a ordem das setas. Ainda, se você somar todos os 
subscritos, 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 6 = 26. Então, para fazer essa distribuição devemos 
ter em mente quantos elétrons cada subnível comporta, e a quantidade de elétrons da 
última distribuição será o valor que falta para completar o número atômico do átomo, 
que é muito importante para conseguirmos mensurar a quantidade de elétrons exis-
tentes na última camada, pois é por meio destainformação que podemos prever 
quantas ligações o átomo será capaz de realizar para conseguir atingir a estabilidade, 
objetivos de nossos próximos tópicos. Entretanto, existe uma maneira muito simples 
e fácil de obter a informação da quantidade de elétrons existente na última camada, 
que é entender as informações contidas na tabela periódica.
Tabela Periódica
Como a lista dos elementos descobertos aumentou significativamente no século 
XIX, foi realizado um esforço entre os cientistas para estabelecer alguma perio-
dicidade ou classificação destes elementos. Estes esforços culminaram no desen-
volvimento da tabela periódica, em 1869 (BROWN et al. 2016), tendo destaque 
os trabalhos de Lothar Meyer e Dmitri Mendeleev. O princípio básico da tabela 
periódica foi agrupar elementos que possuíam certa semelhança, ou periodici-
dade, daí seu nome. Por exemplo, os elementos lítio (Li), sódio (Na) e potássio 
(K) todos se encontram em um mesmo grupo, a apresentam a característica de 
serem metais macios e muito reativos.
Os elementos são dispostos na tabela em ordem crescente de número atô-
mico. As linhas horizontais são chamadas “períodos”, e são numerados de 1 a 7, 
usando algarismos arábicos. Já as colunas verticais são denominadas de “grupos” 
ou “famílias”, e cada um representa uma “família de elementos”, sendo represen-
tados por números romanos (I a VIII), ou arábicos (1 a 8, seguidos de A ou B). 
Estes grupos correspondem ao Grupo 1A (Metais alcalinos), Grupo 2A (Metais 
alcalinos terrosos), Grupo 3A (Família do Boro), Grupo 4A (Família do Carbono), 
Grupo 5A (Família do Nitrogênio), Grupo 6A (Calcogênios), Grupo 7A (Halo-
gênios) e 8ª (Gases Nobres) (BIGATÃO, 2016).
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4
 “ Os elementos pertencentes aos subgrupos são denominados elemen-
tos de transição e são todos metais. Os elementos pertencentes ao 
grupo IIIB nos períodos 6 e 7 representam os elementos de transição 
interna, e são chamados lantanídeos e actinídeos, respectivamen-
te. Todos os outros metais de transição são chamados elementos de 
transição externa (BIGATÃO, 2016, p. 32).
Na Figura 3, é demonstrado a tabela periódica:
Figura 3 – Tabela Periódica.
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma tabela periódica, composta pelos elementos e as legendas 
respectivas.
De acordo com De Boni e Goldani (2007), os elementos presentes na tabela di-
videm-se em metais, não metais, gases nobres e hidrogênio. Cada tabela periódica 
tem a sua demonstração de cores, que classificam os elementos dentro destas ca-
racterísticas. Em relação aos metais, entre as características comuns, apresentam 
condutividade elétrica e térmica, possuem em geral elevada densidade, possuem 
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TEMA DE APRENDIZAGEM 2
brilho, refletindo a luz, tem alto ponto de fusão e ebulição, tem a propriedade de 
ductilidade (produzem fios), sendo maleáveis permitindo a produção de lâminas. 
Com exceção do mercúrio (Hg), todos os metais apresentam-se no estado sólido 
na temperatura ambiente (BIGATÃO, 2016).
Os não metais, como Carbono, Nitrogênio, Fósforo, possuem propriedades 
opostas dos metais. Tratam-se dos elementos em maior disponibilidade na natu-
reza, e em termos de suas propriedades, não conduzem bem o calor e a eletricidade 
(BIGATÃO, 2016). No grupo dos gases nobres apresentam-se todos os elementos 
que são gasosos na temperatura ambiente, possuído uma baixa reatividade.
Muitas vezes na tabela periódica encontramos o hidrogênio como um ele-
mento a parte na tabela, pois ele possui propriedades muito diferentes de todos os 
outros elementos, é inodoro, incolor e combina-se tanto com os metais quanto com 
os não metais. Nas condições “ambiente” apresenta-se no estado gasoso sendo 
extremamente inflamável.
Sabia que temos elementos químicos que não são naturais, presentes na tabela 
periódica?
Podemos destacar, dentre estes elementos, dois situados antes do urânio 
(92U), denominados elementos cisurânicos, representados pelo tecnécio (43Tc) 
e o promécio (61Pm). Os demais elementos artificiais, por estarem localizados 
depois do urânio, são chamados elementos transurânicos.
Fonte: Feltre (2004).
APROFUNDANDO
Periodicidade das Configurações Eletrônicas
Uma característica interessante da tabela periódica presente entre os elementos 
do mesmo grupo é apresentar a mesma configuração eletrônica presente na 
camada de valência (última camada).
1
1
Por exemplo, na família 1A , todos os elementos finalizam com a distribuição 
ns1 , em que n representa o número quântico principal, ou seja, a camada mais 
externa, conhecida também como camada de valência.
Vejamos a distribuição eletrônica para alguns elementos da família 6A (uti- 
lizando o diagrama de Linus Pauling):
 
8 2 2 4
16 2 2 6 2 4
34 2 2 6
1 2 2
1 2 2 3 3
1 2 2 3
O s s p
S s s p s p
Se s s p s
−
−
−
, , .
, , ,
, , ,
, .
22 6 10 4
3 4 3 4, , ², , .p s d p
 
Veja que interessante: todos os elementos deste grupo 6A terminam com a confi- 
guração p4 . Ainda, o oxigênio pertence ao período 2, e sua camada de valência é 
a segunda. O enxofre pertence ao período 3, e sua camada de valência é a terceira. 
O selênio pertence ao período 4, e sua camada de valência é a quarta.
As semelhanças não finalizam por aí, vejamos a quantidade de elétrons pre- 
sentes na camada de valência. Como fazer isso? Basta somarmos a quantidade 
de elétrons presentes na última camada, assim:
O = 4 + 2 = 6
S = 4 + 2 = 6
Se = 4 + 2 = 6
Atenção! Camada de valência não é necessariamente a camada mais energéti-
ca. Ela é a camada mais externa! Para o ferro
26Fe , sua distribuição eletrônica 
é: 1 2 2 3 3 4 3
2 2 6 2 6 2 6s s p s p s d− − − − − − . Sua camada mais externa ou 
de valência é 4
2s , enquanto que sua camada mais energética (a última obtida 
pela distribuição de Linus Pauling é 3
6d .
Fonte: os autores.
ZOOM NO CONHECIMENTO
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TEMA DE APRENDIZAGEM 2
Todos têm a mesma quantidade de elétrons na camada de valência. E isso traz 
uma informação valiosa para nós, pois conseguimos descobrir quantos elétrons 
eles precisam compartilhar com outros elementos para conseguir estabilidade. 
A regra geral (com exceção do hidrogênio H, Hélio He, e também dos elementos 
da família B – metais, que não obedecem a regra a seguir) é que as substâncias 
formadas atendam a regra do octeto, ou seja, tenham 8 elétrons em sua camada 
de valência, pois assim, adquirem a estabilidade. Neste grupo 6A, por exemplo, 
todos estes elementos tem a camada de valência com 6 elétrons, e para comple- 
tar 8 elétrons, precisam receber ou compartilhar 2 elétrons. Analogamente, no 
grupo 7A, eles têm 7 elétrons na camada de valência, e precisam de 1 elétron para 
adquirir estabilidade. No grupo 8A eles têm 8 elétrons na camada de valência, 
e não precisam de mais elétrons para adquirir a estabilidade, ou seja, os gases 
nobres são bastante estáveis, o que resulta em baixa reatividade desses elementos. 
Essa periodicidade é muito importante quando formos falar sobre as ligações 
e reações químicas para formar novos compostos. Sugiro que você sublinhe, 
destaque estes parágrafos, para que quando entrarmos no assunto reações e li-
gações químicas, vocês possam relembrar este conceito.
Resumindo, vimos que um grupo nos traz a configuração eletrônica da camada de 
valência, a quantidade de elétrons existentes nesta última camada, vimos também 
que cada período nos informa qual o número da última camada (número quântico 
principal) ou camada de valência. Como exercício, sugiro que façam a distribuição 
para outras famílias da tabela periódica para confirmarem estas “coincidências”.
A seguir destacamos uma outra coincidência ou periodicidade da tabela pe-
riódica, vejam na Figura 4:
1
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Figura 4 – Último subnível ocupado em cada elemento da tabela / Fonte: Feltre (2004, p. 120).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta o último subnível ocupado em cada elemento da tabela, que é dividida 
em quatro tons de azul diferentes, indicando cada subnível.
Vemos que nosgrupos ou famílias 1 e 2A temos os elementos cuja distribuição 
eletrônica finaliza no subnível s, nos grupos 3A a 8A, os subníveis terminados em 
p (com exceção do hélio, que termina em s, mas que foi colocado ali devido a sua 
semelhança com os elementos daquele grupo). Dos grupos 1B a 8B, elementos 
cuja distribuição eletrônica finaliza em d. E os elementos de transição interna que 
finalizando sua distribuição no subnível f.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 2
PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS 
QUÍMICOS
Além das semelhanças que destacamos anteriormente, podemos ter também 
semelhança em termos das propriedades do raio atômico, eletronegatividade, 
afinidade eletrônica e potencial de ionização, que verificaremos a seguir.
Raio atômico
O raio atômico é a distância do núcleo de um átomo à sua eletrosfera na camada 
mais externa ou camada de valência. Como o elétron orbita em diversas posições, 
este não é um número fixo, e calculamos um valor médio para o raio atômico. 
Para tanto, esta distância é definida “[...] pela média da distância entre os centros 
dos núcleos de dois átomos vizinhos de um mesmo elemento numa ligação quí-
mica em estado sólido” (BIGATÃO, 2016, p. 35).
O raio atômico possui uma periodicidade tanto em relação a sua família 
quanto ao seu período. Dentro de uma mesma família, o raio atômico au-
menta com o incremento do número atômico Z, ou seja, de cima para baixo. 
A explicação para isso é simples, o raio cresce de acordo com o aumento do 
número de camadas externas.
Já para um mesmo período, o raio atômico aumenta da direita para esquerda, no 
sentido de decréscimo do número atômico. A explicação para tal fato está no fato 
de todos possuírem o mesmo número de camadas eletrônicas. Neste caso, “[...] 
quanto maior o número de elétrons na camada de valência, maior sua atração pelo 
núcleo, diminuindo assim o raio do átomo” (BIGATÃO, 2016, p. 36).
Na Figura 5 é apresentado o que retratamos:
4
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Figura 5 – Aumento do raio atômico / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Raio atômico
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma ilustração que demonstra aumento do raio atômico, em que se 
lê “raio atômico”, duas setas na cor azul.
Eletronegatividade
A eletronegatividade é a capacidade que os átomos têm de atrair elétrons para pró-
ximo de si. Isso é um fenômeno importante para a ocorrência das reações químicas. 
A escala de Pauling, bastante empregada nesta propriedade, define que a eletro-
negatividade cresce nas famílias da tabela de baixo para cima, no sentido em que 
diminui o raio atômico. A explicação para tal fato está no aumento das interações 
do núcleo com a eletrosfera. Já em relação aos períodos, o aumento ocorre da esquer-
da para direita, no mesmo sentido do aumento do número atômico.
A Figura 6 apresenta o sentido de crescimento da eletronegatividade dos ele-
mentos:
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TEMA DE APRENDIZAGEM 2
Figura 6 – Aumento da eletronegatividade / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Eletronegatividade
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma ilustração que demonstra aumento da eletronegatividade, em 
que se lê “eletronegatividade”, duas setas na cor azul.
Eletropositividade
Uma característica oposta da eletronegatividade é a eletropositividade, que é a 
tendência que o átomo tem para perder elétrons em uma ligação química. Em 
relação a esta propriedade ela aumenta no sentido contrário da eletronegatividade, 
seguindo a mesma relação do aumento do raio atômico. A explicação é simples, 
quanto maior o raio do átomo, mais facilmente ele perde seus elétrons da camada 
de valência (BIGATÃO, 2016).
Na Figura 7 observamos o sentido do aumento da eletropositividade na 
tabela periódica:
4
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Figura 7 – Aumento da eletropositividade / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma ilustração que demonstra aumento da eletropositividade, em 
que se lê “eletropositividade”, duas setas na cor azul.
Eletropositividade
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TEMA DE APRENDIZAGEM 2
LIGAÇÕES QUÍMICAS E GEOMETRIA MOLECULAR
De acordo com De Boni e Goldani (2007), na natureza, todos os sistemas buscam 
alcançar a maior estabilidade possível, árvores buscam ter raízes grandes e den-
sas para lhe proporcionar estabilidade, a temperatura de um corpo mais quente 
é trocada com um corpo mais frio para atingir equilíbrio térmico, entre outros. 
Para os átomos não ocorre de forma diferente, a maior parte destes elementos 
não se apresentam isoladamente, mas sim ligados com outros átomos, atingin-
do assim uma configuração mais estável. Um exemplo fundamental para nossa 
sobrevivência é o oxigênio, cuja combinação entre átomos do mesmo elemento 
formam O2 (oxigênio) e O3 (ozônio) ou se ligam a outros elementos, formando 
diversas substâncias: CO (monóxido de carbono), CO2 (dióxido de carbono), 
H2O (água), SO2 (dióxido de enxofre). Neste ponto, é importante frisarmos que 
o elemento químico ( O ) não se encontra na natureza em sua forma elementar, 
pois ele não tem estabilidade (BIGATÃO, 2016).
A estabilidade é obtida quanto os átomos participantes atingem a regra do 
octeto, ou seja, completam, em sua camada de valência um total de 8 elétrons, 
obtendo uma configuração semelhante dos gases nobres. Em relação a estes gases, 
presentes na família 8A, que já possuem 8 elétrons em sua camada de valência, não 
precisam realizar ligações químicas pois já são estáveis e podem ser encontrados na 
natureza em sua forma isolada ( He, Ne, Ar, Xe, Kr e Rn ). Ainda, o hélio é um ele-
mento que foge à regra do octeto, que fica estável com dois elétrons em sua camada de 
valência e por isso também se encontra nesta mesma família. Os demais elementos 
presentes na tabela não existem no formato isolado e precisam realizar ligações 
químicas para atingir a estabilidade. O tipo desta ligação química vai depender 
da natureza das configurações químicas dos átomos que participam da ligação 
(BIGATÃO, 2016), que são influenciados por dois fatores principais: a força ele-
trostática existente entre cargas opostas e a tendência dos elétrons em formar pares.
Os demais elementos presentes na tabela não existem no formato isolado e pre-
cisam realizar ligações químicas para atingir a estabilidade. O tipo desta ligação 
química vai depender da natureza das configurações químicas dos átomos que 
participam da ligação (BIGATÃO, 2016), que são influenciados por dois fatores 
principais: a força eletrostática existente entre cargas opostas e a tendência dos 
elétrons em formar pares.
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Então, durante as ligações químicas, os átomos envolvidos a fim de adquirir a es-
tabilidade podem doar seus elétrons, receber elétrons e até mesmo compartilhar 
elétrons entre si, e a depender da forma como ocorre, teremos um tipo específico 
de ligação, que iremos tratar a seguir.
Ligação Iônica
A ligação iônica ocorre entre elementos que possuem cargas elétricas opostas, 
chamados de cátions (carga positiva) e ânions (carga negativa), geralmente, obtidas 
entre metais e não metais. Os metais têm grande tendência a perder elétrons, pois 
são bastante eletropositivos (lembre-se das propriedades da nossa tabela periódica), 
e quando perdem elétrons, ficam desbalanceados em termos do número de cargas 
positivas e negativas, ou seja, ficam com um menor número de cargas elétricas ne-
gativas, obtendo um caráter positivo, formando um íon positivo conhecido como 
cátion, por exemplo, o Na+, que é um cátion do átomo sódio.
Da mesma forma, um não metal possui grande tendência a ganhar elétrons, 
pois tem uma maior eletronegatividade, e neste caso, se ele ganha elétrons, ele fica 
com um maior número de cargas negativas, formando um íon negativo chamado 
de ânion, por exemplo, o ânion cloreto Cl -.
Então, quando estes dois íons se encontram (o cátion se encontra com o 
ânion), há uma atração entre as cargas opostas, formando a ligação iônica. Para 
entender melhor vamos explicar melhor com os nossos exemplos tomados anterior-
mente. O metal sódio 11Na e o não metal cloro17Cl, tem a seguinte distribuição 
eletrônica (pelo diagrama de Linus Pauling): 
 
11 2 2 6 1
17 2 2 6 2 5
1 2 2 3
1 2 2 3 3
Na s s p s
Cl s s p s p
−
−
.
.
 
Vejam, que através da distribuição eletrônica do cloro, percebemos que na camada 
de valência M (ou camada 3) o sódio tem 1 elétron, e na camada anterior L (ou 
camada 2), ele tem 8 elétrons (2+6). Se ele perder 1 elétron da última camada 
ele fica com 8 elétrons na camada anterior, atinge a regra do octeto e torna-se 
estável. Então, o sódio precisa perder 1 elétron, e sua representação é Na1+, ou 
seja, o cátion sódio.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 2
Uma alternativa para realizar a mesma análise é utilizar a tabela periódica. Os 
elementos da família 1A e 2A, tendem a perder 1 e 2 elétrons, respectivamente. 
Neste caso, a representação do íon sódio com carga positiva é Na+.
Verificando a distribuição eletrônica do cloro, percebemos que ele tem na 
camada de valência M (ou camada 3) 7 elétrons (2+5), portando, se ganhar 1 
elétron, atinge a regra do octeto, ficando com 8 elétrons e atinge a estabilidade. 
Sua representação é Cl -, ou seja, o ânion cloreto.
Uma alternativa para realizar a mesma análise é utilizar a tabela periódica. Os 
elementos da família 3A, tem três elétrons na camada de valência, precisam 
perdê-los para ficar com 8 elétrons na camada anterior. Os elementos da família 
4A, 5A, 6A, 7A precisam de 4, 3, 2 e 1 elétrons para atingirem a regra do octeto 
e atingir a estabilidade. Percebam, que o número da família da tabela periódica 
indica a quantidade de elétrons que precisam ser cedidos ou recebidos para 
atingir a estabilidade. Então, em nosso exemplo, o cloro pertence à família 7A, 
e precisa ganhar 1 elétron para adquirir a estabilidade e sua representação é Cl 
-. Nesta condição destes dois átomos, o sódio necessitando doar 1 elétron, e o 
cloreto necessitando ganhar 1 elétron, eles realizam uma ligação do tipo iônica, 
que é quando há doação de elétrons de um elemento para o outro e formam o 
composto NaCl, chamado de cloreto de sódio.
APROFUNDANDO
No sólido do tipo iônico formado NaCl, que é chamado de cloreto de sódio, 
os íons sódio e cloreto estão organizados nas três dimensões, conforme Figura 8, 
onde cada Na+ tem seis Cl- que estão próximos e, de maneira análoga, cada Cl- 
está próximo de seis Na+. Tridimensionalmente, a estrutura originada demonstra 
um retículo cristalino.
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Figura 8 – Retículo cristalino do cloreto de sódio / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Sal NaCI
Na
CI
+
-
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma ilustração em que se demonstra o retícula cristalino do cloreto 
de sódio, representados por círculos azuis maiores e menores em conexão, Sal, NaCl, Na+, Cl-.
As propriedades deste composto diferem muito dos elementos originais. O sódio 
é um metal brilhante que queima espontaneamente em contato com a água. O 
cloro é um gás venenoso que foi usado durante a 1ª Guerra Mundial. Apesar 
disso, nós utilizamos cloreto de sódio em nossos alimentos. Assim, fica claro que 
as propriedades do átomo mudam quando se tornam íons (UCKO, 1992). Neste 
exemplo do sal de cozinha foi simples construir sua fórmula iônica, e para ficar-
mos expert, vamos treinar com mais um exemplo: a ligação entre o Mg (Magnésio) 
e Cl (cloro). Neste exemplo não iremos fazer a distribuição eletrônica por Linus 
Pauling e sim usar as regras que conhecemos da tabela periódica. Se você ainda não 
se sentir confortável, faça a distribuição eletrônica, os resultados serão os mesmos.
O magnésio está na família 2A, conforme mencionamos, os metais desta família 
tendem a perder 2 elétrons para atingir a estabilidade e completar a regra do 
octeto. Sua representação na forma de íon é Mg2+, ou seja, o cátion magnésio. O 
cloro está na família 7A, precisa ganhar 1 elétron para atingir a estabilidade, e sua 
representação é Cl1-, ou seja, o ânion cloreto.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 2
Temos então um composto que precisa doar elétrons (metal) e outro que 
precisa receber elétrons (não metal), tratando-se, portanto, de uma ligação do 
tipo iônica.
VOCÊ SABE RESPONDER?
Agora neste ponto surge uma indagação, um elemento precisa perder dois 
elétrons, e o outro só precisa ganhar 1 elétron, como proceder? 
Simples, precisaremos de 2 íons cloretos, assim, o cátion magnésio consegue doar 
seus dois elétrons. Porém, na fórmula iônica precisamos quantificar o número de 
átomos, que é feito com um subscrito:
Antes da reação: Mg2+ e Cl1-
Depois da reação: MgCl2
Para não sobrar dúvidas, indico utilizar a seguinte regra:
CIMg 2+ 1 -
Figura 9 – Regra / Fonte: os autores.
Descrição da Imagem: a imagem apresenta Mg2+ e Cl1- e setas azuis que se cruzam, formando um “x”.
Ou seja, a carga do ânion desce como a quantidade de cátions que serão ne-
cessários, no caso 1, não precisa representar, e a carga do cátion desce como a 
quantidade de ânions que serão necessários, no caso, 2.
Para aniquilar com todas as dúvidas vamos para mais um exemplo, reação 
entre o alumínio (13 Al ) e o oxigênio ( 8 O ). O alumínio (metal) está na família 
3A, precisa perder 3 elétrons: Al3+, cátion alumínio. O oxigênio (não metal) está 
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na família 6A, precisa ganhar 2 elétrons: O2-, ânion óxido. Temos um elemento 
querendo doar, outro querendo receber, ou ainda, uma reação entre um metal e 
um não metal, então, teremos uma ligação do tipo iônica:
Descrição da Imagem: a imagem apresenta Al3+ e O2- e setas azuis que se cruzam, formando um “x”.
OAI 3+ 2-
Figura 10 – Ligação do tipo iônica / Fonte: os autores.
E o composto iônico formado será o Al2O3, ou seja, o óxido de alumínio.
 “ [...] os compostos iônicos apresentam algumas características em co-
mum: são sólidos na temperatura ambiente e formam retículos crista-
linos; possuem elevados pontos de fusão e ebulição; quando fundidos 
ou em solução aquosa são bons condutores de eletricidade; são solúveis 
em água; são duros e quebradiços (BIGATÃO, 2016, p. 41).
Ligação Covalente ou Molecular
A ligação covalente ocorre quando dois átomos possuem tendências semelhan-
tes de ganhar. Nestas condições, ao contrário da ligação iônica, a transferência 
total de um elétron não acontece, ocorrendo o compartilhamento dos elétrons 
entre os átomos participantes da reação. Os pares eletrônicos que se formam neste 
processo de compartilhamento são constituídos por um elétron de cada átomo 
e pertencem simultaneamente a ambos os átomos ligados. Portanto, não ocorre 
ganho e perdas de elétrons e as estruturas formadas após a reação são eletrica-
mente neutras (BIGATÃO, 2016).
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TEMA DE APRENDIZAGEM 2
Os conjuntos formados por meio de ligações covalentes são “[...] chamadas 
de moléculas, por isso a ligação covalente é também chamada ligação molecular. 
Assim, as substâncias formadas por ligação covalente são chamadas substâncias 
moleculares e podem ser sólidas, líquidas e gasosas” (BIGATÃO, 2016, p. 43). “A 
ligação covalente geralmente ocorre entre não metal e não metal, hidrogênio e 
não metal e hidrogênio com hidrogênio” (BIGATÃO, 2016, p. 43).
Vamos tomar como exemplo dois átomos de hidrogênio. Este elemento encon-
tra-se, geralmente, a parte da tabela periódica, ou acima da família 1A. Ele, con-
forme mencionado anteriormente, é uma exceção, e precisa apenas de 1 elétron 
para ficar com um total de 2 elétrons e adquirir a configuração do Hélio e ficar 
estável. Assim, os dois átomos de hidrogênio compartilham seus elétrons para 
ficar estáveis (BIGATÃO, 2016).
Quanto a representação, a ligação covalente pode ser representada pela fórmula 
estrutural plana: H - H , em que o traço representa o par de elétrons compartilha-
dos. A fórmula molecular é H2 (BIGATÃO, 2016).
É importante frisar que um composto é considerado molecular, ou ainda, chama-
do de molécula somente se possuir ligações covalentes em sua estrutura. 
APROFUNDANDO
Vamos fazer agora outro exemplo, entre dois átomos de cloro.O cloro (17 Cl ) pertence 
à família 7A, ou seja, precisa ganhar 1 elétron para atingir a regra do octeto e adquirir 
estabilidade. Como temos dois não metais que necessitam ganhar elétrons, eles irão 
compartilhar, cada um 1 elétron, e então, terão a quantidade final total de 8 elétrons 
na camada de valência. Por serem dois não metais e por compartilharem os elétrons, 
formaram uma ligação covalente, formando a molécula do gás cloro Cl2 ou Cl - Cl . Dei-
xamos aqui o desafio para você fazer a distribuição eletrônica deste átomo e verificar a 
quantidade de elétrons que existe na camada de valência (última camada) e comprovar 
que ele realmente precisa de 1 elétron para ficar com 8 elétrons nesta camada.
A seguir, temos uma representação didática do compartilhamento de elétrons 
entre os dois átomos de cloro. Para representar desta forma basta distribuir em 
volta do átomo os elétrons presentes na camada de valência e fazer uma ligação 
entre 1 elétron de cada átomo para representar a ligação: 
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Figura 11 – Ligação covalente entre o gás cloro / Fonte: Bigatão (2016, p. 41).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma ligação entre o gás cloro, em que Cl está circundado por “x” 
pequenos e por pequenos círculos.
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a ligação covalente entre oxigênio e hidrogênio.
Outro exemplo de ligação covalente é entre átomos diferentes oxigênio ( 8 O ) e 
hidrogênio (1 H ). Já vimos anteriormente que o hidrogênio precisa de apenas 1 
elétron para ficar estável. O oxigênio pertence à família 6A, ou seja, necessita de dois 
elétrons para ficar estável. Então, para isso ser possível, serão necessários dois átomos 
de hidrogênio, formando a molécula da água H2O . A Figura 12 representa esta 
ligação:
H
HO H
H
Ox
x
x
x
Figura 12 – Ligação covalente entre oxigênio e hidrogênio. / Fonte: Bigatão (2016, p. 41).
Podemos verificar que a água faz duas ligações covalentes para atingir a estabilidade 
de seus elementos. A primeira representação é a fórmula estrutural plana, a segunda 
representação é a de Lewis, e a representação H2O é a representação molecular.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 2
Ligação Covalente Coordenada ou Dativa
A ligação covalente do tipo coordenada ou dativa é um caso especial da ligação 
covalente. Continua a ser covalente, pois ocorre entre não metais mediante ao 
compartilhamento de elétrons. A diferença neste tipo de ligação é que um dos 
elementos atinge a regra do octeto, tornando-se estável e ainda assim compar-
tilha elétrons de sua estrutura para o outro elemento para que este também se 
torne estável. Para entendermos melhor este tipo de ligação, vamos tomar como 
exemplo o monóxido de carbono (CO) (BIGATÃO, 2016).
O carbono pertence à família 4A, ou seja, necessita de 4 elétrons para atingir 
a regra do octeto e adquirir a estabilidade. O oxigênio pertence à família 6A, e 
necessita de 1 par de elétrons para ficar estável. Neste exemplo o oxigênio com-
partilha 1 par de elétrons com o carbono, e desta forma, adquiri a estabilidade. O 
carbono, que compartilhou 1 para de elétrons com o oxigênio, fica com um total 
de 6 elétrons em sua camada de valência, e necessita de mais 1 par de elétrons 
para ficar com 8 elétrons. O oxigênio realiza este compartilhamento unilateral, e 
a molécula monóxido de carbono é formada, conforme demonstra a Figura 13:
C O*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
Figura 13 – Ligação covalente dativa entre carbono e oxigênio / Fonte: adaptada de De Boni e Goldani 
(2007).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a ligação covalente dativa entre carbono e oxigênio.
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a ligação covalente dativa entre carbono e oxigênio.
A representação na forma estrutural plana por ser feita por um traço que representa 
os compartilhamentos de pares de elétrons, conforme é demonstrado na Figura 14:
C O
112.8 pm
Figura 14 – Ligação covalente dativa entre carbono e oxigênio / Fonte: adaptada de De Boni e Goldani (2007).
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Para treinarmos ainda mais vamos considerar mais um exemplo, a molécula dióxido 
de enxofre (SO2). Tanto o enxofre (S), quanto o oxigênio (O) pertencem a família 
6A, e como sabemos, necessitam compartilhar l par de elétrons para completar o 
octeto e atingir a estabilidade. Entre os pares enxofre e oxigênio, há o compartilha-
mento de um par de elétrons, e ambos, completam a regra do octeto, ficando estável. 
No entanto, ainda há um oxigênio que necessita de um par de elétrons. Então, o 
enxofre compartilha seu par de elétrons com este oxigênio, sem receber o par 
de elétrons do oxigênio, formando desta forma, a molécula dióxido de enxofre, 
conforme demonstra a Figura 15:
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a fórmula estrutural plana para representação do SO2
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a fórmula de Lewis para representação do SO2.
O S O
Figura 15 – Fórmula de Lewis para representação do SO2 / Fonte: adaptada de De Boni e Goldani (2007).
A representação estrutural é dada conforme Figura 16:
Figura 16 – Fórmula estrutural plana para representação do SO2 / Fonte: adaptada de De Boni e Goldani (2007).
A seguir, temos o Quadro 1 que demonstra as principais diferenças entre a ligação 
iônica e covalente:
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TEMA DE APRENDIZAGEM 2
LIGAÇÃO IÔNICA LIGAÇÃO COVALENTE
Ocorre entre metal e não metal. Ocorre entre não metal e não metal.
Transferência de elétrons. Compartilhamento de elétrons.
Elevados pontos de fusão e ebulição. Baixos pontos de fusão e ebulição.
Conduz corrente elétrica. Não conduz corrente elétrica.
Formam retículos cristalinos. Formam moléculas.
Sólidos a temperatura ambiente.
Sólidos, líquidos ou gases a tempera-
tura ambiente.
Quadro 1 – Diferenças entre a ligação covalente e dativa /Fonte: adaptado de De Boni e Goldani (2007).
Ligação Metálica
Conforme o próprio nome sugere, este tipo de liga-
ção ocorre entre metais. Os metais não exercem uma 
grande força pelos elétrons que estão presentes em 
sua camada de valência, e assim, quando mais de um 
metal se liga, os elétrons desta última camada ficam 
livres e percorrem toda a extensão do metal. Daí está a explicação dos fios metá-
licos serem utilizados para conduzir energia. A mobilidade eletrônica existente 
os torna bons condutores de energia.
Em termos das ligações, os metais tendem a doar seus elétrons para se tornarem 
estáveis, ou seja, são cátions (doam elétrons e adquirem a carga positiva). Os elétrons 
que são perdidos durante a ligação ficam livres e são atraídos por outros elementos 
metálicos, que também desprendem seus elétrons, e assim sucessivamente. Por-
tanto, os metais apresentam uma estrutura geral eletricamente neutra (a soma das 
cargas de todos os elementos presentes se torna nula), sendo que são constituídos 
por cátions em posições ordenadas, que possuem seus elétrons na camada de va-
lência livres e que se movimentam por todo o metal (BIGATÃO, 2016).
Os metais não 
exercem uma 
grande força pelos 
elétrons 
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Alguns autores citam que os metais formam um modelo conhecido como sendo 
um “mar de elétrons”, em que existe um amontoado organizado de cátions mergulha-
dos neste mar de elétrons. Assim, a regra do octeto vista até aqui não explica este 
tipo de ligação, ou seja, não se aplica a regra do octeto, conforme comentamos 
anteriormente.
As características da ligação metálica são o brilho, elevada condutividade elétrica 
e térmica, elevados pontos de fusão e ebulição, alta densidade, maleabilidade e 
ductilidade e resistência a tração.
Um exemplo de ligação metálica é representado pelo Ferro. Neste tipo de 
ligação representamos os elementos participantes, sem indicar a quantidade, pois 
conforme afirmamos, estes não seguem a regra do octeto.
 “ As ligas metálicas são uniões de dois ou mais metais, podendo ainda 
incluir não metais, mas sempre com predominância dos elementos 
metálicos. Na produção de ligas metálicas, os componentes metáli-
cos e não metálicos são fundidos, em seguida, resfriados e solidifica-
dos.O produto formado apresenta propriedades físicas e químicas 
muito diferentes de seus metais puros, tornando-se mais resistentes 
para aplicações práticas em geral. As ligas de maior aplicação no 
nosso cotidiano são o aço comum (liga de ferro e carbono), o aço 
inoxidável (liga de ferro, carbono, cromo e níquel), o bronze (liga de 
cobre e estanho), entre outras (BIGATÃO, 2016, p. 47).
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TEMA DE APRENDIZAGEM 2
Geometria Molecular
Entendemos algumas das reações químicas básicas e agora estamos interessa-
dos em saber como estes átomos se rearranjam no espaço após a ocorrência da 
ligação química. O estudo da geometria molecular é importante pois influencia 
em muitas de suas propriedades físicas e químicas dos compostos, tais como os 
pontos de fusão e ebulição (BIGATÃO, 2016). Além disso, por meio da geometria 
dos compostos somos capazes de predizer se a molécula é polar (ou seja, tem carga 
positiva ou negativa), ou apolar (é neutra). Este conceito é importante no campo 
da química por nos permitir prescrever a solubilidade de um composto em outro, 
pelo estudo da polaridade.
Já nos sistemas vivos, as diversas reações químicas que nos fornecem energia e 
nos mantém vivos dependem de um entrelaçamento preciso e complexo entre as 
moléculas, justificando nosso interesse em entender a geometria dos compostos 
(BIGATAO, 2016).
Em uma molécula, formada por ligações covalentes, um átomo central, ligado 
a vários átomos ao seu redor, as ligações e os pares de elétrons isolados (sem 
ligação) se orientam no espaço de maneira que as repulsões entre elétrons seja a 
menor possível (repulsões entre cargas iguais), enquanto que as atrações entre o 
elétron e núcleo sejam maximizadas. Este método que determina a orientação no 
espaço é chamado de Repulsão entre os pares eletrônicos da camada de valência 
ou Método VSEPR (BIGATÃO, 2016).
Um exemplo desta distribuição espacial podemos vislumbrar na molécula 
de metano ( CH4). O carbono, pertencente à família 4A necessita de 4 elétrons, 
enquanto que o hidrogênio necessita de apenas 1. Então, 4 hidrogênios fazem
a ligação com o carbono, e todos eles completam a regra do octeto. A Figura 
17 demonstra a configuração espacial desta molécula:
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Figura 17 – Geometria espacial do metano (CH4) / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a Geometria espacial do metano (CH4), em que um círculo azul escuro, 
se conecta com outros quatro círculos menores, azul claro, por meio de linhas retas.
Neste caso, sem pares eletrônicos livres na camada de valência do átomo central 
(carbono), os átomos de hidrogênio se distanciam de tal maneira que ficam mais 
distantes uns dos outros.
Em outros casos sobram elétrons na camada de valência do átomo central, 
como é o caso da molécula de água. O oxigênio, pertencente à família 6ª, neces-
sita compartilhar um par de elétron. Compartilha 1 elétron com um átomo de 
hidrogênio, e outro elétron com outro hidrogênio. Sobram neste compartilha- 
mento, no átomo central, 2 pares de elétrons na camada de valência. Estes pares 
de elétrons ficam distribuídos no espaço de tal forma que ficam em uma distância 
que minimiza sua repulsão, conforme demonstra a Figura 18:
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TEMA DE APRENDIZAGEM 2
Figura 18 – Estrutura de Lewis e Geometria espacial da água / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Essa teoria VSEPR explica a estrutura espacial das moléculas, pois leva em consi-
deração que todas as moléculas possuem geometrias espaciais originadas de um 
conjunto básico de geometrias diferentes, conforme demonstra a Figura 19, que 
apresenta o modelo VSEPR: 
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a estrutura de Lewis e Geometria espacial da água, formada por 
esferas cinza e azul, conectadas.
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Figura 19 – Modelo VSPER / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta o modelo VSPER, onde se lê, da esquerda para direita: Linear – 2 
ligandos; Trigonal Planar – 3 ligandos; e Tetraedro – 4 ligandos.
Linear
2 ligandos
Trigonal Planar
3 ligandos
Tetraedro
4 ligandos
• "As geometrias observadas na figura dependem do número de átomos que 
formam a molécula" (BIGATÃO, 2016, p. 50-51).
• Moléculas com dois átomos em torno do átomo central apresentam
• estrutura linear plana, tais como BeH2, CO2, BeF2 , CS2 .
• Moléculas com três átomos ao redor do átomo central, apresentam
• a estrutura trigonal plana, tais como BF3, SO3, BCl3.
• Moléculas com 4 átomos ao redor do átomo central apresentam
• estrutura espacial tetraédrica, tais como CH4, CCl4 , SiF4.
• Moléculas com 5 átomos ao redor do átomo central apresentam estrutura 
espacial de bipirâmide trigonal (de base triangular), tais como PCl5, MoCl5.
• Moléculas com 6 átomos ao redor do átomo central apresentam estrutura 
espacial octaédrica (bipirâmide de base quadrada), tais como SF6, 
CrCl
6
3−
 .
• Moléculas com 7 átomos ao redor do átomo central apresentam estrutura 
espacial de bipirâmide pentagonal.
APROFUNDANDO
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TEMA DE APRENDIZAGEM 2
Dessa forma, com base na figura e nas regras anteriores, conseguimos esquema- 
tizar as bases do modelo VSEPR, que atendem as condições citadas.
Agora, munidos do conhecimento atômico, dos rearranjos químicos para 
estabelecer a estabilidade dos compostos formados, da forma como os átomos 
ocupam a posição no espaço durante as ligações químicas, estamos prontos para 
estudar as reações químicas entre substâncias distintas, entrando em contato com 
reações básicas do campo da química. Vamos lá?
NOVOS DESAFIOS
Chegamos ao fim deste Tema de Aprendizagem!
Entendemos como funciona a tabela periódica, que se corretamente utili- 
zada, nos traz informações importantes sobre os elementos químicos e que nos 
auxiliam no entendimento das ligações químicas, utilizadas pelos átomos para 
adquirir a estabilidade. Percebemos também que o arranjo dos elementos na 
tabela periódica não ocorre de forma aleatória, e que cada conjunto de elemen- 
tos possuem características comuns entre si, permitindo fazer uma classificação 
periódica em termos das propriedades apresentadas.
Por fim, verificamos como as moléculas ficam distribuídas espacialmente 
após a ocorrência das ligações químicas, e que esta geometria auxilia no enten- 
dimento da polaridade das moléculas.
Com todas estas informações estamos prontos a entender como ocorrem as 
interações entre substâncias químicas diferentes, os tipos de ligações que podem ser 
formadas, que é função dos elementos participantes, as novas propriedades físicas 
e químicas destas substâncias, e também a quantificação de reagentes que são ne-
cessários para a formação de uma determinada quantidade de produto, bem como 
algumas reações que são bastante corriqueiras no campo da química. Preparados?!
1
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VAMOS PRATICAR
1. A classificação periódica dos elementos nos revela que cada família da tabela pe-
riódica, que possui um determinado número de elétrons diferentes em sua última 
camada, proporciona propriedades químicas e físicas diferentes para os elementos de 
diferentes famílias. Tendo em mãos uma tabela periódica, considere o átomo de ferro, 
e análise as assertivas a seguir classificando-as em verdadeiras ou falsas.
( ) De acordo com sua distribuição eletrônica deste elemento, podemos verificar que este 
elemento possui 4 níveis com elétrons.
( ) De acordo com a distribuição eletrônica, o subnível “d” possui 8 elétrons.
( ) De acordo com as classificações periódicas, o ferro é mais eletronegativo que o 
potássio.
( ) De acordo com as classificações periódicas, o ferro possui raio atômico maior 
que o do rutênio.
( ) Em um íon do ferro que possui a carga +3, indica a quantidade de 5 elétrons presentes 
na camada 3d.
A sequência correta é:
a) V – F – V – F – V.
b) V – V – F – F – F.
c) F – F – V – V – V.
d) F – V – V – V – F.
e) F – F – V – V – V.
2. O conhecimento das propriedades periódicas dos elementos presentes na tabela pe-
riódica, bem como a sua distribuição eletrônica,proporciona informações rápidas e 
fáceis sobre os elementos químicos presentes na tabela. Sobre este assunto, analise 
as prerrogativas a seguir:
I - Considere que um elemento X tenha configuração eletrônica igual
1s2 2s2 2 p6 3s2 e outro elemento Y possui configuração eletrônica igual
1s2 2s2 2 p4 . Em uma ligação do tipo iônica entre esses dois elementos há a formação 
do composto XY2 .
II - Sabe-se que os elementos selênio e o enxofre pertencem à família 6A da tabela 
periódica. Entre uma interação entre os dois elementos com o hidrogênio (H), há a 
formação dos compostos H2Se e H2S .
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VAMOS PRATICAR
III - O dióxido de carbono ( CO2 ) presente na atmosfera terrestre apresenta 4 ligações 
covalentes em sua molécula.
IV - Os compostos O2, NH3, MgCl2 apresentam somente ligações iônicas.
Assinale a alternativa correta:
a) I e II estão corretas.
b) II e III estão corretas.
c) I está correta.
d) II, III e IV estão corretas.
e) Nenhuma das alternativas está correta.
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REFERÊNCIAS
BIGATÃO, D. M. M. M. Química geral e inorgânica. Maringá: Unicesumar, 2016.
BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. Rio de Janeiro: Pearson, 2016.
DE BONI, L. A. B.; GOLDANI, E. Introdução clássica a química geral. Porto Alegre: Tchê 
Química Cons. Educ. LTDA, 2007.
FELTRE, R. Química Geral. 6. ed. São Paulo: Editora Moderna, 2004.
UCKO, D. A. Química: para as ciências da saúde. 2. ed. Barueri: Manole LTDA, 1992.
LEAL, P. P. C. A importância da química na nossa vida. Soluções em Tecnologia é Aqui! Rio 
Branco, jan. 2012. Disponível em: https://costaleal.wordpress.com/2012/01/31/a-importan-
cia-da-quimica-na--nossa-vida/. Acesso em: 17 out. 2023.
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1. A .
a) Verdadeira. O ferro possui quatro camadas em que estão distribuídos os seus elétrons. 
Sua distribuição eletrônica é (Z = 26) = 1s
2 
2s
2 
2 p
6 
3s
2 
3 p
6 
4s
2 
3d 
6
.
b) Falso. A quantidade correta é seis elétrons.
c) Verdadeira. De acordo com as propriedades periódicas dos elementos, a eletronega-
tividade aumenta da esquerda para a direita em um mesmo período. 
d) Falsa. Para os elementos que pertencem em uma mesma família, o raio atômico 
cresce de cima para baixo. 
e) Verdadeira. O elemento ferro possui dois elétrons em sua camada externa ( 4 2 s ) e 
seis elétrons na anterior (3 6 d ). Para formar o íon de ferro com carga 3+, o elemento 
ferro precisa perde três elétrons. Desta forma, ele perde os dois elétrons presentes na 
última camada (4s) e em seguida um elétron do nível anterior, ficando com 5 elétrons 
nesse subnível. 
2. B.
I - Falsa. Com a configuração eletrônica do composto X, percebemos que ele forma o 
cátion X 2+, com tendência para doar dois elétrons para completar a regra do octeto. 
Já o elemento Y forma um ânion Y2− , que tem a tendência de ganhar dois elétrons. 
Desta forma, com apenas um átomo dos elementos X e Y as cargas são estabilizadas, 
e a fórmula do composto é XY, devendo sempre vir primeiro o cátion depois o ânion.
II - Verdadeira. Os elementos presentes na família 6A possuam 6 elétrons na camada de 
valência, podendo ser utilizado 2 elétrons para formar ligações covalentes (família 6ª, 
para completar o octeto faltam 2 elétrons). Como o hidrogênio compartilha apenas um 
único elétron que possui para ficar com a mesma configuração do Hélio, é necessá-
rio, então, dois átomos de hidrogênio para compartilhar estes dois elétrons em uma 
ligação do tipo covalente. Desta forma pode ser formado o composto H Se 2 e H S2. 
III - Verdadeira. O carbono pertence à família 4A, e para completar a regra do octeto pre-
cisa compartilhar 4 elétrons. O oxigênio pertence à família 6A, possuindo 6 elétrons 
na camada de valência, podendo compartilhar 2 desses elétrons para formar ligações 
covalentes, completando a regra do octeto. A representação da ligação é dada por: 
O = C = O. Cada ligação dupla representa duas ligações covalentes, como são duas 
ligações =, temos um total 4 ligações covalentes. 
IV - Falsa. O único composto que apresenta ligação iônica é MgCl2 , formado por um 
metal (Mg) que doa elétrons e um não metal (Cl) que recebe elétrons.
GABARITO
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MINHAS ANOTAÇÕES
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MINHAS METAS
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES 
INORGÂNICAS
Entender os conceitos relacionados às reações químicas, tais como o mol, 
o balanceamento de reações, a estequiometria de reações, os tipos de 
reações e as transformações de energia envolvidos neste processo.
Entender as principais funções inorgânicas existentes, suas características 
principais e algumas reações envolvidas entre ácidos e bases.
Compreender os conceitos relacionados a soluções, concentrações, 
diluições, a fim de produzir soluções concentradas, diluídas, até mesmo 
estimar a quantidade de reagente presente em uma solução com concen-
tração conhecida.
T E M A D E A P R E N D I Z A G E M 3
1
1
INICIE SUA JORNADA
Olá, estudante! 
Verificamos como funciona a matéria em nível microscópico, ou seja, 
entendemos a estrutura formadora do átomo, suas partículas constituintes, 
a energia envolvida entre as camadas eletrônicas, a importância do conhe-
cimento da periodicidade da tabela periódica, nos trazendo informações 
valiosas no âmbito da nossa disciplina.
Neste Tema de Aprendizagem, estudaremos os conceitos macroscópicos, e 
iniciaremos com o estudo das transformações químicas, que nos permite produ-
zir compostos de interesse comercial, farmacêutico, entre outros. Veremos ainda 
que as transformações químicas são regidas por reações, que nos permitem esti-
mar a quantidade de reagentes consumidos e produtos formados, em um campo 
denominado de estequiometria de reação.
TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS, ESTEQUIOMETRIA E TIPOS 
DE REAÇÕES
As transformações químicas ocorrem quando há 
formação de novas substâncias, ou seja, substâncias 
com propriedades físicas e químicas diferentes das 
substâncias iniciais. Russell (1994) 
define que, nas transformações 
químicas, existem substâncias que 
são destruídas, e outras, novas, que 
são formadas. Como exemplo, o 
autor cita a ferrugem de um prego, 
ou seja, a exposição do prego de 
ferro ao ar livre e à chuva causa 
uma transformação química, em 
que o ferro é combinado quimi-
camente ao oxigênio e a água 
da atmosfera. Se a exposição 
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TEMA DE APRENDIZAGEM 3
for longa, o ferro desaparecerá e em seu lugar surgirá uma nova substância, a 
ferrugem. Podemos citar outros exemplos de transformações químicas de nosso 
cotidiano (GODOI, 2017):
• Acender um fósforo.
• Adicionar um comprimido efervescente na água.
• A fotossíntese realizada pelas plantas.
• Nossa respiração.
• O amadurecimento de uma fruta.
Toda transformação química constitui-se, necessariamente, de uma reação quími-
ca. Nas reações químicas, os compostos presentes no início da reação são cha-
madas de reagentes e os que se formam após as reações químicas de produtos 
(RUSSELL, 1994; GODOI, 2017).
Como exemplo de reação química podemos citar a aproximação de um fósforo 
aceso a um recipiente com álcool (etanol). O álcool começara a queimar. Essa queima 
trata-se de uma reação química, pois ocorre uma alteração na molécula do álcool 
que, ao entrar em contato com o oxigênio presente no ar, converte-se em gás 
carbônico e água, liberando energia para o meio ambiente (reação exotérmica), 
assim como descrito na reação química a seguir (GODOI, 2017):
C H O O CO H Og g2 6 1 2 2 2 13 2 3
( ) ( ) ( ) ( )
� � � 
No exemplo de reação química anterior, do lado esquerdo, onde temos a molécula 
de álcool (C2H6O ) e oxigênio (O2), estão presentes os reagentes, aqueles compos-
tos presentes no início da reação química. Do lado direito, onde temos o dióxido 
de carbono (CO2) e a água (H2O ), temos os produtos formados por esta reação 
química. Lemos o sinal + como “reage com”, e a seta, como “produz”. Neste caso te-
mos: “1 mol de moléculas de etanol reage com 3 mol de moléculas de oxigênio 
e produz 2 mols de moléculas de dióxido de carbono e 3 mol de moléculas de 
água”. Os números presentes na frentedas fórmulas químicas, denominadas de 
coeficientes, indicam a quantidade relativa de moléculas de cada tipo envolvidas 
na reação. As letras entre parênteses representam o estado físico dos compostos: 
sólido, líquido ou gasoso. 
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Em diversos casos, os reagentes ou produtos estão dissolvidos em água, tra-
tam-se de soluções, e podem vir com o subíndice “aq”, que denota que está em meio 
aquoso (RUSSEL, 1994). Quando não há um número à frente da fórmula significa 
que é 1. Este foi um exemplo genérico de reação química para entendermos o 
conceito de reagente e produto. Não se preocupem, a princípio, com os compostos 
aqui presentes, pois à frente iremos estudar as funções inorgânicas e orgânicas e 
conseguiremos distinguir estes compostos (GODOI, 2017).
Em termos de definição, uma reação química, que nada mais é do que um pro-
cesso de transformação química, é gerado pela produção ou pela quebra de 
ligações químicas. Estas reações ocorrem quando os átomos ou as moléculas 
colidem entre si com uma posição certeira e com uma energia suficiente que 
possibilitará a formação do novo rearranjo, ou seja, quebra de ligações quími- 
cas e formação de novas ligações (GODOI, 2017).
ZOOM NO CONHECIMENTO
Na Figura 1 temos um exemplo de uma reação química. Percebam que temos 
os mesmos átomos nas mesmas proporções antes após a reação, eles apenas se 
rearranjaram:
2 moléculas de
hidrogênio (H2)
1 molécula de
oxigênio (O2)
2 moléculas de água (H2O)
Figura 1 – Reação química entre o hidrogênio e oxigênio para formar a água / Fonte: Bigatão (2016, p. 64).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma ilustração em que se demonstra a reação química entre o hidro-
gênio e oxigênio para formar a água. Lê-se, da esquerda para direita: 2 moléculas de hidrogênio (H2); 1 molécula 
de oxigênio (O2); 2 moléculas de água (H2O).
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TEMA DE APRENDIZAGEM 3
Na Figura 1, percebemos que 2 moléculas de hidrogênio reagiram com 1 molécula 
de oxigênio para formar 2 moléculas de água, conforme a equação química a seguir: 
2 22 2 2H O H O� � 
A ocorrência de reações químicas pode ser visualizada, muitas vezes, não obriga-
toriamente, pela mudança da cor, pela liberação de um gás, pela formação de um 
precipitado (composto insolúvel, que se deposita no fundo do recipiente), pelo 
aparecimento de um odor, pelo desprendimento ou absorção do calor, entre outras 
características (GODOI, 2017).
Você é capaz de pensar em alguma evidência de ocorrência de reações quími-
cas que acontecem em sua casa? A utilização do fermento no preparo de bolos 
seria uma evidência. Fica a pergunta: qual seria essa evidência?
PENSANDO JUNTOS
Figura 2 – Exemplo de reação química em que ocorre a alteração da coloração.
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma ilustração em que se demonstra um exemplo de reação quími-
ca em que ocorre a alteração da coloração. Há um recipiente transparente, com um líquido transparente sendo 
incorporado a um líquido azul.
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Como mencionamos, em alguns casos, essas características visuais ou sensoriais 
não são perceptíveis, como ocorre, por exemplo, quando misturamos ácido clorí-
drico ( HCl) com hidróxido de sódio (NaOH), conforme a equação demonstrada a 
seguir (GODOI, 2017):
HCl NaOH NaCl H O� � � 2 
Em seu estado inicial, ambas as substâncias são incolores. Após a mistura, o lí-
quido resultante ainda é incolor e, aparentemente, não houve nenhuma alteração. 
Contudo, não percebemos uma alteração visual, mas foi produzida novas substân-
cias com diferentes propriedades das substâncias iniciais.
Análises Químicas
As reações químicas são as bases para a realização de testes clínicos labora- 
toriais. Muitos dos testes são realizados com amostras de sangue, urina e fezes. 
É por meio das reações químicas que é possível confirmar diagnósticos, avaliar 
a evolução do paciente e controlar a terapia de remédios empregadas para de-
terminada enfermidade.
Em uma única amostra são realizadas diversas reações químicas que permitem 
determinar, por exemplo, os níveis sanguíneos de cálcio, fósforo, creatinina, ácido 
úrico, colesterol, proteína total, albumina, glicose, desidrogenase lática, bilirrubina 
total, fosfatase alcalina, entre outras.
Em um dos aparelhos típicos utilizados para estas análises ou reações, o analisador 
pode acrescentar um reagente, que é um componente que irá reagir com deter-
minado composto que se deseja identificar ou quantificar. Quando o produto final 
formado nessa reação tem coloração, usa-se um aparelho chamado colorímetro 
para medir sua concentração através de uma análise de absorção de luz.
Fonte: adaptado de Ucko (1992).
APROFUNDANDO
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TEMA DE APRENDIZAGEM 3
O Mol
Antes de adentrar na estequiometria de reação e reações químicas precisamos 
definir uma importante grandeza na área da química, o mol. Esta é a medida para 
a quantidade de matéria, adotada pelo sistema internacional de unidades (SI).
Como já verificamos a massa dos átomos é muito pequena, e é impossível medir 
a massa de uma única molécula ou de um único átomo. Assim, para conseguir medir 
a massa destes compostos devemos pegar uma quantidade relativamente grande e 
medir o conjunto. Desta forma, os químicos costumam trabalhar com grandes quan-
tidades destas partículas para contornar este problema (UCKO, 1992).
É nesta conjuntura que surge o mol! Ele é uma unidade especial capaz 
de descrever esta grande quantidade. Para entender esta quantidade, Ucko 
(1992) traz uma comparação interessante. Uma dúzia tem 12 unidades de 
qualquer coisa, certo? Então, da mesma forma, 1 mol de qualquer composto 
tem 6, 02 x 1023 partículas deste composto. Este número, muito grande por 
sinal, é chamado de constante de Avogadro.
Então, um mol de qualquer coisa tem 6, 02 x 1023 unidades desta coisa.
Entretanto, a massa ou o peso deste um mol vai depender do que são estas 
coisas. Uma dúzia de melancias são mais pesadas que uma dúzia de laranjas, não 
é mesmo? A mesma relação acontece com o mol. Um mol de átomos de oxigênio 
contém 6, 02 x 1023 átomos de oxigênio, enquanto que 1 mol de hidrogênio tem 6, 
02 x 1023 átomos de hidrogênio, porém, sabemos que o oxigênio tem massa maior 
do que hidrogênio, e 1 mol de átomos de oxigênio será mais pesado que 1 mol de 
átomos de hidrogênio.
Outra informação importante é que o número de Avogadro permite calcular a 
massa ou o peso de um mol de maneira simples. 6, 02 x 1023 átomos de um com-
posto tem exatamente seu peso atômico. Não entendeu muito bem? Vamos para 
um exemplo. Na tabela periódica a massa do carbono é 12g/mol. Ou seja, 1 mol 
de carbono (que contém 6, 02 x 1023 átomos) com massa de 12 gramas. Por isso 
escrevemos a massa atômica desta forma (grama por mol), ou seja, naquelas 12 
gramas de carbono temos um mol de carbono, que denominamos de massa molar 
do carbono.
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Assim como acontecia com a dúzia, que são 12 unidades de qualquer coisa, para 
o mol, também acontece a mesma relação. Então, 1 mol pode representar 6, 02 x 
1023 átomos, moléculas, entidades, íons etc. Então, ela vale para além de átomos. 
Vamos pensar no NaCl . A massa do sódio (Na) é 23g / mol e a do cloro (Cl) é 
35, 5g / mol . A massa da substância é 58, 5g / mol (23+35,5). Ou seja, 1 mol de 
partículas de sal tem a massa de 58,5 gramas.
VOCÊ SABE RESPONDER?
E se usarmos 3 mols de sal de cozinha (NaCl)? Qual seria a massa? Simples, 
a massa será 3 x 58,5g. Se usássemos a metade de um mol, ou 0,5 mol, qual 
seria a massa? 
A massa seria a metade de 58,5g.
Exemplo 1: a fórmula molecular do colesterol é C27H46O . Se uma amostra 
de sangue testada em um laboratório revelou ter 0,0021g de colesterol, quantos 
mols de colesterol estão presentes neste sangue?
Primeiro, precisamos determinar a massa atômica da nossa molécula, com auxílio 
da massa atômica de cada átomo, encontrada na tabela periódica, da seguinte forma:
(Massa carbono) + (Massa hidrogênio) + (Massa do oxigênio) = ? 
 
( ) ( ) ( )/ / / �?
/ /
27 12 46 1 1 16
324 46
x g mol xg mol x g mol
g mol g m
 
 
� � �
� ool g mol g mol� / /� �16 386 
 
Ou seja, um mol de colesterol tem a massa de 387g. Utilizamos uma regra de três 
simples e obtemos nossa resposta:
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TEMA DE APRENDIZAGEM 3
1 mol de C27 H46O - - - - - - - - - 386 g
X - - - - - - - - - 0,0021g
 
X = 5,44 x 10-6 mols de colesterol.
Balanceamento de Equações Químicas
A estequiometria de uma reação química é o campo de estudo que se dedica a 
examinar a quantidade de substâncias presentes nas reações químicas. Esta ciência é 
baseada nos conceitos de massa atômica, que já aprendemos na unidade anterior, 
de fórmulas químicas, também já visto nas ligações químicas e na lei da conservação 
da massa, que ainda é um conceito novo para nós (GODOI, 2017, ). O nobre cien-
tista francês Antoine Lavoisier (apud GODOI, 2017) propôs essa importante 
lei da Química no fim do século XVIII, que diz que na natureza nada se cria, nada 
se perde, tudo se transforma.
No período de desenvolvimento do modelo atômico de Dalton, os químicos 
conseguiram assimilar esta lei, e entenderam que em uma reação química os átomos 
não são destruídos nem criados, mais são rearranjados, ou seja, os mesmos átomos 
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4
presentes no início da reação química estarão presentes após a reação química 
(BROWN et al., 2016).
De acordo com Brown et al. (2016), para termos uma reação química que respeite 
essa lei, ou seja, balanceada, devemos escrever as fórmulas dos reagentes no lado 
esquerdo da seta e os produtos situados no lado direito. É a partir de então que 
iniciamos o balanceamento da reação química, que nada mais é que deixar a quan-
tidade de átomos dos elementos iguais antes e após a reação química (haja vista que 
eles não são destruídos, apenas se rearranjam para produzirem novas substâncias). 
Na maioria das vezes, uma equação química balanceada deve conter os menores 
coeficientes de números inteiros possíveis (GODOI, 2017, p.164). Um ponto impor-
tante antes de iniciar o balanceamento é entender a diferença entre coeficiente 
e subscrito. O coeficiente é o número que vai à frente da fórmula química e o 
subscrito, aquele que vai abaixo do elemento. Vejamos o exemplo da água ( H2O). 
Quando formos balancear alguma reação química que contenha água, podemos al-
terar o coeficiente da molécula, como por exemplo, 2 H2O , mas nunca os subscritos, 
como H2O2. 
Se fizermos isso estamos alterando a substância, e o H2O2 deixou de ser água 
e é o peróxido de hidrogênio, mais conhecido como água oxigenada. Quando 
alteramos o coeficiente à frente da fórmula, estamos mudando apenas a quan-
tidade da substância ali presente,
então 2 H2O, são dois mols de moléculas de água (BROWN et al., 2016).
Há diversas maneiras para se balancear as reações químicas. Uma das mais 
utilizadas é pelo método de tentativas e erros. Para ilustrar, iremos balancear 
utilizando o método de tentativa e erro, e nada melhor para entender o método 
do que resolver um exemplo, conforme segue.
Antes disso, precisamos estabelecer algumas regras que facilitam o processo 
de balanceamento. Geralmente, é melhor balancear primeiro os elementos que 
aparecem com o menor número de fórmulas químicas de cada lado da equação. 
No exemplo a seguir, percebemos que o carbono aparece em uma molécula de 
reagente e em uma molécula do produto. O hidrogênio aparece apenas em apenas 
uma molécula de reagente, e no produto aparece também em uma molécula. O 
oxigênio aparece em uma molécula do reagente e em duas moléculas do produto, 
portanto, pela regra, descartamos o oxigênio. Desta forma, por meio de nossa 
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TEMA DE APRENDIZAGEM 3
regra, podemos escolher iniciar o balanceamento tanto pelo carbono, quanto pelo 
hidrogênio. Começaremos, então, pelo metano CH4 . Balanceamos cada tipo de 
átomo sucessivamente, ajustando os coeficientes quando necessário. Esse método 
funciona para a maioria das equações químicas (BROWN et al., 2016).
Exemplo 2: uma reação típica utilizada diariamente por nós, por exemplo, e nos- 
sos fogões é a reação de combustão, quando queimamos o gás de cozinha para 
produzir fogo. Esta reação envolve a presença de gás oxigênio, que é denominado 
comburente, e um outro elemento, o combustível, que é o elemento queimado. 
Nesta reação, um dos componentes majoritários do gás de cozinha, o metano ( 
CH4), sofre a reação produzindo gás carbônico (CO2) e água (H2O). A seguir, é 
apresentada a reação química completa de combustão do metano:
CH g O g CO g H O v4 2 2 2� � � � � � � �� � � 
Indique a alternativa que traz os menores coeficientes que deixam essa equação de 
acordo com a lei de Lavoisier.
a) 1, ½, ½, 1.
b) 1, 2, 1, 4.
c) 2, 1, 1, 2.
d) 1, 2, 1, 2.
e) 13, 13/2, 13/2, 6.
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Resolução: para resolver esse problema, iremos utilizar o método da tentativa e 
erro. Se temos um átomo de carbono do lado direito, devemos ter 1 átomo de car-
bono no lado esquerdo. Assim, colocamos na frente do CH4 e do CO2 o coeficiente 1.
Se temos 4 hidrogênios nos reagentes, temos que ter 4 hidrogênios nos pro-
dutos. Para tanto, temos que inserir, na frente da molécula de H2O , o coeficiente 2 e 
assim teremos 4 átomos de hidrogênio na molécula de água.
Se temos 4 átomos de oxigênio nos produtos, devemos ter 4 do lado dos reagen-
tes, assim, o coeficiente do O2 é 2.
A resposta correta é a letra D.
1 2 1 2
4 2 2 2
CH O CO H Og g g v� � � � � � � �� � � 
O método adotado para realizar esse balanceamento é o da tentativa e erro. Neste 
caso, balanceamos cada tipo de átomo individualmente, ajustando os coeficientes 
quando se faz necessário. Esse método funciona para grande parte das equações 
químicas (BROWN et al., 2016).
Ainda está difícil? Vamos para mais um exemplo!
Exemplo 3: dê a soma dos menores coeficientes estequiométricos que deixam a 
equação balanceada:
C H C H H
6 12 6 6 2
� � 
Resolução: temos o carbono em uma molécula do reagente e em uma molécula do 
produto, parece ser uma boa escolha. Temos o hidrogênio em uma molécula do 
reagente e em duas moléculas do produto, não é uma boa escolha.
Vamos fazer o balanceamento primeiramente pelo carbono. Temos no rea- 
gente 6 átomos de carbono, e no produto há também 6 átomos de carbono, então, por 
tentativa, designamos o coeficiente 1 na frente das duas moléculas:
1 1
6 12 6 6 2
C H C H H� � 
Agora, analisando o hidrogênio no lado dos reagentes, temos 12 átomos deste ele- 
mento e para estar balanceada também devemos ter 12 átomos no produto. Na 
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TEMA DE APRENDIZAGEM 3
primeira molécula do produto temos 6 átomos de hidrogênio, logo, na segunda 
molécula deveremos ter mais 6 átomos. Portanto, o coeficiente estequiométrico do 
H2 só pode ser 3. Assim, temos 12 átomos de hidrogênio no reagente e 12 átomos 
de hidrogênio no produto, e nossa equação ficou balanceada:
1 1 3
6 12 6 6 2
C H C H H� � 
A soma dos coeficientes é 1 + 1 + 3 = 5.
Estequiometria de Reação
Estequiometria é o nome derivado das palavras stoicheion (elemento) e metron 
(medida). A estequiometria é uma ferramenta essencial na química. Problemas tão 
diversos, como medir a concentração de ozônio na atmosfera, determinar o ren-
dimento potencial do ouro a partir do mineral e avaliar diferentes processos para 
converter carvão em combustíveis gasosos, determinar a quantidade de glicose 
presente em uma amostra de sangue, estimar o teor de colesterol são solucionados 
com princípios de estequiometria (BROWN et al., 2016).
Qualitativamente, uma equação química descreve quais serão os produtos que 
serão formados a partir dos reagentes de uma reação, ou seja, leva em consideração 
a lei da conservação das massas para a realização dos cálculos. Por exemplo, na 
reação a seguir (RUSSEL,1994; BROWN et al., 2016):
4 3 2
2 2 3
Fe O Fe Os g s� � � � � �� � 
Nessa equação, temos representada uma reação na qual o ferro reage com oxi- 
gênio para formar o óxido de ferro.
Em relação a quantidades, “em uma equação química que está balanceada, 
há uma proporcionalidade entre aquantidades de reagentes e produtos que 
participam da reação. Essas proporcionalidade numérica pode ser convertida 
e, átomos, moléculas, fórmulas unitárias” (RUSSEL, 1994, p. 92) ou, também, 
em quantidades macroscópicas: mols de átomos e moléculas. Na equação dada 
anteriormente, podemos ter a interpretação: 4 mols de átomos de ferro combi- 
1
8
nam-se com 3 mols de moléculas de oxigênio para formar 2 mols de fórmula 
unitária de óxido de ferro (RUSSEL, 1994), sendo esta última forma de leitura a 
mais empregada pelos autores.
É com base na reação química balanceada que podemos fazer diversos cál- 
culos estequiométricos. É possível, por exemplo, a partir de uma determinada 
quantidade de reagente, predizer a quantidade de produto formada, tanto em 
gramas, quanto em mol, número de moléculas até mesmo a quantidade de áto- 
mos formados. Interessante, não?
Para incorporamos esses conceitos, vamos pensar na reação entre hidrogênio 
e oxigênio para produzir água:
2 22 2 2H O H O� � 
22 2 1 2 2
2 1 2
2 6(
H O H O
moléculas molécula moléculas
x
+ →
23 23 23,02.10 1 6,02.10 2 6,02.10
2 1 2
2 2 
) ( ) ( )átomos x átomos x átomos
mols mol mols
x g 1 32 2 18x g x g
 
Na primeira linha temos a equação química e abaixo dela a quantidade de cada 
elemento. Na segunda linha quantificamos em termos de número de moléculas. 
Na terceira linha quantificamos em termos de número de átomos, utilizando o 
número de Avogadro. Na quarta linha em termos do número de mols, e por fim, na 
última linha, relacionamos a massa, em que o coeficiente estequiométrico é multi-
plicado pela massa molar do composto, obtida com auxílio da tabela periódica. Ve-
jam quantas informações conseguimos relacionar pela estequiometria da reação. 
Observem que, na última linha, temos o coeficiente estequiométrico multiplicando 
a massa molar do composto, ou seja, também relacionamos a massa!
Por curiosidade, some as massas dos reagentes e dos produtos. Isso nos prova 
a lei de Lavoisier, da conservação das massas. Interessante, não?!
Vamos praticar alguns exemplos para entendermos melhor estes conceitos. Para 
melhor entendimento, separamos exemplos que trabalham com mol, outros com 
massas, porém, podemos ter casos em que necessitamos misturar todas as unidades.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 3
Estequiometria de Reação: Relação mol x mol
Podemos relacionar as grandezas mol versus mol, conforme o exemplo a seguir. 
Para não sobrar dúvidas, sugiro que na resolução de exercícios, exemplos, façam as 
contas mantendo todas as unidades, assim, podemos averiguar quais unidades 
podem ser cortadas e se teremos um resultado coerente.
Exemplo 4: na reação descrita a seguir:
N H NHg g g2 2 3
3 2� � � �� ��
( )
 
Quantos mols de moléculas de H2 são consumidos e quantos mols de moléculas 
de NH3 são formados quando 1,38 mols de moléculas de N2 reagem?
Resolução:
Vamos utilizar regra de três:
8
1
1 mol de N2 - - - - - - - - - - - - 3 mols de H2
1, 38 mols de N2 - - - - - - - - X
X molsN molsH
molN
molsH� �
�1 38 3
1
4 14
2 2
2
2
,
, 
Observem, mol de N2 do numerador cortou com mol de N2 do denominador, 
restando mols de H2, que desejávamos.
Novamente, por outra regra de três:
1 mol de N2 - - - - - - - - - - - - 2 mols de NH3
1, 38 mols de N2 - - - - - - - - - - - - X
X molsN molsH
molN
molsH� �
�1 38
1
2 76
2
2
2
2
3
,
,
Estequiometria de Reação: Relação mol x massa
Neste exemplo que segue temos uma relação entre mol e massa, que também é 
possível de trabalharmos.
Exemplo 5: na reação descrita a seguir:
( ) ( ) 32 2 ( )3 2 gg gN H NH+ → 
Quantos gramas de amônia (NH3) são produzidas a partir de 100 mols de hidro-
gênio (H2)?
Solução:
Vamos utilizar regra de três:
3 mols de H2 - - - - - - - - 2 mols de NH3
100 mols de H2 - - - - - - - - X
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1
TEMA DE APRENDIZAGEM 3
X molsH molsH
molH
molsNH� �
�100
3
66 67
2
2
2
3
3
,
Agora, necessitamos transformar este número em massa. Para isso, necessita- mos 
da massa molar da amônia (NH3), que podemos calcular fazendo o uso da tabela 
periódica, que é 17 g/mol (massa nitrogênio + massa de hidrogênio =
14g + 3x1g = 17g / mol ).
 3 3
3
3 3
17 1 
66,67 
 1.133,33 1,13 .
g de NH mol de NH
X mol de NH
X g de NH ou kg de NH
− − − − − − − − − − −
− − − − − − − − − − − − − − − − − − − −
=
 
Uma outra forma, que conduziria ao mesmo resultado, seria:
2 3
2
3 2 17 
1
( )
00 
 mols de H mols x g mol de NH
mols de H X
− − − − − − − − − − −
− − − − − − − − − − −
 
X molsH mols g mol NH
molH
g de NH�
�
�
�100 17
3
1 133 33
2
2
2
3
3
( / )
. , 
Veja, mols de H2 do numerador simplifica com o denominador. O mol existente no 
numerador simplifica com o mol presente entre parentes, restando apenas g de 
NH3, que é a resposta que desejamos.
Agora vamos resolver um exemplo de maior complexidade. Além de ser ne-
cessário balancear a equação (primeiro ponto a ser feito em exercícios de química: 
conferir se a equação está balanceada), iremos trabalhar com massa, mol, tudo em 
um único problema. A princípio parecem difíceis, porém, apenas a prática pode 
tornar mais fácil, portanto, sugerimos que utilizem a biblioteca para praticar com 
mais exemplos resolvidos.
8
1
Estequiometria de Reação: Relação Massa x Massa
Na estequiometria de reação também podemos relacionar massa com massa. 
Para melhor fixarmos, vamos para mais um exemplo.
Exemplo 6: determine quantas gramas de água são produzidas na oxidação de 
1,00g de glicose, C6H12O6 :
C H O O CO H Os g g l6 12 6 2 2 2
6 6 6� � � � � �� ���
( )
 
Resolução:
Primeiramente, conferimos que a reação química se encontra balanceada. 
Agora devemos determinar a massa molecular (MM) da glicose e da água, com 
auxílio da tabela periódica, e que já aprendemos a fazer.
Os valores são:
6 12 6
2
 180 / .
18 / .
MMC H O g mol
MMH O g mol
=
=
 
Então, partimos para as regras de três utilizado a estequiometria da reação. O 
coeficiente estequiométrico multiplica as massas molares:
1mol x 180g / molC6H12O6 - - - - - - - - - - - - 6 mols x 18g / mol H2O
Rescrevendo, fazendo a simplificação entre numeradores:
180g C6 H12O6 - - - - - - - - - - - - 108 g H2O
1, 00g C6 H12O6 - - - - - - - - - - - - X
X gC H O gH O
gC H O
gH O�
�
�
1 108
180
0 6
6 12 6 2
6 12 6
2
, 
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1
TEMA DE APRENDIZAGEM 3
Vimos três casos clássicos, porém, com o uso da estequiometria e das equações 
químicas balanceadas podemos quantificar além do número de mol e massa, 
também o número de moléculas, átomos, entre tantos outros. Para minimizar as 
chances de erro, ao montar as regras de três, leve junto as unidades e o nome dos 
compostos. Só simplifique unidades semelhantes e que sejam do mesmo com-
posto. Assim, você poderá verificar se chegou em um resultado plausível.
Reagente Limitante
Pode ocorrer nas reações químicas de um reagente estar em uma menor quanti- 
dade ou em uma menor proporção e acabar antes do outro reagente. Neste caso, a 
reação química é interrompida e há uma sobra do reagente químico que está em 
excesso (BROWN et al., 2016).
Para entender este conceito, vamos tomar um exemplo de uma reação que ocorra 
entre 10 mols de H2 e 7 mols de O2, para formar a água, conforme a equação química:
2 22 2 2H O H O� � 
Vejamos, que de acordo com a estequiometria, 2 mols de H2 reagem com 1 mol de 
O2, para formar a água:
2 mols H2 - - - - - - - - - - - - - - - - - - 1 mol O2
10 mols H2 - - - - - - - - - - - - - - - - - - X
X = 5 mols de O2
Seriam necessários 5 mols de O2, mas temos 7 mols disponíveis, portanto, 2 mols de 
oxigênio não irão reagir, está em excesso.
Neste exemplo,os reagentes que são inteiramente consumidos durante a reação 
são chamados de limitantes (H2), e aqueles que sobram, são chamados de reagen-
tes em excesso (O2). A maior parte das reações químicas ocorrem com o excesso de 
um dos reagentes, porém, a quantidade dos produtos formados está condicionada 
a disponibilidade do reagente limitante (BROWN et al., 2016).
8
4
Para exemplificamos este caso anterior, vamos dispor nossos dados em uma tabela:
2H2 + O2 → H2O
Antes da reação 10 mols 7 mols 0 mol
Reação - 10 mols - 5 mols
+10 
mols
Após a reação 0 mol 2 mols 10 mols
Tabela 1 – Resumo dos dados da reação / Fonte: adaptada de Brown et al. (2016).
Verificamos que o sinal negativo representa o consumo, e o sinal positivo, a produ-
ção. O reagente limitante é aquele que após a reação tem o valor zero.
Exemplo 7: no processo de formação de amônia, o nitrogênio presente no ar reage 
com o hidrogênio a fim de produzir a amônia, conforme a equação a seguir balanceada: 
N H NHg g g2 2 3
3 2� � � � � �� � � 
De acordo com esta equação, quantos mols de amônia podem ser formados a 
partir de 3 mols de N2 e 6 mols de H2 ?
Resolução:
A resolução baseia-se em montar as regras de três para determinar a quan- 
tidade de cada composto:
1 mol N2 - - - - - - - - - - - - - - - - - 3 mols H2
3 mols N2 - - - - - - - - - - - - - - - - - X mols H2
X = 9 mols de H2.
Então, seriam necessários 9 mols de H2 , mas só temos 6 mols, logo, o H2 é 
o reagente limitante. Precisamos descobrir o quanto é consumido de N2 com 
apenas estes 6 mols do reagente limitante:
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TEMA DE APRENDIZAGEM 3
1 mol N2 - - - - - - - - - - - - - - - - - 3 mols H2
X mols N2 - - - - - - - - - - - - - - - - - 6 mols H2
X = 2 mols de N2.
Portanto, são consumidos apenas 2 mols de N2 , restando 1 mol de N2 . E quantos 
mols de NH3 são formados? Fazemos uma nova regra de três, partindo do rea-
gente limitante:
3 mols H2 - - - - - - - - - - - - - - - - - 2 mols NH3
6 mols H2 - - - - - - - - - - - - - - - - - X mols NH3
X = 4 mols de NH3
A tabela resumo é:
N2 + 3H2 2NH3
Antes da reação 3 mols 6 mols 0 mol
Reação - 2 mols - 6 mols +4 mols
Após a reação 1 mol 0 mols 4 mols
Tabela 2 – Resumo dos dados da reação / Fonte: adaptada de Brown et al. (2016)
8
1
Rendimento Teóricos e Percentuais
O rendimento teórico trata da quantidade teórica de produto formada a partir do 
consumo de todo reagente limitante em uma reação química. A quantidade real 
obtida deste produto é chamada de rendimento real, e na maior parte dos casos 
é menor do que o rendimento teórico (BROWN et al., 2016).
São diversas as razões que explicam o fato de grande parte das reações o 
rendimento real ser menor do que o teórico, por exemplo, parte dos reagentes 
podem reagir de forma diferente do esperado, com reações colaterais, além de 
que na mistura formada entre reagente que não reagiu e produtos formados, nem 
sempre é possível separar 100% do reagente. O rendimento percentual é dado 
pela razão entre o rendimento real e o rendimento teórico, conforme equação 
(BROWN et al., 2016):
 100%
 
Rendimento RealRendimentoPercentual
Rendimento Teórico
= × 
Exemplo 8: na produção do náilon é utilizado o ácido adípico (H2C6H8O4), fabricado 
comercialmente entre uma reação do cicloexano e oxigênio, conforme a reação:
2 5 2 2
6 12 2 2 6 8 4 2
C H O H C H O H O� �� 
a) Considere que foram utilizados 25g de cicloexano, sendo este o reagente 
limitante. Qual o rendimento teórico em relação ao ácido adípico?
Para a solução, montamos uma regra de três, utilizando massa:
2 84
25
2 146
6 12
6 12
2 6 8 4
� � �
�
� � �g
mol C H
gC H
g
mol H C H O
X
 
Observe que 84g/mol e 146g/mol são as massas molares do exano e ácido adípico, 
respectivamente.
UNIASSELVI
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1
TEMA DE APRENDIZAGEM 3
X = 43, 5gH2C6H8O4
b) Se foi obtido 33,5g do ácido, qual será o rendimento percentual da reação?
Neste caso, devemos utilizar a fórmula do rendimento percentual:
 100%
 
Rendimento RealRendimentoPercentual
Rendimento Teórico
= ×
33,5 100%
43,5
77%
gRendimentoPercentual
g
RendimentoPercentual
= ×
=
Até agora, entendemos diversos conceitos relacionados com a estequiometria 
de reação. Estudamos a conversão entre mol, massa, reagentes limitantes, ren- 
dimentos de reações. Agora, nos falta aplicar este conceito em alguns tipos que 
são típicos de reação.
A seguir, temos um vídeo bastante interessante, do Manual do Mundo, que traz 
algumas transformações químicas, tais como a combustão do magnésio metáli-
co, uma reação do permanganato de potássio KMnO4� � com a glicerina 
C H OH
3 5 3
� �� � uma outra do carbeto de cálcio CaC2� � com a água
H O2� � , entre outras reações. Nestes casos visualizamos a formação de no-
vos compostos, que caracteriza a ocorrência de uma transformação química. 
Vamos acompanhar? Recursos de mídia disponíveis no conteúdo digital 
do ambiente virtual de aprendizagem.
Conteúdo de áudio/vídeo não patrocinado. Esse recurso utilizará seu pacote de 
dados (ou wifi) para ser exibido.
EU INDICO
8
8
Tipos de Reações
Agora que entendemos como balancear as reações químicas, realizar cálculos 
estequiométricos para descobrir quantidade de reagentes ou produtos, verifi- 
car quais os reagentes limitantes, o rendimento das reações, pode-se aplicar tais 
conceitos em alguns tipos comuns de reações químicas.
A. REAÇÃO DE COMBINAÇÃO
Em uma reação de combinação, também conhecida por síntese, duas ou mais 
substâncias reagem para formar um produto. Um exemplo desse tipo de reação 
acontece quando o magnésio metálico se queima ao ar com uma claridade ofuscante 
para produzir o óxido de magnésio (UCKO, 1992). O modelo desse tipo de reação é:
A + B C
Ou, ainda:
( ) ( ) ( )22 2s g sMg O MgO+ → 
Essa reação é utilizada para produzir a chama brilhante utilizada em sinais lu-
minosos. Veja que se trata de uma reação de combinação, pois os elementos se 
combinam para formar um novo composto (GODOI, 2017, p. 175).
B. REAÇÃO DE DECOMPOSIÇÃO
Em uma reação de decomposição, uma substância produz outra ou mais 
substâncias, ou seja, quebra de compostos em compostos mais simples. Os 
compostos binários simples podem ser decompostos em seus elementos. É 
bastante característica em decomposição térmica, que é quando materiais se 
decompõe devido à instabilidade originada com o aquecimento (UCKO, 1992).
Essa reação pode ser caracterizada da seguinte forma:
C A + B 
Ou também na decomposição térmica do carbonato de cálcio:
CaCO3(s) CaO(s) + CO2( g )
Essa equação é bastante importante comercialmente. Calcário ou conchas do 
mar, que contém esse composto, são aquecidas para a produção do óxido de 
cálcio (CaO ), popularmente conhecida como cal ou cal viva (GODOI, 2017, p. 175).
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9
TEMA DE APRENDIZAGEM 3
C. REAÇÃO DE SIMPLES TROCA
São aquelas reações em que um elemento ocupa o lugar do outro em um com-
posto. Um exemplo disso ocorre se inserirmos o cobre em água contendo nitrato 
de prata ( AgNO3), em que o cobre fica coberto por uma camada brilhante, que é 
a prata (UCKO, 1992).
Veja na reação a seguir que o cobre ocupa o lugar da prata:
 Cu AgNO Ag Cu NO� ��2 2
3 3 2
( ) 
Geralmente, neste tipo de reação, o elemento mais ativo substitui o ele-
mento menos ativo (GODOI, 2017, p. 175).
D. REAÇÃO DE DUPLA TROCA
Ocorre quando dois reagentes permutam seus íons para formar dois novos com-
postos. Um exemplo deste tipo de reação ocorre entre o sulfato de sódio Na2SO4 e 
cloreto de bário BaCl2 para formar um precipitado branco que constitui o sulfato de 
bário BaSO4 e o cloreto de sódio NaCl , de acordo com a reação a seguir (UCKO,1992):
Na SO BaCl BaSO NaCl
2 4 2 4
2� � �� 
E. REAÇÃO DE COMBUSTÃO
Esse tipo de reação ocorre rapidamente e produz uma chama. Em grande parte 
delas há a presença do oxigênio (O2) entre os reagentes (BROWN et al., 2016). 
Um exemplo desse tipo de reação está na combustão do propano, utilizado para 
cozinhar e aquecer residências:
C H O CO H Og g g g38 2 2 2
5 3 4
( ) ( ) ( ) ( )
�� �� 
Em geral, os produtos das reações químicas de combustão são o dióxido de car-
bono CO2 e água (GODOI, 2017, p. 175).
9
1
Transformações da Energia nas Reações
Todas as reações químicas envolvem a transformação de energia. A energia do 
tipo química é uma energia armazenada entre as moléculas, durante as ligações 
que as mantêm coesas e também nos retículos iônicos. Essa energia é proveniente 
dos elétrons na forma de energia potencial e cinética, presentes no átomo, distri-
buídos em camadas eletrônicas, cada qual com o seu nível de energia, conforme 
vislumbramos na unidade anterior. Quando as ligações são quebradas e há a ocor-
rência de novas reações químicas, há um rearranjo entre os elétrons presentes, 
para que os átomos participantes atinjam a estabilidade. Neste rearranjo, parte 
desta energia pode ser liberada para o meio externo ou, ainda, pode haver um 
ganho de energia externa, na forma de calor, luz ou eletricidade. Um exemplo de 
tal fato é a fotossíntese realizada pelas plantas. A energia luminosa é absorvida 
durante este processo. Há as reações químicas que requerem eletricidade, e estas 
têm um nome especial na química, que são as reações de eletrólise, que não são 
objetivos de nosso curso (UCKO, 1992).
Em grande parte das reações químicas a energia envolvida é a térmica, que
é transferida ou recebida na forma de calor. Se o calor é liberado durante 
uma reação química temos uma reação denominada de exotérmica. Se o calor 
é absorvido, temos uma reação do tipo endotérmica. Essa transferência de calor 
durante as reações químicas é denominada de calor de reação ou variação da 
entalpia (UCKO, 1992).
A combustão é um exemplo de reação química exotérmica. Em geral, as rea-
ções químicas exotérmicas produzem compostos mais simples, a partir de molé-
culas mais complexas. Exemplos destas reações acontecem em nossos veículos, em 
que o combustível é queimado gerando a energia necessária para o movimento. 
Um exemplo disso é a combustão do octano, que é um dos componentes presentes 
na gasolina. A representação desta reação do tipo exotérmica é (UCKO, 1992):
UNIASSELVI
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1
TEMA DE APRENDIZAGEM 3
 
8 18 2 22 25 2 1 6 18 1302 /
 
C H O CO H O kcal mol
Octano oxigênio dióxido decarbono Água calor
+ → + +
 
As reações endotérmicas, ao contrário das exotérmicas, necessitam receber calor 
para que possam acontecer, e no geral, produzem compostos mais complexos a 
partir de compostos simples. Um exemplo deste tipo de reação ocorre nas plantas, 
durante a fotossíntese, em que a energia luminosa do sol força a formação da glicose 
a partir do dióxido de carbono e água, conforme a reação descrita a seguir:
2 26 6 2870 6 12 6 6 2
 
CO H O kJ C H O O
dióxido de carbono Água energia glicose oxigênio
+ + → + 
Neste caso, 2870k J de energia é armazenado nas ligações recém-formadas por 
mol de moléculas de glicose.
Metabolismo é o complexo conjunto de reações químicas, catalisadas por 
enzimas, que ocorrem no organismo. Por meio deste há a conversão dos ali- 
mentos ingeridos em energia. O processo de transformação dos alimentos em 
moléculas mais simples, com liberação de energia é chamada de catabolismo. 
Em relação do anabolismo, há a produção de grandes moléculas a partir de 
moléculas mais simples, absorvendo-se a energia proveniente do catabolismo. 
A liberação de energia pela degradação de moléculas complexas é armazenada 
na forma de adenosina trifosfato, ATP.
Em uma reação de fotossíntese, que ocorre nas plantas, a energia luminosa é 
convertida em energia química sendo armazenada na forma de novas ligações 
que formam as moléculas complexas, como o carboidrato. Por sua vez, a ener-
gia presente nestas moléculas complexas (carboidrato etc.), quando utilizada por 
organismos superiores é liberada com a formação de compostos mais simples.
O excesso de energia proveniente destes dois processos é liberado como calor, 
sendo utilizada para manutenção da temperatura corporal.
Fonte: Ucko (1992).
APROFUNDANDO
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1
NOVOS DESAFIOS
E assim, estudante, vamos chegando ao fim deste Tema de Aprendizagem. Con-
seguimos verificar as transformações que a matéria sofre. Percebemos que essas 
transformações químicas são capazes de transformar a estrutura da matéria e 
produzir novos compostos, que ocorrem por meio das reações químicas, e são 
capazes de produzir produtos de interesse comercial, farmacêutico, entre outros. 
Além disso, pudemos vislumbrar algumas evidências da ocorrência das trans-
formações químicas.
Entendemos ainda como balancear as equações químicas e que o correto 
balanceamento nos permite estimar a quantidade de reagentes consumidos, e 
de produtos que são formados, demonstrando alguns tipos especiais de reações 
conhecidas no campo da química.
UNIASSELVI
9
1
VAMOS PRATICAR
1. A seguir é apresentado uma reação química industrial não balanceada utilizada para 
a produção do sulfato de sódio Na2 4 SO . Trata-se de uma reação do tipo ácido-base, 
também conhecida como reação de neutralização. 
NaOH H SO Na SO H O + +
2 4 2 4 2
→ 
É desejado a produção de 335,00 kg de sulfato de sódio por hora. Calcule a quantidade 
de mols por dia de hidróxido de sódio NaOH e ácido sulfúrico H S2 4 O que deverão ser 
utilizados para essa produção. Dados: 
MM (Na2 4 SO ) = 142,04 g/mol. 
MM (NaOH) = 40,0 g/mol. 
MM (H S2 4 O ) = 98,0 g/mol.
2. O hidrogênio gasoso é posto em contato com o iodo também na fase gasosa para 
formar o ácido iodídrico ou iodeto de hidrogênio, de acordo com a reação química não 
balanceada: 
H I HIg g g2 2( ) ( ) ( )
� � 
Se 1 mol do hidrogênio é posto inicialmente em contato com 1 mol de iodo, em uma 
temperatura de 500°C, qual será a concentração molar do iodeto de hidrogênio formado 
no equilíbrio? Dados: Kc = 49 .
a) 2,31. 
b) 5,42. 
c) 1,56. 
d) 3,29. 
e) 4,32.
3. A água, conhecida como solvente universal, está presente em diversas reações quí-
micas. Sua aplicação é desde solvente, empregada para dissolução de compostos 
até mesmo como reagente, quando participada da reação. A seguir, temos listados 
algumas reações químicas em que a água é empregada como reagente:
9
4
VAMOS PRATICAR
I - .HNO H O NO H O
2 2 2 3
+ + � �
.
II - NH H O NH OH
3 2 4
+ + � �
III - . O H O OH OH2
2
+ + →
De acordo com as teorias de Brönsted-Lowry sobre as classificações de ácidos e de 
bases, a correta classificação de I, II e III é: 
a) Base, base e ácido. 
b) Base, ácido e ácido. 
c) Base, ácido e base. 
d) Ácido, base e ácido. 
e) Ácido, base e base
9
5
REFERÊNCIAS
BARBOSA, C. M. et al. A importância dos procedimentos operacionais padrão (POPs) para os 
centros de pesquisa clínica. Rev Assoc Med Bras, São Paulo, v. 57, n. 2, p. 134-135, 2011. 
Disponível em: https://www.scielo.br/j/ramb/a/TpcWfXXTTbTpqG9xVPVh8Yw/. Acesso em: 
17 out. 2023.
BIGATÃO, D. M. M. M. Química geral e inorgânica. Maringá: Unicesumar, 2016.
BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. Rio de Janeiro: Pearson, 2016.
DE BONI, L. A. B.; GOLDANI, E. Introdução clássica a química geral. Porto Alegre: Tchê 
Química Cons. Educ. LTDA, 2007.
FELTRE, R. Química Geral. 6. ed. São Paulo: Editora Moderna, 2004.
GODOI, T. B. Química experimental. Maringá: Unicesumar, 2017. 
RUSSELL, J. B. Química Geral. São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 1994. 
UCKO, D. A. Química: para as ciências da saúde. 2. ed. Barueri: Manole LTDA, 1992.
WOODWARD P. M.; STOLTZFUS M. W. Química: a ciência central. 13. ed. Rio de Janeiro: Pear-
son, 2016. 
9
1
1. Primeiro, devemos converter 335,0 kg /hora de sulfato de sódio nas unidades de mol/
hora, para isso, utilizamos a massa molar:
142 04 1
335000
2 358 49
2 4
2 4
, ( )
( )
. ,
g Na SO mol
g Na SO X
X m
� � � � � �
� � � � � �
� ool Na SO por hora ( )
2 4
 
Em seguida, devemos balancear equação, pelo método das tentativas, conforme de-
monstrado a equação balanceada:
2 2
2 4 2 4 2
NaOH H SO Na H O� � �SOEntão, pela estequiometria da reação, devemos calcular o número de mols de hidróxido 
de sódio e ácido sulfúrico:
1 2
2 358 49
2 4
mol Na SO mol de NaOH
mol h
 
 
� � � � � �
. , / 
 
Na SO X
X Na SO mol por hora
2 4
2 4
4716 98
� � � � � �
� ,
1
2 358 49
2 4
mol Na SO mol de NaOH
mol h
 1 
 
� � � � � �
. , / 
 
Na SO X
X Na SO mol por hora
2 4
2 4
2358 49
� � � � � �
� ,
Obtemos a quantidade por hora, mas nos foi solicitado a quantidade por dia, que por 
meio de uma regra de três, calculamos facilmente:
4716 98, mol NaOH
X
 1hora
 
� � � � � �
� � � � �� �
�
24
113 207 52
h
X mol dia NaOH. , / 
2358 49
2 4
, H 1hora
 
mol SO
X
� � � � � �
� � �� � � �
�
24
56 603 76
2 4
h
X mol dia H SO. , / 
GABARITO
9
1
2. C. Temos a concentração inicial, mas desejamos a concentração no equilíbrio. Neste 
caso, montamos uma tabela para facilitar nosso raciocínio (obs: é necessária balancear 
a equação química anteriormente):
Veja, não sabemos o quanto reagiu, pois se há uma constante de equilíbrio, isso quer dizer 
que a reação não ocorre a uma taxa de 100%. Então, como não sabemos a quantidade 
que reage, chamamos de “x”. Em relação aos reagentes com coeficiente estequiométrico 
1, temos apenas 1x, e em relação ao produto, coeficiente estequiométrico 2, forma 2x. 
Agora, inserimos estes valores na fórmula da constante do equilíbrio:
K
HI
HI I
x
x x
x
x x
x
�
� �
� � �� �
�
� � �
�
�
2
2
2
1
2
2
2
2
49
2
1 1
49
4
1
45
( )
( ) ( )
 2
�� � �
�
�
98 49 0
1 4
0 78
1
2
x
x mol l
x mol l
, /
, /
 
Veja, o primeiro resultado (1,4) não tem sentido físico, pois se tínhamos 1 mol no início, é 
impossível reagir uma quantidade maior que 1 dos reagentes. Portanto, o segundo resul-
tado é mais plausível. Mas ainda não obtivemos a resposta, a concentração no equilíbrio 
de HI conforme consta em nossa tabela é 2x, ou seja, 2x0,78 = 1,56mol/l
3. E. O primeiro item não estão correto porque o elemento é classificado como um ácido de 
Arrhenius se na reação produzir o hidrônio H O3
�� � ou H �� �. Os demais itens apre-
sentam a hidroxila OH �� �. , caracterizando uma base.
GABARITO
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MINHAS ANOTAÇÕES
9
9
UNIDADE 2
MINHAS METAS
VELOCIDADE DE REAÇÕES 
QUÍMICAS E EQUILIBRO QUÍMICO
Compreender os conceitos relacionados à velocidade das reações químicas e equilíbrio 
químico, envolvendo os parâmetros que interferem na velocidade das reações, definidos 
as reações do tipo reversíveis.
Entender as principais funções inorgânicas existentes, suas características principais e 
algumas reações envolvidas entre ácidos e bases.
Compreender os conceitos relacionados a soluções, concentrações, diluições, a fim de 
produzir soluções concentradas, diluídas, até mesmo estimar a quantidade de reagente 
presente em uma solução com concentração conhecida.
T E M A D E A P R E N D I Z A G E M 4
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INICIE SUA JORNADA
Olá, estudante!
Seremos capazes de balancear as nossas equações químicas, para que con-
sigamos quantificar a quantidade de reagentes que são utilizados bem como a 
quantidade de produtos que são formados.
E nessa vertente de reações químicas, identificaremos alguns fatores que po-
dem contribuir para que as reações químicas sejam aceleradas ou desaceleradas, 
entenderemos que podemos ter reações reversíveis, ou seja, a partir dos produtos 
formados, formar novamente os reagentes originais, e que essa taxa de conversão 
pode ser estimada pela constante de equilíbrio.
Veremos ainda algumas funções inorgânicas importantes para química, além 
de entendermos a diferença entre os termos concentração, diluição, tipos comuns 
de concentração entre outros.
Esperamos que este material lhe ajude a vislumbrar a matéria-prima de sua 
futura profissão, trazer novos e aperfeiçoar os conhecimentos que você já possui. 
Está preparado para iniciarmos nossa sessão de estudo? Então, vamos lá!
DESENVOLVA SEU POTENCIAL
VELOCIDADE DE REAÇÕES QUÍMICAS E EQUILIBRO QUÍMICO
Há um interesse especial destinado à velocidade das reações químicas. Existem 
casos que desejamos aumentar a taxa de ocorrência da reação, a fim de, por exem-
plo, tornar a absorção de nutrientes pelo solo mais rápidas. Em outros casos, há 
interesse em inibir as reações, como por exemplo para os produtos alimentícios 
congelados ou resfriados, a fim de reduzir as reações químicas que degradam o 
alimento (GODOI, 2017, p. 244).
Temos reações químicas que ocorrem em frações de segundos, como as que 
ocorrem em explosões, até mesmo as que demoram milhões de anos, como na 
formação de diamantes (BROWN et al., 2016). Este campo de estudo da química 
é denominado de cinética química.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 4
Como as reações químicas envolvem o rompimento e a formação de novas 
ligações, as velocidades de ocorrência de tais fenômenos dependem da natureza 
do reagente (BROWN et al., 2016). Para que ocorra uma reação química, é preciso 
que as moléculas participantes colidam de forma efetiva (com orientação correta e 
com a quantidade de energia necessária), resultando na quebra das antigas ligações 
e formando novas ligações (GODOI, 2017, p. 244).
Existem fatores que podem acelerar ou desacelerar as reações químicas, sendo 
eles o estado físico dos reagentes ou superfície de contato, a temperatura, a concen-
tração e a presença ou ausência de catalisadores (GODOI, 2017, p. 244).
Estado Físico dos Reagentes ou Superfície de Contato
Para reagir, os reagentes precisam entrar em contato. Quando as reações ocorrem 
entre misturas homogêneas (aquelas que não têm mais de uma fase) o processo de 
contato entre reagentes se torna mais fácil. Quando os reagentes não se misturam 
e estão em fases diferentes, como por exemplo, água e óleo ou reagente no estado 
gasoso e sólido, a reação fica limitada pela superfície de contato existente entre 
esses dois compostos. Desta forma, para as reações que envolvem sólidos, a veloci-
dade é aumentada caso a área de contato também seja aumentada. Um exemplo 
típico são os medicamentos. Um remédio na forma de comprimido se dissolverá 
no estômago e entrará na corrente sanguínea de forma mais lenta que o mesmo 
medicamento na forma de pó (BROWN et al., 2016; GODOI, 2017). A explica-
ção é que as reações químicas ocorrem entre as moléculas que estão localizadas 
na superfície do reagente, e estão em contato direto com o outro reagente. Então, 
quanto maior for a superfície de contato, mais moléculas estarão em contato umas 
com as outras e maior será a probabilidade de que ocorram choques com uma energia 
e condição necessária para que aconteça a ligação. Dessa forma, a reação química 
tende a ocorrer de forma mais rápida (GODOI, 2017, p. 244).
Temperatura
Em geral, quanto maior a temperatura, maior a velocidade de ocorrência das 
reações químicas. Neste caso, o aumento da temperatura incrementa a energia 
cinética ou o grau de agitação das moléculas presentes entre os reagentes, ou 
seja, há um maior movimento, aumentando a probabilidade de ocorrência dos 
1
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4
choques efetivos entre reagentes, e, consequentemente, aumenta a velocidade da 
reação química. Outro fator relacionado a isso é que o aumento da energia das 
moléculas faz com que estas atinjam a energia suficiente para a ocorrência da 
reação, chamada de energia de ativação (BROWN et al., 2016; GODOI, 2017).
Concentração
Para uma maior concentração de reagentes químicos, 
maior será a velocidade da reação química. Com gran-
des concentrações, há um maior número de moléculas 
reagentes confinadas no mesmo espaço e, assim, 
há uma maior possibilidade de as moléculas 
colidirem umas com as outras de maneira 
efetiva, aumentando a velocidade das rea-
ções (BROWN et al., 2016; GODOI, 2017).
Um exemplo desse fato é quando faze-
mos o famoso churrasco. Para acender 
o carvão, ventilamos o ar sobre a bra-
sa, a fim de aumentar a concentração de 
oxigêniopresente, e, consequentemente, 
aumentar a velocidade da reação química 
de combustão, da qual já comentamos 
(GODOI, 2017, p. 244).
Presença de Catalisadores
Os catalisadores são substâncias adicionais que promovem o aumento da velo-
cidade das reações químicas, e têm a característica de não serem consumidos ao 
final da reação, ou sejam, pode ser recuperado ao final da reação (BROWN et 
al., 2016; GODOI, 2017). Eles aumentam a velocidade das reações pois alteram 
o mecanismo de reação, atuando na redução da energia de ativação necessária 
para a ocorrência da reação química (BROWN et al., 2016; GODOI, 2017, p. 244).
Os catalisadores presentes nos seres vivos são denominados de enzimas. 
Estas são moléculas muito grandes, chamadas de proteínas. Com a ausência 
das enzimas as reações químicas de nosso corpo ocorreriam de forma muito 
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TEMA DE APRENDIZAGEM 4
lenta. Uma característica das enzimas é que elas são específicas para determi-
nados tipos de reagentes. Um exemplo disso é a enzima amilase, que quebra 
as moléculas de amido, mas não é capaz de quebrar as moléculas da celulose, 
mesmo a celulose sendo semelhante à amilase (UCKO, 1992).
Reações Reversíveis e Equilibro
Já sabemos que as reações químicas ocorrem quando há a colisão entre átomos e 
moléculas. Quando há esta colisão, com energia suficiente, ligações são desfeitas 
e novas ligações são formadas. Um exemplo deste processo ocorre na síntese da 
amônia, NH3, a partir do nitrogênio e hidrogênio. À medida que a quantidade de 
amônia formada aumenta, começa a ocorrer também uma reação inversa, ou seja, 
a amônia começa a se decompor em nitrogênio e hidrogênio, conforme a reação 
demonstrada a seguir. Quando isso ocorre, temos uma reação que é chamada de 
reversível (UCKO, 1992).
N H NH
2 2 3
3 2+ �� 
reagentes produtos
direta
inversa
� ����� ����
Os dois sentidos da seta indicam que há a ocorrência tanto da reação direta 
quanto da reação inversa.
A maioria das reações químicas existentes são reversíveis. De acordo com 
Ucko (1992, p. 138):
 “ Se apenas os reagentes estão presentes no início de uma reação re-
versível, suas moléculas colidem entre si e reagem para formar um 
produto. Assim que a reação progride, cada vez mais moléculas do 
produto estarão presentes. A menos que estas moléculas sejam remo-
vidas (como um gás ou um precipitado, por exemplo), elas, por sua 
vez, colidirão umas com as outras e algumas reagirão para produzir 
os reagentes novamente. Eventualmente, a velocidade desta reação 
inversa ficará igual à velocidade da reação direta. Quando estas duas 
velocidades ficarem iguais, diz que a reação atingiu o equilíbrio.
1
1
1
Então, no equilíbrio químico, as reações diretas e inversas ocorrem em uma mes-
ma taxa, e não há um saldo positivo novo da produção de produtos, ou seja, qual-
quer novo produto formado é compensado pela formação da mesma quantidade 
de reagentes por meio da reação inversa (UCKO, 1992).
Quando a reação atinge o equilíbrio químico, aparentemente as reações se 
cessaram, pois as concentrações dos reagentes e produtos não se alteram. No 
entanto, as reações diretas e inversas estão ocorrendo, e nesta situação temos 
o chamado equilíbrio dinâmico. Um fato importante quando se atinge o equi-
líbrio é que neste ponto, não necessariamente, a concentração dos reagentes 
é a mesma dos produtos. A única informação que podemos afirmar é que a 
velocidade de formação dos reagentes é a mesma que a velocidade de formação 
dos produtos (UCKO, 1992).
Para mensurar até que ponto ocorre a formação dos produtos em uma reação 
reversível é preciso entender a constante de equilíbrio da reação, simbolizada por 
K. Para reações químicas em que a constante de equilíbrio é muito pequena, muito 
menores que 1, significa que haverá uma baixa produção de produto. Para grandes va-
lores de K, a maior parte do reagente foi transformada em produto no equilíbrio. Um 
exemplo disso pode ser a reação da amônia que mencionamos anteriormente. A 350° 
C, o valor do K para esta reação é 9,0, que indica que quando atingir o equilíbrio, uma 
grande parte do reagente foi transformada em molécula do produto (UCKO, 1992).
Para uma reação genérica do tipo:
aA bB cC dD+ +�� 
A constante de equilíbrio é calculada da seguinte forma:
K
C D
A B
c d
a d�
� � � �
� � � �
No caso do nosso exemplo da amônia, fica:
K
NH
N H
�
� �
� � � �
3
2
2
1
2
3
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TEMA DE APRENDIZAGEM 4
A constante de equilíbrio para grande parte das reações químicas é encontrada 
tabelada em handbooks e manuais diversos. Cabe a nós avaliarmos o valor das 
constantes para determinar se no equilíbrio teremos uma maior quantidade 
de reagentes ou produtos, ou seja, a direção da reação (BROWN et al., 2016).
Ainda, o valor da constante de equilíbrio depende dos coeficientes es-
tequiométricos e da concentração dos reagentes e produtos. A constante de 
equilíbrio não é alterada para diferentes valores de concentrações iniciais do 
reagente (BROWN et al., 2016).
De posse do valor destas constantes, e conhecendo a concentração de reagentes, 
pode-se determinar, por exemplo, a concentração dos produtos no equilíbrio fazen-
do o uso de tal fórmula (BROWN et al., 2016).
Exemplo 1: O processo Haber é fundamental para a produção de fertilizantes, 
e assim sendo, é essencial para o fornecimento de alimentos ao mundo. Neste 
processo, o nitrogênio e hidrogênio reagem sob alta pressão e temperatura, na 
presença de um catalisador para formar a amônia:
N H NH
2 2 3
3 2� ��
Considere o valor de Kp = 1, 45x10-5, em uma temperatura de 500° C. Nestas 
condições, a pressão parcial do hidrogênio (que é uma medida de concentração), 
é 0,928 atm, e do nitrogênio, 0,432 atm. Qual a concentração ou pressão parcial 
da amônia dessa mistura em equilíbrio?
K
NH
N H
NH
NH
�
� �
� � � �
� �
� �
� � � �
� � �
�
3
2
2
1
2
3
5 3
2
1 3
3
2
1 45 10
0 432 0 928
5
,
, ,
,,
,
01 10
2 24 10
6
3
2 3
�
� � � �
�
�NH atm
1
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FUNÇÕES INORGÂNICAS
Desde o século XVIII, os compostos químicos são classificados em dois grandes 
grupos, os compostos inorgânicos e os compostos orgânicos. Nessa primeira classi-
ficação, os compostos inorgânicos são aqueles originados a partir de minerais; os 
compostos orgânicos, a partir de seres vivos. Hoje em dia a classificação nos dois 
grupos se dá de acordo com as características das substâncias, que se enquadram 
em um determinado rol de semelhanças. Dentre os compostos inorgânicos, os mais 
importantes são os ácidos, bases, sais e óxidos.
Cada uma das funções química apresentam propriedades que são semelhantes 
entre si, que são chamadas de propriedades funcionais.
Ácidos
De acordo Arrhenius, os ácidos são os compostos que quando estão em solução 
aquosa passam por um processo denominado de ionização, liberando na solução 
o cátion H +, que é um íon com carga positiva (BIGATÃO, 2016). De acordo com a 
definição de Bronsted-Lowry, ácido é um doador de prótons H +, uma substância 
que pode transferir um próton para outra substância.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 4
Este composto H + é simplesmente um próton, ou seja, um núcleo positivo de 
um átomo de hidrogênio que perdeu seu único elétron. Esta partícula reativa não 
existe, então, ela fica envolvida por moléculas de água, formando o H3O
+, conhe-
cido como hidrônio, ou hidroxônio (UCKO, 1992). Neste livro, por simplicidade, 
iremos tratar apenas como H +.
As soluções que contém ácido têm sabor azedo, como o vinagre (ácido acético) ou 
como o limão (ácido cítrico). Além disso, diversos dos ácidos são bastante oxidantes, 
ou seja, podem dissolver substâncias nas quais estão em contato, representado um 
sério risco durante sua manipulação (UCKO, 1992).
 
Um exemplo desta função é o ácido clorídrico, HCl , que quando em solução 
aquosa, se dissocia e libera o cátion H + e o ânion Cl-. A característica mais comum 
para reconhecimento desta função inorgânica, ácidos, é a liberação no meiodo 
cátion H + ou H3O
+, assim como exposto na equação (BIGATÃO, 2016):
HCl H O H Cl� � �� �
2
Um outro exemplo, é o ácido nítrico, HNO3:
HNO H O H NO
3 2 3
� � �� �
Dissociação e Fórmula de Ácidos
Para fazermos a dissociação dos ácidos, basta entendermos a regra (BIGATÃO, 2016):
Figura 1 – Processo de formação ou dissociação dos ácidos / Fonte: o autor.
Descrição da Imagem: a imagem apresenta o processo de formação ou dissociação dos ácidos.
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O subíndice do ânion passa a ser a carga do cátion e o subíndice do cátion passa a 
ser a carga do ânion. Vejamos em alguns exemplos:
• No caso do HCl , como abaixo do H e do Cl não consta nenhum subíndice, logo, 
trata-se de 1, e as cargas parciais do cátion e ânion são +1 e -1, respectivamente.
• No caso do HNO3, cuja reação foi descrita, poderíamos o reescrever como 
H ( NO3 ). O subíndice do hidrogênio é 1, que indica que a carga do ânion 
(NO3) -será -1. Atenção, o 3 é o subíndice apenas do oxigênio. Só temos um 
grupamento ( NO3 )-, portanto seu subíndice é 1, e a carga do hidrogênio é +1.
 
Vamos fazer mais um exemplo, o ácido sulfúrico, H2SO4, que poderia ser reescrito 
como H2 (SO4 ):
H SO H O H SO
2 4 2 4
2
2� � �� �
Veja, o subíndice do hidrogênio é 2, indicando que a carga do ânion sulfato é 2-: 
 . O subíndice do sulfato é 1, portanto a carga do cátion hidrogênio é 1+.SO
4
2−
Classificação dos 
Ácidos
Os ácidos podem ser classifi-
cados de acordo com a quanti-
dade de hidrogênios ionizáveis 
(liberados pela reação com 
água), quanto a presença de 
oxigênio, quanto ao grau de io-
nização e também em relação 
ao número de elementos cons-
tituintes (BIGATÃO, 2016).
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TEMA DE APRENDIZAGEM 4
A. NÚMERO DE HIDROGÊNIOS IONIZÁVEIS
• Monoácidos: no processo de ionização, a molécula libera apenas 1 cátion
H+. Ex: HCl , HNO3, HCN .
• Diácidos: no processo de ionização, a molécula libera 2 cátions H+. 
Ex: H2SO4, H2CrO4.
• Triácidos: no processo de ionização, a molécula libera 3 cátions H+. 
Ex: H3PO4.
• Tetrácidos: no processo de ionização, a molécula libera 4 cátions H+. 
Ex: H4P2O7, H4SiO4.
• Os ácidos com 4 ou mais hidrogênios ionizáveis são denominados poliácidos.
B. QUANTO À PRESENÇA OU AUSÊNCIA DE OXIGÊNIO NA MOLÉCULA:
• Hidrácidos: não contêm oxigênio na sua constituição.
Ex: HCl, HCN , H2S .
• Oxiácidos: apresenta oxigênio em sua constituição. 
Ex: H2SO4, HNO3.
C. QUANTO AO GRAU DE IONIZAÇÃO:
Esta classificação trata da capacidade do ácido em liberar o seu cátion para o 
meio. Isso nem sempre acontece de forma integral, ou seja, parte do cátion é 
liberada na forma de H+, porém, a outra parte continua no formato molecular.
• Ácidos fortes: o grau de ionização está entre 50% < a < 100%. 
Ex: H2SO4, HNO3, HClO4, HBr, HCl e HI , sendo estes, os únicos ácidos fortes 
existentes.
• Ácidos moderados: o grau de ionização está entre 5% < a < 50%. 
Ex: HF , H3PO4.
• Ácidos fracos: o grau de ionização é menor que 5%. 
Exemplo: HCN ,H2CO3.
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D. QUANTO AO NÚMERO DE ELEMENTOS QUE CONSTITUEM O ÁCIDO:
• Binários: apresentam dois elementos. Ex: HBr, HCl , H2S , HF .
• Ternários: apresentam três elementos. Ex: H2SO4, H3PO4.
• Quaternários: apresentam quatro elementos. Ex: HOCN, H4 Fe (CN)6.
E. NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS.
A nomenclatura vai depender do tipo do ácido em questão (BIGATÂO, 2016, p. 66). 
É importante ter o conhecimento prévio do nome dos principais ânions para maior 
facilidade na nomenclatura dos ácidos.
• Hidrácidos: o nome do ácido é escrito sempre com a terminação “ídrico”, da 
seguinte forma: Ácido + nome do ânion + ídrico.
Ex: HBr – Ácido bromídrico; H2S – Ácido sulfídrico; HF – Ácido Fluorídrico; HCN – 
Ácido cianídrico.
• Oxiácidos: existem terminologias diferentes para este tipo de ácido:
Se o elemento forma apenas um oxiácido, usamos apenas a terminação “ico”, da 
seguinte forma: Ácido + nome do ânion + ico.
Ex: H2CO3 – Ácido carbônico; H3BO3- ácido bórico, H2MnO4– Ácido mangânico; 
H2CrO4– Ácido crômico.
• Se o elemento forma dois oxiácidos, usamos a terminação “ico” para o 
oxiácido com maior número de oxidação e “oso” para o oxiácido com menor 
número de oxidação.
Ex:
H2SO3– Ácido sulfuroso. - H2SO4 – Ácido sulfúrico.
HNO2– Ácido nitroso. - HNO3 - Ácido nítrico.
Quando o elemento formar três ou quatro oxiácidos, a terminação é alterada de 
acordo com o aumento do número de oxidação do elemento. Esse caso acontece 
com os elementos do grupo VIIA, da família dos halogênios.
Ex:
HClO - Ácido hipocloroso.
HClO2 - Ácido cloroso.
HClO3 - Ácido clórico.
HClO4 - Ácido perclórico.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 4
Bases
Arrhenius definiu a base como sendo um eletrólito que 
em solução aquosa libera o ânion OH -, denominado 
como hidroxila, que é responsável pelas propriedades 
comuns que existem entre todas as bases. Já de acordo 
com a definição de Bronsted-Lowry, as bases são re-
ceptoras de prótons (BIGATÃO, 2016, p. 67).
Em geral, as bases têm sabor amargo e adstringente, 
como banana verde, e são escorregadias ao tato. As ba-
ses fortes são cáusticas, ou seja, podem correr materiais, 
inclusive o tecido vivo. Uma outra característica inte-
ressante é que elas são capazes de reagir com gorduras e 
óleos, por esse motivo, são úteis como agentes de limpeza 
(BIGATÃO, 2016, p. 67).
Exemplos de bases, são o hidróxido de potássio, hi-
dróxido de cálcio e o hidróxido de alumínio, apresenta-
dos, respectivamente:
 
 
Na formação das bases temos um metal, que é o cátion, 
ligado a um ânion, que é a hidroxila OH -. Uma base 
que foge a esta regra é o hidróxido de amônio NH4OH 
(BIGATÃO, 2016, p. 67).
KOH H O K OH
Ca OH H O Ca OH
Al OH H O Al OH
� � �
� � �
� � �
� �
� �
� �
2
2
2
2
3
2 2
3 3
( )
( )
1
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Classificação das bases
Existem alguns parâmetros de classificação das bases (BIGATÃO, 2016, p. 67):
A. QUANTO AO NÚMERO DE HIDROXILAS OH-:
• Monobases: possuem apenas 1 hidroxila. 
• Dibases: possuem 2 hidroxilas. 
• Tribases: possuem 3 hidroxilas. 
• Tetrabases: possuem 4 hidroxilas. 
B. QUANTO AO GRAU DE DISSOCIAÇÃO OU A FORÇA DA BASE:
• Bases fortes: quando a dissociação ocorre em taxas próximas a 100%. 
Pertencem a esse grupo as bases formadas por metais alcalinos (família 1A) 
e metais alcalinos terrosos (família 2A). Ex: NaOH, KOH ,Ca(OH)2, Ba(OH)2. A 
base Mg(OH)2 representa uma exceção, pois apesar do Mg pertencer a tal 
família, ela é uma base considerada fraca. 
• Bases fracas: quando ocorre a dissociação e ela é menor que 5%, ou seja, 
tratando-se de compostos moleculares com baixa solubilidade em água. São 
exemplos desse grupo as bases formadas pelos demais metais. Ex: NH4OH , 
Al(OH)3.
C. QUANTO À SOLUBILIDADE:
• Solúveis: formadas a partir dos metais alcalinos (família 1A). 
• Pouco solúveis: formadas a partir dos metais alcalinos terrosos (família 2A). 
• Praticamente insolúveis: demais bases.
Ex KOH NaOH NH OH: , , , .4
Ex Ca OH Mg OH Fe OH: ( ) , ( ) , ( ) .2 2 2
Ex Al OH Fe OH: ( ) , ( ) .3 3
Ex Pb OH Sn OH: ( ) , ( ) .4 4
Ex NaOH KOH NH OH: , , .4
Ex Ca OH Mg OH Ba OH: ( ) , ( ) , ( ) .2 2 2
Ex Fe OH Al OH Pb OH Sn OH: ( ) , ( ) , ( ) , ( ) .3 3 4 4
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TEMA DE APRENDIZAGEM 4
Dissociação e Fórmula de Bases
As bases são formadas por um cátion (íon com carga opositiva), que é um 
metal ou a exceção NH4
+, ligado ao ânion hidroxila OH-. Durante a ligação, a 
carga positiva do cátion é neutralizada pela carga negativa total da hidroxila, 
como ocorre com o ou com o 
entre outros.
Para representação, vamos considerar o cátion com a letra B e carga (+y), po-
demos formular uma base ou hidróxido da seguinte forma (BIGATÃO, 2016, p67):
NaOH Na OH ( ; )
� � Ca OH Ca OH� � � �
2
2
2( );
Figura 2 – Processo de formação ou dissociação das bases / Fonte: o autor
Descrição da Imagem: a imagem apresenta o processo de formação ou dissociação das bases.
Nomenclatura das Bases
De acordo com Bigatão (2016), a nomenclatura das bases é dada de acordo com 
algunscritérios, conforme segue:
a) Quando o elemento forma apenas uma base, o nome é dado da seguinte 
forma: Hidróxido de mais o nome do elemento (BIGATÃO, 2016, p. 67).
Ex: NaOH - Hidróxido de sódio, Ca (OH )2 - Hidróxido de cálcio,
NH4OH - Hidróxido de amônio, Al (OH )3 - Hidróxido de alumínio.
b) Quando o elemento forma duas bases: o elemento apresenta números de 
oxidação distintos, então para o menor número de oxidação acrescenta-
mos o sufixo oso, e para o maior número de oxidação acrescentamos ico 
(BIGATÃO, 2016, p. 67).
Ex: 
1
1
1
Fe(OH)2 
Hidróxido ferroso ou Hidróxido de Ferro II. 
Fe(OH)3 
Hidróxido férrico ou Hidróxido de Ferro III. 
Sn(OH)2 
Hidróxido estanoso ou Hidróxido de Estanho II. 
Sn(OH)4 
Hidróxido estânico ou Hidróxido de Estanho IV.
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1
1
TEMA DE APRENDIZAGEM 4
Conforme podemos verificar na reação, os sais tratam-se de compostos iônicos, 
por serem formados por meio de ligações iônicas.
Como exemplos de sais, podemos citar:
KCl K Cl CaCO Ca CO Al SO Al SO� � � � ��� �� �� �� �� ��; , ; ; ( ) ;
3 3
2
2 4 3
3
4
2
2 3
Sais
Ao misturar um ácido com uma base ocorre uma reação denominada de neu-
tralização. Este nome é devido por um composto neutraliza as propriedades do 
outro composto. O produto de uma reação de neutralização é um sal mais a água. Um 
exemplo típico de reação de neutralização é dado a seguir, na reação entre o ácido 
clorídrico e o hidróxido de sódio, formando o cloreto de sódio, um sal, conhecido 
popularmente como sal de cozinha mais água (BIGATÃO, 2016, p. 67):
HCl NaOH NaCl H O� � � 2
A reação é dita de neutralização total quando todo o cátion do ácido reage com a hi-
droxila OH - da base. Neste caso temos a formação de um sal neutro, ou seja, que 
não possui nem caráter ácido, nem básico (BIGATÃO, 2016, p. 67).
Na tabela a seguir temos alguns exemplos de neutralização total:
Tabela 3 – Neutralização total entre ácido e base / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
1
1
8
Classificação dos Sais
De acordo com Bigatão (2016, p. 73), os sais podem ser classificados, como:
a) Quanto a natureza:
 ■ Sais neutros: resultam da neutralização total do ácido com a base. Na 
formulação não aparecem os íons H + e OH -. 
Ex: cloreto de sódio, NaCl , carbonato de potássio, K2CO3, cloreto de 
cálcio, CaCl2, sulfato de alumínio Al2 (SO4)3 .
 ■ Hidrogeno-sal ou sal ácido: resultam da neutralização parcial de seu ácido 
de origem. Apresentam em sua estrutura o cátion H+.
Ex: NaHSO4 (Na+ H+ SO4
2- ), ou monohidrogenossulfato de sódio, NaH2 
PO4 (Na+ 2H+ PO4
3- ) ou dihidrogenofosfato de sódio.
 ■ Hidroxi-sal ou sal básico: resultam da neutralização parcial de sua base de 
origem. Apresentam a hidroxila OH - em sua formulação. 
Ex: Ca (OH ) NO3 ou nitrato monobásico de cálcio, 
Al (OH )Cl2 ou cloreto monobásico de alumínio.
b) Quanto ao número de elementos:
 ■ Binários: sais que possuem apenas 2 elementos. Ex: CaCl2, KBr, NaCl.
 ■ Ternários: sais que possuem 3 elementos. Ex: CaSO4, K2CO3, CaClBr.
 ■ Quaternários: sais que possuem 4 elementos. Ex: KNaSO4, NaCNO.
( )Ca OH NO2
3
− −
( )�Al OH Cl3
2
� � �
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1
9
TEMA DE APRENDIZAGEM 4
Fórmula dos Sais
Os sais são provenientes de um cátion By+ que é oriundo da base e o ânion 
Ax- que é proveniente do ácido (BIGATÃO, 2016, p. 67):
Figura 3 – Processo de formação dos sais / Fonte: o autor
Descrição da Imagem: a imagem apresenta o processo de formação dos sais, representado por .B AX
Y
y
X� �
 e 
Os exemplos na Figura 4 demonstram o exposto na Figura 3: 
Figura 4 – Processo de formação dos sais / Fonte: o autor
Descrição da Imagem: a imagem apresenta o processo de formação dos sais.
Nomenclatura dos Sais
Para De Boni e Goldani (2007), o nome do sal é originado a partir do ácido de 
da base que lhe formou, utilizando-se da seguinte regra: Nome do sal = Nome 
do ânion + de + Nome do cátion.
Para descobrirmos o nome do ânion, podemos utilizar a regra do quadro:
1
1
1
NOME DO 
ÁCIDO
NOME DO 
ÂNION
EXEMPLOS
Elemento + 
ídrico
Elemento + eto
HCI - ácido clorídrico; CI- - ânion cloreto;
HF - ácido fluorídrico; F- - ânion fluoreto.
Elemento + 
oso
Elemento + ito
HNO2 - ácido nitroso; - ânion nitrito;
H2SO3 - ácido sulfuroso, - ânion sulfeto.
Elemento + 
ico
Elemento + ato
HNO3 - ácido nítrico; - ânion nitrato;
H2SO4 - ácido sulfúrico; - ânion sulfato.
NO2
−
SO
3
2−
NO3
−
SO
4
2−
Quadro 1 – Regra para nomenclaturas do ânion / Fonte: Bigatão (2016, p. 75).
Já em termos do cátion, seu nome é originado a partir da base que originou o sal. 
Ex: NaCl - cátion Na+ (sódio); KBr - cátion K + (potássio).
Quando misturamos um ácido com uma base, o nome originado vai depender do 
ácido e da base. Vamos entender isso com os exemplos que seguem a seguir:
 ■ HCl (ácido clorídrico) + KOH (hidróxido de potássio) → KCl (cloreto 
de potássio) + H2O (água). 
 ■ HNO2 (ácido nitroso) + NaOH (hidróxido de sódio) → NaNO2 (nitrito de 
sódio) + H2O (água).
 ■ H2SO4 (ácido sulfúrico) + Ca (OH )2 (hidróxido de cálcio) → CaSO4 (sul-
fato de cálcio) + 2H2O (água).
Em nosso organismo pode ocorrer uma reação de neutralização. Nosso es-
tômago produz diariamente o suco gástrico, uma solução ácida que contém 
ácido clorídrico (HCl). Se adquirirmos doenças estomacais, tais como gastrite, 
produzimos suco gástrico em excesso, causando o sintoma conhecido como 
azia. Os medicamentos indicados para o tratamento dessa doença possuem 
formulações com bases fracas. Um deles é o leite de magnésia, cujo principal 
constituinte é o hidróxido de magnésio . Ao ingerir o medicamento, 
a base presente no leite de magnésia neutraliza o ácido em excesso presente 
no suco gástrico, reduzindo os efeitos da acidez gástrica.
Fonte: Bigatão (2016, p. 71).
 (Mg OH )
2� �
APROFUNDANDO
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1
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TEMA DE APRENDIZAGEM 4
SOLUÇÕES, CONCENTRAÇÕES, DILUIÇÕES
As soluções com concentrações conhecidas são importantes em diversas áreas. 
Por exemplo, para a lavagem de equipamentos em que há a manipulação de ali-
mentos, necessitamos de detergente alcalino clorado, com 130 ppm de cloro, para 
sanitização de uma solução de 25 ppm de iodo, entre outros procedimentos. Em 
laboratórios e indústrias de transformação, na maioria das reações químicas, 
devemos saber a concentração inicial para que possamos identificar a quanti- 
dade real de reagentes que ali estão presentes para promover uma determinada 
reação (GODOI, 2017, p. 216).
Soluções
A definição de uma solução é uma mistura homogê-
nea de um soluto (substância sendo dissolvida) em 
um solvente (substância que efetua a dissolução). O 
soluto, a fase dispersa, é aquele que está em menor 
quantidade. O solvente é o dispersante, é o composto 
que está em maior proporção. A concentração de uma 
solução é expressa entre a relação da quantidade de soluto e a quantidade de solvente 
(ou solução) (TRINDADE et al., 2016; GODOI, 2017, p. 216).
As soluções podem ser encontradas em quaisquer dos três estados físicos: 
sólido, líquido ou gasoso (LENZI et al., 2015). Como exemplo de uma solução 
gasosa, podemos citar o ar, que é uma mistura de nitrogênio, oxigênio e quantidades 
menores de outros gases. Quanto às soluções sólidas, temos as ligas metálicas como 
o “níquel” das moedas (25% Ni, 75% Cu). Como exemplo de solução líquida, podemos 
citar água com açúcar ou água com etanol (GODOI, 2017, p. 216).
Concentração
A solução entendemos que é a mistura homogênea entre soluto e solvente. O 
termo concentração trata da quantificação deste soluto presente na solução.
Para entendermos melhor o que é a concentração, a definição de soluto, 
solvente e solução, vamos pensar em um exemplo de solução que prepara-
mos dissolvendo 2 g do sal de cozinha (NaCl) e completamos/dissolvemos 
A definição de uma 
solução é uma 
mistura homogênea 
de um soluto
1
1
1
em até 1 litro de água. Assim, dissolvendo este sal na água, obtemos uma 
mistura homogênea entreo soluto (sal) e o solvente (água). Dizemos que a 
concentração de uma solução é a relação entre a quantidade do soluto (que 
seria o sal de cozinha) e a quantidade de solvente (quantidade de água) ou a 
quantidade de solução (que é a quantidade do soluto mais a quantidade do 
solvente) (GODOI, 2017, p. 216).
De uma maneira mais genérica, concentração é a razão entre a quantidade de 
soluto pela quantidade de solvente ou pela quantidade de solução (LENZI et al., 
2015), conforme a equação a seguir (GODOI, 2017, p. 216):
 
 
 
A IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) recomenda a utili-
zação do mol para representar a quantidade de matéria. No entanto, na prática, 
a quantidade de matéria de um determinado composto continua a ser medido 
por sua massa, volume, entre outros. Em virtude do uso de diferentes unidades, 
apresentaremos, a seguir, os principais tipos de concentração. Alguns dos nomes 
estão em desuso (apenas o nome, não as unidades), como é o caso da molaridade 
(GODOI, 2017, p. 216).
Concentração Comum (C)
A concentração comum relaciona a massa do soluto (m1) e o volume da solução 
(V), dado de acordo com a expressão a seguir:
Concentração quantidade de soluto
quantidade de solvente
=
 
 
C m
V
=
A unidade usualmente utilizada é g/L – isso quando a massa do soluto estiver em 
gramas e o volume estiver em litros (L) (LENZI et al., 2015; GODOI, 2017, p. 216).
Se temos uma solução com concentração de 2g/L, isso quer dizer que a cada 
litro da solução temos 2g do soluto.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 4
Concentração Molar (M) ou em Quantidade de Matéria 
(molaridade)
Provavelmente, é a unidade de concentração mais usada em soluções aquosas. 
Relaciona o número de mol do soluto (n) e o volume da solução (V) (RUSSEL, 
1994), dado de acordo com a expressão a seguir (GODOI, 2017, p. 216):
M n
V
=
A quantidade de matéria (n1) é dada em mol e o volume na unidade litro (L).
Título em Massa (T)
Também conhecida como percentagem em massa, ou massa percentual (RUSSEL, 
1994), relaciona a massa do soluto (m1) com a massa da solução (m), como na 
expressão a seguir (GODOI, 2017, p. 216):
T m
mM = 1
1
1
4
Essa relação não apresenta unidade de medida por se tratar de uma divisão de 
massas com a mesma unidade, ou seja, anulam-se.
Exemplo 2: tem-se uma solução de NaCl a 2% em massa. O que isso quer dizer? 
Significa que em 1 quilograma da solução, temos 0,02 quilogramas de NaCl, ou seja:
T kgNaCl
kg NaCl HOM
,
%
( )
0 02
1
0 02 100 2
No exemplo, multiplicamos por 100 para obter a percentagem.
No título em massa, como a massa da solução, é resultante da soma da massa 
do soluto (m1) e a massa do solvente (m2), podemos reescrever a fórmula da 
seguinte maneira:
T m
m mM �
�
1
1 2
PPM
Essa forma de expressar a concentração é utilizada quando a relação entre a quan-
tidade de soluto e a quantidade de solução é muito pequena. A expressão ppm 
significa partes por milhão, ou seja, uma parte do soluto disperso em um milhão 
de partes da solução. Outros nomes podem ser utilizados, como ppb (parte por 
bilhão), ppt (partes por trilhão) (LENZI et al., 2015; GODOI, 2017, p. 216).
A expressão é:
ppm parte
partes
=
1
1 000 000. .
Também não apresenta unidades de medida por se tratar de uma divisão entre 
números que possuem a mesma unidade.
Exemplo 3: detergente alcalino clorado, com 130 ppm de cloro, temos 130 partes 
de cloro em uma milhão de partes de solução. As partes mencionadas podem ser: 
130 gramas de cloro em 1.000.000 de gramas da solução.
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1
5
TEMA DE APRENDIZAGEM 4
O termo ppm é bastante empregado na indústria de forma geral, então bastante 
atenção! Um outro exemplo, se for mencionado que a quantidade máxima permitida 
de chumbo nas águas de abastecimento público é de 0,015 ppm, isso significa que são 
0,015 g ou 15 mg de chumbo em 1 milhão de gramas de solução. Veja que trabalhamos 
apenas com os prefixos dos números, que já estudamos (GODOI, 2017, p.217).
Exemplo 4: foi necessário o preparo de diversas soluções de hidróxido de sódio 
(NaOH ) em um laboratório de química. Sobre o conceito de soluções, responda as 
assertivas a seguir:
a) Determine a concentração comum de uma solução que contém 4,0 g de 
NaOH dissolvidos em 500 ml de solução.
Transformando ml para litros:
1 L - - - - - - - - - - 1000 ml
X - - - - - - - - - - 500 ml
X = 
C m
V
g
l
g l= = =1
4 0
0 5
8 0
,
,
, / 
b) Se for necessário o preparo de 300 ml de uma solução de hidróxido de 
sódio com a concentração de 5 g/L, qual será a massa necessária de soluto?
1 L - - - - - - - - - - 1000 ml
X ---------- 300 ml
X= 
300 0,3
1000
l=
1 1
1
1
5 / (5 / ) (0,3 )
0,3
1,5 
m mC g l m g l l
V l
m g NaOH
= → = → = ×
=
 
500
1000
0 5= , l
1
1
1
c) Determine o volume necessário de uma solução 
aquosa com concentração de 240g/l de NaOH 
que contém 1 mol dessa substância? 
Dados: MM NaOH = 40 g/ mol.
Veja, pela massa molar, 1 mol de NaOH contém 40g de 
mols de NaOH , ou seja, utilizando-se a concentração 
comum:
240g - - - - - - - - - - 1000 ml
40g - - - - - - - - - - X
X = 166, 7ml
Diluições
A palavra diluição é usada quando uma solução pode 
ser mais diluída pela adição de mais solvente (RUSSEL, 
1994). Em grande parte dos casos práticos, não temos 
uma substância pura para o preparo de uma solução. Te-
mos uma solução com alta pureza ou concentração, cha-
mada de solução estoque; e para o preparo de soluções 
com concentrações mais baixas, deve ser adicionada 
água, no processo de diluição (BROWN et al., 2016; 
GODOI, 2017, p. 216).
O ácido sulfúrico, por exemplo, é comumente comer-
cializado em frascos de soluções concentradas com títu-
lo de 96% (96 cg/g). Para relembrar, o título de 96% em 
massa significa: 96 centigramas de ácido sulfúrico em 1 
grama de solução ou, ainda, 0,96 gramas de ácido sulfú-
rico em 1 grama de solução (água mais ácido) (BROWN 
et al., 2016; GODOI, 2017, p. 216).
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1
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TEMA DE APRENDIZAGEM 4
Química Geral e Experimental
Ervin Lenzi, Luzia Otilia Bortolli Favero, Aloísio Sueo Tanaka, 
Evilásio de Almeida Vianna Filho, Manoel Jacó Garcia Gim-
menes 
Editora: Freitas Bastos
Sinopse: esta obra foi elaborada por uma equipe de profes-
sores universitários, mestres e doutores, que ministram essa 
matéria há vários anos no 1º ano de vários cursos: Quími-
ca, Engenharia Química, Zootecnia, Farmácia, Bioquímica, 
Agronomia, Biologia etc. O livro é feito em unidades didáticas, 
de forma a facilitar a atividade acadêmica e tem como ênfase 
a relação entre a teoria e a prática. Obra verdadeiramente ino-
vadora e sem paralelo no Brasil. Texto apresentado em 27 uni-
dades, dos quais 7 tratam da introdução do alunoao laboratório 
e a obtenção de medidas com caráter científi co, 2 orientam na 
preparação e calibração da instrumentação, 3 ensinam as téc-
nicas de obtenção, separação e purifi cação de substâncias, 
2 evidenciam a forma de determinação de propriedades das 
substâncias, 3 apresentam os princípios de Química Analítica, 
preparação de soluções padrões e padronização, 3 orientam 
para o estudo da reação química, 4 são destinadas ao estudo 
do equilíbrio químico, 1 ao estudo da cinética química, 1 ao es-
tudo da termoquímica, e 1 ao estudo da eletroquímica.
INDICAÇÃO DE LIVRO
A técnica da diluição nada mais é do que pegarmos um volume dessa solução 
concentrada que será misturada com um volume de água, a fim de diluir essa 
solução. Por exemplo, temos um copo com 30 gramas de sal dissolvido em 
água, se pegarmos um pequeno volume desse copo e colocarmos em outro 
copo, completando com água, essa nova mistura estará menos salgada, pois 
efetuamos uma diluição.
A fórmula da diluição é (BROWN et al., 2016; GODOI, 2017, p. 216):
C V C Vi i f f� � �
1
1
8
Em que Ci é a concentração da solução inicial (mais concen-
trada), Vi é volume inicial que tem que ser utilizado dessa 
solução para o preparo de uma solução diluída, C f a con-
centração final desejada e Vf o volume finaldesejado 
(BROWN et al., 2017).
Exemplo 5:Fonte regular (sem negrito) qual o volume 
necessário de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) com 
concentração de 1766,33 g/l são necessários para prepa-
rar 250 mL de uma solução de ácido sulfúrico com a 
concentração de 150 g/l?
Para fazer essa diluição, devemos pegar uma alíquota 
dessa solução concentrada para diluir em água e produ-
zir a nova solução.
Os dados que temos até o momento:
 ■ Concentração solução estoque (inicial): 1766,33 
g/l
 ■ Volume da solução comercial (inicial): desconhe-
cido
 ■ Concentração desejada (final): 150 g/l
 ■ Volume desejado (final): 250 ml
Substituímos esses dados na fórmula da diluição:
 
 
Resumindo: para preparar 250 ml de solução de ácido sulfú-
rico, com concentração de 150 g/l, devemos separar 21,23 
ml da solução de ácido sulfúrico concentrada (1766,33 
ml), que deve ser diluída até o volume de 250 ml.
C V C V
V
V mL
i i f f
i
i
� � �
� � �
�
1766 33 150 250
21 23
,
,
UNIASSELVI
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1
9
TEMA DE APRENDIZAGEM 4
NOVOS DESAFIOS
Chegamos ao fim deste Tema de Aprendizagem!
Estudamos os conceitos relacionados à velocidade das reações químicas, que 
possuem fatores que interferem na sua velocidade, nos possibilitando acelerar ou 
desacelerar determinada reação.
Conceituamos importantes funções inorgânicas presentes na química, tais 
como os ácidos, bases e sais. Percebemos que os elementos que constituem estas 
funções possuem características semelhantes entre si, que permite sua classifica-
ção de acordo com suas características. Vimos também a reação de neutralização 
entre um ácido e uma base, capaz de produzir uma nova função inorgânica, os sais.
Por fim, estudamos os conceitos de soluções. Entendemos que uma solu-
ção possui uma quantidade finita de reagentes presentes, nos tornado capazes 
de estimar esta quantidade. Ainda, verificamos como diluir soluções com altas 
concentrações, que a depender do composto, se utilizada em altas concentrações, 
pode gerar riscos à saúde e ao meio ambiente, justificando sua diluição.
1
1
1
VAMOS PRATICAR
1. As reações de neutralização são importantes no campo da química, pois são capazes 
de neutralizar os efeitos ácidos e básicos das funções destes elementos. Em acidentes 
envolvendo ácidos corrosivos, em alguns casos são utilizados alguma base específica 
para produzir a neutralização, produzindo um sal de caráter neutro e menos agressivo. 
A seguir são apresentados elementos ácidos e básicos pertencentes entre os reagentes. 
Escreva a equação de neutralização balanceada e informe o nome do sal formado.
a) HNO KOHaq aq3( ) ( )
+
 
b) HCl Ca OHaq aq( ) ( )
( )+
2
c) H SO Na OHaq aq2 4( ) ( )
( )+
d) H SO Mg OHaq aq2 4 2( ) ( )
( )+
e) H PO Ba OHaq aq3 4 2( ) ( )
( )+
2. No processo de tratamento de água há um processo denominado de fluoretação, que 
é uma tecnologia de saúde pública utilizada para a prevenção da cárie. Neste processo 
é adicionado a água uma determinada quantidade do íon fluoreto. 
Em uma determinada rede de abastecimento de água foi identificado a concentração de 
íons fluoretos de 5 0 10
5
, / � � mol l . Se um indivíduo ingerir 3,0 litros dessa água no 
dia, qual será a massa de fluoreto (mg), que foi ingerida? 
Dados: (massa molar do fluoreto: 19,0 g/mol)
a) 0,95. 
b) 1,35.
c) 2,85. 
d) 5,75. 
e) 15,5.
1
1
1
REFERÊNCIAS
BARBOSA, C. M. et al. A importância dos procedimentos operacionais padrão (POPs) para os 
centros de pesquisa clínica. Rev Assoc Med Bras, São Paulo, v. 57, n. 2, p. 134-135, 2011. 
Disponível em: https://www.scielo.br/j/ramb/a/TpcWfXXTTbTpqG9xVPVh8Yw/. Acesso em: 
17 out. 2023.
BIGATÃO, D. M. M. M. Química geral e inorgânica. Maringá: Unicesumar, 2016.
BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. Rio de Janeiro: Pearson, 2016.
DE BONI, L. A. B.; GOLDANI, E. Introdução clássica a química geral. Porto Alegre: Tchê 
Química Cons. Educ. LTDA, 2007.
FELTRE, R. Química Geral. 6. ed. São Paulo: Editora Moderna, 2004.
GODOI, T. B. Química experimental. Maringá: Unicesumar, 2017. 
LENZI, E. et al. Química geral experimental. Rio de Janeiro: F. Bastos, 2015.
TRINDADE, D. F. et al. Química básica experimental. São Paulo: Ícone, 2016. 
UCKO, D. A. Química: para as ciências da saúde. 2. ed. Barueri: Manole LTDA, 1992.
WOODWARD P. M.; STOLTZFUS M. W. Química: a ciência central. 13. ed. Rio de Janeiro: Pear-
son, 2016.
1
1
1
1. 
2. C.
 
Pela massa molar (19,0 g/mol), descobrimos a massa em gramas:
HNO KOH KNH H O Nitrato de potássio
HCl
aq aq aq l
a
3 3 2
2
( ) ( ) ( ) ( )
(
� � � � 
qq aq aq l
a
Ca OH CaCl H O Cloreto de cálcio
H SO
) ( ) ( ) ( )
(
( )� � � �
2 2 2
2 4
2 
qq aq aq l
aq
NaOH Na SO H O Sulfato de sódio
H SO
) ( ) ( ) ( )
( )
� � � �2 2
2 4 2
2 4
 
�� � � �Mg OH Mg OH H O Sulfato de magnésio
H PO
aq aq l( ) ( )
( ) ( ) ( )2 4 2
3
2
2
 
44 2 3 4 2 2
3 6
( ) ( ) ( ) ( )
( ) ( )aq aq aq lBa OH Ba PO H O Fosfato de bário� � � � 
5 10 1
3
15 10
5
5 2
� � � � � � �
� � � � � � � � � �
� �
�
� �
mol L
X L
X mol F 
19 1
15 10
10 2 85
5
3 2 2
g mol
X mol
X g F mg F
� � � � � �
� � � � � � � �
� � �
�
� �
 2,85 ,
��
GABARITO
1
1
1
MINHAS METAS
FUNÇÕES ORGÂNICAS
Conhecer os compostos químicos quanto a sua função química.
Compreender a importância química das diversas funções apresentadas.
Aprender a aplicação de diversos compostos em nosso dia a dia.
T E M A D E A P R E N D I Z A G E M 5
1
1
4
INICIE SUA JORNADA
Estudante, iniciaremos nosso estudo sobre a química orgânica, contemplando 
as funções orgânicas e seus aspectos mais relevantes. A classificação das funções 
orgânicas é fundamental para diferenciar o comportamento que existe entre elas 
para serem utilizadas e identificadas no dia a dia.
O carbono é um elemento químico tão importante que existe um ramo da 
ciência específico para estudá-lo: a química orgânica. Desde antes de Cristo, a 
humanidade já utilizava em sua rotina muitos compostos orgânicos que estão 
presentes, por exemplo, na fabricação de bebidas alcoólicas, vinagre e corantes. 
Atualmente, estes compostos continuam presentes em nosso cotidiano e outros 
compostos mais complexos foram descobertos por pesquisadores, como os re-
médios, hormônios, proteínas e vitaminas que possuem em sua fórmula química 
estrutural alguns compostos orgânicos que serão estudados neste módulo. 
DESENVOLVA SEU POTENCIAL
FUNÇÕES ORGÂNICAS 
Nesea Tema de Aprendizagem vamos conhecer alguns fundamentos teóricos 
sobre a Química Orgânica, que é a parte da ciência que estuda o comportamento 
de compostos que contém carbono, com exceção de alguns compostos, por exem-
plo, carbonatos e bicarbonato, cianeto, assim como os alótropos do carbono grafite, 
como o grafeno, e o diamante. Além do carbono, as moléculas orgânicas podem 
ter outros elementos, por exemplo, o nitrogênio, o oxigênio, enxofre, fósforo, boro, 
halogênios entre outros elementos. Portanto, estes compostos orgânicos represen-
tam cerca de 90% de todas os compostos atualmente conhecidos.
Podemos notar que estes compostos estão presentes na composição de alimen-
tos, vestuários, combustíveis, além de compor o organismo de todos os seres vivos 
e participar das suas funções orgânicas. Neste capítulo daremos início ao estudo 
das principais funções orgânicas que estão presentes no nosso dia a dia.
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Hidrocarbonetos
Os hidrocarbonetos são compostos formados por carbono e hidrogênio, apenas 
sendo considerados a função mais simples da química orgânica. Estes compos- 
tos são de grande interesse, pois, a partir da sua estrutura simples, é possível a 
formação de todas as outras funções orgânicas, ou seja, estes servem de modelo 
básico que englobam todas as funções.
De acordo com a forma da cadeia principal podem ser classificados, como 
abertos ou fechados.
 ■ Abertos (Alifáticos ou Acíclicos): não formam ciclos.
 ■ Fechados (Cíclicos): formam um ciclo.
Figura 1 - Nomenclatura dos compostosalifáticos / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a nomenclatura dos compostos alifáticos, em se demonstra 
CH2-CH-CH-CH2, nomenclatura IUPAC: Buta-1,3-dileno; nomenclatura antiga: 1,3-butadieno.
Figura 2 - Nomenclatura dos compostos cíclicos / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a nomenclatura dos compostos cíclico, em se apresenta: benzeno.
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 ■ Cadeia mista: possuem as duas formas.
Figura 3 - Nomenclatura dos compostos de cadeia mista / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a nomenclatura dos compostos de cadeia mista, em se lê: 4-fenil-2, 
4-dimetil-hex-2-eno.
Podem ser classificados conforme o tipo de ligação, sendo saturados ou insaturados.
 ■ Cadeia saturada: as ligações são simples entre os átomos de carbono da 
molécula principal.
Exemplo: molécula de butano.
Figura 4 – Molécula de butano / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a molécula de butano, em se lê: CH3-CH2-CH2-CH3, butano.
Cadeia Insaturada: o componente possui ao menos uma ligação múltipla (dupla 
ou tripla) cadeia principal.
Exemplo: molécula de 1-Butino
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Figura 5 – Molécula de 1-butino / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a molécula de 1-butino, em se lê: HV, C-CH2-CH3; nomenclatura 
IUPAC: Buta-1-ino; nomenclatura antiga:1-butino.
Alcanos
São conhecidos como hidrocarbonetos de cadeia simples (alifáticos), que possuem 
apenas ligações simples entre os átomos de carbono (saturados). Sua fórmula 
molecular é: C2H2n+2 em que n é o número de átomos de carbono da molécu-
la. Representam uma classe extensa e diversificada de compostos encontrados na 
natureza, por exemplo, o petróleo e seus derivados, que são utilizados para pro-
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dução de energia, e em ceras minerais, utilizadas como lubrificantes e no preparo 
de cosméticos. O exemplo mais simples de alcano é o metano, fonte de energia 
muito utilizada por sua queima ser menos poluente que a queima do petróleo. 
Os alcanos são nomeados adicionando o sufixo ano ao prefixo que caracteriza o 
número de átomos de carbono que formam somente uma cadeia, por exemplo, 
o CH3CH2CH3 é denominado de propano.
De acordo com Feltre (2004), os alcanos são compostos mais estáveis, ou seja, 
que possuem pouca reatividade se comparado a outros compostos que possuem 
elétrons livres na camada de valência. Em decorrência do comportamento, os al-
canos foram denominados de parafinas, que vem do vocabulário grego (parum affinis 
= pouco afim). Assim, podemos dizer que são bastante estáveis, por isso só reagem 
com reagentes energéticos em condições energéticas.
Alcenos e Alcinos
Os Alcenos são compostos insaturados que possuem uma ligação dupla entre 2 
átomos de carbono C = C . Sua formula molecular é: CnH2n.
Os alcenos são nomeados adicionando o sufixo eno ao prefixo que caracteriza 
o número de átomos de carbono que formam somente uma cadeia, por exemplo, 
o CH2CHCH3 é denominado de propeno.
Eteno ou etileno é o alceno mais simples, formado por apenas 2 carbonos, 
porém é considerado um composto muito importante na agricultura por ser 
um hormônio vegetal responsável pela germinação das sementes e no amadu- 
recimento das frutas.
Os Alcinos são compostos insaturados que possuem uma única tripla ligação 
entre 2 átomos de carbono C = C .
CnH2n-2
Os alcinos são nomeados adicionando o sufixo ino ao prefixo que caracteriza o número de 
átomos de carbono, por exemplo, o CHCCH3 é denominado de propano.
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HIDROCARBONETOS AROMÁTICOS
São compostos que possuem em sua molécula um ou mais anéis aromáticos ou 
benzênicos. O benzeno é o composto precursor e mais simples desta classe de 
hidrocarbonetos e pode ser representado como:
Figura 6 - Fórmula estrutural do benzeno / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a fórmula estrutural do benzeno, em que se lê: Benzeno.
Para nomear um composto aromático é utilizado o sufixo benzeno, precedido 
pelo nome das ramificações, sendo que a numeração dos carbonos do anel ini-
cia-se a partir da ramificação mais simples, resultando na menor numeração 
possível. Por exemplo:
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Em casos de mais de uma ramificação é utilizado os prefixos orto (o), meta (m), e 
para (p), com a finalidade de indicar as posições.
Figura 7 – Composto aromático / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a fórmula do composto aromático, em que se lê: metil-Benzeno (nome 
mais usado: tolueno); 3-etil-1, 2-dimetil-benzeno.
O benzeno é um composto tóxico, que em baixas concentrações (cerca de 1 
ppm) pode ocasionar uma intoxicação crônica (denominada de benzenismo), 
quando a exposição a este composto é prolongada. Os sintomas de benzenis-
mo são: dores de cabeça, tonturas, cansaço e hemorragias; e a longo período 
pode causar anemia (redução dos glóbulos vermelhos no sangue), leucopenia 
(redução dos glóbulos brancos no sangue) e até leucemia (câncer no sangue).
Fonte: Feltre (2004).
APROFUNDANDO
Hidrocarbonetos Aromáticos
São compostos que possuem em sua molécula um ou mais anéis aromáticos ou 
benzênicos. O benzeno é o composto precursor e mais simples desta classe de 
hidrocarbonetos e pode ser representado como:
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Para nomear um composto aromático é utilizado o sufixo benzeno, precedido 
pelo nome das ramificações, sendo que a numeração dos carbonos do anel ini-
cia-se a partir da ramificação mais simples, resultando na menor numeração 
possível. Por exemplo:
Figura 8 - Fórmula estrutural do Benzeno / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a fórmula estrutural do Benzeno, em que se lê: benzeno.
Figura 9 – Nomenclatura do composto aromático / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a fórmula do composto aromático, em que se lê: metil-Benzeno (nome 
mais usado: tolueno); 3-etil-1, 2-dimetil-benzeno.
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Em casos de mais de uma ramificação é utilizado os prefixos orto (o), meta (m), e 
para (p), com a finalidade de indicar as posições.
Figura 10 – Nomenclatura das ramificações / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a nomenclatura das ramificações, em que se lê: R, orto, meta, orto, 
meta, para, ao redor de um hexágono com a numeração 1,2,3,4,5,6.
Alguns exemplos:
Figura 11 – Exemplos de nomenclaturas de compostos / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a nomenclatura de compostos, em que se lê: 1,2-dimetol-benzeno 
ou o-dimetil-benzeno ou o-xileno; 1,3-dimetil-benzeno ou m-dimetil-benzeno ou m-xileno; 1,4-dimetil-benzeno 
ou p-dimetil-benzeno ou p-xileno.
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Álcoois
São compostos oxigenados que contêm 
um ou mais grupos hidroxila (OH) liga-
dos diretamente a átomos de carbonos 
saturados (que realiza simples ligações), 
sendo que é a hidroxila ou oxidrila (OH) 
é a responsável pelas características des-
te composto orgânico.
Para nomear um álcool é trocado o 
sufixo O por OL ao hidrocarboneto de ca-
deia principal, por exemplo:
Os hidrocarbonetos que possuem o anel benzeno são denominados de aromáticos 
devido ao seu aroma agradável. Segundo Martins (2011, on-line):
 “ [...] antes da década de 1920, o benzeno era frequentemente usado 
como um solvente industrial, especialmente para desengraxe de me- 
tais. Como sua toxicidade tornou-se óbvia, benzeno foi suplantado 
por outros solventes, especialmente tolueno (metilbenzeno), o qual 
tem propriedades físicas similares, mas não é um carcinogênico.
Química Orgânica
Graham Solomons
Editora: LTC
Sinopse: com linguagem fácil e acessível, esse livro auxilia na 
compreensão da teoria para aperfeiçoar seu desenvolvimento 
na área cientifi ca, o que é almejado para o estudante. Todos os 
capítulos do livropossuem aplicações da teoria na pratica, em 
forma de exemplos e também com ilustrações para facilitar o 
entendimento do aluno.
INDICAÇÃO DE LIVRO
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Figura 12 – Nomenclatura dos álcoois / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a nomenclatura dos álcoois, em que se lê: CH3-OH, metanol; CH-
3-CH2-OH, etanol.
Figura 13 – Nomenclatura usual dos álcoois / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a nomenclatura usual dos álcoois, em que se lê: CH3-OH -CH2-OH, 
álcool etílico, -Álcool+grupo orgânico sufixo ico.
Ou também pode ser normalmente denominado por:
Figura 14 – Exemplo de álcool primário / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta o exemplo de álcool primário, em que se lê: CH3 -CH2-OH, etanol.
Figura 15 – Exemplo de álcool secundário / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta o exemplo de álcool secundário, em que se lê: CH3 -CH-CH3-OH.
Os álcoois podem ser classificados de acordo com a posição da hidroxila:
 ■ Álcool primário: RCH2OH
 ■ Álcool secundário: R2COH
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O metanol (CH3OH ) é o álcool mais simples encontrado na natureza e também 
é o mais tóxico deste grupo orgânico, sendo muito usado industrialmente como 
solvente e na produção do aldeído fórmico, também conhecido como formol. Pode 
ser produzido a partir do gás natural, por meio da reação de oxidação do metano.
Fenóis
São compostos que contêm um ou mais grupos hidroxila (OH) ligados diretamente 
ao anel aromático, ou seja, se a hidroxila estiver ligada a uma cadeia carbônica 
fechada (que não seja um anel aromático), o composto é considerado um álcool.
Pela IUPAC (2023), os fenóis podem ser nomeados por meio do prefixo Hi-
droxi ou pela terminação OL, conforme apresentado a seguir:
 ■ Álcool terciário: R3COH
Figura 16 –Exemplo de álcool terciário / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta o exemplo de álcool terciário, em que se lê: CH3 -CH-CH3-OH.
Figura 17 – Nomenclatura dos fenóis / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a nomenclatura dos fenóis, em que se lê: OH, benzenol ou 
hidróxi-benzeno ou fenol comum.
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Figura 18 – Compostos simétricos e assimétrico / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta os compostos simétricos e assimétrico, em que se lê: CH3-O-CH3, 
simétrico; CH3-O, assimétrico.
Os fenóis têm ação fungicida e bactericida, por isso são muito empregados 
como desinfetantes.
Éteres
São compostos que possuem um átomo de oxigênio ligado diretamente a duas ca-
deias carbônicas, com fórmula estrutural ROR. Estes podem ser simétricos ou assi-
métricos de acordo com o grupo alquila ligada ao átomo de oxigênio, por exemplo:
Figura 19 – Nomenclatura dos éteres / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta os compostos simétricos e assimétrico, em que se lê: CH3-CH2-O-CH2-CH3; 
etóxi-etano (nomenclatura IUPAC); éter dietílico ou simplesmente éter etílico (nomenclatura usuais).
De acordo com a IUPAC (2023), os éteres podem ser denominados utilizan-
do a palavra oxi entre os dois grupos que formam o éter. Já a forma usual 
combina o prefixo éter aos dois grupos que formam o éter, seguido do sufixo 
ílico, por exemplo:
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Os éteres são mais voláteis que os álcoois de cadeia carbônica ou massa molar 
semelhante. Isto ocorre devido a impossibilidade da molécula de um éter não 
poder formar ligações de hidrogênio. Assim, são muito utilizados como solventes 
apolares tanto em indústrias como em laboratórios.
NOVOS DESAFIOS
Chegamos ao fim deste Tema de Aprendizagem!
Classificamos os compostos químicos de acordo com suas funções orgâni-
cas. Estas funções foram agrupadas com relação à sua composição química, de 
acordo com os compostos de carbono e hidrogênio, compostos contendo carbono, 
hidrogênio e oxigênio e compostos nitrogenados.
Também foram abordadas as formas utilizadas para nomear cada uma das 
funções orgânicas de acordo com a IUPAC (2023) e com relação aos nomes 
usuais, mais conhecidos e utilizados do nosso dia a dia.
As funções orgânicas estão presentes desde a constituição dos seres (como 
nas proteínas, hormônios etc.), até em reações bastante complexas realizadas em 
laboratórios de química e também nas indústrias nos setores da petroquímica 
e química, ou seja, estão presentes em uma ampla variedade de compostos que 
fazem parte de nossas vidas.
Além disso, muitos compostos fizeram parte da evolução da humanidade, 
por exemplo, o formal que até os dias de hoje é utilizado como conservante de 
peças anatômicas de humanos e animais para estudo, desenvolvimento e forma-
ção de profissionais da medicina e de várias outras áreas relacionadas à saúde de 
humanos e também de animais.
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VAMOS PRATICAR
1. Quando estamos praticando alguma atividade física de alta intensidade, normalmente 
transpiramos muito. Na transpiração ocorre a liberação de várias substâncias químicas, 
dentre elas algumas são responsáveis pelo odor característico denominado de “cheiro 
de corpo”. O ácido 3-metil-2-hexenoíco é um dos compostos mencionados. Qual é a 
função orgânica que caracteriza este composto?
a) Um hidrocarboneto de cadeia simples.
b) Um fenol.
c) Um ácido carboxílico de cadeia mista.
d) Um hidrocarboneto de cadeia mista.
e) Um álcool terciário
2. As ligações químicas presentes nos compostos podem ser um indicativo da volatilidade 
de um composto. Uma ligação do tipo ponte de hidrogênio é considerada mais forte do 
que ligações do tipo dipolo induzido. Qual das funções orgânicas contendo o mesmo 
número de carbono é considerada mais volátil e por quê?
a) Um álcool devido a impossibilidade da molécula de um éter não poder formar ligações 
de hidrogênio.
b) Um fenol, pois possui um anel benzênico.
c) Um ácido carboxílico, pois é um ácido fraco.
d) Um hidrocarboneto, pois possui somente carbono e hidrogênio.
e) Um éter devido a impossibilidade da molécula de um éter não poder formar ligações 
de hidrogênio.
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REFERÊNCIAS
FELTRE, R. Química Geral. 6. ed. São Paulo: Moderna, 2004.
IUPAC. International Union of Pure and Applied Chemistry. c2023. Disponível em: https://
iupac.org/. Acesso em: 17 out. 2023.
MARTINS, M. Molécula da semana - Benzeno. Educação Digital 2011, [s. l.], 16 mar. 2011. 
Disponível em: http://educacaodigital2011.posthaven.com/benzenosabrina. Acesso em: 17 
out. 2023. 
MICHA, R. Hidrocarbonetos. Educação, Química, Rio de Janeiro, c2023. Disponível em: 
http://educacao.globo.com/quimica/assunto/quimica-organica/hidrocarbonetos.html. 
Acesso em: 17 out. 2023.
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1. C. 
2. E.
GABARITO
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MINHAS METAS
IMPORTÂNCIA DOS GRUPOS 
FUNCIONAIS DE CADA FUNÇÃO 
ORGÂNICA
Conhecer os compostos químicos quanto a sua função química.
Compreender a importância química das diversas funções apresentadas.
Aprender a aplicação de diversos compostos em nosso dia a dia.
T E M A D E A P R E N D I Z A G E M 6
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INICIE SUA JORNADA
Olá, estudante!
Neste tema de aprendizagem, abordaremos os grupos funcionais que estão 
presentes nas principais funções orgânicas, que compreendem os hidrocarbo-
netos, álcoois, fenóis, aldeídos e cetonas, aminas e amidas, ácidos carboxílicos. A 
partir das características encontradas nestes grupos funcionais, há a formação de 
uma variedade de compostos orgânicos presentes no nosso dia a dia, e também 
em vários setores da indústria.
Além de apresentar os grupos funcionais com suas principais funções orgâ-
nicas, ainda iremos apresentar como alguns compostos que pertencem a estas 
funções orgânicas citadas neste capítulo estão presentes no nosso dia a dia, e a 
importância dos mesmos em nossas vidas.
A partir das funções orgânicas citadas anteriormente, é possível obter um 
conhecimento prévio na área de química orgânica que possibilita identificar as 
estruturasquímicas, conhecer sua nomenclatura formal e usual, além das suas 
características gerais e do comportamento químico que cada função orgânica 
possui em função da sua estrutura molecular e química. Além disso, você será 
capaz de relacionar algumas dessas funções orgânicas aos compostos que fazem 
parte do seu dia a dia e que são muito importantes do ponto de vista da área 
biológica. Boa leitura!
DESENVOLVA SEU POTENCIAL
Aldeídos E Cetonas
São compostos que possuem a cadeia carbônica principal ligada ao grupo funcio-
nal CHO, denominados de aldeídos, e C = O denominados cetonas.
Para denominar um aldeído podemos utilizar a forma usual e a forma deter- 
minada pela IUPAC (2023). De acordo com a IUPAC (2023), o sufixo AL é acrescen-
tado a denominação da cadeia principal. Já a forma usual utiliza a palavra aldeído 
seguida pelo ácido correspondente, por exemplo:
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TEMA DE APRENDIZAGEM 6
De forma semelhante podemos utilizar a forma usual e a forma determinada pela 
IUPAC (2023), para denominar uma cetona. De acordo com a IUPAC (2023), o 
sufixo ONA é acrescentado a denominação da cadeia principal. Já a forma usual 
utiliza a palavra cetona seguida pelo nome da cadeia principal ligada à carbonila, 
com terminação ílica correspondente, como:
Figura 1 – Nomenclatura dos aldeídos / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Figura 2 – Nomenclatura de cetonas / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta nomenclatura dos aldeídos, em que se lê: H-C-O-H, H-CHO, (metanal 
ou aldeído fórmico ou formaldeído).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta nomenclatura cetonas, em que se lê: CH3-C-CH3-O; propano-2-ona 
(nomenclatura IUPAC); propanona ou cetona dimetílica (nomenclatura usual).
De acordo Feltre (2004), a acetona por ser um composto solúvel em água e também 
em solventes orgânicos, pode ser utilizada como solvente de esmaltes, tintas, na ex-
tração de óleos de sementes vegetais, na fabricação de anidrido acético.
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Ácidos Carboxílicos
São compostos que possuem o grupo funcional COOH (carboxila), ligados à 
cadeia carbônica principal.
Podemos utilizar a forma usual e a forma determinada pela IUPAC (2023), 
para denominar um ácido carboxílico. De acordo com a IUPAC (2023), é utilizado a 
palavra ácido antes da denominação da cadeia principal seguido pelo sufixo óico. 
Já a forma usual utiliza uma relação com o local onde foram encontrados estes 
ácidos “in natura”, como por exemplo:
Figura 3 – Nomenclatura do ácido carboxílico / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta nomenclaturado ácido carboxílico, em que se lê: H-COOH, ácido meta-
nóico ou ácido fórmico (lembrando formiga); CH3-COOH, ácido etanóico ou ácido acético (do latim acetum, vinagre).
Segundo Feltre (2004), os ácidos carboxílicos são ácidos fracos, constituem uma 
grande variedade de compostos encontrados na natureza, como em óleos e gor-
duras, de origem animal e vegetal. Na indústria são utilizados na produção de 
inseticidas, plásticos, solventes, perfumes etc.
Aminas e Amidas
De acordo com Feltre (2004), aminas são compostos derivados da amônia, pela 
substituição de um, dois ou três hidrogênios por um grupo alquila (radical orgânico 
derivado de um hidrocarboneto saturado) ou arila (radical orgânico derivado de um 
anel aromático). Então as aminas podem ser:
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Figura 4 – Exemplos de amina primária, secundária e terciária / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Figura 5 – Nomenclatura das aminas / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Figura 6 – Formação da Proteína / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta exemplos de amina primária, secundária e terciária, em que se lê: 
R-NH2, amina primária; R-R’-NH, amina secundária; R-R-R’-N, amina terciária.
Descrição da Imagem: a imagem apresenta nomenclaturas das aminas, em que se lê: CH3-NH2, metilamina; 
CH3-CH3-N-CH3, trimetilamina; NH2, fenilamina ou anilina.
Descrição da Imagem: a imagem apresenta formação da proteína, em que se lê: R-CH-COOH-NH2, aminoácido; 
R-CH-CO-NH-CH-CO-NH2-R’, proteína.
Para nomear uma amina, é utilizado o sufixo AMINA ao nome da cadeia principal, 
por exemplo:
As aminas têm uma função essencial em nossas vidas, são compostos formadores 
de vários tipos de proteínas pela união de vários aminoácidos:
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De acordo com Feltre (2004), as amidas também possuem compostos nitro-
genados, os quais são diretamente ligados a um grupo carbonila (carbono que 
realiza uma ligação dupla com o oxigênio). O nitrogênio pode ligar-se a dois 
átomos de hidrogênio.
Em amidas não é comum a substituição de dois ou três radicais acila no mes-
mo nitrogênio, como no caso das aminas (secundárias e terciárias). Contudo, o que 
é naturalmente encontrado são radicais alquila ou arila no nitrogênio:
Figura 7 – Exemplo de aminas secundárias e terciárias / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Figura 8 – Nomenclatura das amidas / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de aminas secundárias e terciárias, em que se lê: 
R-CH-O-NH-R’, amina N-monosssubstituída; R-C-O-N-R’-R”, aminaN, N-dissubstituída.
Descrição da Imagem: a imagem apresenta nomenclatura das amidas, em que se lê: CH3-CH-C-O-CH3-NH2, 
2-metil-propanamida ou 2-metil-propionamida; CH3-CH2-C-O-NH-CH3, n-metil-propanamida ou n-metil-pro-
pionamida.
Para nomear uma amida, utiliza-se os ácidos carboxílicos correspondentes, substi-
tuindo o sufixo óico ou ico pelo sufixo amida.
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Um exemplo de amida muito presente no nosso cotidiano é a ureia, que é uma 
diamida do ácido carboxílico estável:
Figura 9 – Molécula de ureia / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a molécula de ureia, em que se lê: O-C-NH2-NH2, diamida do ácido 
carbônico ou ureia (estável).
A ureia, por ser um composto solúvel em água é eliminada pela urina dos animais, 
como produto final do metabolismo de proteínas. Este composto é utilizado como 
fertilizante na agricultura e também na ração para alimentar o gado.
Por que os hidrocarbonetos que possuem um anel benzênico são denominados 
hidrocarbonetos aromáticos?
Os hidrocarbonetos que possuem um anel benzênico também são denomina-
dos por hidrocarbonetos aromáticos, pois, no século XIX e no início do século XX, 
benzeno era usado como uma loção pós-barba devido ao seu aroma agradável.
(Ricardo Feltre)
PENSANDO JUNTOS
Quiralidade
Muitos objetos encontrados em nosso dia a dia não possuem simetria, ou seja, 
não são sobreponíveis com a sua imagem especular. Um exemplo disto é a sobrepo-
sição de um garfo, com a sua imagem no espelho, a imagem é simétrica ao objeto, 
mas o mesmo não acontece com as nossas mãos ou pés.
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A mão direita é a imagem no espelho da mão esquerda, mas quando tentamos 
sobrepô-las, podemos notar que não há sobreposição. Por isto, não é possível 
calçar uma luva da mão direita na mão esquerda e vice-versa.
Alguns compostos orgânicos são exemplos de quiralidade, em decorrência 
da ligação química, que no carbono situam segundo os vértices de um tetraedro. 
Um exemplo clássico é o ácido lático, proveniente do leite. O carbono central é 
assimétrico, e possui estrutura tetraédrica do carbono.
Figura 10 – A imagem da molécula de ácido lático e sua imagem no espelho
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a molécula de ureia, em que se lê: O-C-NH2-NH2, diamida do ácido 
carbônico ou ureia (estável).
Então se tentarmos “encaixar” uma molécula na outra, não será possível, pois nem 
todos os grupos irão se sobrepor. Assim, podemos concluir que se tratam de duas 
moléculas diferentes:
• Uma representa o ácido lático dextrogiro, denominado de ácido d-lático ou 
ácido (+) lático.
• A outra representa o ácido lático levogiro, denominado de ácido l-lático ou áci-
do (-) lático.
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Figura 11 – Sobreposiçãodas mo-
léculas de ácido lático dextrogiro e 
levogiro 
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem 
apresenta a sobreposição das 
moléculas de ácido lático e dex-
trogiro e levogiro, em que se lê: H, 
CH, O, COOH.
Aplicação do Hidrocarboneto na Produção Energética
De acordo Micha (2023) “o petróleo é a base principal para a produção de ener-
gia e fonte de matérias-primas inúmeras para diferentes tipos de indústrias em 
nossa sociedade. É uma mistura constituída principalmente de hidrocarbonetos 
e impurezas ou contaminantes presentes nos poços dos quais são extraídos. Estes 
hidrocarbonetos, após separados do petróleo, podem ser utilizados em diferen-
tes tipos de motores para geração de energia devido a uma característica comum 
destes compostos, a combustão”.
Podemos observar que os hidrocarbonetos, de modo geral, apresentam sempre as 
terminações “ano” para alcanos, “eno” para alcenos e “ino” para alcinos. Os radicais 
se repetem, sendo “met” para um carbono, “et” para dois carbonos, “prop” para três 
carbonos, “but” para quatro carbonos, “pent” para cinco carbonos, “hex” para seis 
carbonos, e assim por diante.
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Decomposição de Proteínas
Como estão presentes no organismo humano e nos animais, na composição 
estrutural, na formação de hormônios e vitaminas, as proteínas e aminoácidos 
são essenciais à vida. Assim, quando um organismo humano morre, as proteínas 
são decompostas, exalam um odor bastante desagradável. De acordo com Feltre 
(2004), a putrescina e a cadaverina são proteínas que se formam na decomposição 
de cadáveres humanos, e a trimetilamina é encontrada no peixe podre, causando 
um odor desagradável.
Figura 12 – Exemplos de proteínas que possuem odor forte / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta exemplos de proteínas que possuem odor forte: trimetillamina (odor 
de peixe podre), 1,4-diamino-butano (putrescina), 1,5-diamino-pentano (cadaverina).
O colesterol é um álcool bioquímico encontrado no corpo humano, pouco 
solúvel em água devido à molécula ser grande, e o grupo funcional OH formar 
somente uma pequena parte na molécula. Em quantidades excessivas, pode 
contribuir para problemas cardiovasculares.
Fonte: os autores.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 6
APLICAÇÕES DAS FUNÇÕES ORGÂNICAS NO COTIDIANO
Aplicações mais comuns do Etanol
O etanol (CH3CH2OH ) é o álcool comum, utilizado como combustível nos 
postos de gasolina, no uso doméstico, e em bebidas alcoólicas. Sua aplicação 
também se estende como solvente em tintas, vernizes e perfumes e na síntese de 
compostos orgânicos, como acetaldeído, ácido acético e éter. No Brasil, o etanol 
é produzido industrialmente por fermentação do açúcar da cana, e em outros 
países, por fermentação do açúcar da beterraba, do milho e do arroz, e recebe o 
nome de “álcool de cereais”.
O petróleo é uma mistura constituída de hidrocarbonetos e impurezas presentes 
nos poços, sendo que os hidrocarbonetos podem ser utilizados para geração de 
energia devido a uma característica comum destes compostos, a combustão. 
Fonte: os autores.
APROFUNDANDO
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Aplicações na Indústria e Laboratório
Outra função orgânica muito utilizada na indústria e em laboratório como solven-
tes orgânicos são as cetonas, sendo que a acetona é amplamente utilizada, pois 
dissolve uma variedade de substâncias.
Aplicação n a Indústria Alimentícia
De acordo com Atkins e Jones (2012), muitos aldeídos de cadeia longa são usa- 
dos em indústrias alimentícias, de corantes e de perfumes. Segundo Solomons e 
Fryhle (2001), o formaldeído ou formol pode ser empregado como antisséptico 
em ambientes ou na composição de medicamentos e dentre outras aplicações. O 
acetaldeído ou etanal está presente na síntese de ácido acético, anidrido acético 
dentre outras aplicações.
A acetona pode ser formada no organismo humano devido à decomposição 
incompleta de gorduras, sendo identificada por meio da urina ou até mesmo 
do hálito.
Fonte: Feltre (2004).
APROFUNDANDO
O aldeído fórmico, também conhecido como formol é muito utilizado para 
conservar cadáveres e peças anatômicas para o estudo da anatomia humana e 
também de animais.
Um dos compostos responsáveis pelo odor característico que é produzido 
pelo corpo humano quando transpiramos (denominado de “cheiro de corpo”) é 
proveniente de um ácido carboxílico, o ácido 3-metil-2-hexenoíco.
Todos os compostos que possuem o grupo hidroxila (OH) são álcoois? A resposta 
é simples: não! Pois os fenóis são compostos orgânicos que possuem o grupo 
hidroxila, assim como os álcoois, porém, no caso dos fenóis, o grupo hidroxila 
está diretamente ligado ao um anel benzênico.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 6
NOVOS DESAFIOS
Além dos conservantes, muitos compostos estão presentes em medicamentos ou 
como solventes orgânicos tanto em indústrias quanto em laboratórios de química.
Ainda podemos citar compostos que são empregados para estimular o cui- 
dado com o corpo e a vaidade, como os componentes que estão presentes em 
perfumes e em uma variedade de cosméticos, que fazem parte do dia a dia de 
muitas mulheres. E não podemos esquecer dos compostos que são utilizados 
como corantes na indústria de vestuário, que há muito tempo são utilizados pelo 
homem com o intuito de despertar e estimular o consumo da moda.
Baseado nas funções orgânicas apresentadas, é possível compreender bem 
as funções orgânicas com relação a sua estrutura química e como cada função 
pode apresentar um comportamento orgânico diferente em consequência da sua 
composição e estrutura química dos compostos presentes no nosso dia a dia.
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VAMOS PRATICAR
1. Alguns combustíveis, como a gasolina e o álcool, estão presentes na matriz energia do 
Brasil. A gasolina é um combustível derivado do petróleo, portanto, como o petróleo não 
é uma fonte energética renovável, a gasolina deve ser utilizada de forma consciente. 
O álcool é proveniente da cana-de-açúcar, que é uma fonte renovável e assim torna o 
processo de produção do álcool dependo somente do ciclo de plantio da cana. A cerca 
disto, complete a frase: No Brasil o etanol (álcool comum) é obtido a partir da:
a) Alcoólise da cana-de-açúcar.
b) Transesterificação do milho.
c) Fermentação do açúcar da beterraba.
d) Alcoólise do amido do arroz.
e) Fermentação da cana-de-açúcar.
2. Quando água dos rios perde muito oxigênio por causa de rejeitos contaminantes de 
industrias, ocorre a morte de muitos peixes que pertencem a este rio. O odor desagra-
dável da decomposição dos peixes é causado por uma proteína chamada de trimetila-
mina. Qual é a classificação orgânica desta proteína?
a) Uma amina primária.
b) Uma amida primária.
c) Um ácido carboxílico de cadeia longa e saturada.
d) Uma amina terciária.
e) Uma amida terciária.
3. A morfina é um composto extraído da flor da papoula, utilizada há séculos como me-
dicamento, para aliviar dores intensas e induzir o sono. Atualmente é utilizada em 
pacientes de câncer em estágio terminal, pois esta substância causa dependência 
química. A morfina pode ser classificada como?
a) Álcool. 
b) Fenol.
c) Ácido carboxílico.
d) Amina.
e) Amida.
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REFERÊNCIAS
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
FELTRE, R. Química Geral. 6. ed. São Paulo: Moderna, 2004.
IUPAC. International Union of Pure and Applied Chemistry. c2023. Disponível em: https://
iupac.org/. Acesso em: 17 out. 2023.
MARTINS, M. Molécula da semana - Benzeno. Educação Digital 2011, [s. l.], 16 mar. 2011. 
Disponível em: http://educacaodigital2011.posthaven.com/benzenosabrina. Acesso em: 17 
out. 2023. 
MICHA, R. Hidrocarbonetos. Educação, Química, Rio de Janeiro, c2023. Disponível em: 
http://educacao.globo.com/quimica/assunto/quimica-organica/hidrocarbonetos.html. 
Acesso em: 17 out. 2023.
SOLOMONS, T. W. G.; FRYLE, C. B. Química orgânica. 7. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2001.
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1. E.2. D. 
3. D.
GABARITO
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UNIDADE 3
MINHAS METAS
TIPOS DE ISOMERIA E REAÇÕES 
QUÍMICAS
Conhecer os tipos de ligações que existem em um orbital.
Compreender os tipos de isomeria.
Aprender a importância da isomeria em nosso dia a dia.
Conhecer os tipos de reações orgânicas mais importantes.
T E M A D E A P R E N D I Z A G E M 7
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INICIE SUA JORNADA
Estudante, iniciaremos nosso estudo sobre a química orgânica, contemplando a 
hibridação do carbono, a isomeria em química orgânica e seus aspectos mais re-
levantes, além das reações orgânicas mais importantes que encontrados em com-
postos envolvendo o carbono. É de fundamental importância conhecer alguns 
aspectos com relação as ligações do carbono para entender como este composto 
se comporta na natureza.
Hibridação é a formação de orbitais eletrônicos misturados, dando origem a 
orbitais híbridos, assim a hibridação nos auxilia a entender como são formados 
alguns tipos de ligações e também a disposição geométrica de algumas molé-
culas. Em química orgânica é comum que os átomos que constituem a mesma 
fórmula química se agrupem de forma diferente, produzindo estruturas químicas 
diferentes e, consequentemente, compostos diferentes também. Denominamos 
este fenômeno de isomeria, sendo muito utilizado também na Bioquímica, pois 
muitas proteínas e hormônios animais e vegetais são formados a partir de uma 
estrutura química bem definida.
Estas estruturas químicas bem definidas (compostos orgânicos) podem rea-
gir a quantidade de reações possíveis é muito grande. Compostos apolares são 
pouco reativos e os composto polares são bastante reativos, o que continua sendo 
observado tanto na química orgânica quanto na inorgânica. 
Boa Leitura!
DESENVOLVA SEU POTENCIAL
HIBRIDAÇÃO DO CARBONO 
De acordo com a Secretaria de Educação do Paraná (2023), segundo Feltre (2004), 
a formação de orbitais eletrônicos híbridos, em que os orbitais dos subníveis 
atômicos s e p se misturam, dando origem a orbitais híbridos sp , sp2 e sp3, é 
denominado de hibridação ou hibridização. Este processo explica a formação 
de algumas ligações que seriam impossíveis, bem como a disposição geométrica 
de algumas moléculas.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 7
Orbitais do Tipo sp1
 ■ Os quatro elétrons da camada de valência do carbono (2s - 2 p), conforme 
apresentado na Figura 1a, podem dar origem a quatro orbitais híbridos, 
denominados sp3, que são equivalentes entre si e orientados para os vér-
tices de um tetraédrico regular imaginário.
 ■ O orbital sp3 podem atrair os orbitais s, formando orbitais moleculares 
sigmas, conforme apresentado na Figura 1b e 1c:
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��
��
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Figura 1 – Orbitais do tipo sp3 / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta os orbitais do tipo sp3, em que se relacionam: carbono no estado 
normal ou fundamental; antes da ligação dos hidrogênios ao carbono; após essa ligação.
Quando o carbono faz uma dupla ligação com outro carbono, por exemplo, é 
preciso lembrar que as duas ligações não são equivalentes, ou seja:
C Cπ
σ
= 
 ■ Uma das ligações é denominada de ligação sigma e é mais forte se com- 
parada à outra, pois necessita de 348 kJ/mol para ser quebrada;
 ■ Uma das ligações é denominada de ligação π (pi) e é considerada mais 
fraca, pois necessita de 267kJ/mol para ser quebrada.
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Orbitais do Tipo sp1
De acordo com Solomons, Fryle, Snyder (2018), este tipo de ligação explica a liga-
ção dupla entre os átomos de carbono:
 ■ Apenas 3 elétrons da camada de valência do carbono (2s - 2 p), conforme 
apresentado na Figura 2a, podem formar três orbitais híbridos, denomi-
nados sp2, equivalentes entre si, situados num mesmo plano, o quarto 
elétron permanece num orbital do tipo p.
 ■ Este tipo de orbital é obtido apenas na formação da dupla ligação.
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��
��
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������������������������
�� � ���� ��� ��� �
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Figura 2 – Orbitais do tipo sp2 / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta os orbitais do tipo sp2, representados em um plano cartesiano e 
um conjunto de formas esféricas na cor laranja, em que se relaciona: carbono no estado normal (1s2, 2s2, 2p2).
Orbitais do Tipo sp
Conforme apresentado por Morrison e Boyd (1994), este tipo de ligação explica a 
ligação tripla entre os átomos de carbono:
 ■ Apenas dois elétrons da camada de valência do carbono (2s - 2 p), confor-
me apresentado na Figura 3a, podem formar 2 orbitais híbridos, denomi-
nados sp , equivalentes entre si, situados no mesmo plano.
 ■ Este tipo de orbital é obtido apenas na formação da tripla ligação.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 7
ISOMERIA
Na natureza é comum que os átomos que constituem a mesma fórmula química se 
agrupem de forma diferente, produzindo estruturas químicas diferentes e, consequen-
temente, compostos diferentes também. Denominamos este fenômeno de isomeria, 
sendo muito utilizado em Química Orgânica e na Bioquímica, pois as enzimas e hormô-
nios animais e vegetais são formados a partir de uma estrutura química bem definida.
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Figura 3 – Orbitais do tipo sp / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta os orbitais do tipo sp, em que se relacionam: dois elétrons p, dois 
elétrons nos orbitais híbridos p, carbono já no estado híbrido sp.
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���������������������
� 
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Figura 4 – Exemplo de substâncias isômeras / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta exemplos de substâncias isômeras, em que se lê: C2H6O, C2H6O, A, 
B, iguais ou diferentes?, e dois recipientes sendo comparados a partir desses títulos.
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Para exemplificar, vamos considerar que existem duas substâncias, que denomi-
naremos de 1 e 2, que possuem a mesma fórmula molecular C2H6O :
A substância 1 é um líquido incolor, com um ponto de ebulição próximo a 78° C e 
apresenta uma certa reatividade química.
A substância 2 é um gás incolor, que se liquefaz próximo a -23° C e tem reatividade 
química muito baixa.
O motivo pelo qual as duas substâncias são diferentes mesmo possuindo a mesma 
fórmula química é devido à posição dos átomos na estrutura química:
 ■ A substância 1 é um álcool: CH3 - CH2 - OH;
 ■ A substância 2 é um éter: CH3 - O - CH3.
Portanto podemos dizer que 1 e 2 são isômeros.
A palavra isômero vem do idioma grego e quer dizer- isos, igual; mero, parte. 
Este fenômeno pode ser exemplificado como a existência de palavras diferentes, 
mas formadas pelas mesmas letras, mudando apenas a posição das delas, por 
exemplo, AMOR e ROMA. Na química temos:
 ■ A fórmula química C5H12 possui 3 isômeros;
 ■ A fórmula química C10H22 possui 75 isômeros.
Isomeria Plana
Na isomeria plana os compostos envolvidos apresentam a mesma fórmula molecular 
e podem ocorrer devido a alguns tipos, por exemplo:
Isomeria de função.
Isomeria de posição.
Isomeria de compensação.
Isomeria de cadeia.
Tautomeria.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 7
Isomeria de cadeia: os isômeros possuem mesma fórmula, porém a diferença 
está na forma da cadeia, conforme apresentado a seguir:
�����������
�����������
� �
� �
CH � CH �
CH � CH � CH � H C � H C �
H C �H C �
CH �
CH �
CH �
CH �
CH � CH �
CH �
CH � CH �
CH �
CH �CH 
CH 
CH �
� ������
�
CH �
Figura 5 – Exemplo de isomeria de cadeia / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta exemplos de isomeria de cadeia.
Como podemos observar, estes isômeros diferem entre si somente porque a cadeia ou 
núcleo apresentam diferenças, ou seja, aumenta ou diminui, de acordo com uma 
compensaçãona quantidade e tamanho das ramificações. Também pode ocorrer 
a isomeria entre um composto cíclico ou acíclico.
Isomeria de posição: ocorre quando os isômeros diferem apenas pela posi-
ção de ramificações ou de ligações duplas ou triplas, numa mesma cadeia carbônica. 
Um exemplo é apresentado a seguir:
�����������
�����������
CH �
C �H O �
C �H �
CH � CH � CH � CH � CH �
OH 
CH �
OH 
CH � CH CH � CH � CH � CH CH � CH �
Figura 6 – Exemplo de isomeria de posição / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta exemplos de isomeria de posição.
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Assim, para este tipo de isomeria, os compostos isômeros possuem a mesma 
função orgânica.
Isomeria de Compensação (ou Metameria): este tipo de isomeria ocorre quan-
do há diferença na posição de um heteroátomo dentro da cadeia carbônica. Um 
exemplo é apresentado a seguir:
����������� O O O C �H �� CH � CH � CH � CH � �CH � CH � �CH CH �
Figura 7 – Exemplo de isomeria de compensação / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta exemplos de isomeria de compensação.
Neste caso, o heteroátomo é o oxigênio, e os dois compostos possuem a mesma função 
orgânica, denominada éter. A diferença está na posição do heteroátomo, que para 
o primeiro composto está na posição 2 e no segundo composto está na posição 3. O 
heteroátomo também pode ser nitrogênio, cloro, dentre outros elementos.
Isomeria de Função (ou funcional): neste caso, os isômeros vão possuir mes-
ma fórmula química, porém, vão possuir funções orgânicas diferentes.
Alguns casos ocorrem com mais frequência como, por exemplo:
Álcoois e éteres.
Aldeídos e cetonas.
Ácidos carboxílicos e ésteres.
Álcoois aromáticos, éteres aromáticos e fenóis.
A seguir são apresentados alguns exemplos deste tipo de isomeria:
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TEMA DE APRENDIZAGEM 7
Tautomeria: ocorre quando os isômeros se encontram em equilíbrio químico 
dinâmico, ou seja, o composto é considerado instável devido à nuvem eletrônica 
que existe no oxigênio.
Pode ocorrer entre:
 ■ Aldeído e enol.
 ■ Cetona e enol.
A seguir serão apresentados estes exemplos:
����������� O C �H � CH �
�����������
������ ����
������

��������
����

��������
�	��
O O C �H � CH � CH � OH 
OH 
OH 
CH �
CH �OCH �
� CH �
Figura 8 – Exemplo de isomeria de função / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta exemplos de isomeria de função, em que se lê: álcool, éter, álcool 
aromático, éter aromático, fenol.
�������
�����������������������
����

����
���	
O 
C C H 
H 
H H 
OH 
C C H 
H H 
Figura 9 – Exemplo de Tautomeria / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta exemplos de tautomaria, em que se lê: aldeído, tautômeros, equilíbrio 
aldo-enólico, enol.
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Isomeria Espacial (ou Estereoisomeria)
É o tipo de isomeria que pode ser descrita por meio de estruturas espaciais, ou 
seja, só é possível de “enxergar” a diferença que há entre os isômeros se forem 
apresentados os modelos espaciais dos compostos.
Este tipo de isomeria pode ser dividido em:
Isomeria cis-trans (ou geométrica).
Isomeria óptica.
Isomeria Cis-Trans
Vamos demonstrar a isomeria cis-trans por meio do exemplo da molécula
ClCH = CHCl , apresentada a seguir:
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����
�����
����	
������������������������
����
������
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H H 
C 
Cl Cl 
C 
H 
H 
C 
Cl 
Cl 
C 
Figura 10 – Exemplo de isomeria Cis-Trans / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta exemplos de isomeria Cis-Trans, em que se lê: cis-1,2-dicloro-eteno 
(molécula polar); Trans-1,2-dicloro-eteno (molécula apolar).
A diferença pode ser notada:
No composto da esquerda, os dois átomos de cloro estão do mesmo lado do plano que 
divide a molécula ao meio, sendo denominado de forma cis (do latim cis, aquém de);
No composto da direita, os dois átomos de cloro estão em lados opostos do plano que divide 
a molécula ao meio; sendo denominado de forma trans (do latim trans, para além de).
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TEMA DE APRENDIZAGEM 7
Uma consequência bastante importante da decorrência da isomeria cis-trans é 
que as estruturas cis e trans possuem propriedades diferentes. Estas propriedades 
são: ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, propriedades químicas, dentre 
outras, ou seja, os isômeros se comportam de forma diferente do ponto de vista 
da química de propriedades.
Isomeria Óptica
Para entender o fenômeno deste tipo de isomeria, precisamos antes rever alguns 
conceitos fundamentais.
 ■ Luz natural e luz polarizada:
A luz natural ou comum é composta por ondas elétricas e magnéticas, que vibram em 
planos diferentes, ou seja, as ondas vibram perpendiculares entre si, conforme 
apresentada na Figura 11:
Figura 11 – Plano de vibração da luz / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta exemplos o plano de vibração da luz, em que se lê: plano de vibração 
da onda elétrica, plano de vibração da onda magnética, eixo de propagação do raio luminoso, rotação dos planos.
Em 1808, Malus descobriu a luz polarizada e, logo depois, Biot descobriu que 
certos cristais de quartzo desviam o plano de polarização da luz. Esses cristais 
que fazem girar o plano de polarização da luz são opticamente ativos, ou seja, 
possuem atividade óptica, que pode ser observado colocando o cristal na posi- 
ção III do polarímetro apresentado a seguir:
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Estes cristais de quartzo, que possuem formas geométricas assimétricas, ou seja, a 
forma de um deles é igual à imagem do outro num espelho plano.
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������� ���
���������� ��������������
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Figura 12 – Experimento realizado por Biot / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta o experimento realizado por Biot, em que se lê: fonte de luz, polari-
zador, luz natural, tubo com amostra (III), luz polarizada, analisador (IV), luz polarizada e desviada pela amostra, 
desvio da luz polarizada, observador.
������
��������������������������������

��������
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�����	�����
����������
�����	�����
Figura 13 – Exemplo do desvio / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo do desvio, em que se lê: desvio, plano original de vibra-
ção, novo plano de vibração, cristais de quartzo assimétricos.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 7
Pode-se observar que um dos cristais desloca a luz polarizada para a direita, e o 
outro desloca a luz polarizada para a esquerda.
A assimetria que existe entre os cristais de quartzo pode ser melhor explicada se 
compararmos esses cristais a outros objetos que possuem formas geométricas 
“opostas”, como nossas mãos, pés, luvas e sapatos. Pode-se observar que estes 
objetos não são sobreporíeis, isto é, colocando a mão esquerda sobre a mão direita, 
elas não coincidem, por isto a luva da mão esquerda não serve na mão direita.
Figura 14 – Exemplo de assimetria no corpo humano /Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de assimetria no corpo humano, em que duas mãos se 
sobrepõem, evidenciando que ao se sobrepor não ficam na mesma posição.
Pode-se observar que o composto que desvia a luz polarizada para a direita é denomi-
nado de substância dextrogira, enquanto o outro, que desvia a luz polarizada para 
a esquerda, é denominado de substância levogira, com a mesma angulação.
Substância 
dextrogira (d)(+) 
Substância 
levogira (l)(-)
+α -α
Figura 15 – Desvio da luz polarizada / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de desvio da luz polarizada, em que se lê: +a, substância 
dextrogira (d)(+); -a, substância levogira (l)(-).
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Em seus estudos, Biot descobriu que algumas substâncias encontradas na natureza 
(açúcar, cânfora, entre outras), possuem atividade óptica mesmo quando se en-contram na forma cristalizada e também em solução. A partir desta comprovação, 
ficou claro para Biot que estes compostos possuem uma assimetria do tipo quiral.
Isomeria Óptica com Carbono Assimétrico ou Carbono Quiral
 ■ Compostos com um carbono assimétrico:
Um exemplo clássico de carbono quiral é o ácido láti-
co (ou ácido 2-hidróxi-propanóico) que está presente 
no leite:
COOH
H
OH
CH3 C*
Figura 16 – Exemplo de carbono assimétrico / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de carbono assimétrico.
Neste caso, o carbono central é assimétrico, pois estão ligados nele quatro radicais: H 
, CH3, OH e COOH . Assim, a molécula do ácido lático, que apresenta um carbono 
quiral, pode ser representado a seguir:
COOH HOOC
H
OH
CH3 CH3C C
H
OH
Espelho plano
Figura 17 – Exemplo de carbono assimétrico central / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de carbono assimétrico central, em que se lê: espelho 
plano.
Então se tentarmos sobrepor uma molécula na outra, não haverá o encaixe de 
todos os grupos.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 7
H
CH
OH
COO
H
CH
OH
COO
Figura 18 – Exemplo de sobreposição de moléculas / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de sobreposição de moléculas, representadas por esferas 
coloridas que se conectam.
Assim, de acordo com Feltre (2004), pode-se perceber que se trata de moléc-
ulas diferentes:
• Uma delas representa o ácido lático dextrogiro, denominado também 
por ácido d-lático ou ácido (+) lático.
• A outra é o ácido lático leogiro, denominado também por ácido l-lático ou 
ácido (-) lático ( PARANÁ, 2023, on-line)2
.
APROFUNDANDO
Ambos os ácidos láticos (ácido d-lático e ácido l-lático) possuem propriedades 
iguais, como ponto de fusão e densidade, e terão o desvio com relação ao plano 
da luz polarizada, diferentes.
COMPOSTO PONTO DE FUSÃO (°C) DENSIDADE (G/ML) ROTAÇÃO
Ácido (+) lático 52,8 1,2485 +2,6
Ácido (-) lático 52,8 1,2485 -2,6
Quadro 1 - Propriedades do ácido lático / Fonte: adaptado de Feltre (2004).
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Uma mistura racêmica ou racêmico é definida como uma combinação que contém 
o isômero dextrogiro e seu levogiro na mesma proporção. Portanto, a mistura 
racêmica não desvia o plano da luz polarizada, devido à molécula de dextrogiro 
neutralizar a molécula de levogiro e vice-versa. Devido a este fato, o racêmico 
não possui atividade óptica. Além disso, algumas propriedades físicas dos racê-
micos são diferentes dos seus enantimorfos, por exemplo, no caso do ácido lático 
racêmico, que possui ponto de fusão igual a 16,8° C, sendo inferior ao ponto de 
fusão dos seus enantiomorfos, apresentados no quadro anterior.
 ■ Compostos com vários carbonos assimétricos:
Um exemplo clássico de composto que possui vários carbonos assimétricos é o 
ácido α-hidróxi-β-metil-succínico
HOOC COOH
OH CH3
H H
C* C*
1 2 3 4
Figura 19 – Exemplo de composto com vários carbonos assimétricos / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de composto com vários carbonos assimétricos.
Este ácido possui quatro isômeros opticamente ativos e distintos entre si, pois exis-
tem grupos diferentes ligados aos carbonos 2 e 3, o que os torna carbonos assimé-
tricos diferentes entre si.
COOH
COOH
COOH
COOH
COOH
COOH
COOH
COOH
OH OHOH OH
CH3 CH3 CH3 CH3
H
H
H
H
H H
HH
C*
C*
C*
C*
C*
C*
C*
C*
Espelho plano Espelho plano
A B C D
Figura 20 – Exemplo de isômeros de compostos com vários carbonos assimétricos / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de composto com vários carbonos assimétricos, onde 
se lê: espelho plano.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 7
Para este caso, temos quatro compostos diferentes, sendo que os isômeros serão 
compostos por A e B, e por C e D. Então teremos duas misturas racêmicas de A+B 
e C+D. Podemos utilizar o termo diastereoisômeros para identificar os isômeros 
ópticos que não são enantiomorfos entre si, sendo que neste caso temos os pares 
A e C; A e D; B e C; e B e D.
Assim, podemos determinar o número de isômeros ópticos e da mistura racêmica 
por meio número de carbonos assimétricos, de acordo com as seguintes relações:
Número de carbonos assimétricos: 1, 2, 3,. . . n.
Número de isômeros ópticos diferentes entre si: 2
1
, 2
2
, 2
3
, 2
n
.
Número de misturas racêmicas diferentes entre si: 2
n:
 2 = 2
n-1
.
Isomeria Óptica sem Carbono Assimétrico ou Carbono Quiral
A isomeria óptica ocorre quando uma molécula or-
gânica é assimétrica, porém o carbono que está pre-
sente na molécula não precisa necessariamente ser 
assimétrico também:H
H
H
H
C C C
Figura 21 – Exemplo de isomeria óptica sem carbono quiral / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de de isomeria óptica sem carbono quiral.
C C C
R1 R1
R2
R3 R3
R4
R2 R4
Figura 22 – Exemplo de isomeria óptica sem carbono quiral com diferentes radicais / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de isomeria óptica sem carbono quiral com diferentes 
radicais, em que se lê: R1≠R3, R2≠R4.
Se a molécula for colocada em frente a um espelho, poderíamos ver seu isômero, 
conforme apresentado na Figura 23.
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Primeira 
ligação π
Segunda ligação π 
(perpendicular a 1ª)
Isômero levogiroIsômero dextrogiro Mistura racêmica
Espelho plano
R1
R2
R1
R2
R3
R4
R3
R4
Figura 23 – Exemplo de isomeria de óptica quando a molécula é colocada em frente a um espelho 
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de isomeria óptica quando a molécula é colocada em 
frente a um espelho, em que se lê: espelho plano, primeira ligação π, segunda ligação π (perpendicular a 1ª); 
mistura racêmica; isômero levogiro.
Cℓ Cℓ
CℓCℓCℓCℓ
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Espelho plano
Figura 24 – Exemplo de moléculas que possuem isomeria geométrica e óptica em frente ao espelho
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de isomeria geométrica e óptica em frente ao espelho, 
em que se lê: espelho plano, cis (inativo), transdextrogiro, isômeros geométricos ou cis-trans; antípodas ópticos; 
translevogiro.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 7
Vimos que uma mistura racêmica possui a mesma proporção dos compos-
tos dextrogiros e levogiros, porém separar estes compostos não é uma tarefa 
simples, devido as suas propriedades físicas serem iguais, como o ponto de 
ebulição. Assim, não é possível utilizar o processo de destilação para separar 
a mistura. Por causa desta dificuldade, Pasteur, no século XIX, descobriu uma 
outra forma para separar uma mistura racêmica de ácido tartárico, a partir de 
um processo biológico. Pasteur observou que quando era adicionado o micror-
ganismo - Penicillium glaucum (bolor verde) - na mistura racêmica de ácido 
tartárico, o microrganismo tinha preferência por atingir a forma dextrogira, per-
sistindo somente a forma levogira.
APROFUNDANDO
Por que os experimentos de isomeria óptica fazem o uso de um “polaroide”?
Foram utilizados os “polaroides” para identificar os compostos isômeros, pois 
somente são considerados isômeros ópticos se desviarem o plano de vibração 
da luz polarizada.
PENSANDO JUNTOS
NOVOS DESAFIOS
Chegamos ao fim deste tema de aprendizagem!
Conhecemos alguns tipos de ligações químicas formadas a partir da união 
(mistura) de orbitais eletrônicos, que denominamos de processo de hibridação ou 
hibridização. Muitos compostos orgânicos que fazem parte do nosso dia a dia 
fazem este tipo de ligação e, devido a isto, apresentam características especificas 
devido a força que existe entre os tipos de ligações químicas. 
Também estudamos as principais formas de isomeria encontradas na natu- 
reza e sua importância. Com isto,entendemos que é comum que os átomos que 
constituem a mesma fórmula química se agrupem de forma diferente, produzindo 
estruturas químicas diferentes e, consequentemente, compostos diferentes também. 
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VAMOS PRATICAR
1. Em nossa cozinha, ao preparar uma deliciosa refeição, utilizamos óleo para cozinhar 
vários tipos de alimentos. Os óleos são compostos insaturados, ou seja, a ligação entre 
os átomos de carbono são duplas ligações. Com relação à dupla ligações entre carbo-
nos é correto afirmar que:
a) Existem duas ligações do tipo sigma.
b) Existem duas ligações do tipo p .
c) A ligação do tipo sigma é mais fraca que a ligação do tipo p .
d) A ligação do tipo sigma é mais forte que a ligação do tipo p .
e) Todas as alternativas estão erradas.
2. Quando ingerimos uma bela refeição, seja no café da manhã ou almoço, estes alimen-
tos passam por várias reações metabólicas até virar energia para nosso organismo 
desempenhar funções biológicas, e uma infinidade de atividades. Qual a substância 
presente no sangue e nos músculos que pode provocar dores musculares após um 
esforço físico prolongado?
a) Uma amina primária.
b) O ácido (-) lático.
c) O ácido (+) lático.
d) O ácido (+) lático e o ácido (-) lático.
e) Uma amida terciária.
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REFERÊNCIAS
FELTRE, R. Química. 6. ed. São Paulo: Moderna, 2004.
MORRISON, R. T.; BOYD, R. N. Química orgânica. 11. ed. Lisboa: Fundação Calouste Gulben-
kian, 1994.
PARANÁ. Secretaria da Educação do Paraná. Hibridizações. Dia a Dia Educação, Curitiba, 
c2023. Disponível em: http://www.quimica.seed.pr.gov.br/modules/galeria/detalhe.php?fo-
to=1807&evento=5. Acesso em: 17 out. 2023.
SOLOMONS, T. W. G.; FRYLE, C. B.; SNYDER, S. A química orgânica. 12. ed. Rio de Janeiro: 
LTC, 2018.
TALIDOMIDA: medicamento que causa defeitos em bebês A talidomida é uma das drogas utili-
zadas no tratamento de hanseníase e distribuída gratuitamente pelo sistema público. Conheça 
mais sobre esse remédio. Tabloide A.E.S.C. Mamaô, [s. l.], 2 ago. 2013. Disponível em: https://
tabloideaescmamao.blogspot.com/2013/08/talidomida-medicamento-que-causa_2.html. 
acesso em: 22 jul. 2019.
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1. D.
2. C.
GABARITO
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MINHAS METAS
A IMPORTÂNCIA DA ISOMERIA E DO 
CARBONO QUIRAL NA NATUREZA
Conhecer os tipos de ligações que existem em um orbital.
Compreender os tipos de isomeria.
Aprender a importância da isomeria em nosso dia a dia.
Conhecer os tipos de reações orgânicas mais importantes.
T E M A D E A P R E N D I Z A G E M 8
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INICIE SUA JORNADA
Olá, estudante!
Alguns conceitos observados nas reações químicas estudadas, serão muito 
importantes, pois estão presentes em vários setores da indústria, por exemplo, 
na indústria de alimentos.
Neste tema de aprendizagem, abordaremos um estudo sobre a isomeria e a 
relevância da isomeria em nosso dia a dia. A partir do estudo sobre isomeria, 
podemos observar a formação de uma variedade de compostos orgânicos quirais 
presentes no nosso dia a dia, e, também, em vários setores da indústria. Além 
disso, as principais reações químicas serão apresentadas e sua importância sobre 
alguns aspectos serão mencionados.
Boa Leitura!
DESENVOLVA SEU POTENCIAL
A IMPORTÂNCIA DA ISOMERIA E DO CARBONO QUIRAL NA 
NATUREZA
De acordo com Feltre (2004), na natureza são encontrados vários compostos 
que são formados a partir de carbonos assimétricos ou quirais, que vão desde 
os alimentos que ingerimos diariamente a proteínas, enzimas e hormônios que 
estão presentes em nosso organismo, realizando funções orgânicas de extrema 
importância para nosso desenvolvimento.
O mecanismo do tipo "chave-fechadura" que ocorre nas reações bioquímicas 
é o que permite a formação de substâncias que agem fisiologicamente no orga-
nismo humano. Portanto, as substâncias orgânicas que participam destas reações 
bioquímicas e possuem assimetria irão possuir o isômero que permite o"encaixe" 
na molécula reagente para realizar a reação.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 8
Conforme mencionado anteriormente, sobre as reações bioquímicas no orga-
nismo, podemos citar um exemplo importante que é o do metabolismo completo 
dos alimentos em nosso corpo. Para que os alimentos sejam aproveitados em 
nosso organismo para nossa sobrevivência, há várias reações metabólicas até o 
metabolismo completo desses alimentos e a formação de CO2 e H2O. 
Uma das etapas finais do metabolismo dos alimentos é a formação do ácido (+) 
lático (CH3 - CHOH - COOH) dextrogiro apenas, em nosso sangue e músculos (que 
pode provocar fortes dores musculares quando em excesso depois de um grande 
esforço muscular num tempo relativamente curto).
Outro exemplo importante sobre substâncias quirais foi consequência de um me-
dicamento quiral utilizado na Europa por gestantes na década de 60, conhecido 
como talidomida, um tipo de tranquilizante. Várias gestantes que utilizaram este 
medicamento tiveram bebês com membros atrofiados. Após estes episódios, os 
pesquisadores descobriram que apenas a (-) talidomida é teratogênica, enquanto 
a (+) talidomida é a que possui o efeito tranquilizante. Como existe o risco deste 
composto se transformar no seu isômero dentro do organismo, este medicamento 
ainda é contraindicado para gestantes.
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Figura 1 – Exemplo de mecanismo de encaixe da molécula / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma ilustração que demonstra um exemplo de mecanismo de encaixe 
da molécula, lê-se: este isômero se encaixa; este não consegue se encaixar; encaixe possível.
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Com isto, a produção de medicamentos passou a ser melhorada pela indústria farma-
cêutica, devido aos riscos encontrados em compostos quirais. Os medicamentos quirais 
contribuem com uma parcela muito significativa no mercado farmacêutico.
MECANISMOS DE REAÇÃO
Existem vários tipos de reações químicas possíveis que podem ocorrer em substâncias 
orgânicas. Nesta sessão vamos mencionar algumas delas e suas principais funções.
Reação de Substituição
Ocorre quando um ou mais átomos da molécula orgânica é substituído por outro 
átomo (ou átomos), conforme mostrado a seguir:
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Figura 2 – Molécula de Talidomina e uma criança vitimada por esta molécula 
Fonte: https://cdn.mundodastribos.com/646048-A-talidomida-provoca-m%C3%A1-forma%C3%A7%-
C3%A3o-dos-membros-da-crian%C3%A7a..jpg. Acesso em: 17 out. 2023.
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma ilustração e uma fotografia, que demonstra a molécula de Tali-
domina e uma criança vitimada por esta molécula, em que seu braço apresenta uma deformação; lê-se: carbono 
quiral, talidomida.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 8
As substituições mais importantes nos alcanos estão apresentadas a seguir:
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Figura 3 – Reação de substituição / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a reação de substituição, lê-se: molécula-alvo, atacante, luz, nesta 
reação o H do CH, foi substituído pelo Cl, é uma reação lenta, que somente se processa com a ajuda externa da luz.
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Figura 4 – Reação de halogenação / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a reação de substituição, lê-se: halogenação, cloro, clorometano, 
alcano – haleto.
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Figura 5 –Reação de nitração / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a reação de nitração, lê-se: nitração, ácido nítrico, nitrometano, 
clorometano, alcano – nitroalcano.
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Essas reações são bastante lentas de um modo geral e ocorrem com o aumento 
de temperatura e auxílio de luz ultravioleta. Os alcanos possuem ligações C - Ce 
C - H, relativamente fortes, por isto são pouco reativos. Estefato é devido os alcanos 
serem apolares, assim o outro reagente tem mais dificuldade de atacar o alcano.
Reação de Adição
Este tipo de reação ocorre quando há a adição de um reagente em uma mo-
lécula orgânica:
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Figura 6 – Reação de sulfonação / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a reação de sulfonação, lê-se: sulfonação ácido sulfúrico, ácido 
metano-sulfônico, alcano – ácido alcano-sulfônico.
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Figura 7 – Reação de adição / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta a reação de adição.
Esta reação ocorre devido a dupla ligação ser formada por ligação sigma e uma 
ligação π. A ligação π é mais fraca comparada à ligação sigma e se quebra com 
mais facilidade, permitindo a adição de átomos aos carbonos.
A seguir vamos apresentar as adições mais comuns:
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TEMA DE APRENDIZAGEM 8
a) Adição de hidrogênio (hidrogenação): denominada de reação de Sa-
batier-Senderens, que é utilizada para a produção de margarinas a partir 
de óleos vegetais.
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Figura 8 – Exemplo de isomeria de cadeia / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de isomeria de cadeia, lê-se: alceno, pressão, calor, 
catalisador (Ni ou Pt), alcano.
b) Adição de halogênios (halogenação): a ordem de reatividade para os ha-
logênios é Cl2 ≫ Br2 ≫ I2.
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Figura 9 –Reação de halogenação / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de reação de halogenação, lê-se: alceno, Di-haleto.
A solução de bromo é utilizada para testar a presença de ligações duplas, pois ha-
vendo a reação, a coloração vermelho-castanho (cor do bromo) irá desaparecer.
c) Adição de halogenidretos HCl, HBr, HI (hidro-halogenção): a ordem 
de reatividade é: HI>HBr>HCl, que é a ordem de força destes ácidos.
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d) Adição de água (hidratação):
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Figura 10 – Reação de hidro-halogenação / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de reação de hidro-halogenação, lê-se: alceno, haleto.
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Figura 11 – Reação de hidratação / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de reação de hidratação, lê-se: alceno, álcool.
A reação de adição é uma reação muito importante, pois consiste em adicionar 
hidrogênio às ligações duplas ou triplas, transformando compostos insaturados 
em saturados. Esta reação foi estudada durante muitos anos pelo cientista Paul 
Sabatier (1854-1941). Estas reações são fáceis de realizar, e devido ao estudo de 
catalizadores desenvolvido por Sabatier, foi possível inovar as técnicas utilizadas 
nas sínteses orgânicas, o que lhe concedeu o Prêmio Nobel de Química em 1912.
APROFUNDANDO
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TEMA DE APRENDIZAGEM 8
Reação de Eliminação
De acordo com McMurry (2005), estas reações ocorrem quando alguns átomos 
ou grupos de átomos são eliminados da molécula orgânica, conforme o exemplo 
apresentado na Figura 13.
Figura 12 – Imagem do Pesquisador Paul Sabatier / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um selo, em que se mostra gravura do busto do pesquisador Paul 
Sabatier, homem de pele clara, calvo, trajando terno, ao fundo algumas informações em francês.
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Figura 13 – Reação de eliminação / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de reação de eliminação, lê-se: esses átomos de cloro 
são eliminados (arrancados) da molécula orgânica.
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Podemos notar que a reação de eliminação é uma reação inversa a reação de adição.
a) Eliminação de hidrogênio (desidrogenação): um exemplo muito im-
portante ocorre na indústria petroquímica, pois a partir de alcanos (presentes 
no petróleo) podemos obter alcenos:
������ ������
Calor
Catalisador
Figura 14 – Reação de desidrogenação / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de reação de desidrogenação, lê-se: calor-catalisador, 
alcano – alceno.
b) Eliminação de halogênios (de-halogenação): nesta reação, a elimina-
ção do halogênio é facilitada pela adição de um metal.
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Álcool
Figura 15 – Reação de de-halogenação / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de reação de de-halogenação, lê-se: álcool, di-haleto-
-alceno.
c) Eliminação de halogenidretos, HCl, HBr, HI (desidro-halogenação): 
esta reação ocorre na presença de KOH em solução alcoólica, devido a 
esta base conseguir eliminar o ácido (HBr) de uma molécula orgânica.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 8
������ ������
Álcool
KOH
Figura 16 – Reação de desidro-halogenação / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de reação de desidro-halogenação, lê-se: KOH- álcool, 
haleto-alceno.
Por que certas reações químicas são denominadas na indústria de “Química 
fina”?
Certas reações químicas realizadas na indústria necessitam de reagentes que 
possuem o preço comercial elevado, limitando seu uso para produtos específi-
cos, como exemplo, medicamentos e cosméticos, que também terão os preços 
elevados devido aos custos de produção.
(Ricardo Feltre)
PENSANDO JUNTOS
É importante notar que existe uma competição entre as reações de substituição e 
a eliminação:
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Substituição
SubstituiçãoSubstituiçãoSubstituiçãoSubstituiçãoSubstituiçãoSubstituiçãoSubstituiçãoSubstituiçãoSubstituiçãoSubstituiçãoSubstituiçãoKOH aquoso diluído
ou AgOH
Eliminação
KOH/álcool
Figura 17 – Exemplo da diferença entre reações / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo da diferença entre reações, lê-se: eliminação – KOH/
álcool – alceno; substituição – KOH- aquoso diluído ou AgOH – álcool.
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Pode-se notar que a reação de eliminação é facilitada pelo uso de bases fortes 
(KOH, NaOH, etc.) em solução alcoólica, enquanto a substituição ocorre mais fa-
cilmente na presença de bases fracas (AgOH) ou bases fortes em soluções diluídas. 
Além disto, pode notar que:
Quais foram as dificuldades encontradas por Pasteur no processo de separação 
de uma mistura racêmica?
Podemos citar duas dificuldades neste processo:
• A primeira é encontrar o microrganismo adequado que tenha afinidade por um 
dos compostos isômeros.
• A segunda é que o microrganismo irá consumir um dos compostos, ou seja, 
vamos perder um composto, e aproveitar somente um deles.
Fonte: adaptado de Feltre (2004).
PENSANDO JUNTOS
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Figura 18 – Exemplo de condições específicas para as reações / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de condições específicas para as reações, lê-se: haletos 
primários, haletos secundários, haletos terciários, há predomínio da eliminação, há predomínio da substituição.
d) Eliminação da água (desidratação): partindo-se de álcoois de cadeias 
longas, podemos verificar a reação de desidratação apresentada a seguir:
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TEMA DE APRENDIZAGEM 8
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Figura 19 – Reação de desidratação / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de Reação de desidratação, lê-se: 170º C – H2SO4, 
álcool – alceno.
É importante notar que na desidratação dos álcoois de duas formas:
 ■ Desidratação intramolecular: quando a reação ocorre na própria molé-
cula de álcool:
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Figura 20 – Exemplo de desidratação intramolecular / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de desidratação intramolecular, lê-se: 170º C – H2SO4, 
álcool – alceno.Química Orgânica : Funções e isomeria
Luciana da Conceição Pavanelli
Editora: Érica
Sinopse: com exercícios de aplicação, este livro busca defi nir 
os conceitos básicos pertinentes à química orgânica e apre-
sentar os compostos orgânicos mais utilizados no cotidiano. 
Apresenta conceitos e propriedades da isomeria plana e da 
espacial em compostos orgânicos, permitindo entender as 
diferenças entre as estruturas e as funções das substâncias. 
Pode ser usado nos cursos técnicos em Análises Clínicas, 
Análises Químicas, Controle Ambiental, Farmácia, Meio Ambi-
ente, Química, dentre outros.
INDICAÇÃO DE LIVRO
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 ■ Desidratação intermolecular: quando a reação ocorre entre duas molé-
culas de álcool:
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Figura 21 – Exemplo de desidratação intermolecular / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um exemplo de desidratação intramolecular, lê-se: 140º C – H2SO4, 
álcool + álcool - éter.
Esta reação é muito importante para a produção de éteres e é mais comum em 
álcoois primários. Já os álcoois secundários e terciários tende a desidratar-se in-
tramoleculamente, formando alcenos correspondentes.
NOVOS DESAFIOS
Chegamos ao fim dete Tema de Aprendizagem!
Vimos a importância da isomeria na Bioquímica, pois muitas proteínas e hor-
mônios animais e vegetais são formados a partir de uma estrutura química bem 
definida, que em muitos casos são compostos isômeros. Como as reações para 
formação de compostos são bastante especificas, podemos observar que apenas um 
dos compostos isômeros possuem afinidade para a reação e o outro não. 
A partir das estruturas químicas bem definidas (compostos orgânicos) observa-
mos que a quantidade de reações químicas possíveis é muito grande para composto 
polares, ou seja, bastante reativos, e que para compostos apolares é preciso utilizar 
algum tipo de catalizador para que a reação ocorra. Algumas reações estudadas, por 
exemplo, a reação de hidrogenação, são muito importantes, pois estão presentes em 
vários setores da indústria, como na indústria de alimentos. A partir do conhecimento 
acerca do que foi abordado neste capítulo, podemos observar a formação de uma 
variedade de compostos orgânicos quirais presentes no nosso dia a dia, e também em 
vários setores da indústria. Além disso, as principais reações químicas foram apresen-
tadas e sua importância sobre alguns aspectos foram mencionados, por exemplo, na 
produção de margarina a partir da reação de hidrogenação.
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VAMOS PRATICAR
1. Quando deixamos um pão por um tempo exposto a temperaturas próximas dos 30° C 
e umidade alta, verificamos a presença de um bolo verde. Pasteur observou que quan-
do era adicionado o microrganismo - Penicillium glaucum (bolor verde) - na mistura 
racêmica de ácido tartárico, o microrganismo tinha preferência por atingir a forma 
dextrogira, persistindo somente a forma levogira. Com relação à mistura racêmica é 
correto afirmar que:
a) É composta somente pelo composto na forma levogira.
b) É composta somente pelo composto na forma dextrogira.
c) É composto pela mesma proporção do isômero dextrogiro e levogiro.
d) A separação de uma mistura racêmica não destrói nenhum dos componentes isô-
meros.
e) Todas as afirmações estão corretas
2. Quando acordamos pela manhã e preparamos um café matinal de pão com margarina, 
estamos consumindo um produto proveniente de um óleo vegetal. A reação que ocorre 
para a produção de margarina é realizada a partir da adição de hidrogênio, transfor-
mando um composto insaturado (óleo vegetal) em um composto saturado (margarina). 
Qual é a reação utilizada na produção de margarina?
a) Reação de Substituição-halogenação.
b) Reação de Eliminação.
c) Reação de Eliminação-desidratação.
d) Reação de Adição-hidrogenação.
e) Reação de Substituição-desidratação
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REFERÊNCIAS
FELTRE, R. Química. 6. ed. São Paulo: Moderna, 2004.
MCMURRY, J. Química orgânica. 6. ed. São Paulo: Thomson, 2005. v. 1-2.
SOLOMONS, T. W. G.; FRYLE, C. B.; SNYDER, S. A química orgânica. 12. ed. Rio de Janeiro: 
LTC, 2018.
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1. C.
2. C.
GABARITO
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MINHAS ANOTAÇÕES
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MINHAS METAS
PROPRIEDADES FÍSICAS, 
MISTURAS, TÉCNICAS DE 
SEPARAÇÃO, TITULAÇÃO E NOÇÕES 
BÁSICAS DE SEGURANÇA EM UM 
LABORATÓRIO
Entender os conceitos e as propriedades físicas dos materiais, tais como ponto de fusão, 
ponto de ebulição, densidade, solubilidade, que interferem no processo de formação e 
separação de misturas homogêneas e heterogêneas.
Compreender as principais técnicas experimentais de separação de misturas ho-
mogêneas e heterogêneas, presentes nas diversas fases.
Entender a determinação experimental da concentração de soluções ácidas e básicas por 
meio de titulações e medidas de pH.
Verificar os principais cuidados que devem ser observados antes de adentrar em um 
laboratório de química.
T E M A D E A P R E N D I Z A G E M 9
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INICIE SUA JORNADA
Olá, estudante!
Vislumbramos diversos conceitos básicos da química tanto das funções 
inorgânicas quanto das funções orgânicas. Neste Tema de Aprendizagem en-
tenderemos que os compostos químicos em sua grande maioria se encontram 
misturados a outros compostos, e que as delimitações dessas misturas podem ou 
não ser visíveis a olho nu, e que isso é influenciado por propriedades físicas dos 
materiais, como a solubilidade, polaridade das moléculas, que interfere na forma-
ção de misturas homogêneas e heterogêneas. Estudaremos também o ponto de 
fusão, ebulição e a densidade dos materiais que são propriedades características 
dos mesmos, sendo empregadas desde o dimensionamento de equipamentos 
industriais até mesmo no controle de qualidade, para identificação de fraudes, 
qualidade de produtos fabricados, entre outros. 
Ainda, dentro do campo da mistura, estudaremos algumas das principais 
técnicas experimentais empregadas no laboratório para a separação das mistu-
ras, sejam entre compostos orgânicos ou inorgânicas, que também se utilizam 
das propriedades físicas dos materiais para promover tal separação. Por meio 
da densidade, por exemplo, é possível realizar o tratamento da água potável 
nos sistemas de abastecimento público do país, e por meio do ponto de fusão 
é possível separar a água do álcool e permitir que utilizemos o etanol como 
combustível em nossos veículos. 
No contexto experimental, verificaremos a forma de se determinar a con-
centração de soluções com caráter ácido ou básico, utilizando-se de práticas 
muito comuns na química, a titulação, a padronização e também por meio de 
medidas de pH, aprendendo um pouco sobre os aparelhos utilizados e colocando 
em prática os conceitos teóricos estudados sobre as funções ácidos, bases e sais. 
Citaremos, ainda, algumas regras e condutas a serem tomadas para a preserva-
ção da segurança nos laboratórios. Entenderemos que existem equipamentos de 
proteção, denominados de equipamentos de proteção individual e coletivo, que 
nos proporcionam maior segurança em relação aos fatores de riscos físicos (como 
a temperatura, superfícies cortantes), químicos (causados pela manipulação de 
reagentes químicos) e biológicos (causados pelos riscos atrelados a presença de 
microrganismos) presentes em um laboratório proporcionando uma redução 
dos danos causados em casos de eventuais acidentes.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
DESENVOLVA SEU POTENCIAL
PROPRIEDADES FÍSICAS DOS MATERIAIS E MISTURAS 
Conforme mencionamos nas unidades anteriores, as transformações químicas 
são de grande interesse para a química, pois nos permite produzir novos compos-
tos. Vimos também, que em diversas circunstâncias, as transformações químicas 
não formam um único produto, mas uma mistura de compostos, em que os pro-
dutos de interesse estão formando uma solução com outros produtos que não são 
desejados, chamados de subprodutos. Desse impasse, nos surgirá a necessidade 
do conhecimento dos processos de separação, que se utilizam das propriedades 
físicas da matéria, tais como densidade,ponto de ebulição, solubilidade, entre 
outras, para separar o produto que é de interesse daqueles subprodutos da reação 
(GODOI, 2016, p. 163).
Para ilustrar tal situação, podemos citar como exemplo o processo de pro-
dução de queijos. As proteínas do leite possuem uma “capa” protetora, chamadas 
de micelas (que deixam a proteína estável) e que são desestabilizadas pela ação 
da cultura láctica (cultura bacteriana) e ficam expostas ao meio reacional. Essas 
proteínas possuem uma carga parcial negativa, e quando estão desestabilizadas 
ligam-se com o cátion Cálcio (Ca2+) para atingir a estabilidade, produzindo um 
coágulo insolúvel (o nosso queijo), formando, assim, uma mistura heterogênea 
com o soro do leite. Este coágulo, mais denso, precipita-se no fundo do tanque 
reacional. Em seguida, são empregados técnicas de separação para separar a mistura 
(coágulo e soro de leite). Então, o coágulo, após processos adicionais, irá formar 
o famoso queijo que tanto apreciamos (GODOI, 2016, p. 163).
Agora que exemplificamos a importância dos processos de separação, precisa-
mos definir as misturas. Antes disso, é preciso conhecer um conceito importante, 
chamado de fase.
Fases
De acordo com Russel (1994), fase é definida como sendo uma região distinta, 
onde todas as propriedades naquela região são as mesmas. Para exemplificar tal 
situação, podemos citar um copo de água pura. Nesta amostra, temos apenas uma 
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única fase, pois em qualquer região dessa amostra, as propriedades, temperatura, 
composição, densidade, viscosidade, entre outras, são idênticas. No entanto, ainda 
de acordo com o autor, se adicionarmos cubos de gelo nesse copo de água, iremos 
formas duas fases: a fase sólida e a fase líquida. Neste mesmo sistema, se adicionar-
mos óleo de cozinha, este, por ser insolúvel, não irá se misturar com a água e com 
o gelo, formando três fases (GODOI, 2016, p. 163).
VOCÊ SABE RESPONDER?
Quais outros sistemas bifásicos (com mais de uma fase) podemos destacar em 
nosso dia a dia?
Ora, se misturarmos uma grande quantidade de 
sal na água, o sal não dissolvido, depositado no 
fundo, forma uma nova fase. No processo de pre-
paração do café, também temos duas fases: a água 
que contém a cafeína dissolvida formando uma 
fase e o pó do café formando outra fase (GODOI, 
2016, p. 163). E o que aconteceria se misturar-
mos água com álcool? Quantas fases teríamos? 
Ora, a água e o álcool são miscíveis, misturam-se 
por completo, formando apenas uma única fase, 
conforme veremos adiante. As fases podem ser 
sólidas, líquidas ou gasosas. Quase todas as com- 
binações de fases são possíveis, exceto quando há 
a presença de uma única fase gasosa (RUSSELL, 
1994; GODOI, 2016, p. 163).
Figura 1 - Mistura com duas fases: água e gelo.
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um copo transparente com água e gelo.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
Misturas Homogêneas e Heterogêneas
A mistura é uma reunião ou uma combinação física de duas ou mais substâncias, 
nas quais cada uma mantém sua própria identidade química (ou seja, quando 
não ocorre uma transformação química entre os compostos para produzir novos 
produtos com outras identidades químicas) (LENZI et al., 2015; GODOI, 2016). 
Em relação ao aspecto, as misturas são classificadas em homogêneas e heterogêneas. 
A mistura homogênea apresenta uma única fase, enquanto que as heterogêneas apre-
sentam mais de uma fase. Para exemplificar, pensemos em algumas misturas ho-
mogêneas: a água salgada (composta principalmente por água e cloreto de sódio), a 
gasolina (composta principalmente por hidrocarbonetos e água), o vinagre (composta 
principalmente por ácido acético e água), o aço-carbono (ferro, carbono, manga-
nês, silício e fósforo), o ar atmosférico (oxigênio, nitrogênio e dióxido de carbono), 
entre outros. Os componentes podem estar presentes nessas misturas em qualquer 
número (RUSSELL, 1994; GODOI, 2016).
A mistura homogênea, com uma única fase, é usualmente chamada de solução. 
Para distinguir solução de substância pura, nos laboratórios, podemos utilizar a 
propriedade física de temperatura de mudança de fase, ponto fusão, ebulição 
etc. Uma substância pura, como a água, ferve e muda de fase em uma tempe- 
ratura fixa. Já uma solução, ou uma mistura homogênea, como a água salgada, 
tem a temperatura de ebulição aumentada gradualmente. Isso ocorre devido ao 
fato do ponto de ebulição da solução depender da composição da mistura, ou 
seja, o quanto temos de cada um dos produtos que formam a mistura (RUSSELL, 
1994; GODOI, 2016).
As misturas heterogêneas “são mais fáceis de serem identificadas, pois for- 
mam mais de uma fase. São exemplos de misturas heterogêneas: água com óleo, 
água e gelo, areia e pedra, entre outros» (GODOI, 2016, p. 163).
APROFUNDANDO
Agora que já entendemos os conceitos de misturas, estamos aptos a iniciar os es-
tudos das técnicas de separação, que nos permite separar os componentes de uma 
mistura. Antes disso, iremos apresentar algumas propriedades físicas das substâncias, 
tais como ponto de fusão e ebulição, densidade, solubilidade, miscibilidade que 
nos auxilia no processo de separação de misturas.
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Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição
O ponto de fusão e de ebulição de um composto orgânico irá depender forte-
mente de dois fatores:
Forças intermoleculares que existem entre as moléculas do composto.
Tamanho ou massa molecular das moléculas do composto.
Esta relação ocorre da seguinte forma, quanto maior a massa molecular ou tamanho 
da molécula de um composto orgânico, maior será a temperatura de fusão e de 
ebulição. Podemos observar esse comportamento em alcanos normais:
���
���
���
����
����
�
��
�
��
��
��
��
��
��
��
��
�
��
�
º
	
��
� � � � � � � � � �� �� �� �� �� �� ��
���������������������������
��������������������
������� �����
��������­�����
Figura 2 – Temperaturas de ebulição dos alcanos normais / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um gráfico onde se demonstram as temperaturas de ebulição dos 
alcanos normais. Lê-se: temperatura de ebulição (ºC), -200 a 300; número de átomos de carbono, de 1 a 16; estado 
gasoso, temperatura ambiente, estado líquido.
Para os alcanos normais, apresentados neste exemplo, pode-se notar que a mo-
lécula de butano possui uma temperatura de ebulição maior que a molécula de 
metano. Isto é devido ao tamanho ou peso molecular da molécula de butano ser 
maior que a molécula de metano.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
Outro fator que pode ter influência na temperatura e fusão e ebulição é o 
tipo de ligação que une as moléculas. No caso dos alcanos normais temos apenas 
ligações do tipo Van der Waals, que são consideradas ligações fracas comparadas 
com outros tipos de ligação como as de hidrogênio, por exemplo. Assim, a força 
de interação entre as moléculas que possuem ligações do tipo Van der Waals são 
pequenas, o que reflete no baixo ponto de ebulição destes compostos. Já os haletos 
orgânicos possuem maior eletronegatividade, e com 
isto tornam-se mais polares que os alcanos, devido à 
molécula de halogênio formar uma maior densidade 
eletrônica ao seu redor. Então o tipo de ligação que 
ocorre nos haletos orgânicos é do tipo dipolo-dipolo, 
que é mais forte se comparada as forças de Van der Waals.
 o tipo de ligação 
que ocorre nos 
haletos orgânicos é 
do tipo dipolo-dipolo
� �� �
�����
Figura 3 – Momento dipolar do clorometano / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta o momento dipolar do clorometano, em que os elementos estão 
escritos dentro de uma forma curvilínea de cor azul.
Assim, as moléculas dos haletos possuem maior atração, o que influencia nas 
propriedades físicas, como ponto de fusão e ebulução. Portanto, o ponto de fusão e 
ebulição nos haletos são mais altos do que nos alcanos correspondentes conforme 
apresentado na Tabela 1:
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COMPOSTO PONTO DE EBULIÇÃO (°C)
CH4 -161,5
CH3F -78,2
CH3Cl -23,8
CH3Br 4,5CH3l 42,4
Tabela 1 - Ponto de Ebulição dos compostos / Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Densidade
A densidade de um material é a razão entre a massa (m) da substância e o volume 
(V) desta substância, em uma dada condição de temperatura e pressão. Sendo sua 
representação matemática dada por (GODOI, 2016, p. 121):
d m
V
= 
No sistema internacional, a unidade da densidade é kg / m3, sendo amplamente 
utilizada as unidades g /cm3. É comum encontrarmos, na literatura, diversos va-
lores de densidade para uma grande variedade de compostos na pressão atmosférica 
(1 atm) e temperatura ambiente (20 ou 25 °C) (GODOI, 2016, p. 121).
Em relação ao significado físico da densidade, ela nos revela o quanto a 
massa está comprimida dentro do corpo. Por exemplo, para dois corpos de 
mesmo volume, no primeiro corpo, com a presença de algodão, temos uma 
massa de 1 kg de algodão, enquanto que para o mesmo volume, ocupado por 
ferro, teremos 100 kg de ferro.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
��������������
�����������
���������
�����������

��
����������
���������
Figura 4 - Substâncias com densidades diferentes e mesmo volume / Fonte: os autores.
Descrição da Imagem: a imagem apresenta as substâncias com densidades diferentes e mesmo volume. Dentro 
de um cubo à direita, lê-se: 1kg de algodão que ocupa um volume; à esquerda, 100kg de ferro que ocupa um 
volume.
Segundo a teoria do Big Bang, toda a matéria, do universo inteiro, estava con-
centrada em um único ponto, menor que a cabeça de um alfinete. Você conseg-
ue imaginar a densidade deste ponto?
PENSANDO JUNTOS
A densidade é uma técnica muito empregada para se determinar o grau de pureza de 
diversas substâncias. Por exemplo, a densidade é um parâmetro de qualidade utili-
zado em indústrias de laticínios para a análise da qualidade do leite; em postos de 
combustíveis para avaliar a qualidade do álcool e a quantidade de etanol presente 
na gasolina. Além disso, ela também é empregada na indústria de transformação, 
como na produção do álcool ou açúcar, em uma das etapas, há a fermentação do 
caldo de cana para produção do álcool pela ação de determinada cultura de bacté-
rias. Para separação do álcool formado, isso pode ser feito por meio da densidade. 
A cultura de bactérias, geralmente, possui maior densidade e se deposita no fundo, 
podendo o composto líquido ser retirado na parte superior para ser concentrado 
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em processos posteriores (GODOI, 2016, p. 121). Outra aplicação está em reações 
químicas que produzem uma mistura de compostos imiscíveis, ou seja, que não se 
misturam. Pode ser empregada a propriedade das diferenças das densidades para 
se promover a separação, ou seja, o composto com menor densidade fica na parte 
superior e os de menores densidades na parte de baixo, facilitando o processo 
de separação. Isso é verificado na produção do sabão sólido a partir de óleos de 
cozinha usados, em que há a produção de uma “pasta” menos densa que fica na 
superfície, permitindo sua separação (GODOI, 2016, p. 121).
Variáveis que Influenciam a Densidade
A seguir, iremos mencionar algumas variáveis que podem interferir nos valores 
experimentais da densidade dos compostos:
 ■ Temperatura: para substâncias líquidas puras, a densidade é influenciada pela 
temperatura e pressão (LENZI et al., 2015). Em geral, o aumento da temperatura 
aumenta a energia das moléculas (agitação), aumentando o espaçamento entre 
elas que, consequentemente, aumenta o volume. Na fórmula da densidade, o 
volume encontra-se no denominador, fazendo com que a densidade diminua 
com o aumento da temperatura (GODOI, 2016, p. 121).
A densidade para grande parte dos compostos sólidos é influenciada em pequena 
escala com a variação da temperatura (GODOI, 2016, p. 121).
PRESSÃO
Em relação à pressão, a variação dessa propriedade afeta muito pouco nos va-
lores da densidade de líquidos e sólidos. Isso é explicado pelo fato das moléculas, 
nesses estados, estarem muito próximas umas das outras e um aumento da 
pressão externa não promove uma aproximação substancial que seja capaz de al-
terar significativamente o volume e, consequentemente, os valores da densidade. 
Para se ter uma ideia, é necessário um grande aumento na pressão para uma 
pequena mudança na densidade da água (GODOI, 2016, p. 121).
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
COMPOSIÇÃO 
Para misturas, soluções, a densidade é função, também, da composição. Pen-
semos, por exemplo, em uma mistura de dois líquidos miscíveis, ou seja, aqueles 
que se misturam e formam apenas uma única fase. Um dos componentes tem 
uma menor densidade e o outro tem maior densidade. Ao se adicionar, na mis-
tura, uma maior quantidade do componente de maior densidade, aumentamos 
a densidade da mistura formada, pois teremos uma maior proporção do compo-
nente com maior densidade na mistura formada. Esta regra é clara para grande 
parte dos casos usuais (GODOI, 2016, p. 121).
Exemplo 1: para a produção de queijos, há a necessidade de se adicionar um 
composto conhecido, como coalho ou cultura láctica, que nada mais é do que 
bactérias que utilizam como alimento o leite, produzindo em conjunto com 
processos adicionais, um composto sólido e insolúvel de cor clara, o queijo. 
Um determinado laticínio recebeu amostras de coalho com um melhor preço 
do que o fornecedor atual. 
No rótulo desse novo produto consta que deve ser adicionado 100 g do coalho 
para cada 100 kg de leite. Contudo, o leite adicionado nos tanques de fabricação é 
medido em volume (L). 
VOCÊ SABE RESPONDER?
Como deve se proceder para determinar a quantidade exata de coalho a ser 
adicionado? (Suponha que a temperatura é de 15 °C e pressão de 1 atm.)
Para determinar a relação correta, é preciso conhecer a densidade do leite nas 
condições especificadas. Como a densidade é uma relação de massa por volume, 
de posse desse valor, pode-se determinar qual o volume de leite que corresponde 
aos 100 kg que são necessários.
Suponha que a densidade do leite nas condições especificadas é de 1,032 
g por mL. Isto é, cada 1,032 g de leite, nas condições especificadas, ocupa um 
volume de 1 mL.
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Por meio de uma regra de três e sabendo que 1 kg = 1.000 g ou, ainda, 100 kg 
= 100.000 g:
1, 032g ________________1 mL
100.000g ______________x
X = 96.899, 22 mL de leite ou, 96, 90 L de leite
Densidade Relativa
Uma das aplicações do conceito de densidade relativa está relacionado a misturas 
de compostos imiscíveis (aqueles que não se misturam, que formam duas fases 
distintas, ou seja, misturas heterogêneas), sendo empregado para determinar qual 
das substâncias fica na parte superior ou na parte inferior. No caso da mistura de 
dois líquidos, aquele com a menor densidade fica na parte superior. Isso explica o 
motivo do óleo ficar acima da água, ou o gelo boiar na água, ou seja, por possuí-
rem densidades menores que da água (GODOI, 2016, p. 121).
A densidade relativa é definida pela razão entre a densidade de duas substâncias, 
ou seja (LENZI et al., 2015):
densidade relativa densidade A
densidade B
 
 
= 
Por ser uma divisão de duas unidades iguais (g/mL /g/
mL), o resultado gerado é um número adimensional, 
ou seja, sem unidades.
Quando o resultado da divisão é um número menor 
que 1, o composto B se deposita no fundo. Quando é 
maior que 1, o composto A se deposita no fundo.
Figura 5 - Densidade relativa. 
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um recipiente, com gargalo 
longo, que contém um líquido amarelado.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
Exemplo 2: considere que a densidade do óleo de cozinha comercial é 0,891 
g/cm3, e que da água é 1,000 g/cm3, em uma dada condição de temperatura 
e pressão. 
Se for realizada a mistura destes dois líquidos em um béquer, determine, nessas 
condições, qual será o líquido que ficará na parte superior e qual ficará na parte in-
ferior do béquer.
Para resolver esse problema basta calcular a densidade relativa:
densidade relativa densidade A
densidade B
densidaderelativ
 
 
 
=
aa g cm
g cm
cm= =
0 891
1 000
0 891
3
3
3, /
, /
, /
Como a densidade relativa foi menor que 1, pela regra anteriormente apresen- 
tada, o composto B, ou seja, a água, ficará abaixo do óleo.
Solubilidade
De acordo com Lenzi et al. (2015), a solubilidade de um soluto sólido é a capa-
cidade que uma substância no estado sólido possui de dissolver-se em uma 
determinada quantidade de solvente líquido, em uma dada condição de tempe-
ratura e pressão, formando uma solução. Um exemplo seria a solubilidade do sal 
de cozinha em água. Na temperatura de 0 ºC, a solubilidade é de 35,7 g em 100 
mL de água. Essa é a quantidade máxima de NaCl que pode ser dissolvida em 
água para produzir uma solução em equilíbrio estável. Este número é chamado de 
coeficiente de solubilidade e para grande parte dos compostos, é disponível na 
literatura (GODOI, 2016, p. 163).
Fatores que Afetam a Solubilidade
A seguir, iremos ilustrar os fatores que afetam a solubilidade e/ou miscibilidade 
dos compostos:
 ■ Interação soluto solvente: as forças de atração e repulsão relativas entre 
as moléculas do soluto e do solvente têm um papel muito importante no 
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processo de dissolução (BROWN et al., 2016) e, consequentemente, afetam 
a solubilidade e também a miscibilidade dos compostos. Quanto mais forte 
as atrações entre as moléculas de soluto e do solvente, maior a solubilidade. 
Em outras palavras, um composto é solúvel/ miscível em outro quando 
existem forças que permitem que suas moléculas fiquem próximas umas 
das outras. Caso contrário, os compostos são insolúveis e não se misturam 
(GODOI, 2016, p. 163).
Miscibilidade
De acordo com Brown et al. (2016), o exame de diferentes combinações de sol-
ventes e solutos nos leva a uma importante generalização: substâncias com 
forças atrativas similares tendem a ser solúveis entre si, que é bastante con-
hecida, como “semelhante se dissolve em semelhante”. Dessa forma, substân-
cias apolares (que não possuem carga) são mais prováveis de serem solúveis 
em solventes apolares; solutos iônicos e polares são mais prováveis de serem 
solúveis em solventes polares. Como exemplo, óleo e água não se misturam 
porque a água é polar (formam-se polos de acúmulo de cargas positivas e neg-
ativas na molécula) e o óleo apolar (não se formam estes polos), por este motivo, 
são chamados de compostos imiscíveis.
Fonte: os autores.
APROFUNDANDO
 ■ Efeitos da pressão: a pressão tem pouca interferência na solubilidade de 
sólidos e líquidos. Ela influência de forma mais pronunciada na solubili-
dade de gases (BROWN et al., 2016; GODOI, 2016).
 ■ Efeitos da temperatura: a solubilidade da maioria dos solutos sólidos na 
água aumenta à medida que a temperatura da solução aumenta (BROWN 
et al., 2016; GODOI, 2016).
TÉCNICAS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS
Considere a transformação química a seguir, dada pela seguinte reação:
A + B ➔ C + D
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
Nessa transformação, há a formação dos produtos C e D. Contudo, se apenas o 
produto C é o de interesse comercial, como proceder para promover essa separa-
ção? Para isso, devemos utilizar das técnicas de separação. Essas técnicas nos per-
mitem separar componentes de misturas homogêneas, heterogêneas, utilizando-se 
de propriedades físicas e químicas dos materiais (GODOI, 2016, p. 163). Se são 
utilizadas propriedades físicas, não há alteração da estrutura das substâncias que 
ali estão presentes. Por exemplo, imaginemos um dos processos do tratamento de 
água para consumo humano que utiliza a água de rios. Uma das técnicas iniciais 
consistem em grades ou peneiras que segregam as sujidades, ou seja, relacio-
nado ao tamanho do material. Em seguida, existem tanques de decantação que 
permitem a sedimentação de parte da “terra” arrastada, separação possível devido 
a diferença de densidade (GODOI, 2016, p. 163).
Separação de Misturas Heterogêneas
Para a separação de misturas do tipo sólido-sólido, podemos destacar os seguintes 
processos (GODOI, 2016, p. 163):
CATAÇÃO
É um método rudimentar, o qual a separação pode ser feita manualmente com 
as mãos ou com uso de instrumentos, como pinças, em que são separados os 
componentes sólidos de interesse: extração de pedras preciosas, separação da 
sujidade do feijão, ervilhas, entre outros.
VENTILAÇÃO
Separam-se a parte sólida (mais leve), pelo uso de uma corrente de ar (venti-
lação). Isso ocorre, por exemplo, na separação da casca de amendoim.
LEVIGAÇÃO
Com a passagem de água corrente, o componente de menor densidade é ar-
rastado e separado. Podemos citar, por exemplo, o processo de separação de 
areia e ouro: o ouro, que tem maior densidade, fica retido, enquanto que a areia é 
separada.
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SEPARAÇÃO MAGNÉTICA
Processo utilizado em microescala e também em grande escala industrial, real-
izado por um ímã para a separação de metais contaminantes. É muito utilizado por 
empresas extrativistas de minério de ferro, indústrias de alimentos para separação 
de contaminantes metálicos, entre outras.
DISSOLUÇÃO FRACIONADA
Ocorre quando um componente sólido, presente em uma mistura entre sólidos é 
solúvel em um determinado líquido. Neste caso, um dos componentes é dissolvido 
no solvente, formando uma solução, e o componente insolúvel é separado, por 
decantação, filtração, entre outros. Industrialmente, esse processo é conhecido 
como extração por solventes. Um exemplo deste caso está no processo de 
separação do sal da areia. O sal, solúvel em água, é dissolvido na água e, por meio 
de uma filtração, utilizando um filtro, consegue separar a areia, restando apenas 
a água e sal. Então, por meio de um processo de evaporação, em que a água é 
evaporada, é separado o sal no estado sólido.
Ainda dentro do sistema de separação de misturas heterogêneas, iremos ver o 
sistema de separação sólido-líquido (GODOI, 2016, p. 163):
 ■ Decantação: é quando a fase sólida, de maior densidade, sedimenta-se, 
ou seja, assenta-se no fundo do recipiente. Nas estações de tratamento 
de água, após chuvas volumosas, a água coletada pode estar barrenta. É, 
então, deixada em repouso para que seus sedimentos se assentem no 
fundo do tanque. Esse processo é chamado de decantação, pois a fase de 
maior densidade irá separar das demais. Pode ser, ainda, adicionado com-
postos floculantes que se agregam às sujidades, tornando-as ainda mais 
densas, acelerando o processo de decantação.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
 ■ Centrifugação: é utilizada a força centrípeta (força devido à aceleração 
em torno de alguma curva) ou de rotação para acelerar o processo de 
decantação. Utilizada para misturas com diferenças de densidade não 
tão significativas. Neste processo, 
as partículas de maior densidade 
são arremessadas para a lateral do 
equipamento. Por exemplo: in-
dústria de laticínios - o leite pas-
sa por centrífugas de alta rotação 
para separar a gordura presente 
no leite. Este processo é chama-
do de padronização e a gordura 
é utilizada como matéria-prima 
na produção de requeijão.
����
��������
������������ ����������

��������
��������� �
	����
��������
�
	����
��������
Figura 6 - Decantação / Fonte: adaptada de Peripato (2023).
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma ilustração em que se demonstra o processo de decantação. 
Se relacionam os seguintes elementos: água barrenta; sedimentação, decantação, líquido separado, sifonação, 
mangueira, líquido separado.
Figura 7 - Centrifugação do sangue humano 
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um fotografia em que de demonstra a centrifugação do sangue 
humano em um equipamento onde se acoplam pequenos frascos com o líquido.
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 ■ Filtração: a separação é feita por meio de um meio poroso capaz de reter 
a fase sólida e permitir a passagem da fase líquida, por exemplo, papel 
filtro, membrana etc. Os filtros possuem a porosidade adequada para a 
aplicação que se é desejada.
Figura 8 - Filtração a vácuo / Fonte: o autor.
Descrição da Imagem: a imagem apresenta umailustração em que se demonstra a filtração a vácuo, por meio 
de um equipamento que une, por meio de uma mangueira, um recipiente com um liquido.
Temos também o processo de separação entre misturas líquidas hete-
rogêneas (líquido-líquido). Para esse tipo de separação, destacamos 
a seguir (GODOI, 2016, p. 163):
 ■ Decantação: neste processo, estão incluídos os líquidos 
imiscíveis (por exemplo, o óleo, lubrificantes, gorduras, 
entre outros) por apresentarem uma densidade diferen-
ciada, proporcionando a separação de fases. Nos labo-
ratórios, essa separação pode ser realizada por meio de 
funis de separação ou funis de decantação. A separação 
dos compostos pode ser realizada a olho nu, onde o lí-
quido com menor densidade fica na parte superior e o 
com maior densidade na parte inferior.
Figura 9 - Funil de separação / Fonte: o autor.
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma ilustração em que se demonstra um 
funil de separação, recipiente de base fina e ponta larga, cuja base se acopla a um bocal.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
Outra separação de misturas heterogêneas envolve misturas entre gases e sóli-
dos. Esse processo é utilizado por indústrias cujo processo forma uma grande 
quantidade de poeiras.
Separação de Misturas Homogêneas
Uma mistura homogênea ocorre, por exemplo, no processo de produção do etanol. 
Após a fermentação, em uma das etapas finais do processo, restam, majoritariamen-
te, dois compostos: a água e o etanol. Para comercialização e atendimento aos pa-
drões de qualidade, deve-se purificar o etanol. Utiliza-se, por exemplo, o processo 
de destilação, capaz de separar os componentes de uma mistura homogênea, devido 
às diferenças existentes no ponto de ebulição da água e etanol.
As principais técnicas são destacadas a seguir (GODOI, 2016, p. 163):
EVAPORAÇÃO
É um processo físico para separar componentes de uma mistura homogênea. Nor-
malmente, a fase líquida, o solvente, vaporiza sob a ação do calor, deixando a fase 
sólida que é o soluto. Na evaporação, não há o interesse em se coletar o vapor 
que se desprende da mistura.
DESTILAÇÃO SIMPLES
A propriedade física em que cada substância líquida tem um valor específico 
de temperatura de ebulição é o que permite a destilação e separação da mistura 
homogênea. Pode ser separado sal dissolvido na água, até mesmo álcool e água. A 
condição para que ocorra a separação é que a substância a ser destilada (sepa-
rada) deve ter um ponto de ebulição mais baixo do que o restante da mistura. A 
mistura (presente em um balão de fundo redondo) é aquecida (por uma manta ou 
bico de Bunsen) e os vapores são conduzidos por meio de uma tubulação de vidro 
(cabeça de destilação) até um condensador em que os vapores quentes trocam 
calor, condensam-se e se liquefazem. Esse líquido é chamado de destilado, sendo 
separado em um béquer ou erlenmeyer.
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Figura 10 - Destilação simples / Fonte: o autor.
Descrição da Imagem: a imagem apresenta um equipamento de destilação simples, formado por recipientes e 
mangueiras que se direcionam para um reservatório.
 ■ Liquefação fracionada: trata-se da aplicação de um processo que envol-
ve a liquefação dos gases contidos na atmosfera. Assim, esse processo é 
denominado de liquefação fracionada, pois ocorre a separação dos com-
ponentes gasosos. Esse processo é empregado para obter gases com altas 
concentrações de nitrogênio, oxigênio, entre outros.
TITULAÇÃO, PADRONIZAÇÃO E MEDIDAS DE PH
A titulação é um processo muito utilizado para a determinação da concentração 
desconhecida de soluções que possuam o caráter ácido ou básico. Quando a solução 
com concentração desconhecida é um ácido, usamos uma base com concentração 
conhecida para determinar a concentração do ácido e vice-versa. O princípio da 
titulação é uma reação química do tipo ácido/base, denominada de neutralização, 
que já aprendemos nas unidades anteriores (RUSSEL, 1994; GODOI, 2017).
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
Titulação e Padronização
No processo de titulação, a substância com concentração desconhecida fica em um 
dispositivo do laboratório chamado de erlenmeyer e é chamado de titulado. Acima do 
erlenmeyer, é disposta uma bureta, equipamento que permite a transferência e me-
dida de líquidos, que contém a substância com concentração conhecida, chamada 
de titulante. Ao titulado é adicionado um indicador de ácido/base, que altera a cor 
quando ocorre a neutralização. No processo de titulação, é adicionado lentamente o 
titulante sobre o titulado, até a mudança da coloração do titulado. Neste momento, 
é possível medir o volume do titulante gasto (da solução com concentração conhe-
cida), e a partir da estequiometria da reação entre o ácido e a base, determinar a 
concentração desconhecida (GODOI, 2016, p.233).
O indicador que foi adicionado ao titulado possui a característica de apresen-
tar determinada coloração em uma solução ácida, básica ou neutra. No Quadro 1, 
temos alguns indicadores ácido/base que são comumente empregados.
INDICADOR MEIO ÁCIDO MEIO BÁSICO
Papel Tornassol Róseo Azul
Fenolftaleína Incolor Vermelho
Alaranjado de Metila Vermelho Amarelo
Azul de Bromotimol Amarelo Azul
Quadro 1 - Indicadores ácido-base / Fonte: o autor.
Conforme mencionado, no processo de titulação ocorre uma reação química cha- 
mada de neutralização entre o ácido e a base, que se estende até que todo o ácido 
ou toda a base seja consumida (ponto em que o número de mols de íons H + do 
ácido é igual ao número de mols de íons OH - da base). Este ponto é visível pela 
mudança de cor (devido à presença do indicador que adicionamos inicialmente), 
ou seja, o ponto de viragem ou ponto de equivalência (GODOI, 2016, p. 233).
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Na Figura 11 temos demonstrado o aparato experimental utilizado no pro-
cesso de titulação:
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�������������������������
�������������������
������
���
Figura 11 - Sistema de titulação / Fonte: o autor.
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma ilustração em que se demonstra um sistema de titulação, 
onde aparecem os elementos: Bureta com o titulante e Erlenmayer com o titulado e com o indicador ácido-base.
A solução que deve ser usada em processos de titulação é chamada de solução pa-
drão, que provém da dissolução de uma quantidade exata de uma substância padrão 
(ácido ou base) num volume conhecido de solução total. Esta solução é chamada de 
padrão primário. No caso de não ter certeza quanto à confiabilidade da solução, haver 
incertezas quanto ao reagente utilizado, pode ser realizado uma operação denomi-
nada de padronização, que nada mais é que uma titulação adicional para conferir a 
concentração da solução que será utilizada como padrão. Soluções padronizadas são 
chamadas de padrão secundário (LENZI et al., 2015; GODOI, 2016).
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
Para exemplificar o conceito de titulação: temos uma solução de hidróxido 
de sódio (NaOH ) que desconhecemos a concentração. Para determinar sua 
concentração, iremos dispor essa solução no erlenmeyer, com a presença de um 
indicador ácido/base, por exemplo, a fenolftaleína. O hidróxido de sódio, por ser 
uma solução com água, contém íons dispersos de Na+ e OH - . Na bureta, iremos 
dispor uma solução de ácido, com concentração conhecida, por exemplo, o ácido 
clorídrico (HCl ). Vagarosamente, vamos adicionando o ácido sobre a base, agitando 
o erlenmeyer, ocorrendo a reação de neutralização descrita a seguir (GODOI, 
2016, p. 233):
NaOH + HCl ➔ NaCl + H2O
Perceba que a reação entre a base e o ácido forma um sal e água. No erlenmeyer, 
tínhamos, inicialmente, uma solução que era básica, por causa da presença do íon 
OH -. Na presença do indicador fenolftaleína, ela se torna rosa. Quando adiciona-
mos o ácido clorídrico, estamos neutralizando essa solução, devido à ocorrência 
da reação química mencionada. No ponto de viragem, quando toda a hidroxila (OH 
-) presente no NaOH foi consumida, ou seja, reagiu com o H + presente no ácido 
(HCl ), produzindoo sal NaCl , o meio se torna neutro e o indicador muda de 
cor, passando para transparente (consulte a tabela dos indicadores apresentada 
anteriormente) (GODOI, 2016, p. 233).
Exemplo 3: em um laboratório de química há uma solução de ácido sulfúrico 
H2SO4 sem identificação da concentração. Então, o laboratorista realiza uma tit-
ulação para determinar a concentração do ácido. Neste processo foram utiliza-
dos 25 ml de hidróxido de sódio NaOH com concentração de 0,2 mol/L para titular 
um volume de 50 ml de solução de H2SO4 . Qual a concentração molar do ácido 
sulfúrico nesta solução?
Solução: primeiramente, devemos escrever a equação entre o ácido e a base:
2 22 4 2 4 2NaOH H SO Na SO H O� �� 
Foram gastos 25ml de NaOH com concentração de 0,2 mol/l, ou seja:
0, 2mol NaOH-----------1000ml
x mol NaOH------------25ml
x = 0, 005mol NaOH
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Pela estequiometria da reação, percebemos que 2 mols H2SO4 reagem com 
1 mol de NaOH , ou seja:
2mol NaOH ---------- 1mol H2SO4
0, 005mol-----------------x
x = 0, 0025 mol H2SO4
A concentração molar é dada por:
C n
VM = 
O número de mols de H2SO4 acabamos de calcular e é 0,0025mol, que está pre- 
sente em 50ml de solução de ácido desconhecida, então a concentração é:
C mol
l
mol lH SOM = =
0 0025
50 1000
0 05 2 4
,
( / )
, /
Medidas de Ph
A medida de pH nada mais é do que mensurar a quantidade de íons H + presente 
na solução. Ou seja, determinar o seu caráter ácido ou básico, ou ainda, a acidez ou 
a basicidade de uma solução qualquer. O pH pode ser determinado com auxílio de 
indicadores ácido-base, dos quais citamos alguns no quadro de indicadores ácido/
base, e também por soluções-padrão ácido e padrão básico, por meio da compa-
ração das cores. Estas são medidas aproximadas. Medidas mais precisas podem 
ser realizadas com o uso do pHmetro (LENZI et al., 2015), que consiste em um 
par de eletrodos conectados a um medidor capaz de medir pequenas voltagens da 
solução, na ordem de milivolts. Uma voltagem que varia com o pH é gerada quando 
os eletrodos são colocados em certa solução. Essa voltagem é lida pelo medidor, que 
é calibrado para fornecer um valor de pH (BROWN et al., 2016; GODOI, 2016).
Em soluções que contém caráter ácido, há a presença de íons H +, responsáveis 
pelo caráter ácido da solução e baixos valores de pH. Em soluções com caráter 
básico, há a presença do íon OH -, responsável pelo caráter básico do meio e por 
altos valores de pH (LENZI et al., 2015; GODOI, 2016).
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
Para a água pura, a concentração é de , /H OH x mol L+ − −   = =   
71 00 10 e 
dizemos que a solução é neutra (BROWN et al., 2016). Para uma solução de ácido 
acético, por exemplo, podemos ter a concentração de , /H x mol L+ −  = 
31 32 10
São todas concentrações muito baixas, expressas em potências de 10. As 
operações com números pequenos tendem a ser complicadas, para simplificar, 
aplicou-se algumas propriedades de logaritmos a essa representação, que é o 
cologaritmo na base 10 de H + (BROWN et al., 2016; GODOI, 2016).
Vejamos a regra, por exemplo, para o caso da água, em que a concentração 
de , /H OH x mol L+ − −   = =   
71 00 10 .
pH H
pH x
pOH OH
pOH
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log
log , ,
log
1 00 10 7 007 
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log , ,1 00 10 7 007 x
 
Este é o pH neutro, da água pura, quando a concentração de H O OH3
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�
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�
�� 
(BROWN et al., 2016). Ou seja, a água, um composto neutro tem pH igual a 7.
No caso do ácido acético, que citamos anteriormente, temos:
pH H x� � �
�
�
� � �
�
�
�
� �
� �
log log , ,1 32 10 2 883 
Ou seja, esta solução de ácido acético tem pH de 2,88. As soluções com caráter 
ácido têm o pH menor que 7,00. As soluções com caráter básico ou alcalino têm 
o pH maior que 7,0. As soluções neutras, como a água, têm o pH igual a 7,0. 
A escala de pH é mostrada na Figura 12, demonstrado para alguns elementos 
de uso comum:
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A medida do pH é uma das análises mais comuns realizadas em laboratórios 
de química. Por exemplo, a água potável tem um pH adequado para consumo 
humano, por isso é constantemente realizada essa análise. Na produção de leites 
e queijos, também é testado o pH do leite “in natura”, a fim de se determinar o 
estado de conservação e armazenamento. Se o leite é velho, se foi armazenado em 
temperaturas maiores que 3 °C ou se está contaminado, o pH do leite é afetado, 
atingindo valores menores que o normal. Nessas condições, há a proliferação de 
bactérias que degradam as proteínas do leite. Entre os subprodutos dessa reação, 
há o ácido láctico, que reduz o pH do leite e permite que seja realizada essa análise 
(GODOI, 2016, p. 233).
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Figura 12 - Algumas soluções comuns e o seu pH
Fonte: http://andre-godinho-cfq-8a.blogspot.com/2012/12/escala-de-ph.html. Acesso em: 17 out. 2023..
Descrição da Imagem: a imagem apresenta algumas soluções comuns e seu Ph: suco gástrico, limão, vinagre, uvas, 
água da chuva, água pura, sangue, água do mar, pasta dentífrica, detergente amoniacal, lixívia, soda em solução.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
Chuva Ácida
A chuva ácida é um fenômeno que começou a surtir efeito com o grande cresci-
mento das cidades e com alto nível de industrialização. As substâncias NO2, 
geradas por carros, indústrias, usinas energéticas, se combinam com o vapor de 
água presente na atmosfera, formando compostos ácidos. Os ácidos nítricos, 
sulfurosos e sulfúricos são formados, respectivamente, pelas equações quími-
cas a seguir: 
( )
( )
( )
 
 
 
 
 
NO H O HNO Ácido nítrico
SO H O H SO Ácido sulfuroso
SO H O H SO Ácido sulfórico
+ →
+ →
+ →
2 2 3
2 2 2 3
3 2 2 4
 
A chuva é considerada ácida quando o seu pH é menor que 5,6. A chuva com 
essa característica ácida causa grande impacto ambiental, gerando danos a 
rios, lagos, alterando a composição química de solos e das águas, interferem 
nas cadeias alimentares, corroem estruturas metálicas, monumentos históricos 
e podem desestabilizar edificações.
Fonte: os autores.
APROFUNDANDO
NOÇÕES BÁSICAS DE SEGURANÇA E CUIDADOS 
LABORATORIAIS
O trabalho em um laboratório de química, física, biologia exige o conhecimento 
de algumas regras de conduta e segurança atreladas na manipulação de produtos 
químicos. Assim, buscamos fornecer, para você, as principais regras a serem se-
guidas no laboratório, algumas medidas de segurança comumente adotadas por 
grande parte dos laboratórios, além do conhecimento de alguns equipamentos 
que nos auxiliam em nossa proteção, preservando nossa integridade física e saúde 
(GODOI, 2016, p. 16).
Ao entrar em um laboratório de química, estudante, você deve considerar que 
os produtos existentes podem ser inflamáveis, explosivos, corrosivos e, até mesmo, 
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tóxicos, devendo evitar o contato com substâncias das quais não temos o devido 
conhecimento. Assim, a manipulação de produtos químicos, recipientes frágeis (vidros) 
e superfícies aquecidas geram os fatores capazes de causar acidentes, com danos leves 
e graves à nossa saúde e, também, de todas as pessoas que trabalham nesse espaço, po-
dendo afetar, inclusive, ao meio ambiente (GODOI, 2016, p. 16).
O risco existente na manipulação de produtos químicos, em muitos casos, não é 
visível ou aparente. Vidrarias, que se encontram quentes, não apresentam uma 
característica diferenciada, sendo que pessoas desavisadas podem sofrer danos, 
como queimaduras. Contudo, mesmo substâncias que visualmente parecem 
ser inofensivas, como o caso de substâncias inodoras (sem cheiro) ou incolores, 
quando inaladas ou por meio do contato físico, podem ocasionar doenças nos 
trabalhadores desprotegidos (GODOI, 2016, p. 16).
ZOOM NO CONHECIMENTO
De acordo com Bessler e Neder (2011), osprincipais acidentes em laboratórios 
de química devem-se a ferimentos que são causados por vidros quebrados, pelo 
contato direto com substâncias cáusticas, incêndios com líquidos inflamáveis e, até 
mesmo, explosões. Ainda de acordo com os autores, no caso de acidentes, o respon-
sável pelo laboratório deve proceder adequadamente, com o intuito de minimizar 
suas consequências (GODOI, 2016, p. 16).
Além dos riscos relacionados a agentes químicos, existem riscos relacionados à 
manipulação de agentes biológicos. Os riscos biológicos estão atrelados à existên-
cia de vírus, bactérias, protozoários, parasitas, fungos, bacilos, entre outros. Estes 
microrganismos, em contato com as pessoas, podem provocar inúmeras doenças. 
Este tipo de risco é acentuado para pessoas que trabalham em indústrias de alimen-
tação, em hospitais e clínicas de análises clínicas, em setores de limpeza, entre outros. 
Dessa forma, nestes ambientes, se faz necessário medidas preventivas para que as 
condições de higiene e segurança reduzam os fatores de risco. 
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
Antes de adentrar em laboratório que manipulam agentes químicos e biológicos, deve-
-se conhecer previamente os riscos a que se estará exposto. Estes riscos estão asso-
ciados a essa atividade laboral e se deve ao fato dos indivíduos ficarem constante-
mente expostos a situações potencialmente perigosas (GODOI, 2016, p. 16). Com o 
intuito de diminuir a frequência e a gravidade com que esses acidentes ocorrem, 
é extremamente necessário o atendimento de uma série de normas que podem ser 
preestabelecidas por Engenheiros de Segurança no Trabalho (para o atendimento 
da legislação nacional e/ou internacional) ou por conhecedores técnicos desse 
assunto. Essas regras são específicas para cada tipo de laboratório, ou seja, depende 
do ramo de atividade, dos produtos químicos manipulados, dos agentes biológicos 
envolvidos, das leis trabalhistas, entre outros. De forma geral, destacam-se algumas 
medidas comuns aos laboratórios de química e biologia, sendo elas (BESSLER; 
NEDER, 2011; FONSECA; BRASILINO, 2007; MARTINS et al., 2013; ABREU; 
SILVA, 2016; GODOI, 2016):
 ■ O laboratório envolve diversos riscos, então se deve trabalhar com atenção, 
calma e prudência.
 ■ Verifique o local e o funcionamento dos dispositivos de segurança do 
laboratório, tais como: extintores de incêndio, chuveiros de emergência, 
lavadores de olhos e saída de emergências. Crie registros para checagem 
periódica do funcionamento desses equipamentos.
 ■ Vista-se com roupas e calçados adequados (fechados), utilizando jalecos 
preferencialmente de algodão, calça comprida, sapatos fechados. Cabelos 
compridos devem ser mantidos presos.
 ■ Todas as substâncias, sem prévio conhecimento, devem ser consideradas 
nocivas e perigosas. Evite o contato direto e nunca faça a mistura de rea-
gentes dos quais não tenha o devido conhecimento.
O vídeo é bastante cômico, mas retrata as consequências em realizar pro-
cedimentos no laboratório dos quais não se tem o devido conhecimento. Re-
cursos de mídia disponíveis no conteúdo digital do ambiente virtual de 
aprendizagem. Conteúdo de áudio/vídeo não patrocinado. Esse recurso uti-
lizará seu pacote de dados (ou WiFi) para ser exibido.
EU INDICO
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 ■ Não se deve comer ou beber em um laboratório. Os alimentos podem ser 
contaminados, por exemplo, por vapores tóxicos ou por agentes biológicos, 
podendo prejudicar a saúde dos trabalhadores.
 ■ Mantenha sua bancada de trabalho organizada e limpa.
 ■ Se algum produto químico for acidentalmente derramado, na pele ou no 
ambiente, deve-se verificar nas fichas de segurança de produtos químicos 
(FISPQ) sobre os procedimentos corretos a serem adotados.
 ■ Todos os colaboradores do laboratório devem ter acesso às FISPQ dos 
produtos químicos manipulados antes de iniciar suas atividades, e estas 
devem ser dispostas em locais de fácil acesso para todos.
 ■ Não descarte as substâncias químicas já utilizadas, na pia ou esgoto. 
Consulte a ficha de segurança de produtos químicos, sobre a maneira 
correta de se fazer o descarte ou as orientações de conhecedores e técnicos 
da área de segurança, sobre as medidas para descarte. Lembre-se que du-
rante o descarte, se houver a mistura de reagentes químicos incompatíveis, 
podem ocorrer acidentes, explosões, entre outros.
 ■ Evite o contato de qualquer substância com a sua pele. Evite passar os 
dedos na boca, nariz, olhos e ouvidos. Caso alguma substância química 
respingue em sua pele, deve ser lavada imediatamente a área afetada com 
água em abundância.
 ■ A manipulação de produtos químicos e tóxicos deve ser cautelosa, pre-
ferencialmente, no caso de manipulação de ácidos, bases concentrados e 
produtos tóxicos.
 ■ Tenha cuidado no manuseio e transporte de vidrarias. Peças de vidro que- 
bradas podem causar sérios acidentes.
 ■ Nunca tente saber o sabor de um produto químico que não tenha grau 
alimentício.
 ■ Quando houver a necessidade de se detectar o desprendimento de gases 
pelos produtos químicos ou reações químicas, nunca coloque seu rosto 
próximo ao frasco ou recipiente que contém o produto. Desloque, com 
sua mão, os vapores desprendidos em direção ao seu nariz. Só realize 
esta operação de for extremamente necessário e se houver conhecimento 
das propriedades toxicológicas dos gases desprendidos, que podem ser 
encontradas na FISPQ.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
Figura 13 – Odor de compostos químicos. 
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma fotografia de um homem, vestido de avental branco, luvas 
brancas e óculos transparentes de proteção, em um laboratório, fazendo gesto com as mãos para evidenciar 
determinado odor.
 ■ Não deixe materiais e vidrarias quentes sem mensagens de advertência. 
Outros colaboradores podem pegá-los inadvertidamente, podendo causar 
queimaduras, quebras e corte de membros.
 ■ Certificar-se de que a válvula de segurança do gás metano (gás de cozi-
nha) está fechada quando não estiver utilizando esse produto.
 ■ Os reagentes inflamáveis devem ser manipulados longe de fontes de ignição, 
tais como: tomadas, bico de Bunsen, fogo, entre outros.
 ■ Ao realizar aquecimento de tubos de ensaio em bico de Bunsen, reali-
zar esse aquecimento pela lateral da parede do tubo, e não pelo fundo, 
para promover um aquecimento uniforme. Não deixe a boca do tubo 
voltado para seu rosto, pois o desprendimento de produtos químicos 
pode causar acidentes.
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Figura 14 – Aquecimento de tubo de ensaio. 
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma fotografia em que se demonstra o aquecimento de um tubo de 
ensaio. Vê-se a chama saindo de um recipiente em direção a um objeto acima dele.
 ■ Existem diversos frascos de reagentes químicos semelhantes. Certifique-se de 
utilizar o reagente correto pela identificação do rótulo do frasco. Despeje o 
líquido presente no frasco com a parte oposta do rótulo para não o inutilizar 
(escorrer sobre o rótulo) e prejudicar na identificação do produto químico.
 ■ Todos os procedimentos que envolvam a liberação de vapores, sejam eles 
voláteis, corrosivos, tóxicos ou inflamáveis, devem ser realizados na capela 
de exaustão, bem como a manipulação de agentes microbiológicos com 
potenciais riscos à saúde, que devem ser realizados em capelas ou cabines 
de segurança biológica, em que há sucção dos componentes presentes para 
fora do laboratório, em um sistema de coleta e tratamento destes resíduos.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
Figura 15 – Cabine de segurança biológica. 
Descrição da Imagem: a imagem apresenta uma fotografia em que um homem, trajando as vestes de proteção, 
manipula recipientes em um laboratório. Entre ele e os recipientes e objetos, há uma barreira transparente.
Substâncias corrosivas: as substâncias mais utilizadas que possuem caráter 
corrosivo são os ácidos, as bases e os compostos halogenados. Quando o 
efeito corrosivo dessas substâncias atinge a pele ou os tecidos vivos, o pro-
cessoé chamado de queimadura química. Neste processo, há a desnaturação 
das proteínas e a hidratação, que remove a água dos tecidos em um processo 
exotérmico, contribuindo para a queimadura.
Substâncias inflamáveis: aquelas que liberam vapores inflamáveis, que na 
presença de uma fonte de calor, pode gerar fogo e explosão. Devem ser ma-
nipulados longe de chamas e em local ventilado ou aberto. Ex: etanol, o éter 
etílico, hidrogênio, metano, propano, entre outros.
Compostos tóxicos: os compostos tóxicos, como o próprio nome diz, são tóxicos 
ao ser humano; dependendo da concentração a que se é exposto, pode ser letal.
Compostos voláteis: são compostos que passam facilmente do estado líqui-
do para a fase vapor na temperatura ambiente, ou seja, sem a necessidade de 
aquecimento. Ex.: éter, álcool, acetona, entre outros. Devem ser mantidos em 
embalagens fechadas para que não evaporem rapidamente para o ambiente. 
Podem ou não ser inflamáveis ou tóxicos.
Fonte: Godoi (2016, p. 16).
APROFUNDANDO
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 ■ Sempre que for efetuar a diluição de um ácido concentrado, principalmente 
o ácido sulfúrico, adicione lentamente o ácido concentrado sobre a água. 
Nunca faça o contrário. O processo inverso pode desprender moléculas 
de gás hidrogênio de forma violenta, que podem carregar junto partículas 
de ácidos, podendo atingir sua pele, olhos, entre outros.
 ■ Atenção na diluição de substâncias. No caso da diluição de ácidos concen-
trados, grande parte dos processos são exotérmicos, ou seja, liberam calor, 
deixando os recipientes quentes, podendo causar queimaduras.
 ■ Na manipulação de frascos de reagentes químicos, deixe as tampas vol-
tadas para cima para evitar contaminações cruzadas.
 ■ Não deixe frascos de reagentes abertos quando não estiverem sendo ma-
nipulados. Alguns reagentes são voláteis e podem perder as propriedades 
desejadas.
 ■ Retire do frasco do reagente somente a quantidade que for necessária para 
a prática química. Não retorne ao frasco original restos de reagentes não 
utilizados, pois estes podem ser contaminados por vidrarias mal lavadas, 
entre outros.
 ■ Não introduza pipetas, conta-gotas, em frascos de reagentes químicos. 
Para correta manipulação, retire a alíquota necessária em um recipiente, 
por exemplo, um béquer, e então realize a transferência para o equipa-
mento desejado.
 ■ Identifique os extintores de incêndio presentes no laboratório. Veja em seu 
rótulo quais as indicações de uso, ou seja, para quais tipos de incêndios 
são destinados.
 ■ Use corretamente os instrumentos de proteção individual (EPI) e de pro-
teção coletiva (EPC). Para saber quais são os aparelhos corretos a serem 
usados, verifique as fichas de segurança de produtos químicos e siga as 
orientações do Engenheiro de Segurança no Trabalho.
 ■ Atenção para o uso de lentes de contato. Em geral, não é recomendado o 
uso no laboratório, pois o respingo de produtos químicos nos olhos com 
lentes pode dificultar a sua retirada dos olhos. Elas podem ficar aderidas 
na retina.
 ■ Não utilize roupas de natureza sintética. Dê preferência para roupas de algodão. 
Roupas sintéticas, em caso de incêndios, podem ficar aderidas na pele.
 ■ Lave as mãos após encerrar as atividades no laboratório.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
 ■ Evite trabalhar sozinho no laboratório. Em caso de acidentes, a pessoa 
pode ficar inconsciente.
Alguns cuidados devem ser tomados quanto houver a manipulação de agentes 
biológicos, por exemplo:
DESCRIÇÃO DOS PRODUTOS, MATERIAIS E RESÍDUOS
Visa detalhar os produtos resultantes de cada processo de trabalho;
DESCRIÇÃO DAS EQUIPES DE TRABALHO
Tem por objetivo um detalhamento de todas as equipes de trabalho, bem como seu 
vínculo empregatício com a empresa. A caracterização permite identificar o perfil 
da mão de obra do determinado setor, como: quantidade de mão de obra, sexo, 
faixa etária, grau de escolaridade e tempo de trabalho;
DESCRIÇÃO DAS ATIVIDADES DOS TRABALHADORES
Consiste num levantamento das atividades e tarefas executadas por cada tra-
balhador, a frequência que são exercidas e os locais. É importante realizar um 
levantamento com o trabalhador sobre o nível de responsabilidade e atenção;
PREENCHIMENTO DA TABELA
Grupos de riscos; local/atividade: sintomas/sinais; acidentes/doenças; 
recomendações: consiste na confecção de uma tabela ou quadro de condições de 
trabalho do processo estudado. Para seu preenchimento é fundamental a partici-
pação dos colaboradores;
PREENCHIMENTO DOS DOCUMENTOS DA NORMA REGULAMENTADORA NR-5
Esta etapa consiste na representação gráfica dos riscos que deverá ser feita com 
a base no layout do espaço físico do local de trabalho conforme o anexo IV da 
Norma Regulamentadora nº 5 – NR-5 e da Portaria 3214 do MTb (BRASIL, 2022a). 
Os riscos devem ser indicados com círculos de diferentes tamanhos e cores, de 
acordo com sua gravidade.
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Equipamentos de Proteção Individual e Coletiva
A Norma Regulamentadora n° 6, do Ministério do Trabalho e do Emprego 
(MTE), determina que todo e qualquer tipo de empresa é obrigada a fornecer 
aos seus trabalhadores, de forma gratuita, os equipamentos de proteção indivi-
dual (EPI) e equipamentos de proteção coletiva (EPC) adequadas ao risco e em 
perfeitas condições de uso. Essa mesma regulamentação considera equipamento de 
proteção individual todo dispositivo ou produto de uso individual, utilizado pelo 
trabalhador, destinado à proteção de riscos suscetíveis de ameaçar à segurança e 
a saúde no trabalho (GODOI, 2016, p. 16).
Já o equipamento de proteção coletiva (EPC) trata-se de todo dispositivo, sistema 
ou produto de uso coletivo que é destinado à proteção e promoção da saúde em um 
ambiente de trabalho. Em outras palavras, trata-se de um equipamento que pode ser 
utilizado por mais de um trabalhador para promover a segurança no local de trabalho 
ou oferece a proteção a um grupo de pessoas (GODOI, 2016, p. 16).
A seguir, são relacionados alguns equipamentos de proteção mais comuns nos 
laboratórios (GODOI, 2016, p. 16): 
Óculos de segurança: é um EPI 
utilizado para a proteção dos olhos, 
podendo ser fabricado por diversos 
materiais, dentre eles acrílico ou 
plástico rígido. Recomenda-se utilizar 
óculos com proteção lateral, a fim de 
cobrir uma maior região dos olhos. 
No laboratório de química, protege 
principalmente contra o respingo de 
produtos químicos.
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Luvas: utilizada para a proteção das 
mãos de agentes corrosivos, cortan-
tes, térmicos e biológicos, ou seja, 
existe um tipo adequado de luva con-
forme o risco e a atividade exercida. 
Ela pode ser fabricada por diversos 
materiais, como couro ou algodão, 
para proteção térmica e mecânica; 
metal para proteção de materiais cor-
tantes; e nitrílicas, PVC ou látex para 
a proteção contra reagentes diversos 
e riscos microbiológicos.
Jalecos ou guarda-pós: recomen-
dado o uso de jalecos compridos e 
mangas compridas para proteção 
dos membros superiores e corpo. É 
aconselhado o uso do jaleco de algo-
dão, já que os de fibra sintética são 
altamente inflamáveis. É importante o 
uso desse EPI para proteger o corpo 
contra eventuais produtos químicos e 
biológicos que, acidentalmente, pos-
sam entrar em contato com o corpo 
do trabalhador (GODOI, 2016).
Sapatos de segurança: utilizado 
para a proteção dos pés em ati-
vidades diversas. Para a proteção 
contra reagentes químicos, pode ser 
utilizado sapatos fechados em geral. 
Para ambientes de trabalho úmido e 
escorregadios, é indicado o uso das 
botas de PVC.
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Máscara: o uso de máscaras em 
laboratórios de química é muito 
comum, principalmente para usu- 
ários que trabalham com produtos 
químicos que são voláteis, como 
ácidos, ou com agentes biológicos 
que oferecem riscos à saúde. Para 
produtos que são tóxicos, devem ser 
usadas máscaras com carvão ativa-
do, presente no refil, que absorve os 
compostos tóxicos.
Figura 16 – EPIs: óculos de segurança, luvas, jaleco, botas de PVC, respirador / Fonte:o autor.
Descrição da Imagem: a imagem apresenta os EPIs: óculos de segurança; luvas, jaleco, botas de PVC, respirador. 
Ao lado de cada item, representado por uma fotografia, há um descrição detalhada de cada um deles.
Em geral, os equipamentos, listados anteriormente, são de uso individual, ou 
seja, tratam-se de EPIs. Os equipamentos de proteção coletiva tratam-se de todos 
os dispositivos ou sistemas que promovem a proteção coletiva, para assegurar a 
integridade física e da saúde de um grupo de trabalhadores. São exemplos de equi- 
pamentos de proteção coletiva: sinalizações de segurança, proteção de partes móveis 
de máquinas, corrimão de escadas, ventilação de locais de trabalho, extintores de 
incêndio, kit de primeiros socorros, dentre outros. Nos laboratórios, alguns dos 
principais equipamentos de proteção coletiva são (GODOI, 2016, p. 16):
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
Cabines de exaustão química/
biológica e capela de fluxo lami-
nar (capela): a capela de exaustão 
química/biológica é utilizada para 
manipulação de compostos químicos 
que desprendem vapores, por exem-
plo os compostos tóxicos, que podem 
causar danos à saúde, e também 
para manipulação de agentes bioló-
gicos que possam representar riscos 
à saúde. Os vapores são exauridos 
para a parte externa, sendo destina-
das a equipamentos específicos que 
fazem a recuperação deste produto 
e, posteriormente, tratamento. Quan-
do os agentes químicos e biológicos 
não fornecem riscos à saúde pode 
ser utilizado uma capela do tipo fluxo 
laminar. Neste caso, há interesse em 
proteger o produto que está sendo 
manipulado, e o fluxo de ar é direcio-
nado para fora da capela pelo espaço 
existente na abertura frontal, indo 
em direção do usuário.
Lava-olhos: utilizados para lavar 
os olhos de pessoas que possam ter 
o contato acidental com produtos 
químicos.
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Sprinkler: são chuveiros automáti-
cos para a extinção de incêndio.
Chuveiros de emergência: utiliza-
dos para remover produtos químicos 
que possam entrar em contato com 
o corpo dos trabalhadores.
Figura 17 - Chuveiro de segurança, capela de fluxo laminar, lavatório de olhos, sprinkler / Fonte: o autor.
Descrição da Imagem: a imagem apresenta: chhuveiro de segurança, capela de fluxo laminar, lavatório de olhos, 
sprinkler. Ao lado de cada item, representado por uma fotografia, há uma descrição detalhada de cada um deles.
MANTA OU COBERTOR
Utilizada para abafar ou envolver a vítima de incêndio, sendo indicada a confecção 
em lã ou algodão grosso.
MANGUEIRA DE INCÊNDIO
Utilizada para apagar incêndios.
DETECTORES DE GASES: 
Detectam a presença de determinados tipos de gases (tóxicos, cáusticos, dentre 
outros) e emite avisos sonoros para alertar os usuários do laboratório sobre os perigos.
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TEMA DE APRENDIZAGEM 9
Até então, estudante, obtivemos uma visão geral das regras de segurança em um 
laboratório, que devem ser conhecidas antes de se adentrar a esse ambiente, para 
evitar acidentes. Regras específicas surgem da necessidade de cada laboratório, 
de acordo com os produtos que são manipulados, grau de periculosidade, entre 
outros. Por exemplo, para um laboratório que manipula materiais que são radioa-
tivos, existem outras normas que são muito específicas para esse tipo de aplicação 
(GODOI, 2016, p. 16).
Muitos dos laboratórios possuem em sua entrada a informação sobre os riscos 
envolvidos naquele ambiente, bem como a proporção do risco. Podem trazer também 
uma indicação prévia dos EPIs recomendados para o uso. Apresentamos nesta seção 
regras básicas e comuns, que são adaptadas para cada realidade e que podem ter um 
maior ou menor grau de rigor, que irá depender do grau de risco envolvido.
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NOVOS DESAFIOS
Chegamos ao fim desta unidade! Nela, incorporamos conceitos importantes dos 
materiais, tais como miscibilidade e solubilidade que interferem no processo de 
formação de misturas. Em termos das misturas, vislumbramos que elas podem 
ser homogêneas e heterógenas, e que sua formação em uma destas classes vai 
depender da interação entre os compostos participantes, ou seja, a polaridade 
entre as moléculas. Entendemos a regra geral e generalista que define que “seme-
lhante dissolve semelhante”, nos permitindo explicar o motivo da água e o óleo de 
cozinha não se misturarem: a água é um composto polar (há cargas parciais em 
suas moléculas), enquanto que o óleo é apolar (é uma molécula neutra), e pela 
ausência de forças atrativas, não se misturam, formando uma mistura heterogênea. 
Vislumbramos ainda que um outro processo que interfere na formação de misturas 
homogêneas e heterogêneas é a solubilidade. Se dissolvermos uma quantidade 
excessiva de soluto em um solvente, acima de seu coeficiente de solubilidade, parte 
do soluto não irá se dissolver, formando uma mistura heterogênea. 
Além destas propriedades físicas estudas (solubilidade e miscibilidade), es-
tudamos também o ponto de fusão, o ponto de ebulição e a densidade. Estas 
são propriedades fundamentais para permitir separar as misturas. Em unidades 
anteriores estudamos as transformações da matéria, entre elas, as transformações 
químicas, regidas por reações químicas. Em uma reação química são formados 
compostos de interesse comercial, farmacêutico, biológico, mas formam-se com-
postos de pouco interesse, chamados de subprodutos. Estes compostos formados 
ficam imersos em uma mistura homogênea ou heterogênea, e há a necessidade de 
separação dos compostos de interesse.
Em seguida, passamos a ter um contato com técnicas experimentais da quí-
mica. Entendemos o processo de titulação e padronização, utilizada para averiguar 
a concentração de soluções com caráter ácido e básico, e que se utilizam de con-
ceitos vistos em outras unidades: a neutralização, que é uma reação entre um ácido 
e uma base. E por fim vislumbramos algumas regras básicas para atuação no labo-
ratório, destacando os mecanismos disponíveis para a proteção, tais como o uso 
dos EPIs e EPCs. Até a próxima!
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VAMOS PRATICAR
1. Durante o recebimento de amostras para a aprovação do leite “in natura” de um de-
terminado laticínio, o responsável pelo laboratório precisa decidir sobre o recebimento 
do leite. Uma das análises realizadas por esse laticínio, para aprovação ou reprovação, 
é a de densidade. No laboratório, foi utilizada uma proveta de 500,0 mL, previamente 
tarada na balança. Completou-se todo o volume da proveta, o leite a ser analisado, e 
se obteve uma massa de 542,05 g. Com base nesses valores, considerando que os 
limites de densidade aceitáveis para recebimento são 1,023 – 1,040 g/mL a 15° C e 1 
atm. Determine se esse recebimento foi aprovado ou reprovado.
2. As misturas têm grande importância na rotina das pessoas. Os automóveis utilizam-se 
dos combustíveis, que é uma mistura homogênea entre seus constituintes. Sobre este 
assunto, leia as afirmações a seguir e marque a alternativa que reúne as afirmações 
corretas.
a) A mistura homogênea ocorre quando temos mais de dois componentes e não é pos-
sível fazer a sua separação.
b) A mistura homogênea ocorre quando temos, apenas, um componente, sendo possível 
realizar sua separação.
c) A separação de uma mistura homogênea, contendo água e sal, pode ser realizada por 
meio de um processo de filtração simples.
d) Uma mistura heterogênea composta de sal e areia pode ser separada mediante um 
processo de levigação e isso só é possível devido à diferença na densidade desses 
dois compostos.
e) Dentre as propriedades que caracterizam as misturas, tanto homogêneas quanto 
heterogêneas, pode-se destacar o ponto de fusão, ponto de ebulição, a densidade, 
solubilidade, entre outras.
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VAMOS PRATICAR
3. O ácido clorídrico HCl é muito utilizado em análises laboratoriais para neutralização de 
soluções, para isso, há necessidade de se conhecer sua real concentração, que pode 
ser feito por titulação. Em uma titulação ácido-base, você utilizou 30,0 mL de HCl para 
titular 80,0 mL deuma solução de Na CO2 3 com concentração 0,0350 M (GODOI, 
2016). A reação é apresentada a seguir:
HCl Na CO NaCl H O CO + + +2 3 2 2→ 
Determine a concentração da solução de HCl (em g/L) e assinale a alternativa correta. 
Não esqueça de balancear a equação. 
a) 0,00280 g/L.
b) 0,204 g/L. 
c) 6,81 g/L.
d) 20,4 g/L.
e) 28,0 g/L.
4. Um biólogo, fazendo trabalho de campo, necessitou coletar uma amostra de um de-
terminado afluente. Na análise titulométrica realizada, constatou que a quantidade de 
íons H + presentes era igual a 106mol L / . Os parâmetros aceitáveis de pH para aquela 
região testada variam entre 4 e 9. Calcule o valor do pH da água amostrada.
a) 3.
b) 8.
c) 11.
d) 13.
e) 6.
5. Antes de entrar em um local que manipula ou armazena produtos químicos, é neces-
sário seguir algumas medidas para a garantia da segurança. Cite cinco medidas de 
conduta comuns em laboratórios químicos.
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REFERÊNCIAS
ABREU, D. G.; SILVA, G. M. Química básica experimental. São Paulo: Universidade de São 
Paulo, 2016.
BRASIL. Ministério do Trabalho e Emprego. NR 5 - Comissão interna de prevenção de aci-
dentes. 2011. Brasília, DF: Ministério do Trabalho e Emprego, 2022a. Disponível em: https://
www.gov.br/trabalho-e-emprego/pt-br/acesso-a-informacao/participacao-social/conse-
lhos-e-orgaos-colegiados/comissao-tripartite-partitaria-permanente/arquivos/normas-re-
gulamentadoras/nr-05-atualizada-2022.pdf. Acesso em: 17 out. 2023. 
BRASIL. Ministério do Trabalho e Emprego. NR 6 - Equipamento de proteção individual - 
EPI. Brasília, DF: Ministério do Trabalho e Emprego, 2022b. Disponível em: https://www.gov.
br/trabalho-e-emprego/pt-br/acesso-a-informacao/participacao-social/conselhos-e-or-
gaos-colegiados/comissao-tripartite-partitaria-permanente/arquivos/normas-regulamen-
tadoras/nr-06-atualizada-2022-1.pdf. Acesso em: 17 out. 2023. 
BESSLER, K. E.; NEDER, A. V. F. Química em tubos de ensaio: uma abordagem para princi-
piantes. São Paulo: Blucher, 2011.
BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. Rio de Janeiro: Pearson, 2016.
FONSECA, M. G.; BRASILINO, M. G. A. Química básica experimental. João Pessoa: Univer-
sidade Federal da Paraíba, 2007.
GODINHO, A. Escala de pH. Blog de Físico-Química do André, [s. l.], 2012. m: http://an-
dre-godinho-cfq-8a.blogspot.com.br/2012/12/escala-de-ph.html. Acesso em: 17 out. 2023. 
GODOI, T. B. Química experimental. Maringá: Unicesumar, 2016.
RUSSELL, J. B. Química geral. São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 1994.
LENZI, E. et al. Química geral experimental. Rio de Janeiro: F. Bastos, 2015.
MARTINS, G. A. V. et al. Laboratório de química geral experimental. Brasília, DF: Univer-
sidade de Brasília, 2013.
PERIPATO, D. P. Decantação. Portal São Francisco, [s. l.], c2023. Disponível em: https://
www.portalsaofrancisco.com.br/quimica/decantacao. Acesso em: 17 out. 2023. 
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1. O problema é muito simples de ser resolvido, bastando aplicar a fórmula da densidade:
d m
V
= 
A massa é de 542,05 g e o volume de 500,0 mL, assim, a densidade nas condições an-
teriormente estabelecida fica da forma:
d g
mL
g mL= =
542 05
500 0
1 084,
,
, /
Como esse valor está acima do limite máximo estipulado (1,040 g/mL), o leite deve ser 
reprovado.
2. E. 
Segue a justificativa das alternativas incorretas: 
a) É possível separar os componentes de uma mistura homogênea.
b) Para ser mistura, necessariamente, devemos ter dois ou mais componentes.
c) Não, filtração é capaz de separar misturas heterogêneas.
d) Primeiro deve ser realizado uma dissolução, para dissolver o sal, então deve 
ser realizado uma filtração, para separar a areia e, em seguida, uma evaporação, 
para recuperar o sal.
e) Correto.
3. C. 
Antes de iniciar, devemos balancear a equação:
2 22 3 2 2HCl Na CO NaCl H O CO� � � � 
A solução de carbonato de sódio tem a concentração de 0,0350 mol/L:
0 0350 2 3, .................
...............
 1000mmolNa CO L
x .................................... ,
,
80 0
0 00280 2
mL
x molNa= CCO3
 
Pela estequiometria da reação:
GABARITO
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5
5
2 1molmolHCl Na CO
x
.................
...................
2 3
...................... ,
,
0 00280
0 00560
mL
x molHCl= 
Pela massa molar do HCl:
1
0 00560
molHCl HCl
mol
 36,5g 
 
.................
, ........................
,
x
x g de HCl= 0 2044 
Mas temos essa quantidade de HCl em um volume 30,0 mL, precisamos descobrir a 
quantidade em 1 L:
0 2044, .................
..................
g de HCl
x
 30,0mL
....................... ,
, /
1000 0
6 81
mL
x g L HCl= 
4. E. Como o exercício forneceu a concentração em quantidade de matéria do hidrônio, 
basta utilizar a expressão do pH:
pH H
pH
pH
pH
pH
� � �
�
�
�
� � ��
�
�
�
� �
� �
�
�
log
log ,
log
1 0 10
6 1
6 0
6
6
 
5. I - Vista-se com roupas e calçados adequados (fechados). Cabelos compridos devem ser 
mantidos presos. II - Não se deve comer ou beber em um laboratório. Os alimentos podem 
ser contaminados, por exemplo, por vapores tóxicos, podendo prejudicar a saúde dos 
trabalhadores. III - Evite o contato de qualquer substância com a sua pele. Evite passar 
os dedos na boca, nariz, olhos e ouvidos. Caso alguma substância química respingue 
em sua pele, deve ser lavada imediatamente a área afetada com água em abundância. 
IV - Todos os procedimentos que envolvam a liberação de vapores, corrosivos, tóxicos 
ou inflamáveis devem ser realizados na capela de exaustão. V - Não utilize roupas de 
natureza sintética. Dê preferência para roupas de algodão. Roupas sintéticas, em caso 
de incêndios, podem ficar aderidas na pele.
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