Fundamentos de Química

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í
Atomística
Matéria: constituída por átomos e suas 
combinações
Átomo: a palavra átomo vem do grego
a = não tomo = divisão “algo que não pode 
ser dividido”
Modelos Atômicos
Dalton (1766 - 1844) 
Bola de Bilhar
•Minúscula esfera maciça
• Impenetrável
• Indestrutível
• Indivisível 
• Sem carga
Thomson (1856 - 1940) 
Pudim com Passas
• Divisibilidade do átomo
• Elétrons presos a uma esfera 
onde havia carga elétrica positiva
Rutherford (1871 - 1937) 
Sistema Planetário
• Contestando Thomson em 1903
• Revolução: base p/teoria atômica
• Câmera Metálica fechada
• Pequeno recipiente de chumbo, com fragmentos de polônio. 
• Ele posicionou uma lâmina de outro bastante fina coberta 
por uma película de sulfeto de zinco. 
• Comportamento das partículas: padronizado. 
• Espaços vazios e que o centro do átomo era 
muito menor considerando todo seu diâmetro. 
• Descobriu a eletrosfera. 
• Não sabia do que era constituído o núcleo. 
• Apenas supunha que existissem nêutrons
Bohr (1885 - 1962) 
Rutherford - Bohr
• Explicou como se comportava 
o átomo de hidrogênio 
• Preencheu a lacuna que 
existia na teoria de Rutherford 
Quantização de Energia Atômica: cada elétron apresenta uma 
quantidade específica de energia
Saltos Quânticos: cada elétron tem uma órbita – estados estacionários. Ao 
emitir energia, o elétron salta para uma órbita mais distante do núcleo
Nível de Energia: aumenta quando consume energia e diminui quando produz energia 
Níveis de Energia: K, L, M, N, O, P, Q
Princípios Elementares
Isótopos: átomos de um mesmo elemento químico 
com diferente número de massa e de nêutrons
Isóbaros: átomos de elementos diferentes químicos, 
número atômico diferentes, mesmo número de massa 
Isótonos: átomos de diferentes números atômicos, 
número de massa, mesmo número de nêutrons
Número Atômico 
Número de Massa 
Número de Nêutrons
Z -
A -
N -
O
16
8
A = Z + N
N = A - Z
O
16
8
N=8 O
17
8
N=9 O
18
8
N=10 C
14
6
N=8 N
14
7
N=7
C
12
6
N=6 B
11
5
N=6
1 – 18 : são os grupos 
Propriedades Periódicas:
Estrutura Atômica
Tabela Periódica
Eletronegatividade: é a tendência que um átomo tem 
em receber elétrons em uma ligação química
Eletropositividade: é a tendência que um átomo tem 
em perder elétrons em uma ligação química
Raio Atômico: é a distância do núcleo de um 
átomo à sua eletrosfera na camada mais externa 
Afinidade Eletrônica: mede a energia liberada por 
um átomo em estado fundamental e no estado 
gasoso ao receber um elétron
Potencial de Ionização: a energia necessária para 
retirar um elétron de um átomo neutro, em 
estado fundamental e no estado gasoso
Configuração Eletrônica
Para organizar as energias dos níveis e subníveis o 
químico norte-americano Linus Pauling (1901 – 1994) 
elaborou um diagrama de distribuição na eletrosfera 
dos átomos e dos íons 
Para realizar a distribuição eletrônica:
• Verificar quantos elétrons o átomo contém
• Começar sempre a partir do subnível de menor 
energia
• Nunca ultrapassar o número máximo de elétrons de 
um subnível, uma vez preenchido um subnível, 
passar para o subnível de energia imediatamente 
superior
Ex
em
pl
os
 15P: 1S
2 2S2 2P6 3S2 3P3
17CL-1: 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6
20CA+2: 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6
ânion
cátion
í
Ligações Químicas
• Reações do cotidiano 
• Ocorrem devido interações entre átomos
• Busca de estabilidade química, octeto
• Teoria da Ligação de Valência 
Distribuição eletrônica de Pauling 
IntramolecularesIntermoleculares
dentro da molécula fora da molécula 
Interações 
Forças Intramoleculares:
Ligações Iônicas 
Ligações covalentes ou moleculares 
Ligações metálicas 
• Ligações fortes
• Ocorrem entre metal e um não metal 
• Cátions + / Ânions -
• Características específicas
• Compartilhamento de elétrons
• Não metal e outro não metal 
• Mais fracas que ligações iônicas 
• Características das substâncias moleculares
• Entre metais
• A estrutura retículo cristalino 
• Estrutura ordenada
• Características
Ligação Iônica 
Ligação Intramolecular
Ligações fortes
Atrações do tipo eletrostática
Diferentes cargas elétricasÍons positivos Íons negativos
Doam elétrons Recebem elétrons 
Carga elétrica efetiva
Alta Baixa
Na+ CL-
Ng2 CL-
Na+ I -
Fe3+ CL-
NACL
MgCL2
NAI
FeCL3
Exemplos
Eletropositividade e Eletronegatividade
• Os elétrons são cargas negativas
• Quanto maior for a carga negativa, mais 
eletronegativo será o íon
• Os elementos que se situam mais à direita 
na tabela periódica são mais eletronegativos 
• A eletronegatividade cresce da esquerda 
para direita, de baixo para cima 
Moléculas
Ligações Químicas
As ligações ou interações moleculares são forças 
de natureza extramolecular e podem ser do tipo
Ligações de Hidrogênio
Dipolo-dipolo
Dipolo induzido 
Forte intensidade
Média intensidade 
Fraca intensidade 
(Conjunto das forças intermoleculares)
Forças de Van der Waals
Ligações de Hidrogênio
Moléculas polares
Elementos com volume atômico baixo
Eletronegativos
Molécula de água H2O 
Dipolo-dipolo ou Dipolo Permanente
Moléculas de compostos polares
Hidrogênio não interage diretamente com F, O, N
O elemento mais eletronegativo atrai elétrons
Polos opostos sejam preservados
+ -
Polar
Apolar
Dipolo Induzido
Entre todas as moléculas apolares e polares
Não há formação de dipolo elétrico 
Induzem a formação de dipolos temporários
Ligação Covalente
As ligações moleculares ou covalentes são 
um tipo de interação intramolecular onde há 
o compartilhamento de elétrons 
H2O
EXEMPLO
Ligação Covalente Coordenada
Dativa: um dos átomos apresenta seu octeto 
completo e o outro recebe dois elétrons
Representada por uma seta: dióxido de 
enxofre SO2: O = S O
Ligação 
Covalente
Ligação 
Coordenada
Ligações Metálicas
• Estabelecida entre uma dupla ligação do 
enxofre com um dos oxigênios 
• Atingir sua estabilidade eletrônica 
• O enxofre doa um par de seus elétrons para 
o outro oxigênio para que ele fique com oito 
elétrons na sua camada de valência
Fórmula ou Representação de Lewis Geometria
Ângulos de Ligação 
Fórmulas Geométricas
Estabilidade da Molécula
Repulsões entre os 
pares de elétrons
Ligação entre metais 
Atração entre cátions metálicos e 
elétrons em torno dos mesmos 
Nuvem eletrônica
Proporcionando características específicas
Os metais são elementos químicos que 
apresentam como principal característica 
física a capacidade de perder elétrons e, 
consequentemente, formar cátions 
metálicos. Por essa razão, eles podem 
realizar dois tipos de ligações químicas
Ligação Iônica Ligação Metálica
Estruturas tridimensionais:
• Cúbica 
• Cúbica de face centrada
• Cúbica de corpo centrado 
• Hexagonal compacta
Forcas Intermoleculares Dipolo-dipolo (positivo e negativo)
Dipolo induzido 
Ligações de Hidrogênio (ligações fortes)
Forças ou dispersões de London (ligações mais fracas)
Retículo Cristalino
Exceção Mercúrio
Sólidos em temperatura ambiente
Brilho metálico 
Elevados pontos de fusão e ebulição 
Aglomerados de átomos 
Maleabilidade: produzir chapas e 
lâminas, construir diversos objetos
Condutibilidade: bons condutores 
de corrente elétrica e calor
Ductibilidade: produzir fios, 
facilitando a condutibilidade elétrica 
í
Massa Volume 
Temperatura Pressão
M
a
s
s
a
Quantidade de matéria contida em um corpo
Sua unidade: Quilograma (kg)
1 grama = 1000 mg
1 quilograma = 1000g
1 tonelada = 1000 kg
P
r
e
s
s
ã
o
Grandeza física que obtemos pelo quociente 
entre a intensidade da força (F) e área (S) 
em que essa força se distribui 
1 atm = 760mmHg = 760 torr
1 atm = 101 325
As mais comuns: atm, mmHg, Pa.
V
o
l
u
m
e
Lugar ocupado por determinada quantidade de matéria
• Decímetro cúbico (dm3)
• Centímetro cúbico (cm3)
• Mililitro (ml)
• Metro cúbico (m3)
• Litro (L)
• 1 ml = 1cm3
• 1 dm3 = 1 L
• 1 L = 1000 ml
• 1 m3 = 1000 L
TC = TF – 32 = TK – 273
5 9 5
T
e
m
p
e
r
a
t
u
r
a
Uma grandeza que mede o grau de agitação das 
partículas em um determinado material, ou seja, a 
quantidade de calor de um corpo, uma vez que o 
calor é umaenergia em trânsito. Em 1990 a IUPAC 
padronizou os valores padrão de temperatura de 
273,15 Kelvin e pressão 105 Pa
Celsius - °C
Fahrenheit - °F
Kelvin - K
Propriedades Físicas
Conjunto de características dos materiais puros, as 
quais podemos usar para identifica-los e mensura-los, 
como densidade, ponto de fusão e ebulição
Densidade: pode ser definida como a 
razão entre a massa de um corpo, 
pelo volume ocupado por ele
d = densidade
m = massa total do material
v = volume do material
d = m
v
Os Estados Físicos, estão relacionados 
ao estado de agregação das 
moléculas que compõem a matéria
Sólido
Líquido
Gasoso
Estado Sólido: moléculas 
juntas, compactadas, 
maior força de atração
Estado Líquido: moléculas levemente 
separadas, forças de atração e 
repulsão estão equilibradas
Estado Gasoso: moléculas 
separadas, maior força de 
repulsão
Matéria e Misturas
Pontos de Fusão: quando a substância pura, 
a pressão constante, passa do estado sólido para o estado líquido 
a uma determinada temperatura (T fusão) 
Pontos de Ebulição: quando a substância 
passa do estado líquido para o estado gasoso 
a uma determinada temperatura (T ebulição)
Substâncias e Misturas
Substâncias Simples: apenas um 
componente na mistura, como 
O2 N2 H2 He
Substâncias Composta: possui 
mais de um componente, como
H2O H2SO4 NaCl NaOH
Mistura Homogênea: definida 
como um sistema que as 
partículas estão perfeitamente 
integradas, não havendo distinção
Mistura Heterogênea: as 
partículas estão bem separadas, 
mesmo que estas apresentem 
distinções muito pequenas 
Apresenta mesmas 
propriedades físicas em 
qualquer parte que for 
analisado
Apresenta duas ou mais 
fases e propriedades 
físicas diferentes em 
cada uma.
Métodos de Separação de Misturas
Homogêneas
Vaporização: consiste em aquecer a mistura até o líquido 
evaporar, separando-se do soluto na forma sólida. Nesse 
caso, o componente líquido é perdido.
Destilação simples: separação entre substâncias sólidas de 
substâncias líquidas através de seus pontos de ebulição.
Destilação fracionada: separação entre substâncias líquidas 
através da ebulição. Para que esse processo seja possível, os 
líquidos são separados por partes até que obtenha o líquido 
que tem o maior ponto de ebulição.
Liquefação fracionada: através de equipamento específico, 
no qual a mistura é resfriada até os gases tornarem-se 
líquidos. 
Heterogêneas
Centrifugação: através da força centrífuga, separa 
o que é mais denso do que é menos denso.
Filtração: separação entre substâncias sólidas 
insolúveis e líquidas.
Decantação: No caso, o sólido deve ser mais 
denso que o líquido. O sólido ficará depositado 
no fundo do recipiente. Para esse processo, é 
utilizado o funil de decantação.
Peneiração ou Tamisação: separação entre 
substâncias através de uma peneira.
Flotação: é a separação de substâncias sólidas e substâncias líquidas, o que é feito através 
da adição de substâncias na água que propiciam a formação de bolhas. As bolhas formam, 
então, uma espuma, separando as substâncias.
Catação: método mais simples para 
separação de misturas. É realizado 
de forma manual, separando partes 
sólidas.
Levigação: separação entre 
substância sólidas. É o processo 
utilizado pelos garimpeiros e que é 
possível graças à densidade diferente 
das substâncias.
https://www.todamateria.com.br/vaporizacao/
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Indicadores
Os indicadores ácido-base são substâncias que, por suas 
propriedades físico-químicas, apresentam a capacidade de 
mudar de cor na presença de um ácido ou uma base. 
Existe uma escala de pH que varia de 00 – 14 (25°), 
indicando se o produto é ácido, base ou neutro. 
Mercê define pH da seguinte forma: O pH é uma grandeza 
logarítmica que indica a quantidade de ou concentração de 
íons – H + – em solução 
pH = - log [ H3O
+ ] H3O
+ = 10 -ph pH = - log [ H + ]
Fenolftaleína: uso prático de indicador, indicador sintético, 
incolor em solução ácida, porém, solução básica, ficará rosa
Neutralização de Substâncias
A neutralização deve acontecer quando se tem produtos 
muito ácidos ou produtos muito alcalinos. Os recursos 
hídricos, por exemplo, necessitam de controle dos efluentes 
industriais e domésticos que recebem. Muitas vezes, 
processos industriais envolvem produtos que desregulam o 
pH da água, necessitando neutralização. As reações de 
neutralização entre ácidos e bases, produzem, em geral, 
água e sal. 
Acontecem com ácidos e bases: ocorre a ionização, 
produzindo-se íons H + que reagem com os íons H -
Mas o que ocorre com ânion e o cátion do ácido e da base?
O
H
H+
-
H
+ O
H -
Uma reação de neutralização só está 
completa quando o número de mols 
H + precisa ser o mesmo que de OH -
HA + BOH H20 + BA
(ácido) (base) (água) (sal)
Solução Tampão
Solução cujos constituintes são capazes de evitar grandes 
variações de pH quando a ela são adicionados ácidos ou bases. 
São formados pelas mistura de ácidos fracos e suas bases 
conjugadas em uma solução de pH próximo ao pK do ácido. 
EX
EM
PL
O A corrente sanguínea é tamponado, cujo valor é de 
aproximadamente de 7,4. Se não existisse solução 
tampão na corrente sanguínea, qualquer alimento ácido 
ingerido seria fatal
Equação de Henderson Hasselbach 
pH = pKa + log [ A - ] 
[ HA ] 
Chuva Ácida
Instâncias de chuva ácida aumentaram dramaticamente nas 
últimas décadas, esse aumento corresponde ao aumento da 
poluição industrial e automotiva. A chuva de modo já é ácida, 
pH de 5,6. CO2 se dissolve nas gotas líquidas da chuva
Soluções Ambientais
Conversor catalítico do automóvel: transformar 
gases poluentes em não tóxicos
Tratamentos físicos: removem a matéria orgânica e 
inorgânica em uma suspensão coloidal e reduzem 
ou eliminam a presença de micro-organismos por 
meio de processos de filtração em areia ou em 
membranas (microfiltração ou ultrafiltração)
Tratamentos Químicos: utilizam agentes químicos, 
tais como coagulantes, floculantes, neutralizadores 
de pH, oxidantes, realizando redução e desinfecção 
em diferentes etapas dos sistemas de tratamento
Tratamentos Biológicos: esgotos e efluentes 
industriais têm o objetivo de remover a matéria 
orgânica dissolvida e em suspensão e transformá-la 
em sólidos sedimentáveis (flocos biológicos) e gases
1CH3COOH + 1NaOH 1CH3COO Na + 1H2O
Uma reação de neutralização só está completa 
quando o número de mols de H+ precisa ser o 
mesmo de OH-.
2 HNO3 + Mg(OH)2 2H2O + Mg(NO3)2
• Dureza da água: substâncias insolúveis, em 
concentrações elevadas, prejudicam a ação 
dos sabões durante a lavagem das roupas
• Podem causar incrustações em tubulações de 
caldeiras industriais, resultando em explosões.
• Alguns metais, como chumbo, mercúrio e 
cromo hexavalente, causam sérios danos à 
saúde 
Os cátions resultantes dessas reações são 
Ca e Mg, e os ânions, sulfato e carbonato.
• Solução moderadamente concentrada de ácido forte ou de base forte 
• Solução de ácidos e bases fortes com pH nas extremidades da escala de pH 
• Solução de ácidos fortes cujo pH varia de 0 a 2 e soluções
• Bases fortes cujo pH varia de 12 a 14
• É decorrente de ações antrópicas no meio ambiente 
• Componentes: H2SO4 e HNO3
• É formada pelos gases liberados na atmosfera 
• É um fenômeno regional, que depende dos fatores locais
Os principais poluentes da chuva ácida são ácidos fortes, 
como ácido nítrico (HNO3), proveniente do óxido de 
nitrogênio 
Dióxido de enxofre, produzido pela queima de combustíveis
SO2(g) + H2O( i ) H2SO3(g) H2SO3 + H2O H2SO4 + H2
As emissões atmosféricas também 
são consideradas efluentes e, para 
reduzi-las, sugere-se o uso de 
conversor catalítico no caso das 
emissões veiculares, pois este 
transforma os gases poluentes 
lançados gases em não tóxicos
• Incorporação ao produto 
• Lavagens de máquinas 
• Tubulações e pisos 
• Sistemas de resfriamento
• Geradores a vapor 
• Processos industriais 
• Vasos sanitários
Fontes de poluição aquática
í
Ácidos e Bases
pH: o Potencial Hidrogeniônico é uma medida com base na concentração 
dosíons H + em solução. Mede o quanto uma solução é ácida ou 
básica, pode ser definida pela equação de Handerson-Hasselbach
Ácido: substância que em solução aquosa libera íons – H +
Base: substância que em solução aquosa libera íons – OH -
Arrhenius
Ácido: toda espécie química doadora de prótons – H + 
Base: toda espécie química receptora de prótons – H +
Bronsted-Lowry
Ácido: durante uma ligação, são os que recebem pares eletrônicos 
Base: durante uma ligação, são os que cedem pares eletrônicos
Lewis
PH Menor que 7,0 Maior que 7,0
Características Sólidos, líquidos e gasosos, 
dependendo da temperatura
Frequentemente sólidas, 
exceto amônia - gás
Estrutura Moleculares, ligações 
covalentes
Iônicas e moleculares
Fórmula química H no início, com exceção do 
CH3COOH
OH no final
Solubilidade em água Maioria solúveis Maioria insolúveis
Indicador fenolftaleína Incolor Rosa
Papel tornassol Vermelho Azul
Condutividade elétrica Conduzem corrente elétrica Conduzem corrente elétrica
Ácidos Bases
pH = pKa + log [ A- ]
[ HA ]
Óxidos Compostos binários, iônicos ou moleculares, onde 
o oxigênio está ligado a outro elemento
Ferrugem 
Água oxigenada 
Cal
Gás carbônico
- óxido de ferro III
- peróxido de hidrogênio
- óxido de cálcio 
- dióxido de carbonoEX
EM
PL
O
S
• Óxidos Ácidos
• Óxidos Básicos
• Óxidos Neutros
• Óxidos Anfóteros
• Óxidos Mistos
• Peróxidos
ametal
metal
ametal
anidridos
óxido
oxigênio
+
+
+
ou
+
+
oxigênio
oxigênio
oxigênio
óxidos básicos
óxido
oxigênioC
L
A
SS
IF
IC
A
Ç
Ã
O
Óxidos Ácidos – Anidridos: formados por 
ametais e reagem com água formando ácidos
C2O
N2O5
SO3
+
+
+
H2O
H2O 
H2O
–
–
–
H2CO3 
2HNO3
H2SO4
(ácido carbônico)
(chuva ácida) 
(chuva ácida)
e em presença de bases formam sal e água
+ –CO2 Ca(OH) 2 CaCO3 +H2O
Óxidos Básicos + Água
+ Ácido
Base
Sal + Água
Óxidos Básicos: formados por metais, 
possuem caráter iônico e reagem com 
ácidos formando sal e água 
Óxidos Neutros: formados por ametais 
Óxidos inertes, de caráter covalente. Não 
reagem na presença de água, ácidos ou bases
CO, NO, N2O
Reações Químicas &
Geração de Energia
Energia: o combustível fundamental p/ gerar trabalho
A energia pode ser renovável e não renovável. Muitas vezes 
envolve reações químicas
Combustível para os processo biológicos e químicos
Solar, eólica, hidroelétrica, biocombustíveis 
Petróleo, gás natural, carvão, energia nuclear
Reações químicas que geram poluentes ou 
emissões atmosféricas 
Rio 92 - 1992
Protocolo de Quioto - 1997 
Rio + 10 - 2002
COP 21 - 2015
Acordos p/ redução 
de poluentes
Combustão: envolve a queima de combustíveis, 
ou reação com oxigênio atmosférico, pode ser 
completa ou incompleta, liberação ou consumo 
de energia durante a reação e a variação de 
entalpia – A H AH = HP – H
AH > 0 endotérmico
AH < 0 exotérmico
Combustão Completa: combustível 
orgânico, que tem átomos de 
carbono. Formação: CO2 e H2O
Respiração – combustão 
C6 H12 O6(s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O( i ) + energia
o contrário é fotossíntese 
Combustão Incompleta: falta de oxigênio na 
combustão leva à combustão incompleta, 
produzindo monóxido de carbono, uma 
reação perigosa, o monóxido tem grande 
afinidade com a hemoglobina e a fuligem 
provoca problemas respiratórios 
Até a combustão completa produz CO2
Maior responsável pelo efeito estufa. 
O Combustível menos poluente é o H
Sua combustão gera apenas água 
H2(g) + ½ O2(g) H2O( i ) AH = -286 kJ/mol 
Queima da Gasolina 
Impurezas contendo enxofre (S) Produz CO2
S(S) + O2(g) SO2(g)
O diesel, mais enxofre do que a gasolina
O etanol é menos poluente por não ter 
í
Soluções
Soluções são misturas de substâncias
Estudo das soluções em meio aquoso
Concentração: quantidade de 
solvente em relação ao soluto
Solução concentrada: soluto solvente
Solução diluída: soluto solvente
Solução saturada: soluto solvente
Concentração comum: relaciona diretamente a 
quantidade de soluto em relação ao solvente
C = m / V
C = concentração comum (g/L)
m = massa do soluto (g)
V = volume da solução (L)
Concentração molar: molaridade, mols por litro (M.L -1 )
M = m / M 1 .V
M = concentração molar (molaridade)
m = massa do soluto (g)
M 1 = número de mols do soluto (gmol)
V = volume da solução (L)
São dissolvidos 24g de sacarose em água suficiente para 
500mL de solução. Qual a concentração comum dessa 
solução?
C = 24 / 0,5
C = 48g/L
(UCS-RS) Uma pessoa usou 34,2g de sacarose (C12H22O11) para 
adoçar seu cafezinho. O volume de cafezinho adoçado na xícara foi 
de 50mL. Qual é a concentração molar da sacarose no cafezinho?
Dados M.M.: C=12; H=1; O=16 
C: 12 x 12 = 144 
H: 1 x 22 = 22 
O: 16 x 11= 176 
144 + 22 + 176 = 342
V = 50: 1000 = 0,05
M = m / M.V 
34,2 / 342. 0,05 
M = 34,2 / 17,1 
M = 2,0 Mol.L-1
E
x
e
m
p
l
o
s
Solvente e Soluto
Ex: água com sal ou açúcar, suco
Reações de Neutralização
São características pela relação química entre um ácido 
e uma base, resultando como produtos um sal e água 
Dissociação: geração de íons a partir 
da quebra de uma ligação iônica
O ácido clorídrico reage com hidróxido de sódio, 
formando-se cloreto de sódio e água
HCI + NaOH NaCI + H2O
O ácido reage com hidróxido de magnésio, resultando 
nos produtos cloreto de magnésio e água
2HCI + Mg(OH) 2 MgCI2 + 2H2O
O ácido reage com hidróxido de alumínio, 
produzindo cloreto de alumínio e água
3HCI + AI (OH) 3 AICI 3 + 3H2O
Neutralização Total
Ácido forte + Base forte
Ácido fraco + Base fraca
Mesma quantidade de cátions H + e de ânions OH -
Formam-se sais neutros:
HCI + NaOH NaCI + H2O
1 molécula de ácido produziu 1 íon H +
1 molécula de base produziu 1 íon OH -
Reação 1 : 1
2 HNO3 + Mg(OH) 2 Mg(NO3)2 + 2 H2O 
2 moléculas do ácido produziram 2 íons H + 
2 molécula da base produziram 2 íons OH –
HCN + NH4OH NH4CN+ H2O
1 molécula do ácido produziu 1 íon H +
1 molécula da base produziu 1 íon OH -
Reações entre ácido e base fracos:
Diferentes proporções entre os cátions H + e OH -
A neutralização não ocorre por completo. Dependendo dos 
íons que estão em maior quantidade, o sal formado pode ser 
básico ou ácido 
HCl + Mg(OH)2 Mg(OH)Cl + H2O 
N
eu
tr
ali
za
çã
o 
pa
rc
ia
l:
Apenas é liberado 1 H + e os ânions OH - não são neutralizados 
totalmente, sendo formado um sal básico ou hidróxissal 
Ionização: geração de íons a partir da 
quebra de uma ligação covalente 
Ácido fraco + base forte Sal básico 
2 H3BO3 + 3 Ca(OH)2 Ca3(BO3)2 + 6 H2O 
Ácido forte + base fraca Sal ácido 
HNO3 + AgOH AgNO3 + H2O
í
Reações Químicas• Quebra de ligações entre os átomos
• Dependem do tipo de processo
• Transformações nas substâncias em relação ao estado inicial
Reação de Análise ou Decomposição: uma única substância gera dois ou mais produtos 
AB A + B 2 NaN3(s) 3N2(g) + 2Na(s) acontece no airbag
Reação de Simples Troca ou Deslocamento: uma substância simples reage com uma 
composta, originando uma simples e outra composta 
A + BC AC + B Zn(s) + 2HCI(aq) ZnCi2 (aq) + H2 (g) 
Reação de Síntese ou Adição: duas ou mais substâncias originam um único produto
A + B AB 2Mg(s) + 1O2(g) 2MgO(s)
Reação de Dupla Troca: dois reagentes formando dois produtos 
AB + CD AD + BC H2SO4(aq) + Ba(OH) 2(aq) 2H2O( i ) + BaSO4(s)
Reação de Neutralização: sal e água 
2 HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → MgCl2 (aq) +2H2O( l )
Reagentes: lado esquerdo
Produtos: lado direito
Ácido Sal
ídrico (sem o)
ico
oso
eto
ato
ito
Ácido clorídrico - cloreto
Ácido sulfúrico - sulfato
Ácido sulfuroso - sulfito
Número de Mol
Constante de Avogadro: 6,02 X 1023
1 mol de qualquer substância contém 6,02 X 1023 moléculas
Representado por M maiúsculo 
Mol também indica: 
Quantidade – 6,02 x 1023 
Massa – Tabela Periódica 
Volume – 22,4 l nas CNTP 
Estequiometria da fórmula: Regra de três simples 
Quantos gramas há em 3 mols de água? 
1 mol 18 g 
3mols x 
X = 18 . 3 = 54g de H2O
Estequiometria de uma reação1. Escreva e balanceie a equação: 
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) 4H 2O 4H 2O 2. 
1. Indicar a quantidade de mol embaixo de cada substância
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)
1. Estabelecer relação de massa
H = 1 
H2= 2 
O = 16 
O2 = 32 
Massa molar: expressa em U.M.A e calculada com base 
nas massas atômicas dos átomos da tabela periódica
Por exemplo: a massa molecular de água, de fórmula H2O, é 
igual à soma de 2 átomos de H e 1 átomo de oxigênio 
H = 1 U.M.A X 2 = 2 U.M.A
O = 16 U.M.A X 1 = 16 U.M.A
H2O = 16 + 2 = 18 U.M.A
Para o cálculo da massa molar da água, em g, são usadas as 
expressões átomo-grama e molécula-grama
Massa atômica de H = 1 U.M.A – 1 átomo-grama de H – 1 g
Massa atômica de O = 16 U.M.A – 1 átomo-grama de O – 16 g
Massa molar de H2O = 18 U.M.A – 1 molécula-grama de H2O = 
2X1 g + 16g = 18 g – massa molar da água
Unidade de Massa molAr
U.M.A
Mol deriva de moles, que em, latim, significa um montão, um 
amontoado ou uma pilha. Um montão de átomos ou moléculas. 
Para calcular a proporção de hidrogênio, 
com base na massa do oxigênio
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)
Fazendo a regra de três: 
2 X 2 x 10 / 32 = 1,25 x = 1,25 g de H2
Balanceamento 
Equações Químicas
As reações químicas envolvem reagentes para a formação de 
produtos, dos diversos tipos de reações obtemos produtos diferentes
O balanceamento de equações:
-manter a mesma relação entre reagentes e produtos
-cálculo estequiométrico 
-acerto dos coeficientes
-reagentes produtos
Método de tentativas: AI + H2SO4 AI2(SO4)3 + H2
Metais, Ametais, Hidrogênio e Oxigênio
- Baseia-se no número de elétrons
- Variação de Nox
- Agente oxidante: reduz
- Agente redutor: oxida
Oxirredução
í
Rendimento e Excesso nas Reações Químicas 
O rendimento de uma reação química é a razão entre o 
produto obtido e a quantidade que, teoricamente, seria 
obtida, de acordo com a equação química correspondente
Na prática, as reações químicas apresentam uma quantidade de 
produto menor do que o esperado, pois o rendimento da reação 
não é 100%, a massa total dos reagentes não foi completamente 
convertida em produtos, devido a muito fatores, entre os quais:
Reações paralelas, consumindo os reagentes e formando 
produtos indesejáveis 
Reação incompleta (reversível), parte do produto formado 
novamente convertida em reagentes
Perdas de produto durante a reação, devido a 
equipamentos de má qualidade ou algum erro do operador
3 passos importantes
Calcular o rendimento 
teórico 
Verificar se há 
reagente em excesso 
ou limitante 
Relacionar o 
rendimento teórico 
com o rendimento 
percentual
Exemplo: considere a seguinte reação corretamente balanceada: 
6Na( I ) + AI2O3(S) 2AI( I ) + 3Na2O(S)
Determine o reagente limitante e o reagente em excesso dessa 
reação quando 5,52g de sódio reage com 5,10 de AI2O3
Qual a massa de alumínio produzida?
Qual a massa do reagente em excesso que permanecerá sem 
reagir no final do processo?
Massas molares: Na = 23 g/mol; Al2O3=102 g/mol Quantidade 
em mols (n) de cada reagente: 
n = m/MM 
nNa = 5,52g / 23 g/mol nNa = 0,24 mol 
nAl2O3= 5,10g / 102 g/mol nAl2O3 = 0,05 mol
Relação estequiométrica para descobrir a quantidade de Al2O3
necessária para reagir com 0,24 mol de Na
6 Na(l) + Al2O3(s) → 2 Al(l) + 3 Na2O(s) 
6 mol → 1 mol 
0,24 mol → x 
x = 0,04 mol
• Seria necessário 0,04 mol de Al2O3 para reagir 
totalmente com 0,24 mol de Na.
• Tem-se uma massa maior do que essa, que é 
de 0,05 mol de Al2O3. 
• O Al2O3 (s) é o reagente em excesso e o Na é 
o reagente limitante dessa reação.
• Se o reagente limitante acabar, a reação cessa
Calcular a massa de alumínio produzida relacionando 
a quantidade do reagente limitante: 
6 Na(l) + Al2O3(S) 2 Al(l) + 3 Na2O(s)
6 mol de Na 2 mol de Al 
6 mol . 23 g/mol de Na 2 mol . 27 g/mol de Al
138 g Na 54 g de Al 
5,52 g Na y
Y = 54 X 5,52
138
Y = 2,16g de AL
Cálculo da massa do reagente em excesso (Al2O3)
0,05 mol 5,10 g 
0,04 mol w
W = 0,04 X 5,10
0,05
w = 4,08 g de Al2O3 reagiram
5,10 – 4,08 = 1,02 g de Al2O3 restaram
Cálculos Químicos 
Os cálculos exercem um papel fundamental 
na química, por isso é uma ciência exata 
Algumas das finalidades dos cálculos químicos:
• Dimensionar processos
• Calcular o rendimento 
• Controlar a qualidade dos produtos 
Volume
Ex.. Determine a massa de amônia produzida pela 
reação completa de 134,4 L de nitrogênio nas 
CNTP, com suficiente quantidade de hidrogênio
Massas Atômicas: H = 1 ; N = 14
1N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
C
N
T 
P 
Condições
Normais
Temperatura
Pressão
1 N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3(g) 
1 mol N2 2 mols NH3 
22,4 L 34 g 
134,4 L m 
22,4 L N2 34 g NH3 
134,4 L N2 x 
x = 204 g NH3 
Relacionando: 
1 mol N2 ocupa 22,4 L (CNTP) 
1 mol NH3 = 17 g 
2 mols NH3 = 2 · 17 = 34 g
Cálculo de Pureza
Exemplo: se uma amostra de 40g de NaCI é 
70% pura, quanto de NaCI há na amostra?
40 g – 100% 
x (g) – 70% 
x = 28 g de NaCl
Número de Mols
n = MM
n = número de mols 
m = massa (g) 
MM = massa molar (g/mol)
Densidade
d = m / v
d = densidade
m = massa (g)
v = volume (cm3)
Cálculo de Rendimento
Exemplo: em uma reação química, espera-se 
obter 500g de produto, porém a reação só 
teve 60% de rendimento. Qual o valor de 
massa obtido? 100 % – 500 g 
60% – x (g) 
x = 30 g