754Q11-QUIMICA

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1 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
Números Quânticos 
Princípio de Incerteza de Heisemberg 
 
Este princípio diz que não é possível determinar simultaneamente a posição 
e a velocidade de um dado eléctron. 
 
Orital; é a região do espaço onde há maior probabilidade de encontrar um 
eléctron. 
 
Assim podemos destacar os seguintes números quânticos; 
 
❖ Número quântico principal (n) – indica o número de camada ou nível 
energético a que pertence um dado eléctron. Indicando, portanto a 
energia a distância do eléctron no núcleo. 
 
 
n 1 2 3 4 5 6 7 
camada K L M N O P Q 
 
Aumento da energia e da distância ao núcleo. 
 
❖ Número quântico secundário (l) – indica o tipo de subnivel a que 
pertence o eléctron. Representam a variação da energia dentro de 
uma camada e cada valor correspondente a uma forma diferente de 
orbital. 
Os valores variam; l ═ 0... n-l 
 
Valor de l 0 1 2 3 
Tipo de 
subnivel 
s p d f 
 
❖ Número quântico magnético (m) – indica a orientação das orbitais. 
m═ -l; 0; +l 
 
❖ Número quântico spin (s) – Indica o sentido da rotação do eléctron 
em torno do seu próprio eixo. 
Cujo os valores são; S=+-1/2 
 
S=-1/2 – indica uma rotação no sentido anti-horário e é representado 
por; ↑ 
 
S=+1/2 – indica uma rotação no sentido horário e é representado por; ↓ 
 
 
2 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
Por convenção o primeiro eléctron em cada orbital é o de spin negativo. 
 
Princípio de exclusão de Pauling 
 
Segundo este princípio uma orbital no máximo comporta dois elétrons, 
com spins contrários. 
Num átomo não pode existir dois elétrons com todos os números 
quânticos iguais. 
 
Exercícios 
• Quais são os subniveis que formam a camada eletrônica L. 
 
• Quais são os subniveis que podem existir no nível energético 
com n =4 
 
• Qual é o número máximo de orbitais que podem existir no 
nível energético M. 
 
• Qual é o número máximo de elétrons que o nível N comporta. 
 
• Quais são os valores dos números quânticos para cada um dos 
elétrons do C(z=6). 
 
• O que significa se nos dizem que um eléctron possui n=5, l=3, 
m=0 e S=+-1/2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
Configuração Eletrônica 
 
Nos átomos os eléctrones não se encontram distribuídos de uma forma 
desordenada. A distribuição é rigorosamente descrita pelas seguintes 
regras: 
 
Regras de energia mínima 
 Preenchem–se primeiro orbitais de subniveis de menor energia, só 
passando para outras de energia superior quando as de menor energia 
estiverem completamente preenchidas. 
Assim, preenchem–se os subniveis por ordem crescente das suas energias 
segundo o diagrama de Pauling 
 
 
 
Níveis Subniveis Números máximo de eléctrones por nível 
 ↓ ↓ ↓ 
 ﴾S p d f﴿ 
K –1 1s 2 
L – 2 2s 2p 8 
M -3 3s 3p 3d 18 
N – 4 4s 4p 4d 4f 32 
O – 5 5s 5p 5d 5f 32 
P - 6 6s 6p 6d 18 
Q - 7 7s 7p 8 
 
 
2 6 10 14 
s p f 
 
 ↑ 
 Números máximo de eléctrones por sub nível 
 
Regra de Hund 
Num dado subnivel os eléctrones distribuem–se num número máximo de 
orbitais. Todas as orbitais num subnivel devem receber seus primeiros 
eléctrones antes de qualquer deles receber o segundo ﴾o primeiro elétrons 
possui por convenção, spin negativo ﴿. 
 
Princípio da Exclusão de Pauling 
Uma orbital pode conter no máximo dois eléctrones com spin contrário. 
Por convenção os primeiros eléctrones devem ter spin negativo ﴾ver 
números quânticos ﴿. 
 
4 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
Na configuração eletrônica os eléctrones mais importantes são os da última 
camada, de maior valor de n chamados de eléctrones de valência ﴾ no caso 
dos elementos cuja a distribuição termina num subnivel d os eléctrones 
deste subnivel devem incluir–se também nos eléctrones de valência, isto 
aplica–se dos grupos 3 a7﴿. São eles que determinam as propriedades 
químicas do elemento e a posição deste na tabela periódica. 
O número de eléctrones de valência determina o grupo da tabela a que o 
elemento pertence e a camada em que se encontram determina o período. 
Os elementos metálicos possuem, em geral, menos de 4 eléctrones de 
valência e os não –metais possuem mais de 4. 
Num átomo neutro o número de eléctrones é igual ao número atômico ﴾Z﴿. 
Nos iões ele depende do número de eléctrones ganhos ou perdidos o que 
podemos determinar a partir da carga do ião. 
A distribuição dos eléctrones num ião segue as mesmas regras que num 
átomo neutro. 
 
Exercícios 
• Utilizando o diagrama de Pauling e considerando o elemento 
químico tungstênio (w), de número atômico 74 responda as 
seguintes questões; 
a) Qual a sua distribuição eletrônica em níveis energéticos. 
b) Qual a distribuição por subniveis energético. 
c) Quais os eléctrones mais externos. 
d) Quais os elétrons com maior energia. 
 
• Representa a configuração eletrônica dos seguintes átomos e 
iones. Para os átomos diga a que grupo e período pertencem. 
a) Na(z=11) 
b) K+(z=19) 
c) Cl(z=17) 
d) Fe3+(z=26) 
 
• Escolha um grupo da tabela ´periódica e faça a distribuição 
eletrônica de cada elemento. 
a) Determine o grupo, o período, electrao de valência e a serie 
que pertence o determinado eléctron. 
 
 
5 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
• Qual é o número atômico de um átomo que possui ao último 
nível, um eléctron desemparelhado com os seguintes números 
quânticos. 
( 5 0 0 S=+-1/2 ) 
 
Propriedades Periódicas 
Lei periódica - as ´propriedades dos elementos e dos respectivos 
compostos variam periodicamente com o aumento do número atômico. 
 
Tabela Periódica – representação gráfica da lei periódica em que os 
elementos são colocados em ordem crescente dos números atômicos de tal 
forma que em cada coluna vertical aparecem elementos com características 
semelhantes. 
 
Definição - são aquelas que, à medida que o número atômico aumenta, 
assumem valores crescentes ou decrescentes em cada período, ou seja, 
repetem-se periodicamente. 
Das propriedades periódicas podemos destacar as seguintes. 
➢ ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
➢ AFINIDADE ELETRÔNICA 
➢ ELETRONEGATIVIDADE 
➢ ELETROPOSITIVIDADE 
➢ REATIVIDADE 
➢ PROPRIEDADES FÍSICAS 
 
 
Propriedades periódicas Grupo Período 
Raio atômico 
Aumenta Diminui 
Energia de ionização 
Diminui Aumenta 
Afinidade eletrônica 
Diminui Aumenta 
Eletronegatividade 
Diminui Aumenta 
Eletropositividade 
Aumenta Diminui 
Exercício – Propriedades Periódicas. 
Nos seguintes problemas determine o grupo e o período para cada elemento 
antes de analisar. 
 
6 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
• De entres os seguintes elementos ( He, C, F, Be, e o O) qual 
deve ter; 
a) O maior raio atômico. 
b) A maior energia de ionização 
c) A maior electroafinidade. 
 
• Qual é o elemento da classificação periódica com; 
a) Caráter metálico 
b) Maior eletronegatividade 
c) Menor energia de ionização 
d) Menor raio atômico 
 
Ligações Químicas – Hibridação 
 Quando se formam ligações químicas os átomos tendem a ganhar ou 
perder elétrons para adquirir a configuração dos gases raros. (Regra de 
octeto). 
Na representação das ligações químicas é comumusar-se a representação 
de Lewis ou estrutura de Lewis, em que o símbolo do elemento 
representa o núcleo e as camadas internas e os elétrons de valência são 
representados por pontos em redor do símbolo químico. 
Ligação iônica – ligação formada pela transferência de eléctrones entre 
átomos produzindo iones que se mantem unidos por atração eletrostática 
das suas cargas contrarias. Este tipo de ligação é feito entre elemento 
metálico e não metais. 
Ligação Covalente – ligação formada pela partilha de um ou mais pares de 
elétrons. Este tipo de ligação é entre átomos de H e dos não metais. 
Na ligação covalente quando os átomos são iguais tem a mesma 
eletronegatividade) a ligação é apolar. Quando possuem eletronegatividade 
diferente a ligação é polar, pelo facto dos átomos adquirirem cargas 
parciais. 
Nota: também existe uma ligação covalente em que um dos átomos doa par 
de elétrons em vez de cada átomo contribuir um dos elétrons. Esta ligação 
chama-se covalente dativa 
. E possível forma-se entre dois átomos mais de uma ligação covalente 
resultado em ligações duplas e triplas. 
 
7 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
Hibridação – é a mistura de duas ou mais orbitais da mesma camada para 
produzir um número igual de orbitais idênticas. Assim podemos destacar os 
seguintes tipos de hibridação; sp sp2, sp3,sp3d e sp3d2 
Exercício - Ligações Químicas e Hibridação 
 
• Porquê que dois átomos de hidrogênio (H), formam molécula 
de dihidrogenio (H2) mas dois átomos de Hélio (He) não 
formam molécula de hélio (He2). 
 
• Qual das ligações químicas é mais polar? E a menos polar. 
Justifique? 
a) S-O 
b) Cl-Cl 
c) Cl-O 
 
• Porque que BeF2 é linear, mas SF2 é angular 
 
• Qual a forma geométrica das moléculas NH3 e BF3. 
 
• Demostre a hibridação dos seguintes compostos; 
 
a) BeF2 
b) BF3 
c) CH4 
d) PCl5 
e) SF6 
 
 
Obs; a hibridação é feita a partir do átomo central. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
 
Concentração das Soluções 
 
Solução – uma mistura homogenia aquela que apresenta uma única fase). 
 
Solvente – a fase dispersante (geralmente em maior quantidade) 
 
Soluto – a fase dispersa (quantidade menor) 
 
Concentração – relação entre a quantidade de soluto e a do solvente ou da 
solução. 
 
Existem várias maneiras de expressar a concentração de uma solução. 
Algumas das mais importante apresentam-se a seguir e estão 
acompanhadas das formulas. 
 
Concentração comum ou simplesmente concentração (g/L) 
ρ (x) = m(x) 
 V(D) 
 
Concentração em percentagem % 
 
%(c) = m(x) • 100 onde; m(D)= m(s) + m(d) 
 m(D) 
Concentração molar ou Molaridade (mol/L) 
 
C (x) = n(x) n(x) = m(x) 
 V(D) M(x) 
Normalidade 
 
N = C X Valencia 
 
Densidade 
 
d(x) = m(x) 
 V(x) 
 Molalidade 
 b (x/d) = n(x) mol 
 m(d) Kg 
 
 
 
9 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
 
Fração molar 
χ (A) = n (A) χ (d) = n (d) 
 n(A) + n(d) n(A) + n(d) 
Titulo 
T=m(s)/m(D) 
Onde. m(D) =m(s) + m(d) 
 
 
Concentração das Soluções – Exercícios 
 
• Após o preparo de um suco de fruta, verificou-se que 200ml de 
solução obtida continha 58g de aspartame (adoçante artificial). Qual 
é a concentração do aspartame, no suco preparado. (290g/L) 
 
• Um frasco apresenta um rotulo com as seguintes informações: 
NaOH; C=20G/L; PM=40g/mol . Se amassa de hidróxido de sódio 
dissolvido for de 8g, qual será o volume da solução. (0,4L) 
 
• Quantos gramas de agua são necessários, a fim de se preparar uma 
solução a 20% em peso usando 80g de soluto. (320g) 
 
• Dissolveram-se 1,47g de CaCl2.2H2O em agua até completar 200 
ml. Qual é a concentração em mol/L da solução obtida. (0,05 mol/L) 
 
• Uma solução de um dado produto foi preparada a partir 160g de 
agua. Se o título da solução é 0,2, calcule a massa do soluto. 
 
• Em 200ml de solução existem 1og de soluto (NaCl). Qual é o título 
da solução sabendo que a sua densidade é de 1,02g/ml? Expressa 
essa concentração em concentração simples ( g/L), molaridade, 
normalidade, fração molar, molalidade e ppm. 
 
T=0,049; C=50; M=0,86; N=0,86; XNaCl=0,05; XH2O=0,98 m=0,88 
 
 
 
 
 
 
 
10 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
 
Regras Gerias Para o Cálculo 
Estequiométrico 
 
❖ Escrever a equação química mencionada no problema. 
 
❖ Acertar os coeficientes desta equação da equação (estes indicam a 
preparação em moles entre as substancias). 
 
 
❖ Estabelecer uma proporção (regras de três) entre o dado e pergunta do 
problema obedecendo aos coeficientes da equação (a unidade pode ser 
de massa, volume, moles etc com forme o caso do problema). 
 
Casos Particulares de Cálculo Estequiométrico 
❖ Quando aparecem reações consecutivas podemos somar 
algebricamente as equações e fazer os cálculos usando a equação 
global. Devemos ter em contas as regras 1 e 2 para cada equação. 
❖ Quando são dadas as quantidades de dois ou mais reagentes devemos 
ter em conta que eles reagem na proporção estabelecida pela equação 
e não naquelas em que as misturamos. 
❖ Quando os reagentes são substancias impuras primeiro devemos 
calcular a quantidade de reagente puro. 
❖ Quando o rendimento da reação não é total 
 
R=
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑙𝑚𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑜𝑏𝑡𝑖𝑑𝑎
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑒𝑠𝑝𝑒𝑟𝑎𝑑𝑎 𝑝𝑒𝑙𝑎 𝑒𝑞𝑢𝑎𝑐𝑎𝑜
 Número de Avogadro 
 6,02.1023 
• Nos casos em que são dadas as massas de dois reagentes, deve-se, 
antes de qualquer outro cálculo achar o reagente limitante, fazendo 
uma proporção entre uma das massas dadas e uma variável (a massa 
do outro com que o primeiro devia reagir). Por comparação com a 
massa dada determina-se o reagente em excesso e o reagente 
limitante. 
 
Reagente limitante – aquele que se consome completamente durante a 
reação. 
 
Reagente em excesso – aquele que resta no fim da reação. 
• Acerto das equações 
a) Comesse com os elementos em menos compostos. 
 
b) Acerte por último as substancias simples. 
 
11 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
 
 
 
Exercícios – Calculo Estequiométrico 
 
• Para o ácido fosfórico H3PO4 calcule: 
a) A massa de 2,5 moles (245g) 
b) O número de moléculas existentes em 245g de ácido. (15,05.1023) 
c) O número total de átomo existentes em 250g de ácido. 
(122,86.1023) 
 
• Qual é a massa de 2,0 X 1021 molécula de sacarose C12H22O11? 
(1,136g) 
 
• Que quantidade de hidrogênio é necessário para converter 5,0 
moles de oxigênio em agua. (10moles) 
 
• Qual será o regente limitante na reação de 960 kg de ácido 
sulfúrico com 980 kg de fosforite, Ca3(PO4)2, traduzida pela 
seguinte equação química: 
 
Ca3(PO4)2(S) + 3H2SO4(Aaq → 3 CaSO4(S) + 2H3PO4(Aq) 
a) Se dessa reação se obtém 1290g de sulfato de cálcio que massa de 
ácido fosfórico se forma? (619,71g) 
 
• Um oxido de manganês contem 63,3% deste metal. Aquecendo 
aquele oxido, liberta-se o oxigênio e forma-se outro oxido que 
contem 72% de metal. 
a) Determina as formulas empíricas dos dois óxidos. 
b) Traduza por uma equação química a reacção que ocorreu. 
c) Admitindo que a reação é completa, determina a massa de 
oxigênio libertado quando 7,19g do primeiro oxido ế sujeito a 
aquecimento. 
d) Determina o rendimento da reacção sabendo que, a partir daquela 
massa, se obtiveram 4,809g de segundo oxido.• A seguinte reacção tem um rendimento de 90% com respeito ao 
cloreto de zinco. 
 Zn(S) +2 HCl(g) → ZnCl2(S) + H2(g) 
a) Se se parte de 26g de zinco, calcule a massa do cloreto de zinco 
obtida. (mesp=54,4g e mobt=48,96g) 
 
12 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
b) Se a partir da mesma quantidade de Zinco se obtém 5,0L de 
hidrogênio (medidos a CNPT), calcule o rendimento da reacção 
em relação a este gás. ( Vesp=8,96L e R=55,8%) 
 
 
Equilíbrio Químico 
 
Reacção reversível – se processa simultaneamente nos dois sentidos. 
 
N2 + 3H2 ↔ 2NH3 1- reacção directa 2- reacção inversa 
 
 V1=K1[N2][H2]3 V2=K2[NH3]2 
 
Equilíbrio químico – estado estacionário e dinâmico em que V1=V2 
 
Grau de equilíbrio – ά= 
𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑞𝑢𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑚
𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑖𝑠 
 
 
 
Constante de equilíbrio – fazendo V1=V2 (que se verifica no equilíbrio) 
teremos: Kc=[NH3]2 / [N2][H2]3 
 
Obs: Nesta expressão só serão inclusas as substancias gasosas e as que 
estiverem em solução. E o kp só serão para as substâncias gasosas. 
 
Deslocamento – perturbação em que se altera V1=V2 ou a concentração 
dum dos componentes do sistema, levando o sistema a novo estado de 
equilíbrio. 
 
Princípio de Le Chatelier – todo o sistema em equilíbrio reage de forma a 
minimizar qualquer perturbação por ele sentido. 
 
Produto de solubilidade – é o produto das concentrações em mol/L dos 
iones presentes numa solução saturada, em que os coeficientes dos iones de 
4equação de dissociação servem de expoentes. 
 
Solubilidade – a quantidade de um soluto que pode ser dissolvida a data 
temperatura (expressa em concentrações, geralmente molar). 
 
 
 
 
 
 
13 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
 
Exercícios – Equilíbrio Químico 
 
• Escreva as expressões matemáticas da constante de equilíbrio KC 
dando as respectivas unidades, dos sistemas em equilíbrio em fase 
gasosa. 
 
a) N2O4 ↔ NO2 
b) H2 + I2 ↔ HI 
c) CO +O2 ↔ CO2 
d) N3H4 + O2 ↔ N2 + H2O 
 
• Qual é expressão que representa o equilíbrio cuja a constante de 
equilíbrio é: 
 
Kc=[NH3]2 / [N2][H2]3 
 
e) Considera o sistema em equilíbrio em fase gasosa H2 + I2 ↔ HI. 
Calcule o seu KC sabendo que a constante para a reação inversa é 
de 0,02. 
 
• Considera o seguinte sistema em equilíbrio: 
 
 2H2S +3 O2 ↔ 2H2O + SO2 ∆H=- 247,85Kcal 
 
Diga o que acometerá a concentração SO2 quando o equilíbrio for alterado 
apenas por: 
 
a) Remocção de sulfureto de hidrogênio 
b) Aumento da temperatura 
c) Aumento da pressão 
d) Adição de oxigênio 
 
• Escreva as expressões da constante de produto de solubilidade para 
as seguintes substâncias. 
a) HgS b) Fe(OH)2 e) Mg(OH)2 f) SrCO3 
c) PbCl d) FeS e) AgI g) Ca3(PO4)2 
 
• Em determinadas temperaturas a solubilidade de sulfato de prata 
em agua é 2,0 x 10-2 mol/L. Qual é o valor do produto de 
solubilidade desse sal, a mesma temper atura? 
 
 
14 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
• O produto de solubilidade de hidróxido de prata é 1,0 x 10-4 a 25 C. 
Qual é a sua solubilidade desse sal, a mesma temperatura? 
 
 
Equilíbrio Acido – Base 
 
Bronsted – Lowry 
Ácido – toda espécie que cede prótones. 
Base – uma espécie que aceita prótones. 
 
Lewis 
Ácido – uma espécie que aceita um par eletrônico. 
Base – uma espécie que doa um par eletrônico (formando ligação dativa) 
 
Acidos e bases conjugados – aqueles que diferem entre si por H+. Um 
ácido forte ter uma base conjugada fraca e vice-versa. 
 
Efeito tampão - a capacidade das soluções de algumas espécies 
(geralmente um ácido/base fraca e o seu sal) de neutralizar o efeito de um 
ácido ou duma base a ser adicionada a solução. 
 
KC = [H+][OH-] / [H2O] [H2O] . KC = [H+][OH-] KW=[H+][OH-]=10-14 
 
 pH=-log[H+] pOH=-log[OH-] pH+ pOH=14 
 
Exercícios Equilíbrio Acido – Base 
 
• Qual é o PH de uma solução cuja a concentração hidrogenioca é 
10-8? A solução é acida, neutra ou básica. 
 
• Qual é o PH de uma solução aquosa 0,01M de NaOH. 
 
• A análise feita durante um ano de chuva na cidade de Luanda 
forneceu um valor médio de PH igual a 4. Quantas vezes maior ou 
menor é a concentração protônica da agua da chuva que da agua 
pura? 
 
• Oitenta ml de uma solução aquosa de hidróxido de potássio de 
concentração 0,25mol/L são parcialmente neutralizados por 20ml de 
uma solução aquosa de ácido nítrico de concentração 0,5mol/L. 
a) Escreva a equacao química da reação de neutralização. 
b) Calcule o PH da solução após a adição do ácido. 
 
 
15 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
• Calcule a concentração dos prótones nas seguintes soluções: 
 
a) PH=5 b) POH=3 c) PH=3,7 d) POH=9,5 
 
Reacções de Oxidação – Redução ou 
Reacções Redox 
 
Grau de oxidação – carga aparentemente adquirida se se considera que os 
eléctrones se deslocam completamente para o átomo mais eletronegativo 
 nas ligações covalentes. 
 
A diminuição do grau de oxidação (ou ganho de elétrons) durante uma 
reacção diz-se uma redução e um aumento (perda de eléctrones) recebe o 
nome de oxidação. O composto em que se encontra o elemento reduzido é 
chamado agente oxidante e aquele em que se encontra o elemento oxidado 
denomina-se agente redutor. 
 
Reacao redox – aquela em que um elemento se reduz e outro é oxidado, ou 
aquela em que há transferência de eléctrones ou ainda uma reacção em que 
há variação do grau de oxidação. 
 
Regras para calcular o grau de oxidação dos elementos. 
Hidrogênio +1 (-1 nos hidretos) 
Oxigênio -2 (-1 nos peróxidos) 
Halogênios (em compostos binários) -1 
Metais alcalinos +1 
Metais alcalinos terrosos +2 
Somatório na molécula 0 
Substancias simples 0 
Ion Carga do ion 
 
Regras para o acerto das equações redox 
Meio ácido. 
✓ Separar as semi-equacoes de oxidação e redução. 
✓ Acertar os átomos em cada equação, execpto os de O e de H. 
✓ Acertar os átomos de O, acrescentando molecula de agua ao membro 
onde há deficiência de átomo de oxigenio. 
✓ Acertar os átomos de H, acrescentando iones H+ ao membro onde há 
excesso de carga positiva 
✓ Multiplicar as semi-equacoes por factores apropriados de modo a 
igualar o número de eléctrones na semi-equacoao de oxidação com o 
número de eléctrones captados na semi-reacao de oxidação. 
 
16 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
✓ Somar as semi-equacoes membro a membro, reduzindo-as a termos 
semelhantes. 
 
 
 
 
Meio básico 
✓ Separar as semi-equacoes de oxidação e redução. 
✓ Acertar os átomos em cada equação execpto od de O e de H 
✓ Acertar os átomos de O, acrescentando moléculas de OH- ao membro 
onde há deficiência de átomo de oxigênio. 
✓ Acertar os átomos de H, adicionando uma molécula de H2O por cada 
átomo de H a acertar, adicionar o mesmo número de iones OH- ao 
outro membro. 
✓ Acertar as cargas, adicionando elctrones ao membro onde há excesso 
de carga positiva. 
✓ Multiplicar as semi-equacoes por factores apropriados, de modo a 
igualar o número de eléctrones liberados na semi - reacção de 
oxidação com o número de eléctrones captados na semi - reacção de 
redução. 
✓ Somar as semi-equacoes membro a membro, reduzindo-as a termos 
semelhantes. 
 
Exercícios – Reações Redox 
• Calcular o grau de oxidação dos elementos sublinhados nos 
seguintes compostos. 
KClO3 K2P2O7 Cr2O7
2- O3 
 
 
• Acerta-os as seguintes reações de oxidação – redução 
a) Cr2O7
2- + Fe2+ → Cr3+ + Fe3+ (Meioacido) 
b) MnO4
- + CH3OH → MnO2 + HCOO- (Meio básico) 
 
• Quais das seguintes reações são de redução – oxidação? ´Para as 
que são, identifique o agente oxidante e redutor e certe a equação. 
a) Na + Cl → NaCl 
b) 4K + O2 → K2O 
c) Cr2O7
2 + C2H4O → HC2H3O2 + Cr+3 
d) H2O2 + Co(OH)2 → Co2O3 + H2PO 
 
• O grau de oxidação dos metais alcalinos é +1 porque eles tendem a 
é ´perder um eléctron nas ligações. Explique o grau de oxidação de 
 
17 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
0 para as substâncias simples e o facto de que a soma dos graus de 
oxidação de todos os átomos duma molécula ser igual a 0. 
 
 
 
Termoquímica 
 
Reação exotérmica – aquela em que há libertação de calor. ∆H0 
 
Equação termoquímica – aquele junto da qual se menciona o calor da 
reação, as formas alotrópicas estados físicos. Pressão e temperatura. 
 
Chama-se entalpia padrão de formação de uma sustância ao calor da 
reação de formação de 1 mole desta a partir das substancias simples em 
condições padrão. 
 
Calor de combustão – calor libertado na combustão completa de uma 
mole de substancia. 
 
Energia de ligação – energia necessária para quebrar 1 mole de uma 
ligação química (no estado gasos0 e em condições padrões). 
 
Lei de Hess – a variação da entalpia em uma reacção química depende 
apenas dos estado inicial e final da reação ( e não do caminho ´percorrido). 
 
∆HReacao = ∑∆nHf (produtos) - ∑∆nHf(Reagentes) 
 
✓ As equações termoquímicas ´podem ser somadas algebricamente. 
✓ Invertendo a equação termoquímica mudamos o sinal de ∆H 
✓ Podemos multiplicar ou dividir a equação por um número diferente 
de zero e fazemos o mesmo com ∆H. 
 
Exercícios – Termoquímicas 
 
• Que quantidade de calor está envolvido quando se libertam 2 moles 
de oxigênio gasoso no processo representado a seguir: 
2HgO(S) → 2Hg(S) + O2(g) ∆H=-181KJ/mol 
a) Esta energia é absorvida ou libertada? 
b) Como se chamam este tipo de equações em que aparece a 
quantidade de calor. 
 
 
18 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
• Considere a seguinte equação: HCl((aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + 
H2O(l) ∆H= 13 Kcal 
a) A reacção é exotérmica ou endotérmica? 
 
• Dadas as entalpias de formação de CO(g) e CO2(g) (-26Kcal/mol e -
94Kcal/mol respectivamente). Calcule a entalpia da reacção : 
CO2(g) + C(S) → 2CO(g) 
 
• C(grafite) + O2 → CO2(g) ∆H= - 393,3KJ 
 
 C(diamante) + O2 → CO2(g) ∆H= - 393,52KJ 
 
 C(grafite) → C(diamante) 
 
 
Nomenclatura e Isomeria dos 
Hidrocarbonetos e seus Derivados 
 
3-metil-heptano Acido 2,3 ciclobutano 4 etil-3-efenil-2-
metil-heptano 
2,4-dimetil-pentano 1,1- dimetil-
ciclohexano 
n-propil –metil-
fenil-carbonil 
3,4-dimetil -4-etildecano Butanol Metil ciclopentano 
4-metil -1- penteno Heptanal 3-hexino 
6,7-dimetil -7-etikdecano Acido propanoico 3-pentanol 
2-etil-1-penteno Acido 2,2 dimetil 
hexanoico 
propanona 
 
Representa o grupo funcional e escreva a formula geral das seguintes 
famílias de compostos orgânicos. 
a) Alcanos 
b) Álcoois 
c) Esteres 
d) Cetonas 
e) Cloreto de ácidos 
f) Alquenos 
g) Haletos de alquilo 
h) Éteres 
i) Ácidos Carboxílicos 
j) Aminas 
k) Alcino 
l) Fenóis 
 
19 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
m) Aldeídos 
n) Amidas. 
 
 
 
 
Defina os seguintes termos e de um exemplo para cada: 
 
Hidrocarbonetos isomeria 
Hidrocarboneto saturado Isomeria de cadeia 
Hidrocarboneto insaturado Isomeria de posição 
Hidrocarboneto aromático Isomeria de compensação 
Hidrocarboneto cíclico Isomeria de função 
Carbono primário e secundário Isomeria geométrica 
Carbono terciário Isomeria optica 
Carbocatiao Isomeria cis e ttrans 
 
Regras gerais para a nomenclatura dos hidrocarbonetos e seus 
derivados 
 
✓ Escolher a cadeia mais longa que contém o grupo funcional com a 
cadeia principal, o número de carbono determina o nome desta 
cadeia. 
✓ As ramificações são identificadas com números segundo a sua 
posição na cadeia principal. Nome do hidrocarboneto agrupam-se os 
nomes das ramificações iguais, especificando o seu número com 
prefixos di,tri,tetra,penta,etc. Os números separam-se por virgula, os 
nomes por hifenes. 
Os nomes das ramificações são colocados, em ordem alfabética 
 
✓ A terminação do nome do composto é dada segundo o grupo 
funcional que ele possui indicando-se a sua posição, quando isto for 
apropriado. 
Prefixo Número de átomo de carbono 
Met 1 
Et 2 
Prop 3 
But 4 
Pent 5 
Hex 6 
Hept 7 
 
 
20 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo 
 
 Anexo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Rever os seguintes temas: 
 
➢ Estrutura do átomo. 
➢ Nomenclatura dos compostos inorgânicos. 
➢ Acerto de equações químicas (Lei de Lavoisier) 
➢ Propriedades coligativas 
➢ Determinação de formulas 
➢ Estrutura da tabela periódica. 
➢ Reações em Química Orgânica.[tipos de reações, reação de 
substituição, de eliminação, adição electrofilica e nucleofica, e 
mecanismos de reacçao. 
➢ Compostos de coordenação. 
 
 
Recomendação: 
 
➢ Estudar um tema por dia. 
➢ Resolver todos os exercícios. 
➢ Fazer buscas de conteúdos de modo a copilar com o material. 
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21 Material de apoio de Química. Elaborado por Japão Mulinda Caiombo