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Ensino Fundamental e Médio EaD 
PORTARIA de CREDENCIAMENTO 
209/2007 e 159/2012 
Química 
Ensino Médio 
e-mail: secretaria@ciadeensino.com.br - Fone: (51) 3556-4596 
2 
 
Querido aluno, 
 
nessaapostilaestudaremos a Química que é uma ciência experimenta, cujos reflexos se percebem, através de distintas maneiras 
em nossa vida cotidiana. Essa grande ciência está presente ativamente em vários setores de nossa modernidade, podendo estar 
relacionada a outras áreas de conhecimento. 
 
Essa ciência está presente em praticamente tudo que aproveitamos para viver: combustíveis, plásticos, tintas, saúde, alimentos, 
petroquímica, corantes, adesivos, bebidas, materiais de limpeza, etc. Sabendo aproveitá-la do melhor modo possível, nos trará 
grandes benefícios, como o aperfeiçoamento dos confortos humanos, declínio do número de mortes devido a evolução da 
medicina. Mas, também, há o lado contrário, por exemplo, a extração inadequada das substâncias químicas existentes na 
natureza, armas biológicas, lixo químico e práticas visando somente interesses políticos e econômicos, sem se preocupar com 
efeitos indesejáveis e prejudiciais, que poderão ocasionar o desequilíbrio da natureza. 
 
Haverá palavras que talvez sejam estranhas a você. Então, sugiro que verifique em livros ou internet o significado das mesmas, 
facilitando, assim, seu entendimento. 
 
Apenas gostaríamos de lembrá-lo sobre alguns pontos importantes: 
_ Você é um estudante de EaD (Ensino a Distância) e isso significa que 80% dos estudos são feitos em sua própria casa, em 
horários que você escolherá; 
_ Os outros 20% serão em aulas presenciais, nas quais você poderá tirar todas as dúvidas e obter mais informações com seu 
professor; 
_ Por isso, é fundamental que você venha para as aulas com seu material lido e os exercícios resolvidos; 
_ Não se esqueça de ler todos os capítulos com muita atenção, fazer anotações e praticar com os exercícios, isso lhe habilitará a 
compreender o conteúdo e partir para a etapa final do Ensino Fundamental! 
 
Nós estamos aqui para ajudá-lo em tudo que for necessário e desejamos um ótimo estudo! 
 
 
 
Equipe Cia de Ensino. 
 
 
 
 
 
 
 
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Produção: Colégio Cia de Ensino 
Todos os direitos reservados. Não é permitido reproduzir. 
Este material foi elaborado pela professora Gabriela Corrêa da equipe de Química e Biologia do Colégio Cia de 
Ensino. O processamento do mesmo se deu pelo software PDF Creator © em uma licença “fairplay” (livre). 
Todas as imagens utilizadas neste material são de livre distribuição e suas fontes estão especificadas abaixo das 
mesmas. As imagens sem especificação foram retiradas do banco de imagens do programa Word ©, plataforma 
Windows © e/ou elaboradas pela equipe da instituição. 
 
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SUMÁRIO 
MÓDULO II 
UNIDADE I 
1 ESTRUTURAS ATÔMICAS................................................................................................................................................7 
1.1 MATÉRIA E ENERGIA: um mundo em transformação................................................................................................7 
1.2 CORPO E OBJETO........................................................................................................................................................9 
1.3 ENERGIA....................................................................................................................................................................9 
1.4 ÁTOMO.................................................................................................................................................................... .9 
 1.5 MOLÉCULAS..............................................................................................................................................................13 
1.6 SUBSTÂNCIAS............................................................................................................................................................14 
1.7 ESTADO FÍSICO DA MATÉRIA.....................................................................................................................................16 
1.8 MUDANÇA DE ESTADO FÍSICO..................................................................................................................................17 
1.9 MISTURAS..................................................................................................................................................................18 
EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................22 
UNIDADE II 
2 TABELA PERIÓDICA.......................................................................................................................................................25 
2.1 HISTÓRICO DA CONSTRUÇÃO DA TABELA PERIÓDICA..............................................................................................25 
2.2 A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA MODERNA..................................................................................................................26 
2.3 ELEMENTOS QUÍMICOS E SEUS SÍMBOLOS...............................................................................................................27 
EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................31 
UNIDADE III 
3 OS ESTADOS ENERGÉTICOS DOS ELÉTRONS.................................................................................................................32 
3.1 NÚMEROS QUÂNTICOS.............................................................................................................................................32 
3.2 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA NOS ORBITAIS...............................................................................................................33 
EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................35 
UNIDADE IV 
4 LIGAÇÕES QUÍMICAS....................................................................................................................................................37 
4.1 LIGAÇÃO COVALENTE................................................................................................................................................37 
4.2 LIGAÇÃO IÔNICA.......................................................................................................................................................38 
4.3 LIGAÇÃO METÁLICA..................................................................................................................................................41 
EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................41 
UNIDADE V 
5 REAÇÕES QUÍMICAS.....................................................................................................................................................43 
5.1 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS...........................................................................................................44 
5.2 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS..................................................................................................................................44 
5.3 MOL – A quantidade de matéria...............................................................................................................................45 
5.4 MASSA MOLECULAR (MM) E MASSA FÓRMULA (MF).............................................................................................47 
5.5 REAÇÕES NUCLEARES................................................................................................................................................51EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................53 
 
5 
 
Módulo III 
UNIDADE VI 
 
6 FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA...........................................................................................................................56 
6.1 ÁCIDOS......................................................................................................................................................................56 
6.2 BASES........................................................................................................................................................................59 
6.3 ÓXIDOS......................................................................................................................................................................61 
6.4 SAIS............................................................................................................................................................................63 
6.5 INDICADORES ÁCIDO-BASE E pH...............................................................................................................................65 
EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................66 
 
UNIDADE VII 
7 FUNÇÕES DA QUÍMICA ORGÂNICA..............................................................................................................................69 
7.1 INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA.......................................................................................................................69 
7.2 O ÁTOMO DE CARBONO...........................................................................................................................................70 
7.3 POSTULADOS DO CARBONO.....................................................................................................................................71 
7.4 TIPOS DE LIGAÇÕES ENTRE OS ÁTOMOS DE CARBONO............................................................................................72 
7.5 CLASSIFICAÇÃO DAS CADEIAS CARBÔNICAS......................................................................................................74 
7.6 NOMENCLATURA IUPAC............................................................................................................................................77 
7.7 FUNÇÃO HIDROCARBONETOS E OXIGENADAS (ALCOÓIS).......................................................................................78 
7.8 A PRESENÇA DOS ALCANOS EM NOSSA VIDA...........................................................................................................83 
7.9 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS EM QUÍMICA ORGÂNICA..........................................................................................91 
7.10 OS COMPOSTOS ORGÂNICOS NOS ORGANISMOS VIVOS.......................................................................................95 
EXERCÍCIOS......................................................................................................................................................................98 
 
 
 
 
 
 
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Módulo II 
 
ESTRUTURA ATÔMICA, TABELA PERIÓDICA, 
LIGAÇÕES E REAÇÕES QUÍMICAS 
 
“Na Natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. 
Antoine Lavoisier 
 
7 
UNIDADE I 
 
1 ESTRUTURAS ATÔMICAS 
 
1.1 MATÉRIA E ENERGIA: um mundo em transformação 
 
Hoje, quando se fala ou pensamos em química, a primeira ideia que costuma vir à mente é a de um laboratório, onde 
são realizadas experimentos com reações químicas complexas. Isso de fato existe, mas como aprendemos no módulo 
IV ou 8ª série / 9º ano em ciências do Ensino Fundamental, à maioria das reações químicas ocorre de forma natural e 
constante na natureza, basta observarmos. 
 
 
 
Na natureza acontecem varias transformações, como: a fotossíntese, processo por meio do qual as plantas 
sintetizam alimentos orgânicos e liberam gás Oxigênio (O2) na atmosfera; a formação dos minerais, por 
transformações do magma vulcânico, é uma sucessão de reações químicas complexas; a transformação das rochas 
em solo também depende de transformações químicas; e as transformações das células e seus componentes 
químicos em seres vivos através das reações químicas que absorvem e libera energia química para a construção e 
metabolismo do nosso corpo. 
Na realidade, sugere-se que o universo tenha sido 
formado por uma poderosa reação química que originou 
uma grande explosão “o big-bang” por volta de 16 
bilhões de anos atrás, que continua se transformando ao 
longo do tempo através de numerosas reações químicas. 
Por tanto, a química é tudo que existe. 
Todas essas transformações que relatamos ocorrem 
porque as plantas, os minerais, o solo, os seres vivos são: 
matéria em forma de energia. 
 
 
Vamos expor o conceito de matéria: 
 
MATÉRIA: é tudo aquilo que ocupa espaço, tem massa e é formado por átomos. 
 
Figura 1. Exemplos de transformações da natureza. Fontes: Disponível em 
<onossoplaneta.blogs.sapo>;<nucleoambientaljoseantoniosimas.wordpress.com>; <pregadorjerson.blogspot.com> (modificado –equipe Cia. de Ensino, 2013). 
Figura 2. Representação da explosão do Big-Bang. Fontes: Disponível em 
<luizaalvesoliveira.blogspot.com> 
8 
Não são exemplos de matéria o calor, as cores, o amor, as ideias e os sonhos. 
A matéria tem massa, sendo assim, tem peso. Para definir essas duas grandezas, vamos analisar o exemplo de um 
livro em cima de uma mesa. Por exemplo, se empurrarmos um livro de cima de uma mesa, estaremos realizando 
força sobre o livro. Se a força que aplicarmos for maior que a massa do livro, ele cairá no chão. O livro cairá no chão 
devido à força gravitacional que atrai a massa desse livro para o centro da terra. Isso explica por que todos os corpos 
caem na direção vertical. A não ser, que tenha sido jogada em alguma direção. 
 
 
 
 
 
 
A massa de uma matéria pode ser determinada pela medida do peso: 
 
 
 
Você já deve ter se pesado em uma balança para verificar seu peso 
em quilogramas (Kg)? 
Você tem certa quantidade de quilogramas (Kg) por possuir massa, 
desta maneira, você ocupa espaço, então, somos matéria. 
 
 
 
A balança indica uma pesagem de sua massa corpórea porque há uma força atraindo o seu corpo para baixo: a força 
da atração gravitacional. A Massaé a medida de quantidade de matéria e o Peso é à força de atração gravitacional 
entre o centro gravitacional de uma corpo e o centro da terra. 
O termo massa é usado para comparar matérias. Assim, uma motocicleta tem massa maior 
que o livro, um ovo de galinha tem massa maior que um ovo de codorna e um balão cheio de 
água têm massa maior que um balão cheio de ar (que também é matéria, pois é constituído 
de átomos). 
 
Sistema Internacional de Medidas: 
O Brasil é signatário do Sistema Internacional de Medidas, sendo assim, a unidade que adotaremos será grama, seus 
múltiplos e submúltiplos. Portanto, a massa é a quantidade de matéria medida em gramas (g), quilogramas (Kg), 
miligramas (mg), toneladas (1000 kg), etc. 
Figura 3. Força da gravidade sobre em um livro. Fonte: Disponível em 
<www.chegg.com>; <thebookonthetablered.blogspot.com>(modificado – equipe Cia. 
de Ensino, 2013). 
Figura 4. Representação da medida de peso do corpo por quilogramas em uma balança. Fonte: Disponível em 
 
Figura 5. Atração gravitacional da terra. Fonte: Disponível em 
<cvo-nonoano.blogspot.com> 
9 
Massa: 
UNIDADE DE MEDIDA REPRESENTAÇÃO RELAÇÃO 
Quilograma Kg 1 Kg = 1000 g 
Grama g 1 g = 1000 mg 
Miligrama mg 1 mg = 0,01 g 
 
 
1.2 CORPO E OBJETO 
 
A matéria pode ser apresentada de duas formas 
diferentes e distintas: corpo e objeto. Com um pedaço de 
mármore, um escultor faz uma estátua. Com uma barrade ouro, um ourives faz uma joia. O mármore e a barra de 
ouro são exemplos de corpos. A estátua e a joia são 
exemplos de objetos. Desta forma, podemos definir que 
corpo é qualquer porção limitada da matéria e objeto é 
uma porção limitada de matéria quer por sua forma 
especial ou por sua utilidade. 
 
 
Ouro  barra de ouro  anel 
(matéria) (corpo) (objeto) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.3 ENERGIA 
É a capacidade de realizar trabalho.Entende-se por trabalho o movimento da matéria contra uma força que se opõe 
ao seu movimento. Assim, tudo que tem capacidade de movimentar a matéria possui energia. 
 
 
1.4 ÁTOMO 
 
Átomo é uma unidade básica de matéria que consiste num núcleo central 
(prótons e nêutrons) envolto por uma nuvem de elétrons de carga negativa. Os 
átomos diferem entre si pelo número de prótons, nêutrons e elétrons que 
possuem. 
Figura 6. Exemplos de corpo e objeto. Fonte: Disponível em 
<www.papeldeparede.etc.br>; <www.antiquibraga.com>; 
<www.grupomodular.com.br>; <proezasalquimicas.blogspot.com>(modificado – 
equipe Cia. de Ensino, 2013). 
Madeira – Árvore (matéria) 
Rocha (matéria) 
OBJETOS CORPOS 
10 
1.4.1 Átomos dos Gregos 
 
Demócrito de Abdera (420 a.C.) e Leucipo (450 a. C.) já afirmavam que a matéria era constituída de pequenas 
partículas, que denominaram átomo. O átomo dos Gregos era um modelo filosófico e sem base experimental. Não 
tinha forma definida e não apresentava núcleo. 
 
1.4.2 Evolução dos modelos atômicos 
Modelo atômico de Dalton (“modelo da bola de gude”): o primeiro cientista que retomou a teoria de Demócrito e 
Leucipo foi John Dalton (1766-1844), no ano de 1803. Baseado em experiências e nas leis ponderais de Proust (Lei 
das proporções constantes) e de Lavoisier (Lei de conservação das massas), ele estabeleceu o primeiro modelo 
atômico, que dizia sucintamente o seguinte: 
“Toda matéria é formada por átomos, que são partículas maciças, esféricas e indivisíveis, e um átomo de um 
elemento se diferencia do outro somente pela mudança nos tamanhos e nas massas.” 
Lei de Lavoisier ou Lei de Conservação da Matéria (1774): 
Lavoisier efetuou diversas experiências observando processos de combustão (queima), os quais foram 
cuidadosamente elaborados. 
Observou que se as massas de todas as substâncias químicas envolvidas numa reação química fossem consideradas, 
no balanço final, não haveria perda ou ganho de massa. 
 
 
“Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. 
 
 Lei de Proust ou Lei das Proporções Definidas (1797): 
 Lei das Proporções Constantes 
“Uma substância pura, qualquer que seja sua origem, é sempre formada pela mesma composição em massa”. 
 
11 
 
Modelo atômico de Thomson (“modelo do pudim de passas”): com o estudo das características elétricas da 
matéria, J.J.Thomson (1856-1940) realizou em 1887 um experimento com um feixe de raios catódicos e descobriu 
partículas negativas que eram atraídas pelo polo positivo de um campo elétrico externo. 
Dessa forma, ele concluiu que o átomo deveria conter uma partícula subatômica negativa, denominada de elétron. 
Assim, caiu por terra a teoria de Dalton de que o átomo seria indivisível. Seu modelo atômico foi o seguinte: 
“O átomo é uma esfera de carga elétrica positiva, não maciça, incrustada de elétrons (negativos), de modo que sua 
carga elétrica total é nula”. 
Modelo atômico de Rutherford (“modelo do sistema solar”): com a descoberta da radioatividade, as pesquisas 
sobre a constituição da matéria puderam ser mais exploradas. Ernest Rutherford (1871-1937) realizou em 1911 um 
experimento com partículas alfa (α), com o objetivo de verificar se os átomos realmente eram maciços. Ao final do 
experimento, os resultados obtidos mostraram que o átomo contém imensos espaços vazios e um núcleo positivo, 
onde ficavam os prótons (partículas subatômicas positivas). Portanto, o modelo de Rutherford é pronunciado assim: 
 
Figura 8. Modelo atômico de Rutherford. Fonte: Disponível em <http://fizikapress.files.wordpress.com/2013/03/rade1.jpg> 
 
“O átomo é constituído de duas regiões distintas: um núcleo ou região central que contém praticamente toda a 
massa do átomo e apresenta carga positiva; e uma eletrosfera, isto é, uma região ao redor do núcleo, onde os 
elétrons giram em órbitas circulares”. 
Com a descoberta da terceira partícula subatômica, o modelo de Rutherford passou a incluir os nêutrons (partículas 
sem carga elétrica) no núcleo. 
Modelo atômico de Rutherford-Böhr: se o átomo fosse como Rutherford propunha, os elétrons adquiririam um 
movimento em espiral e colidiriam com as partículas positivas do núcleo, além disso, eles perderiam energia em 
forma de radiação. Assim, em 1913 foi criado um novo modelo atômico pelo Químico Niels Böhr (1885-1962), que, 
apesar de revolucionário, mantinha as principais características do modelo de Rutherford. De maneira que este 
modelo passou a ser chamado de modelo atômico de Rutherford-Böhr e enunciava: 
12 
 
“O átomo pode ser representado de forma que as órbitas permitidas para os elétrons tenham relação com os 
diferentes níveis de energia e, ainda, com as respectivas raias presentes no espectro característico de cada elemento 
químico.” 
Desse modo, cada órbita circular permitida para os elétrons possuem energias diferentes, constantes e 
determinadas; sendo denominadas de níveis de energia. 
 
Figura 9. Modelo atômico de Rutherford-Böhr. Fonte: Disponível em <crv.educacao.mg.gov.br; www.alunosonline.com.br> 
Ainda: 
 Explica pelo fato de que os elétrons, em seus átomos, absorvem energia 
elétrica e depois a liberam na forma de luz. Cada elemento químico tem 
um espectro característico de frequência, como uma impressão digital 
deste elemento. Cada elemento só absorve e emite radiação 
eletromagnética em suas frequências características. 
 
Figura 10.Três possíveis saltos do elétron do elemento Hidrogênioe liberaçãode luz explicado 
pelo modelo atômico de Rutherford-Böhr . Fonte: Disponível em <quimicozinhos.blogspot.com> 
 
 Deduziu que um átomo tem um conjunto de energia disponível para seus elétrons, isto é, a energia de um 
elétron em um átomo é quantizada. 
 Esse conjunto de energias quantizadas mais tarde foi chamado de níveis de energia. 
 Com essas conclusões Bohr aperfeiçoou o modelo atômico de Rutherford e chegou ao modelo do átomo 
como sistema planetário, onde os elétrons se organizam na eletrosfera na forma de camadas. 
 Quando se fornece energia a um elétron, ele salta de uma órbita para outra 
(transitória) mais externa. A energia absorvida é chamada de FÓTON. 
 
 
 
 
Figura 11. Transitória de elétrons de uma orbita para outra, sendo a energia absorvida chamada de fóton. 
Fonte: Disponível em <quimicozinhos.blogspot.com> 
13 
Então: 
 
CARGAS OPOSTAS SE ATRAEM! 
Os elétrons devem possuir algum tipo de movimento que neutraliza a atração para o núcleo, ou seja, impedindo que 
os elétrons caiam no núcleo. 
 
Resumo: 
 
Figura 12. Quadro resumido sobre a evolução dos modelos atômicos. Fonte: Disponível em <ebah.com.br> 
1.5MOLÉCULAS 
 
Como vimos anteriormente, toda a matéria é formada por pequenas unidades chamadas átomos.Os átomos, por sua 
vez, reúnem-se em grupos denominados moléculas. No caso da molécula água, por exemplo, as moléculas são 
formadas por dois átomos do elemento Hidrogênio (H) e um átomo do elemento Oxigênio (O). Veja a representação 
abaixo: 
 
Num copo de água, tanto no estado sólido como no 
estado líquido, existe um número grande de moléculas 
de água. 
Elas estarão presentes nesse recipiente sempre na 
proporção fixa de um Oxigênio para dois Hidrogênios. Molécula de água 
Figura 13. Água. Fonte: Disponível em 
<www.kareninefernandes.com>(modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013). 
14 
Veja algumas propriedades da água e dos elementos que a constituem: 
Hidrogênio (H): é um gás incolor e combustível; 
Oxigênio (O): é um gás incolor e comburente(alimenta a combustão); 
Água (H2O): é um líquido incolor e não-combustível. 
 
A água, portanto, tem propriedades independentes dos elementos que o constituem. Essas propriedades aparecem 
num balde, num rio, numa gota ou numa simples molécula. Mas se dividirmos essa molécula nos seus elementos 
constituintes (Hidrogênio e Oxigênio), as propriedades desaparecem. 
 
Resumo: 
Elemento Químico é um conjunto de átomo caracterizado por um 
determinado número atômico. 
Molécula é o conjunto de dois ou mais átomos, sendo a menor parte 
da substância que mantém as suas características. As moléculas são 
representadas por fórmulas (conjuntos de número e símbolos). 
Substância é uma quantidade qualquer de moléculas iguais ou 
diferentes. 
 
 
 
 
1.6SUBSTÂNCIAS 
 
Os elementos químicos podem permanecer isolados, mas também podem se reunir das mais variadasmaneiras, 
formando uma infinidade de agrupamentos diferentes, que podem ser moléculas ou aglomerados de íons (átomos 
ou grupos de átomos com carga elétrica). Cada molécula passa, então, a representar uma substância pura bem 
definida. Cada substância, por sua vez, é representada por uma abreviação denominada fórmula. 
 
Vamos considerar novamente o exemplo da água. Hoje, sabemos que a água é formada por moléculas, onde estão 
reunidos um átomo de Oxigênio com dois átomos de Hidrogênio. Como decorrência, a fórmula da água será H2O, 
onde aparecem os símbolos do Hidrogênio e do Oxigênio, além do índice 2, que indica a presença de dois átomos de 
Hidrogênio na molécula de água. Veja outros exemplos: 
 
 
 
 
 
Figura15. Exemplos de fórmulas de substâncias.Fonte: Disponível em <ensinodequimica.wordpress.com>(modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013). 
Quanto a composição, podemos classificar as substâncias em simples e compostas. 
Figura 14. Representação da molécula de água. Fonte: 
Gabriela Corrêa – equipe Cia. de Ensino, 2013. 
Oxigênio (O2) Dióxido de Carbono (CO2) 
 
15 
1.6.1 Substâncias simples 
 
As substâncias simples caracterizam-se por apresentar apenas um elemento, cujos átomos podem estar agrupados 
em moléculas ou isolados. O nome das substâncias simples é frequentemente o mesmo do elemento que a forma, 
por exemplo, gás Hidrogênio, gás Oxigênio e o gás Cloro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 16. Exemplos de substâncias simples.Fonte: Gabriela Corrêa - Equipe Cia. de Ensino, 2013. 
 
Há casos em que um mesmo elemento pode aparecer na forma 
de mais de uma substância simples. Esse fenômeno chama-se 
ALOTROPIA. É o caso do gás Oxigênio (O2) e gás Ozônio (O3). O 
grafite e o diamante são variedades alotrópicas do mesmo 
elemento: Carbono. 
 
 
 
 
Figura 16. Variedades alotrópicas do Carbono.Fonte: Disponível em 
<http://www.mmm.org.br/media/usuarios/511/imagens/carb6.jp>g (Modificado - Equipe Cia. de 
Ensino, 2013. 
 
1.6.2 Substâncias compostas 
 
São formadas por mais de um elemento 
químico. Dessa forma, encontramos em 
suas moléculas átomos diferentes. 
 
 
 
Figura 17. Exemplos de substâncias compostas.Fonte: 
Disponível em www.colegioweb.com.br> 
16 
1.6.3 Substâncias puras 
 
Quando uma porção de matéria é formada por apenas um tipo de substância. 
1.7 ESTADO FÍSICO DA MATÉRIA 
Toda matéria é constituída de pequenas partículas e, dependendo do maior ou menor grau de agregação entre elas, 
pode ser encontrada em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso. Cada um dos três estados de agregação 
apresenta características próprias, como o volume, a densidade e a forma, que podem ser alteradas pela variação de 
temperatura (aquecimento ou resfriamento) e/ou pressão. 
Quando uma substância muda de estado, sofre alterações nas suas características macroscópicas (volume, forma 
etc.) e microscópicas (arranjo das partículas), não havendo, contudo, alteração em sua composição. Os arranjos das 
partículas estão ligados a três fatores que determinam a distância entre as moléculas: 
 
a.força de coesão: são aquelas que fazem as moléculas se aproximarem umas das 
outras. 
 
 
b.força de repulsão: são aquelas que fazem as moléculas se afastarem umas das 
outras. 
 
 
c.vibração: além de se deslocarem no espaço, as moléculas estão sempre num 
contínuo movimento de vibração. Quanto maior é a temperatura, maior é a velocidade 
de deslocamento e de vibração. 
 
 
 
 
Cada um desses fatores citados predomina de acordo com o estado no qual se encontra a substância: 
 
SÓLIDO: 
 
Considere um cubo de gelo. Neste estado, as moléculas estão muito próximas e não se 
deslocam. Possuem, porém um movimento de vibração em torno de um ponto. 
O gelo, como muitos outros sólidos, possui forma e volume constante. 
 
Figura 18.a. força de coesão; b. força de repulsão; c. vibração 
Fonte: Gabriela Corrêa – equipe Cia. de Ensino, 2013. 
a. 
b. 
c. 
Figura 19. Estado sólido da água. Fonte: Disponível em <kidscorner.org>(modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013). 
 
17 
LÍQUIDO: 
No estado líquido as forças de repulsão são pouco maiores que no sólido. As moléculas 
estão mais afastadas e além, de vibrarem, também se deslocam. A forma é variada e o 
volume ocupado pelas substâncias nesse estado é constante, ou seja, a forma líquida 
varia de acordo com o recipiente que o contém. 
 
 
 
 
GASOSO: 
 
Nesse estado, o movimento das moléculas é bem maior do que no 
estado sólido e no líquido. Encontram-se muito afastadas umas das 
outras, devido a força de repulsão muito grande. As substâncias não 
possuem forma e volume constante. 
 
 
1.8 MUDANÇA DE ESTADO FÍSICO 
Como aprendemos anteriormente, de acordo com a temperatura, a mesma substância pode aparecer nos estados 
sólido, líquido e gasoso. Essas mudanças ocorrem quando determinada substância atinge pontos específicos de 
temperatura em relação ao nível do mar. 
Observe o esquema abaixo: 
 
Fusão: é a passagem do estado sólido para o líquido. Sua temperatura aumenta até alcançar um ponto denominado 
ponto de fusão (PF). 
 
Vaporização: é a passagem do estado líquido para o gasoso. Essa mudança de estado pode ocorrer por evaporação e 
por ebulição. 
 
 A evaporação é um processo lento e ocorre com o líquido em qualquer temperatura. É dessa maneira que as 
roupas secam no varal, ou as águas dos rios e oceanos passam à atmosfera, formando as nuvens. 
Figura 20. Estado líquido da água. Fonte: Disponível em 
<www.disqueagua.com>(modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013). 
Figura 21. Estado gasoso da água. Fonte: Disponível em 
<joaoesocorro.wordpress.com>(modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013). 
Figura 22. Mudanças de estado físico. Fonte: Disponível em <http://professorthiagorenno.blogspot.com.br> 
18 
 A ebulição é uma vaporização rápida que ocorre no ponto de ebulição (PE). Durante esse processo, a 
temperatura permanece constante. 
 
Condensação: é a mudança do estado gasoso para o líquido. 
 
Solidificação: a mudança do estado líquido para o sólido. Ocorre na mesma temperatura da fusão. 
 
Sublimação e ressublimação: a sublimação é a mudança direta do estado sólido para o gasoso e a ressublimação (é 
ao contrário) é a mudança direta do estado gasoso para o sólido. 
 
Vejamos os gráficos: 
 
Ao aquecermos uma amostra de substância pura, como, por exemplo, a água no estado sólido (gelo) e anotarmos as 
temperaturas nas quais ocorrem as mudanças de estado, ao nível do mar, obteremos o seguinte gráfico, onde: 
 
t1 = início da fusão 
t2 = fim da fusão 
 
 
 
Pelo gráfico podemos observar que a temperatura de fusão (TF) da água é 
0 °C e a sua temperatura de ebulição (TE) é de 100 °C. 
O gráfico de aquecimento da água apresenta dois patamares, os quais 
indicam que, durante as mudanças de estado, a temperatura permanece 
constante. 
 
Veja os pontos de fusão e ebulição de algumas substâncias: 
 
SUBSTÂNCIA PF PE 
Água 0⁰C 100⁰C 
Álcool -115⁰C 78⁰C 
Éter -116⁰C 35⁰C 
Ferro 1535⁰C 3000⁰C 
Carbono 3500⁰C 4200⁰C 
 
 
1.9 MISTURAS 
 
Sãosubstâncias que apresentam-semisturadas, podendo ser misturadas de uma infinidade demaneiras diferentes. É 
muito importante notar que as misturas, em geral, não têm composição constante e não têm constantes físicas 
definidas, ao contrário das substâncias puras. De fato, podemos juntar mais ou menos açúcar (até certo limite) à 
mesma quantidade de água — teremos água mais ou menos açucarada —, mas que será sempre definida como 
mistura de água e açúcar. Essa mistura, por exemplo, não ferverá a 100 °C, ao nível do mar, como acontece com a 
água pura. 
 
 
t3 = início da ebulição 
t4 = fim da ebulição 
 
 
 
Figura 23. Gráfico das mudanças de estado 
físico da água (mistura pura). Fonte: Equipe Cia. de 
Ensino, 2013 
Lembre-se de que essas temperaturas 
variam com a pressão. Neste caso, a 
pressão é 1atm (ao nível do mar). 
TEMPERATURA (°C) 
TEMPO 
19 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.9.1 Classificação das misturas 
 
As misturas podem ser classificadas em misturas homogênea e heterogênea. No primeiro caso olhando a mistura, 
não conseguimos identificar os componentes. Dizemos que a mistura apresenta só uma fase. Na mistura 
heterogênea, no caso da água e do óleo, é possível identificar os dois compostos facilmente. Dizemos que a mistura 
apresenta duas ou mais fases. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 24.Exemplos de mistura homogênea e heterogênea. Fonte: Gabriela Corrêa - Equipe Cia. de Ensino, 2013. 
 
Muitas misturas, a olho nu, parecem homogêneas, mas olhando no microscópio é possível visualizar outras 
substâncias, por exemplo, o leite e o sangue. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 25.Exemplos de mistura heterogênea vistas ao microscópio .Fonte: Disponível em <http://o.canbler.com/s/bot6/01307.jpg>; <www.sadia.com.br>(modificado – equipe 
Cia. de Ensino, 2013). 
Ar atmosférico Água com álcool 
Gordura 
Plasma 
Plaquetas 
Glóbulos 
vermelhos 
Sangue 
O ar que respiramos é 
uma mistura na qual 
predominam moléculas 
de Nitrogênio (N2, 78%) 
e de Oxigênio (O2, 21%). 
 
Na água com álcool existem 
moléculas de álcool (C2H6O) 
disseminadas por entre as 
moléculas de água (H2O). 
 
20 
1.9.2 Processos de separação de misturas 
 
Os materiais encontrados na natureza são, em geral, misturas de várias substâncias. Quando duas ou mais 
substâncias estão reunidas numa mistura, elas não perdem suas características químicas. Por isso, é possível separá-
las utilizando processos simples. Torna-se então importante, nos laboratórios e também nas indústrias 
químicas,separar os componentes das misturas até que cada substância pura fique totalmente isolada dasdemais. 
Essa separação chama-se fracionamento. Por exemplo: 
 
Figura 26.Exemplo de fracionamento da mistura de água e sal. Fonte: Disponível em <vagnerbertoloto.blogspot.com> 
No final do fracionamento, podemos verificar se as substâncias foram realmente bem separadas usando as 
constantes físicas. No caso do exemplo acima, se a água ficou realmente pura, ela deverá, ao nível do mar, congelar a 
0⁰C, ferver a 100 ⁰C, etc. 
 
1.9.2.1 Fracionamento de misturas heterogêneas 
Filtração:é um processo para separar um sólido misturado a um líquido ou gás. Consiste em passar a mistura por 
uma superfície porosa, que retenha o sólido, por exemplo, um papel filtro, ou porcelana (vela de filtro de água). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 27. Exemplo de filtração. Fonte: Disponível em <http://s3.static.brasilescola.com/img/2013/04/filtracao.jpg>; 
<http://loja.cirurgicaestilo.com.br/ecommerce_site/arquivos8114/arquivos/1323369267_3.jpg> 
 
Quando se precisa de uma filtração rápida em laboratório ou indústria, utiliza-se 
um aparelho que permite a sucção do ar com uma filtração forçada. Através de 
uma bomba de vácuo retira-se ar do frasco de Kitassato. A pressãoatmosférica 
empurra o líquido do funil para dentro. 
 
 
Figura 28.Exemplo de filtração forçada em frasco de Kitassato. Fonte: Disponível em <www.brasilescola.com> 
21 
 
Sedimentação:quando temos um sólido disperso num líquido, é possível a separação deixando o líquido em repouso. 
Com a ação da gravidade, o sólido se deposita. No final, o líquido pode ser separada ou por inclinação cuidadosa do 
recipiente (processo de decantação) ou, então, por aspiração com auxílio de um sifão (processo de sifonação). 
 
Figura 29.Exemplo de sedimentação. Fonte: Disponível em <quimicaemaula.blogspot.com> 
 
É de maneira semelhante que se faz a purificação do petróleo que vem com bastante área e água misturada do 
subsolo. Deixa-se sedimentar e retira-se o petróleo que fica em cima. 
Pode-se também acelerar o processo da sedimentação com o uso da 
centrifugação.Uma centrífuga imprime rotação rápida ao recipiente em 
que está o sistema de um sólido em suspensão em um líquido; com a 
aceleração provocada pela rotação, as partículas sólidas sedimentam-se 
mais depressa. 
Figura 30.Exemplo de sedimentação com uso de centrifuga. 
Fonte: Disponível em <estudoo-online.blogspot.com> 
Outros processos de separação de misturas: 
Sublimação:processo pelo qual uma substância sólida se transforma em um gás, ou vapor, sem passar pelo estado 
líquido. Existem substâncias, como o iodo, o arsênico, a cânfora e o gelo seco, que passam diretamente para o 
estado gasoso sem fundir-se. Diz-se que estas substâncias sublimam-se. O iodo sólido transforma-se diretamente em 
vapor, quando aquecido, sem passar pelo estado líquido. Quando o vapor é esfriado, o iodo transforma-se de novo 
em cristais. Esta mudança de vapor novamente para sólido é também parte da sublimação. 
Ventilação:é o método utilizado para separar a palha do grão de arroz. Aplicando-se uma corrente de ar, a palha que 
é mais leve, voa. 
Separação Magnética:o Ferro ou seu minério pode ser separado das impurezas utilizando-se a propriedade de ser 
atraído por ímã. 
1.9.2.2 Separação de misturas homogêneas 
Destilação:é um processo físico que serve para desdobrar as misturas 
homogêneas, como as soluções de sólidos em líquidos (destilação 
simples) ou as soluções de dois ou mais líquidos (destilação fracionada), 
que consiste em aquecer a mistura até a ebulição e condensar os 
vapores do líquido. Em laboratório, a aparelhagem normalmente 
utilizada é a seguinte: 
 
Figura 31.Exemplo de destilação. Fonte: Disponível em <www.infoescola.com> 
Os derivados do petróleo são separados por um processo especial de 
22 
destilação chamado de destilação fracionada. Cada componente é destilado a uma temperatura diferente. 
 
Figura 32. Exemplo de destilação fracionada de petróleo. Fonte: Disponível em <dc260.4shared.com> 
 
 
 
1. Faça um breve relato sobre a importância da Química para a Humanidade. 
2. Num dia muito quente, você chega em sua casa, liga o ventilador e senta-se de frente para ele. Você sente o ar 
impulsionado pela hélice do ventilador bater no seu rosto. No seu entendimento, ar é matéria, corpo ou objeto? O 
movimento da hélice poder ser entendido como uma modalidade de energia? 
3. Na relação a seguir identifique matéria, corpo, objeto e energia: 
a) luz 
b) relâmpago 
c) copo de vidro 
d) tronco de árvore 
e) plástico 
f) ferro 
g) portão de alumínio 
h) cadeira de madeira 
 
4. Dois estudantes conversam próximos a uma fogueira e um deles diz: “Na queima a madeira (matéria) deixa de 
existir e surgem cinza, fuligem, gases (matéria), luz e calor (energia).” O estudante está certo? Comente. 
5. Quais são as características do modelo atômico de Dalton? 
23 
 
6. E do modelo de Thomson? 
7. E do modelo de Rutherford? 
8. E do modelo de Bohr? 
9. Por que Rutherford usou uma fina lâmina de ouro e não uma barra de ouro? 
10. Defina Fóton. 
11. Entre prótons e elétrons, a relação correta é: 
a.possuem massas iguais 
b.a massa do elétrons é 1840 vezes a do próton 
c.possuem cargas elétricas de mesmo sinal 
d.a massa do próton é 1840 a do elétron 
e.não possuem carga elétrica 
 
12. Se um átomo (neutro) perder um elétron: 
a.sua carga total não se altera 
b.sua carga total ficará negativa 
c.sua carga total ficará positiva 
d.sua massa total diminuirá consideravelmente 
e. não se pode concluirnada a respeito de sua carga total 
 
13. O átomo é constituído por uma parte central chamada ____________, onde estão localizados os _____________ 
(de carga elétrica positiva) e os ____________ (sem carga elétrica). Ao redor estão os ________________ (de carga 
elétrica ________________), e esta região é chamada ___________________. 
14. Conceitue elemento químico. 
15. Conceitue molécula. Dê exemplos. 
16. De que é formada uma substância? 
17. O que são substâncias simples e substâncias compostas?Dê exemplos. 
18. Quais são os três estados físicos da matéria? 
19. Defina ponto de fusão e ponto de ebulição? 
20. Analise a tabela abaixo e indique as substâncias que fervem 
numa temperatura superior ao ponto de ebulição da água. 
 
 
21. O que é uma mistura e qual a diferença entre misturas homogênea e heterogênea? 
Substância PE (°C) 
Ácido pentanóico 102,13 
Benzeno 78,12 
Benzofenona 197,24 
Glicerol 92,11 
Propanona 58,08 
24 
22. O que é solução, solvente e soluto? Dê exemplos. 
23. Qual a constituição do ar que respiramos? Ele é uma substância pura ou uma mistura? 
24. Considere os sistemas abaixo relacionados e indique se são substâncias puras, misturas homogêneas ou misturas 
heterogêneas: 
a) álcool comum: 
b) ar poluído: 
c) água: 
d) água do mar: 
e) diamante: 
f) cordão de ouro: 
g) aço: 
h) grafite: 
i) gasolina: 
j) água mineral: 
 
25. Qual o número de fases de uma mistura constituída por: 
a) água, sal de cozinha e óleo: 
b) água líquida e gelo: 
c) gasolina e álcool: 
d) gasolina e água: 
e) Enxofre e carvão: 
 
26. Dê dois exemplos de separação de misturas homogênea e heterogênea. Especifique com que e para que são 
utilizados. 
 
 
 
 
 
 
_______________________________________________________________________________________________
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UNIDADE II 
Pesquisar... sobremétodos de separação no 
tratamento da água! 
25 
 
2 TABELA PERIÓDICA 
2.1 HISTÓRICO DA CONSTRUÇÃO DA TABELA PERIÓDICA 
A Tabela Periódica é a forma mais coerente de organização dos elementos químicos onde são observadas 
as semelhanças entre suas propriedades físicas e químicas. 
Ao longo dos tempos vários cientistas tentaram organizar os elementos conhecidos e até mesmo prever a 
existência de outros. Veja o histórico das diferentes organizações da tabela periódica: 
Lista de elementos químicos pelas massas: 
 John Dalton(início do século XIX): Químico Inglês que primeiramente, baseado em evidências 
experimentais, retomou a ideia dos filósofos gregos propondo o primeiro modelo atómico 
científicopreparando uma lista de elementos químicos pelas massas, embora com valores errados. 
Lei das tríades: 
 J. W. Dobereiner (em 1817): cientista Alemão, em grande parte autodidata, registrou que certos 
elementos tinham uma progressão nos valores de suas massas lançando uma ideia conhecida como 
"lei das tríades", por agrupar os elementos de três em três com base em certas semelhanças. Na 
época seuconceito foi rejeitado por colegas devido ser limitada a poucos elementos até então 
conhecidos. 
Parafuso telúrico: 
 Alexander Chancoutois (em 1862): cientista Francês que lançou a ideia do"parafuso telúrico" que 
constituía em uma superfície cilíndrica com linhas inclinadas em 45⁰ e distribuía ao longo das linhas 
os elementos por ordem crescente de massas atômicas. 
lei das oitavas: 
 John Newlands(em 1864): químico Inglês que lançou uma ideia conhecida por"lei das 
oitavas"quedistribuía os elementos em ordem crescente de massas atômicas onde havia repetição 
de sete em sete grupos, como na escala musical. 
Lei periódica dos elementos: 
 DemitriIvanovitch Mendeleev(em 1869): químico Russo que laçou a Ideia da "lei periódica dos 
elementos",sendo a base da classificação moderna, organizava os elementos em ordem crescente 
de massas atômicas formando oito colunas denominadas grupos e doze fileiras horizontais 
denominadas séries. 
Carga nuclear (número atômico): 
26 
 
 Hennry Moseley(em 1913): cientista Inglês que estabeleceu o conceito da "carga nuclear(número 
atômico)" como sendo a verdadeira identidade de um elemento químico. Devido a este novo 
conceito,ocorreu a organizações da tabela periódica, ficando mais parecida com a atual tabela dos 
elementos químicos. 
Muitos químicos no século IX tentaram construir uma tabela que funcionasse bem, mas foi somente em 
1869 que o químico russo DimitriMedeleiev conseguiu organizar uma tabela semelhante á atual. À medida 
que novos elementos passavam a ser conhecidos, a tabela ai aumentando, até chegar ao espeto atual. 
2.2 A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA MODERNA 
Na classificação periódica moderna, os elementos são colocados em ordem crescente de seus números atômicos. 
Nas filas verticais, denominadas grupos ou famílias, ficam os elementos semelhantes. Os elementos não semelhantes 
pertencem a várias famílias, ficam reunidos nas colunas horizontais, que recebe o nome de períodos. A tabela 
periódica apresenta 18 famílias e 7 períodos. 
Os grupos, ou famílias da Tabela periódica, são constituídos da seguinte forma: 
 1ª família: Grupo dos metais alcalinos (com exceção do Hidrogênio). 
 2ª família: Grupo dos metais alcalino-terrosos. 
 3ª a 12ª Grupos: Chamam-se metais de transição. 
 13ª família: É designado por família do Boro. 
 14ª família: É designado por família do Carbono. 
 15ª família: É designado por família do Azoto. 
 16ª família: É designado por família dos Calcogéneos. 
 17ª família: É designado, usualmente, por família dos Halogéneos. 
 18ª família: Conhecido por família dos gases raros, gases inertes ou ainda gases nobres. 
 As duas últimas linhas da tabela periódica são também designadas por família dos lantanídeos e dos 
actinídeos. 
São classificados de acordo com suas propriedades físicas: 
Metais: bons condutores de calor e eletricidade por apresentar poucos elétrons na camada de valência, 
necessitando realizar ligação com outros elementos para ficarem estáveis; sólidos em temperatura ambiente, com 
exceção do mercúrio que é líquido; elevados ponto de fusão e ebulição (possuem todas as propriedades metálicas, 
como o brilho característico, tipo de ligação, etc); 
Metais alcalinos: possuem um elétron na camada de valência ou no nosubnível (s) mais energético. São chamados 
de alcalinos porque, ao reagirem com água, formam bases alcalinas com características opostas às dos ácidos; 
Metais alcalinos-terrosos: possuem dois elétrons na última camada e no subnível (s), mais energético. Apresentam 
propriedades características dos alcalinos. Seus elementos formam compostos insolúveis em água e com pontos de 
fusão bastante elevados; 
Metais de transição: localizados no centro da tabela. Utilizados em ligas metálicas, proporcionam maior durezaque 
outros metais. Esses elementos apresentam seus elétrons mais energéticos no subnível (d); 
 
27 
 
Saiba mais: O Hidrogênio (H-1), embora apareça na coluna 1A, não é um metal alcalino. Aliás, o 
Hidrogênio é tão diferente de todos os demais elementos químicos que, em algumas classificações, 
preferese colocá-lo fora da Tabela Periódica. 
 
Não-metais ou Ametais: maus condutores de calor e eletricidade, exceto o Carbono na forma de grafite. Na sua 
maioria possuem ponto de fusão e ebulição baixos. Sólidos, líquidos ou gasosos na temperatura ambiente; 
Semi-metais ou Metalóides: apresentam propriedades de metais e ametais. Possuem pouca tendência a perder 
elétrons e formar cristais como os metais. 
Gases nobres: apresentam reatividade muito pequena, sendo considerados inertes até pouco tempo atrás (gases 
que, por possuírem o último nível de valência completo, não são capazes de estabelecerem ligações químicas com 
outros elementos, exceto em casos especiais). 
 
 
Figura 33. Classificações da tabela periódica. Fonte: Disponível em <aprendaquimicaifsul.wordpress.com> (modificado – Equipe Cia. de Ensinos) 
 
2.3 ELEMENTOS QUÍMICOS E SEUS SÍMBOLOS 
Já sabemos que o elemento químico é um conjunto de átomo caracterizado por um determinado número atômico. 
Atualmente existem 118 elementos químicos. A cada um desses elementos correspondem um símbolo e um número 
atômico. 
 
 
28 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Obs. 
Os símbolos são representados com letras maiúsculas ou com maiúscula seguido de minúscula. Alguns símbolos 
derivam de nomes primitivos de elementos: Potássio – K (Kalium); Au (Aurum); Sódio (Natrium). 
2.3.1Número Atômico e Massa Atômica 
Número atômico (z):é o número de prótons existentes no núcleo de um átomo. 
Num átomo normal, cuja carga elétrica é zero, o número de prótons é igual ao número de elétrons. Quando se diz 
que o átomo de sódio (Na) tem número atômico 11, isso quer dizer que, no núcleo desse átomo, existem 11 prótons 
e, consequentemente, existem 11 elétrons na eletrosfera. 
Número de massa(A): é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) existentes no átomo. Portanto: 
A = Z + N 
É o número de massa que nos informa se um átomo tem massa maior do que outro átomo. O peso do elétron é 
aproximadamente 1840 vezes mais leve que o próton ou nêutron, sendo assim, é desprezível. 
Elemento químico:como o elemento químico é um conjunto de átomo caracterizado por um determinado número 
atômico. Dessa forma, o número atômico é muito importante, pois identifica o elemento químico. Assim, quando 
falamos no elemento químico sódio, estamos falando dos átomos com número atômico 11. Outros exemplos: 
• o número atômico 17 identifica os átomos de Cloro; 
Figura 34. Características da tabela periódica. Fonte: Disponível em <www.tabelaperiodicacompleta.com> 
29 
• o número atômico 26 identifica os átomos de Ferro; etc. 
A notação geral de um átomo é: 
 
Por exemplo:³⁵Cl ou ₁₇Cl³⁵ indica um átomo de cloro que possui 17 prótons e 18 nêutrons no núcleo. Seu número de 
massa é 35, pois 17 + 18 = 35. 
Determinação das partículas de um átomo: 
Para determinar a quantidade de prótons e de elétrons basta observar o valor de (Z) expresso no canto inferior do 
átomo, esse valor indicará essas partículas. 
Na determinação da quantidade de nêutrons (n) basta subtrairmos o número acima (A) pelo número de baixo (Z), 
poisA – Z = n. 
 
Você já deve ter ouvido falar de Íons!Quando um átomo apresenta prótons e elétrons em igual quantidade dizemos 
que esse átomo está eletricamente neutro. No entanto átomos podem perder ou ganhar elétrons em determinada 
circunstância, deixando de estar eletricamente neutralizado e transforma-se em íon, recebendo o nome de íon ânion 
ou íon cátion. 
Íon Ânion: átomo com carga negativa (átomo que recebeu elétron). Exemplos: F⁻¹; O⁻²; N⁻³ 
Íon Cátion: átomo com carga positiva (átomo que perdeu elétron). Exemplos: Na⁺¹; Mg⁺²; Al⁺³ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
17 
30 
Isso leva a refletir que nos íons a quantidade de prótons será a mesma, no entanto, a quantidade de elétrons será 
sempre diferente da de prótons. 
2.3.2 Isótopos, Isóbaros e Isótonos 
Examinando o número atômico (Z), o número de nêutrons (N) e o número de massa (A) de diferentes átomos, 
podemos encontrar conjuntos de átomos com um ou outro número igual. A partir daí surgiram alguns novos 
conceitos que agora passamos a definir: 
Isótopos: são átomos com mesmo número de prótons (Z) e diferente número de massa (A). 
 
Conclui-se, facilmente, que os isótopos são átomos do 
mesmo elemento químico que possuem diferentes 
números de nêutrons, resultando daí em números de 
massa diferentes. Cada isótopo é também chamado de 
nuclídeo. 
 
 
Figura 35. Isótopos de Carbono. Fonte: Disponível em 
<pontociencia.org.br> 
Vejamos sobre os isótopos de Hidrogênio. 
 O Hidrogênio1 ou prótio é o mais comum. Na natureza 99,983% dos isótopos do Hidrogênio são desse tipo. 
 O Hidrogênio2 é chamado de deutério e sua ocorrência é em torno de 0,017%. Com esse isótopo são 
construídas as bombas de Hidrogênio (bombas de H). 
 O Hidrogênio3 é denominado trítio e ocorre em quantidades insignificantes. 
 
Isóbaros:são átomos com o mesmo número de massa (A) e diferentes números atômicos (Z). São átomos, portanto, 
de elementos diferentes. 
 
 
 
 
Isótonos:são átomos com diferentes números atômicos (Z) e diferentes números de massa (A), mas com o 
mesmo número de nêutrons.Os isótonos têm propriedades físicas e químicas diferentes. 
 
O átomo de cloro tem: N = A - Z = 37 - 17 = 20 ⇒N = 20 nêutrons 
O átomo de cálcio tem: N = A -Z = 40 - 20 = 20 ⇒N = 20 nêutrons 
31 
 
27. O que é número atômico e número de massa? 
28. Defina Íon Ânion e Íon Cátion. Dê exemplo. 
 
29. Para os elementos abaixo, diga qual é o número atômico (Z), número de massa (A) e número de elétrons (E): 
a.C 
b.Au 
c.Cr 
d.O 
e. N 
f.C 
g.Al 
 
30. Para os elementos químicos do exercício inferior (29), determine o número de prótons e elétrons de cada um. 
 
31. Defina Isótopos, Isóbaros e Isótonos. 
 
32. X é isótopo de ₂₀Ca⁴⁰ e isótono de ₁₉K³⁹. Portanto, o seu número de massa é igual a: 
 
a) 41 b) 40 c) 39 d) 42 e) 20 
 
 
 
 
 
 
 
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Pesquisar... sobre o isótopo trítio: suas aplicações 
e prejuízo ao meio ambiente! 
32 
UNIDADE III 
3 OS ESTADOS ENERGÉTICOS DOS ELÉTRONS 
3.1 NÚMEROS QUÂNTICOS 
Devido às dificuldades expostas pelos modelos atômicos apresentados até o ano de 1923, os cientistas preferem, 
atualmente, identificar os elétrons por seu conteúdo de energia. Por meio de cálculos matemáticos,chegou-se à 
conclusão de que os elétrons se dispõem ao redor do núcleo atômico, de acordo com o diagrama energético. 
Número quântico principal (n): indica o nível de energia ou camada em que se encontra o elétron. 
CAMADAS K L M N O P Q 
n 1 2 3 4 5 6 7 
Quantidadede 
elétrons 
2 8 18 32 32 18 2 
 
Número quântico secundário (l): refere-se ao estudo dos subníveis. Cada nível é constituído por um ou mais 
subníveis caracterizado pelas letras s, p, d e f. 
Subníveis l Nº máximo de elétrons 
s 0 2 
p 1 6 
d 2 10 
f 3 14 
 
Diagrama de distribuição eletrônica ou diagrama energético: 
Comumente atribui-se ao cientista americano L. Pauling a construção de um diagrama de distribuição eletrônica 
seguindo a ordem crescente de energia dos subníveis de um átomo: 
 
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d… 
 
É nessa ordem que os subníveis são preenchidos. Para obter essa ordem 
basta seguir as diagonais no Diagrama de Pauling ao lado: 
 
 
Construção do diagrama energético: 
 determine através do número atômico (Z) a quantidade de elétrons a serem distribuídos; 
 distribua os elétrons de cima para baixo da diagonal, respeitando a ordem crescente de energia dos 
subníveis; 
Figura 36.Diagrama de Pauling. Fonte: Disponível em <physis.webnode.com.br> 
33 
 coloque o número máximo de elétrons em cada subnível deixando para o último subnível o que resta para 
totalizar os elétrons do átomo; 
 some os elétrons distribuídos para não ultrapassar o valor do número atômico. 
Veja alguns exemplos: 
 
 
 
Ainda, para o elemento Ferro (Z = 26): 
 
 
 
 
 
3.2 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA NOS ORBITAIS 
Os orbitais são regiões na eletrosfera do átomo em que é máxima a probabilidade de se encontrar o elétron. 
Os orbitais são representados por nuvens eletrônicas e são diferentes para cada tipo de ligação, assim, para uma 
ligação do tipo (s) temos um orbital esférico; e para uma ligação (p), temos um orbital na forma de duplo ovoide. 
Para o orbital de tipo (d), há três possibilidades, pois existem três orientações espaciais possíveis (x, y, z). Veja o 
exemplo abaixo: 
 
Figura 37.Representação de nuvens eletrônicas para ligações tipo (s), (p) e (d). Fonte: Disponível em <educacao.uol.com.br> 
34 
Esses orbitais são representados graficamente por : 
 
Figura 38. Exemplo de representação gráfica para nuvens eletrônicas de ligações tipo (s) e (p). Fonte: Disponível em <educacao.uol.com.br> 
 
Segundo o Princípio de Exclusão de Pauling, em cada orbital cabem no máximo dois elétrons. Para os orbitais que 
não possuem os dois elétrons, dizemos que estão incompletos e que são elétrons isolados ou desemparelhados. 
Além disso, ao se preencher os orbitais, isto é, fazer a distribuição eletrônica, isso deve ser feito segundo a Regra de 
Hund ou Regra de máxima multiplicidade, que diz que esse preenchimento deve ser feito de um modo que se 
obtenha o maior número possível de orbitais desemparelhados. Nesse preenchimento, normalmente se simboliza 
cada elétron por uma seta (voltada para cima ou para baixo) com o sentido de acordo com o spin do elétron. 
Finalmente, cálculos matemáticos provaram que um orbital comporta no máximo dois elétrons. No entanto, 
surge uma dúvida: se os elétrons são negativos, por que não se repelem e se afastam? A explicação é a 
seguinte: os elétrons podem girar no mesmo sentido ou em sentidos opostos, criando campos magnéticos que 
os repelem ou os atraem. Essa rotação é conhecida como spin. 
Em termos simples, isso significa que ao preenchermos os orbitais, primeiro devemos preencher todos eles com 
apenas uma seta cada um, sendo que todas estarão voltadas para o mesmo sentido e, se ainda houver mais elétrons, 
continua-se preenchendo os orbitais com setas no outro sentido. 
Por exemplo, o Hidrogênio (H) é o elemento mais simples, pois possui apenas um elétron, portanto ele só possui um 
orbital do tipo p com um elétron, que é representado da seguinte forma: 
1H – 1s¹ 
Já o Hélio possui dois elétrons; assim, para ele, temos: 
2He – 1s² 
 
A seguir um exemplo com mais elétrons: 
8O – 1s² 2s² 2p⁴ 
 
↑ 
↑↓ 
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 
35 
 
Nesse último caso é possível verificar que a distribuição eletrônica é feita primeiro preenchendo todos os orbitais 
com apenas um elétron cada um, num mesmo sentido (veja que todas as setas estão para cima), sendo assim, só 
depois que todos os orbitais foram preenchidos com um elétron é que se preenche com o outro elétron. 
Desse modo: 
A atração magnética entre os dois elétrons contrabalança a repulsão elétrica entre eles. 
Número quântico magnético (m): relaciona-se com os orbitais. 
Orbital é uma região que envolve o núcleo, onde a probabilidade de encontrarmos elétrons é maior. 
Cada subnível possui uma quantidade fixa de orbitais e cada orbital recebe designação numérica, que é dada pela 
relação: 
Nº de orbitais = (2l + 1) 
 
Vamos calcular o número de orbitais por subníveis: 
Subnível l Nº de orbitais (2l + 1) 
s 0 2 x 0 + 1 = 1 
p 1 2 x 1 + 1 = 3 
d 2 2 x 2 + 1 = 5 
f 3 2 x 3 + 1 = 7 
 
Os valores que o número quântico magnético (m) assume são dados pela expressão: 
m = - l...... 0 ...... + l 
Onde cada valor de m corresponde a uma orbital. 
Representamos cada orbital por um quadrado ( ), e assim teremos: 
Subnível l Nº de orbitais (2l + 1) m = -l .... 0 …. + l Representação dos orbitais 
s 0 2 x 0 + 1 = 1 0 
 
0 
p 1 2 x 1 + 1 = 3 -1, 0, +1 
 
-1 0 +1 
d 2 2 x 2 + 1 = 5 -2, -1, 0, +1, +2 
 
-2 -1 0 +1 +2 
f 3 2 x 3 + 1 = 7 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 
 
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3 
Dessa forma, os subníveis (“degraus”) s, p, d, f, contêm sucessivamente 1, 3, 5, 7 (sequência de números ímpares) 
orbitais. Os orbitais são identificados pelo chamado número quântico magnético (m). Num dado subnível, o orbital 
36 
central tem o número quântico magnético igual a zero; os orbitais da direita têm m = -1, -2, -3; os da esquerda têm m 
= +1, +2, +3, como está exemplificado acima. 
 
 
33. Preencha as lacunas: 
A tabela periódica é organizada em sete ___________ e dezoito ____________. Os pesos atômicos são organizados 
em ordem ____________, do maior para o menor. Ela também é organizada em quatro propriedades físicas: 
________, ________, ________ e ________. 
34. Apresente os números quânticos para: ₁₇Cl, ₁₃Al, ₂₈Ni, ₅₈Ce. 
35. A ordem decrescente de energia dos subníveis4d, 5f, 5s, 5p e 6s é: 
a. 6s 5p 5s 4f 4d; 
b. 5f 6s 5p 4d 5s; 
c. 5s 6s 5p 4d 4f; 
d. 5s 4d 5p 6s 4f; 
e. 4f4d 5p 6s 5s; 
 
36. Um elétron na camada L poderá ter quais das séries de números quânticos abaixo? 
a. n = 0 l= 0 m = 0; 
b. n = 2 l= 0 m = 1; 
c. n = 2 l= 1 m = 1; 
d. n = 2 l= 2 m = 2; 
e. n = 3 l= 3 m = -3; 
 
37. A afirmativa falsa é: 
a. O elétron 4p¹ é mais energético que o 3d¹; 
b. O Enxofre possui dois orbitais semicompletos; 
c. Os orbitais d possuem no máximo 14 elétrons; 
d. O subnível f possui no máximo 14 elétrons; 
e. Os subníveis s possuem l = 0. 
 
38. Faça a distribuição eletrônica para o átomo de elemento químico de Z = 17 e indique os números quânticos do 
elétron mais energético. 
 
39. Quais são os quatro números quânticos dos dois elétrons mais energéticos do átomo de Cálcio (Z = 20)? 
 
 
 
 
 
37 
UNIDADE IV 
4 LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Ligações químicas são associações existentes entre átomos iguais ou diferentes. Os átomos ligam-se uns aos outros 
para aumentar a estabilidade química. 
No caso dos gases nobres, já se apresentam com estabilidade química. Veja por quê: 
 Gases nobres são as únicas substâncias formadas por átomos isolados; 
 Não necessitam de ligações químicas entre seus átomos, pois são consideradas quimicamente estáveis por 
natureza; 
 Somente eles apresentavam oito elétrons na camada de valência (camada mais externa da distribuição 
eletrônica). Exceto o elemento químico Hélio com dois elétrons na camada de valência. 
 Outros elementos químicos são instável e adquire estabilidade através de ligações químicas, cujanatureza 
vai depender da sua configuração eletrônica (distribuição eletrônica); 
Esta constatação foi proposta em 1916 pelos cientistas Kossel, Lewis e Langmer dando origem a Teoria do Octeto. 
Teoria do Octeto: todos os elementos buscam formas de adquirir configurações eletrônicas (distribuição eletrônica) 
iguais às dos gases nobres para conseguir estabilidade química, ou seja, os átomos dos elementos precisam ligar-se 
uns aos outros na tentativa de completar a sua camada de valência com oito elétrons. Sendo assim, o átomo é 
considerado estável quando apresenta 8 elétrons em sua última camada da eletrosfera. 
Então, para os elementos químicos que não apresentam estabilidade química como os gases nobres são necessários 
que ocorram ligações entre diferentes elementos, que são: 
4.1 LIGAÇÃO COVALENTE 
Nesta ligação os átomos compartilham elétrons para adquirirem a configuração dos gases nobres, ou seja, dois (no 
caso do Hidrogênio) ou oito elétrons na camada de valência de outros elementos. Os elementos que fazem parte 
desta ligação são os que apresentam 5 à 7 elétrons na camada de valência, no caso dos não-metais e semi-metais. 
Ex.: GásOxigênio (O2) 
 
 
 
 
 
Para ficar com estabilidade química, por exemplo, terá que se ligar 
a outro elemento Oxigênio. De maneira que ambos estão 
compartilhando um par de elétrons. Veja outros exemplos ao 
lado: 
 
O 
 
Forma eletrônica 
 
38 
Podemos utilizar três tipos de fórmula para representar as ligações covalentes: 
 
4.2 LIGAÇÃO IÔNICA 
Outra forma de um elemento químico adquirir estabilidade química é um átomo perder elétron e o outro receber. 
Essa ligação ocorre quando: 
 Um elemento metálico reagir com um ametálico; 
 Metais que possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada se unem com não-metais que possuem 5, 6 ou 7 
elétrons na camada de valência. 
 Os metais doam seus elétrons da última camada, que serão recebidos pelos ametais; 
 Após a doação e recebimento de elétrons os ametais se transformam em cátions (+) e os ametais em ânion (-
). O doador torna-se eletropositivo e o receptor eletronegativo. 
Eletronegativo: tendência que um átomo possui de atrair elétrons, ficando com carga mais negativa (eletrosfera). 
Eletropositivo: os átomos doam elétrons, ficando com maior carga positiva (núcleo). 
 
 
 
Figura 39. Características das estruturas dos átomos. Fonte: Disponível em <www.mundoeducacao.com.br> (Modificado – Equipe Cia. De Ensino). 
 
Veja o exemplo de ligação iônica para formar a moléculaCloreto de sódio (NaCl ) Cloro (Cl) e o Sódio (Na): 
Propriedade dos átomos de cloro (Cl) e o sódio (Na): 
 
Elétrons 
Prótons 
Nêutrons 
 Eletrosfera 
Núcleo 
39 
 
 
 
 
O NaClé um composto iônico, exemplo de estrutura cristalina, cujo o nome popular é sal de cozinha. Esse sal é 
formado por um aglomerado de íons positivos e negativos, formando uma estrutura cristalina cúbica de face 
Quando o átomo é neutro eletricamente Z = p = e, logo o cloro (Na) possui: 
Nº atômico (Z): 11 
Prótons (p): 11 
Elétrons (e): 11 
K = 2 
L = 8 
M = 1 
 
Quando o átomo é neutro eletricamente Z = p = e, logo o cloro (Cl) possui: 
Nº atômico (Z): 17 
Prótons (p): 17 
Elétrons (e): 17 
K = 2 
L = 8 
M = 7 
 
Outra forma de representar a ligação iônica: 
Forma eletrônica 
40 
 
centrada. Nesse cristal os íons Cl-ocupam os vértices e as faces centradas de um cubo e os íons Na+ ocupam o corpo 
e o centro dos cristais. 
 
Figura 40. Exemplo de estrutura cristalina (NaCl). Fonte: Disponível em <disciplinas.ist.utl.pt> 
No exemplo abaixo podemos perceber que os dois Potássio (K) estão doando o único elétron presente na sua 
camada de valência para o Enxofre (S) que apresentavamseis elétrons na última camada, ficando com oito elétrons, 
ou seja, adquirindo estabilidade. Os dois Potássio (K), com a doação, também se tornaram estáveiscom oito elétrons 
na camada de valência. 
 
 
Figura 41. Exemplo de ligação iônica. Fonte: Disponível em <alfaconnection.net> 
41 
4.3 LIGAÇÃO METÁLICA 
A grande maioria dos metais já identificados possui propriedades físico-químicas bem semelhantes: facilidade em 
perder elétrons (frente ao seu ganho, em geral), elevados pontos de fusão e ebulição, boa condutividade elétrica e 
térmica, brilho característico. 
 
Boa parte dessas propriedades são frutos da 
interação entre os átomos na rede cristalina 
(forma geometricamente ordenada) que 
compõe o metal: observa-se que há um mesmo 
tipo de ligação entre átomos, que se repete ao 
longo da rede. Assim, é definida a ligação 
metálica. 
 
 
4.3.1 Aspectos da Ligação Metálica 
Os cátions de um metal encontram-se unidos por um “mar” de elétrons vizinhos: eles recobrem toda a superfície do 
metal, por isso a corrente elétrica pode ser transmitida sem muita resistência. Por exemplo, os elétrons de uma 
barra de cobre possuem certa mobilidade. Assim, se for aplicado uma diferença de potencial em um dos lados dessa 
barra, certamente haverá condução de corrente elétrica e se uma das pontas for aquecida, também haverá 
condução de calor (a outra ponta também aumentará de temperatura, gradativamente). 
A transmissão de calor dá-se obedecendo a um gradiente de energia: ao aquecermos uma parte de uma barra de 
metal, aumentamos a energia dos cátions mais próximos a fonte (já que começam a oscilar com mais intensidade); e, 
como os elétrons encontram-se móveis ao redor dos cátions internos, adquirem maior velocidade por se chocarem 
com estes. A partir daí, com a colisão contra outros cátions mais lentos (mais afastados da fonte) há transferência de 
parte dessa energia adquirida pela nova velocidade alcançada e, portanto, é verificada macroscopicamente a efetiva 
transmissão de calor. 
 
 
40. Defina a “Teoria do Octeto”? 
 
41. Represente as ligações covalentes entre os elementos químicos das moléculas abaixo através de suas fórmulas 
eletrônicas: 
a) 6C1H4 
Metano 
 
b) 17Cl2 
Gás Cloro 
Figura 42. Exemplo de ligação metálica. Fonte: Disponível em <www.profpc.com.br> 
42 
 
c)1H17Cl 
Gás Clorídrico 
 
d) 6C8O2 
Gás Carbônico 
 
42. Represente as ligações iônicas entre os elementos químicos das moléculas abaixo através de suas fórmulas 
eletrônicas: 
a) 11Na17Cl 
Cloreto de Sódio 
 
b)12Mg17Cl2 
Cloreto de Magnésio 
 
c)13Al9F3 
Fluoreto de Alumínio 
 
43. Defina ligação metálica. 
 
 
 
 
 
 
 
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43 
UNIDADE V 
5 REAÇÕES QUÍMICAS 
Reações químicas são as transformações de uma ou várias substâncias em relação a seu estado inicial (reagentes), 
dando origem a compostos diferentes, que aparecem com outras características no estado final (produtos). 
No nosso cotidiano, há muitas reações químicas envolvidas, como por exemplo, no preparo de alimentos, a própria 
digestão destes alimentos no nosso organismo, a combustão nos automóveis, o aparecimento da ferrugem, a 
fabricação de remédios, etc. 
Reação Química é um fenômeno onde os átomos permanecem intactos. Durante as reações, as 
moléculas iniciais são "desmontadas" e os seus átomos são reaproveitados para "montar" novas 
moléculas. 
 
 
Reagentes (1° membro) – são as substâncias que estão no início da reação. São as que irão reagir sofrer a 
transformação. 
Produtos (2° membro) – são as substâncias resultantes da reação química. 
Para representar a reação química, utiliza-se uma seta apontando para o lado direito, indicando a transformação e 
são utilizados alguns símbolos indicando as condições nas quais a reação deve ocorrer. 
∆ - calor 
aq – aquoso ( em água) 
cat – catalisador 
λ – energia luminosa 
 
Em cada substância pode haver os seguintes símbolos: 
↑ - desprendimento de gás 
↓ - precipitação de um sólido 
 
Nas equações químicas, as substâncias podem aparecer com seus estados físicos: 
(s) – sólido 
(l) – líquido 
44 
 
(g) – gasoso 
5.1 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS 
Em uma reação química, a estrutura dos átomos, enquanto elementos químicos ficam inalterados. Os átomos de um 
elemento não se transformam em átomos de outro elemento. Também não há perda ou criação de átomos novos 
(Lei de Lavoisier). 
O número de átomos dos reagentes deve ser igual ao número de átomos dos produtos. Quando isso acontece, 
dizemos que a equação química está balanceada. 
Exemplo de equação balanceada 
C + O2 →CO2 
Exemplo de equação química não balanceada 
H2 + O2 →H2O 
Observe que na 1ª equação há um Carbono e no reagente e um Carbono no produto. Também há dois Oxigênio no 
reagente e dois no produto. A equação está corretamente balanceada. 
Na 2ª equação, há dois Hidrogênios no reagente e dois Hidrogênio no produto, porém há dois Oxigênio no reagente 
e apenas um no produto. Então, deve-se balancear esta equação. Há alguns métodos para balancear uma equação 
química. O mais fácil e simples é o Método das Tentativas. 
Para balancear a 2ª equação, podemos colocar o número 2 na frente do H2 e o número 2 na frente da H2O, assim: 
2H2 + O2 → 2H2O 
O número de átomos, por exemplo, deve ser mantido sempre. Para esse número damos o nome de índice. O número 
que poderá ser colocado na frente do átomo é o coeficiente, no caso, também 2. 
Então temos agora 4Hidrogênio no reagente e 4 Hidrogêniono produto. Também 2 Oxigêniono reagente e 2 
Oxigêniono produto. A reação agora está balanceada. Quando o coeficiente for 1, ele não precisa ser escrito. 
 
VELOCIDADE DAS REAÇÕES: as reações químicas não ocorrem com a mesma velocidade.Umas são mais rápidas, 
outras são bem lentas. A reação entre bicarbonato de sódio, por exemplo, e vinagre, é rápida. Basta os reagentes 
entrarem em contato para que ela ocorra. Já a reação que ocorre entre Ferro, Oxigênio e água, formando a 
ferrugem, é lenta. 
Alguns fatores podem alterar a velocidade das reações químicas.Numa reação entre um comprimido efervescente e 
água podemos acelerar a velocidade desta reação. Basta dividir o comprimido em pedaços iguais. Então quanto mais 
triturado, mais dividido, mais rápida é a reação. Este fator é a superfície de contato, que aumenta e faz com que a 
reação seja mais rápida. 
O mesmo acontece quanto à temperatura. Se colocarmos o comprimido efervescente em água fria e outro em água 
quente, observaremos que com a água quente a reação ocorre mais rápida. Então, o aumento da temperatura faz 
com que a velocidade da reação química aumente. 
 
5.2 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS 
As reações químicas são classificadas em quatro tipos: 
45 
- síntese ou adição 
- análise ou decomposição 
- simples troca ou deslocamento 
- dupla troca 
 
SÍNTESE OU ADIÇÃO: é a reação onde duas ou mais substâncias reagem para se transformar em uma. 
C + O2→ CO2 
CaO + H2O → Ca(OH)2 
ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO: é a reação onde uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estrutura 
mais simples. 
2AgBr→ 2Ag + Br2 
2Cu(NO3)2→ 2CuO + 4NO2 + O2 
 
SIMPLES TROCA OU DESLOCAMENTO: é a reação onde uma substância simples troca de lugar com um elemento de 
uma substância composta, se transformando em uma nova substância simples. 
Zn + H2SO4→ZnSO4 + H2 
Fe + CuSO4→ FeSO4 + Cu 
DUPLA TROCA: é a reação onde duas substâncias compostas reagem e trocam seus elementos, se transformando em 
duas substâncias também compostas. 
HCl + NaOH→NaCl + H2O 
FeS + 2HCl→ FeCl2 + H2S 
 
5.3 MOL – A quantidade de matéria 
 
Massa molar (u): um único átomo ¹²C (Carbono) tem uma massa de 12u. Um único átomo de ²⁴Mg (Magnésio) tem 
umamassa de 24u, ou duas vezes a massa de um átomo ¹²C. Assim, um mol de átomos ²⁴Mg deveria ter a massa de 
duas vezes um mol de átomos ¹²C. Se um mol de átomos ¹²C tem massa 12 gramas (por definição), um mol de átomos 
²⁴Mg tem massa de 24 gramas. 
 
 
 
 
 
Como vemos,o átomo ao lado tem: 
6 prótons 
6 elétrons 
6 nêutrons 
A = Z + n, ou seja, A= 6 + 6(A = 12) 
Como o elétron praticamente não tem massa e a massa do próton é praticamente igual 
à do nêutron, temos no núcleo deste átomo 12 partículas com massa, 6 prótons e 6 
nêutrons. 
 
Figura 43. Exemplo de átomo. Fonte: Disponível em <http://conocimientoselectricos.blogspot.com.br> 
46 
 
 
Unidade de massa atômica (u) é igual a 1/12 da massa de um átomo de isótopo de Carbono-12. 
 
 
 
 
 
 
Figura 44. Representação de unidade de massa atômica igual a 1/2. Fonte: Gabriela Corrêa – Cia. De Ensino. 
Note que a massa de um átomo em unidades de massa atômica (u) é numericamente igual à massa de um mol dos 
mesmos átomos em gramas (g). A massa em gramas de 1 mol de uma substância é chamada massa molar. A massa 
molar (em gramas) de qualquer substância sempre é numericamente igual à sua massa de fórmula (em u). 
 
Exemplos: 
a) Uma molécula de H2O tem massa de 18,0 u; 1 mol de H2O pesa 18,0 gramas; 
b) Um íon NaCl tem massa de 58,5 u; 1 mol de NaCl tem massa de 58,5 gramas; 
c) Suponha uma amostra de 1,5 mol de Cloreto de cálcio (CaCl2). A massa atômica do Ca = 40,078u. A massa atômica 
do Cl = 35,453u. Então, a massa de fórmula do CaCl2 = (40,078) + 2 x (35,453) = 110,984u, (este composto é iônico, 
assim não há nenhuma “massa/peso molecular”). Então, um mol de CaCl2 tem uma massa de 110,984 gramas. Assim, 
1,5 mol de CaCl2 vale: 
(1,5 mol)x(110,984 gramas/mol) = 166,476 gramas 
d) Em uma amostra de 2,8 gramas de ouro, quantos átomos existem? 
 A fórmula molecular do ouro é: Au. 
 O Peso/Massa molecular do Au = 196,9665u. 
 Então, 1 mol de ouro tem massa de 196,9665 gramas. Assim, em 2,8 gramas de ouro temos: 
 
196,9665g –––––––––– 1 mol 
 
2,8g –––––––––––––––– X 
 
X=0,0142mol 
Necessário se faz entendermos estes números, pois à primeira vista eles sugerem a existência de prótons e/ou de 
nêutrons em pedaços no interior do átomo, e isto não acontece. Ocorre que os átomos dos elementos químicos em 
sua maioria, possuem isótopos, e cada um destes aparece na natureza com uma determinada frequência. 
Átomo de C¹² (massa = 12 u) 
(u) 
47 
Para o magnésio, por exemplo, temos: 
 
 
 
 
 
 
Dessa forma, podemos calcular sua massa atômica, que é aquela existente nas tabelas de química, através da média 
ponderada das massas de seus isótopos. 
 
 Valores de MA arredondados. 
 
5.4 MASSA MOLECULAR (MM) E MASSA FÓRMULA (MF) 
A massa molecular, como o próprio nome diz, indica a massa das moléculas, enquanto que para substâncias não 
moleculares a massafórmula (MF). 
Como sabemos as substâncias compostas são formadas por no mínimo 2 átomos. Para obtermos a massa molecular 
e a massa fórmula devemos somar as massas de todos os átomos contidas na fórmula das substâncias. 
Para que possamos calcular a massa dos átomos existentes na fórmula de uma substância precisamos rever como 
funcionam os índices. 
Seja a fórmula molecular genérica: 
AbBb 
Onde A e B representam elementos químicos e a e b representam, sob fórmula numérica, quantos átomos A e B 
temos. 
Lembre-se: quando a e b assumirem o valor 1 nós o omitiremos. 
Exemplos: 
Molécula de monóxido de Carbono (CO) 
Consultamos a tabela periódica e anotamos que C = 12 e O = 16. 
Logo: 
Isótopo Frequência aproximada (%) 
₁₂Mg²⁴ 79 
₁₂Mg²⁴ 10 
₁₂Mg²⁶ 11 
48 
 
₁₂C ₁₆O 
1 (12) + 1 (16) = 12 + 16 = 28u 
 
Molécula de ácido pirofosfórico (H₄P₂O₇) 
Na tabela, temos que H = 1, P = 31 e O = 16. 
Logo, a massa de uma molécula H₄P₂O₇ é: 
 
4 (1) + 2 (31) + 7 (16) = 4+ 62+ 112 = 178u 
H P O 
 
Molécula do bromato de cálcio Ca(BrO₃)₂ 
Vamos ver quantos átomos temos nesta molécula: 
Ca₁(Br₁O₃)₂ 
 
 
 
 
Molécula do ferrocianeto de bismuto Bi₄[Fe(CN)₆]₃ 
Vamos ver quantos átomos temos nesta molécula: 
Bi₄[Fe₁(C₁N₁)₆]₃ 
Número de Avogadro – Conceito de mol: o número 6,02 x 10²³ é conhecido como sendo o “número de Avogadro” e 
posteriormente foi associado ao conceito de mol, sendo que 1 mol coincide com o número de Avogadro. 
Exemplos: 
1 mol de átomos: 6,02 x 10²³ átomos 
1 mol de moléculas: 6,02 x 10²³ moléculas 
1 mol de íons: 6,02 x 10²³ íons 
1 mol de partículas: 6,02 x 10²³ partículas 
1 mol de canetas: 6,02 x 10²³ canetas 
1 átomo de Cálcio 
2 átomos de Bromo (2 x 1) 
6 átomos de Oxigênio (2 x 3) 
4 átomos de Bismuto 
3 átomos de Ferro (3 x 1) 
18 átomos de Carbono (3 x 6 x 1) 
18 átomos de Nitrogênio (3 x 6 x 1) 
 
49 
Quando expressamos em gramas as massas atômicas, as massas moleculares (para moléculas) e as massas fórmulas 
(fórmulas, íons ect.) das espécies consideradas, temos, nessa quantidade de matéria, 1 mol de unidades, ou seja 6,02 
x 10²³ átomos, moléculas, íons, fórmulas, etc. que corresponde à massa molar da entidade em estudo. 
A massa molar (M) normalmente é expressa em (g/mol). 
Número de moles (N) 
É dado pela relação: 
 
m = massa em gramas da substância em estudo. 
M = massa molar da substância (g/mol). 
Assim, em 45g de água (H₂O), teremos: 
n = 45 e MH₂O 
nH₂O= 45 
 18 
 
Logo: n = 2,5 moles de moléculas de água. 
Exercícios resolvidos: 
a) Calcula quantos átomos temos em 60g de cálcio. 
Ca = 40 u 
M = 1 mol = 40 g = 6,02 x 10²³ átomos 
Se em 40 g temos 6,02 x 10²³ átomos, em 60g teremos x átomos: 
X = 60 x 6,02 x 10²³ 
 40 
 
X= 9,03 x 10²³ átomos 
 
b) Calcule quantos átomos temos em 3 mols de ferro. 
Fe = 56 u 
Sabemos que 1 mol tem 6,02 x 10²³ átomos 
Logo, se 1 mol temos6,02 x 10²³ átomosem 3 mols teremos x átomos: 
X = 3 x 6,02 x 10²³ 
1 
 
X= 18,06 x 10²³ átomos 
50 
 
Obs. Neste problema não utilizamos a massa atômica do Fe. 
c) Calcule quantas moléculas temos em 72 g de água (H₂O) 
H = 1 u O = 16 u 
Mol da água = 2 (1) + 1 (16) = 2 + 16 = 18g 
M = mol da água = 18g = 6,02 x 10²³ moléculas 
Se em 18 g temos 6,02 x 10²³ moléculas, em 72 g teremos x moléculas: 
X = 72 x 6,02 x 10²³ 
 18 
 
X= 24,08 x 10²³ átomos 
 
Volume molar dos gases em CNTP (condições normais de temperatura e pressão): 
Temperatura: 0 C ou 273 K (zero grau Celsius ou 273 Kelvin). 
Pressão:1atm = 760 mm Hg = 760 torr = 10⁵Pa (1 atmosfera ou 760 milímetros de mercúrio ou 760 Torricelli ou 
10⁵Pascal. 
Após vários estudos com os gases, chegou-se à conclusão que: 
1 mol de qualquer gás em CNTP ocupa 22,4 litros (L) 
Ou seja, para os gases em CNTP 
1 mol = 22,4 L = 6,02 x 10²³ moléculas 
 
Exercício resolvido: 
a) Calcule o volume ocupado por 56 gde nitrogênio (N₂) em CNTP. 
M do N₂ = 2 (14) = 28 g 
M do N₂ = 28 g = 1 mol = 22,4 L em CNTP 
Se 28 g ocupam 22,4 L 
 56 g ocuparão x L. 
X = 56 x 22,4 L 
 28 
 
X= 44,8 L 
 
 
Cinética Química: é o ramo das ciências que estuda a velocidade das reações químicas e os 
fatores que a influenciam. 
 
 
51 
 
Fatores que influenciam a velocidade das reações: 
- Temperatura:observamos no nosso dia-a-dia que o cozimento dos alimentos ocorre mais rapidamente quando 
aumentamos a chama do bico de gás de um fogão. Aumentar a chama implica alterar a velocidade da reação do 
cozimento. Dessa forma, um aumento de temperatura acarreta um aumento da velocidade de reação. 
- Superfície de contato dos reagentes: um comprimido efervescente, como o Sonrisal, quando triturado dissolve-se 
mais rapidamente em água do que um comprimido inteiro. Isso acontece devido ao aumento da superfície de 
contato do comprimento reagindo com a água. Sendo assim, um aumento na superfície de contato aumenta a 
velocidade de reação. 
- Concentração de reagentes:uma amostra de palha de aço (“Bombril”) reage mais rapidamente com o ácido 
clorídrico concentrado do que com ácido clorídrico diluído. Então, quanto maior a concentração dos reagentes maior 
será a velocidade da reação. 
- Pressão:quando os participantes de uma reação são gasosos o aumento de pressão diminuirá o volume, 
intensificando as colisões das moléculas e consequentemente a velocidade da reação. 
- Luz: a fotossíntese é uma reação química que ocorre em presença de luz. Alguns medicamentos e substâncias são 
guardados em frascos escuros para que a luz não danifique seus componentes. Algumas reações químicas se 
processam mais rapidamente em presença de luz, como a decomposição da água oxigenada. 
 
5.5 REAÇÕES NUCLEARES 
Química nuclear é a área da química que lida com materiais utilizados para fins nucleares, como o Urânio, e dá 
origem às reações nucleares que se tornaram mais conhecidas na humanidade durante a Segunda Guerra Mundial, 
com as explosões das bombas atômicas. A partir desses acontecimentos, reações nucleares são sempre motivos de 
destaque nos jornais, por estarem sempre envolvidas em guerras, contaminações e em grandes desastres. Mas não é 
só para prejudicar o homem que a Química Nuclear existe, ela também traz benefícios como a utilização para gerar 
energia substituinte à energia gerada por hidrelétricas, e tem aplicação na medicina, na agronomia, nas indústrias, 
etc. 
A energia nuclear está no núcleo dos átomos, nas forças que mantêm unidos os seus componentes – as partículas 
subatômicas. É libertada sob a forma de calor e energia eletromagnética pelas reações nucleares e explosões 
nucleares. 
Na medicina, ela é utilizada no tratamento de tumores cancerosos, na indústria a radioatividade é utilizada para 
obter energia nuclear e na ciência tem a finalidade de promover o estudo da organização atômica e molecular de 
outros elementos. 
As radiações apresentam-se em dois tipos: 
Radiação não-ionizantes: são ondas eletromagnéticas cuja espectro estende-se numa ampla faixa de comprimento 
de onda, que vão de 100 km a 10 nm. Podemos dizer, também, que é aquela cuja principal ação nos átomos ou 
moléculas de um sistema ou organismo é o aumento de sua energia interna ou excitação. 
Radiação ionizantes: é aquela cuja principal ação nos átomos ou moléculas de um sistema ou organismo é a ação ou 
quebra, provocando a ionização. 
 
 
52 
 
 
Sobre radiação ionizantes: 
 
Radiação alfa (α): trata-se de partículas com carga elétrica positiva e que possuíam massa. Hoje sabemos que a 
radiação alfa se trata na realidade de dois prótons e dois nêutrons (como o núcleo do átomo de hélio). Assim, é 
representada da seguinte forma: ²₄α²⁺. 
 
Quando essa radiação é emitida pelo núcleo, o átomo perde quatro unidades em seu número de massa (A = prótons 
+ nêutrons) e duas unidades em seu número atômico (Z = prótons), conforme o esquema genérico e o exemplo: 
 
Quando uma molécula ou radical se ioniza (por perda ou recebimento de elétronsou por quebra de suas ligações), 
ela pode começar a reagir de forma nociva no interior das células, provocando tumores malignos, mutações 
genéticas, anemias, etc. 
X  ⁴₂α²⁺ + -2 -⁴Y 
 
Exemplo 
₉₂²³⁸U ⁴₂α²⁺ + ₉₀²³⁴Th 
Seu poder de penetração é baixo (isto é, sua capacidade de atravessar materiais é pequena), sendo detido por uma 
camada de 7 cm de ar, ou por uma folha de papel ou chapa de alumínio de 0,06 mm. Portanto, essa radiação não é 
perigosa, sendo detida pela camada de células mortas da pele e podendo causar, no máximo, pequenas 
queimaduras. 
Radiação beta (β): partícula beta é um elétron emitido quando um nêutron do núcleo do átomo se desintegra, 
originando esse elétron, um neutrino e um próton. O próton é o único que permanece no núcleo – assim, quando o 
átomo emite uma radiação beta, seu número de massa permanece constante, mas seu número atômico aumenta 
uma unidade: 
X  ⁰₋₁β + ₇¹⁴N 
 
Exemplo 
₆¹⁴C ⁰₋₁β + ₇¹⁴N 
COMPRIMENTO DE ONDA 
10
⁵ 
m
 o
u 
10
0 
Km
 
Ra
di
of
re
qu
ên
ci
a 
1m
 
M
ic
ro
on
da
s 
10
⁻³
 m
 o
u 
1 
m
m
 
In
fr
av
er
m
el
ha
 
10
⁻⁶
 m
 o
u 
1 
m
 
V
is
ív
el
 
10
0 
m
m
 o
u 
10
 ⁻
⁷ m
 
U
lt
ra
vi
ol
et
a 
10
 m
m
 o
u 
10
⁻⁸
 Raios gama ( ) 
Raios beta (β) 
Raios X 
Raios alfa (α) 
Radiação não-ionizante Radiação ionizante 
53 
Seu poder de penetração é médio, podendo ser detido por uma chapa de chumbo de 2 mm ou de alumínio de 1 cm. 
Penetra até 2 cm da pele e causa danos sérios. 
 
Radiação gama ( ): é a única que não sofre desvios ao ser submetida a um campo eletromagnético. Isso significa que 
ela não é uma partícula, mas sim uma radiação eletromagnética sem carga e sem massa. Essa radiação é emitida na 
transmutação do núcleo, simultaneamente à emissão de partículas beta ou alfa. É representada pelo símbolo ₀⁰γ. 
 
Por ser uma onda eletromagnética, a emissão das radiações gama não altera o número atômico e nem o número de 
massa do átomo; assim, não há equações para representar essa emissão. 
 
É a que possui maior poder de penetração, podendo atravessar completamente o corpo e interagindo com as 
moléculas, gerando íons e radicais livres que prejudicam as células vivas e causam danos irreparáveis. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 45. Exemplo de radiações ionizantes. Fonte: Disponível em <ciencia.hsw.uol.com.br>; <www.brasilescola.com> 
 
 
 
 
44. O que é reação química? Quais os principais tipos de reações químicas. 
 
45. Calcula quantos átomos temos em 124 g de Fósforo. 
46. Calcule quantos mols temos em 40 g de Bromo. 
47. Calcule quantos mols temos em 80 g de hidróxido de sódio (NaOH). 
48. Determine o número de mols de moléculas contidas em 12,6 g de água (H2O). 
 
49. Quantas moléculas temos em 49 g de ácido sulfúrico (H2SO4)? 
 
50. Qual a massa de 0,1 mol de carbonato de cálcio (CaCO3)? 
 
51. Qual o volume ocupado por 20 g de trióxido de Enxofre (SO3) em CNTP? 
 
52. Calcule o número de moléculas que existem em 89,6 L de Oxigênio (O2) em CNTP. 
54 
53. Qual a diferença entre radiação não-ionizante e radiação ionizante? 
 
54. O que significa profundidade de penetração de uma onda eletromagnética em um dado meio? Como varia a 
profundidade de penetração com a frequência da onda eletromagnética? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
_______________________________________________________________________________________________
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Pesquisar... Fusão nuclear; utilização da energia 
nuclear; a meia-vida do Carbono radiativo! 
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Módulo III 
 
FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA E 
FUNÇÕES DA QUÍMICA ORGÂNICA 
 
56 
 
UNIDADE VI 
6 FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA 
Na Química há a organização de grupos com características semelhantes que facilita nosso entendimento. Com o 
passar do tempo e com a descoberta de milhares de substâncias inorgânicas, os cientistas começaram a observar 
que alguns desses compostos podiam ser agrupados em famílias com propriedades semelhantes. Esses grupos são 
chamados de funções. Na Química Inorgânica as quatro funções principais são: ácidos, bases, sais e óxidos. 
6.1 ÁCIDOS 
Ácido é toda substância que em água produz o cátion H+. Quando um ácido entra em contato com a água, ele se 
ioniza e libera H+. 
Exemplos: 
HCl + H2O → H+ + Cl- 
HF+ H2O → H+ + F- 
H2SO4 →H+ + SO2- 
Identifica-se um ácido com a presença de um H+ no lado esquerdo da fórmula. 
As principais características dos ácidos são: 
- sabor azedo (em geral tóxicos e corrosivos); 
- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água); 
- mudam a cor de certas substâncias (indicadores ácido-base, que são substâncias orgânicas); 
- reagem com base formando sal e água. 
HCl+ NaOH→NaCl+ H2O 
Utilidade 
- Ácido sulfúrico (H2SO4) – produto químico mais utilizado na indústria, por isso o consumo de ácido sulfúrico mede o 
desenvolvimento industrial de um país. É corrosivo e muito solúvel em água. É usado em baterias de automóveis, na 
produção de fertilizantes, compostos orgânicos, na limpeza de metaise ligas metálicas (aço). 
- Ácido clorídrico (HCl) – é um dos componentes do suco gástrico do nosso estômago. O HCl puro é um gás muito 
corrosivo e tóxico. O HCl em solução aquosa é sufocante e corrosivo. É usado na limpeza de pisos e paredes de pedra 
ou azulejo. O ácido muriático é o ácido clorídrico impuro. 
- Ácido fluorídrico (HF) – é utilizado para a produção de alumínio, corrosão de vidros (em automóveis), decoração em 
objetos de vidro. É altamente corrosivo para a pele. 
57 
 
- Ácido nítrico (HNO3) – ácido tóxico e corrosivo. Utilizado na produção de fertilizantes e de compostos orgânicos. 
Classificação 
a) Presença de Oxigênio 
Ácidos sem Oxigênio – hidrácidos. 
Exemplos: HCl, HBr 
 
Ácidos com Oxigênio – oxiácidos. 
Exemplos: H2SO4, HNO3 
b) Número de H+ Ionizáveis 
Monoácido: produz 1 H+ 
Exemplos: HCl, HNO3 
 
Diácido: produz 2 H+ 
Exemplos: H2SO4,H2CO3 
 
Triácido: produz 3 H+ 
Exemplos: H3PO4, H3BO3 
 
Tetrácidos: produz 4H+ 
Exemplos: H4SiO4 
Os poliácidos são ácidos com cinco ou mais H+ ionizáveis. 
c)Força ácida (grau de ionização) 
Facilidade com que os ácidos se ionizam em água e outros solventes, liberando o íon H+ que irá caracterizar o meio 
ácido. Segundo a liberação desses íons, a força ácida é determinada da seguinte maneira: 
Hidrácidos: a força ácida aumenta no sentido da seta: 
 
HI HBr HCl HF H2S HCN 
 
- Fortes: HI, HCl, HBr 
- Moderado: HF 
- Fraco: os demais hidrácidos 
Oxiácidos:a força é determinada pela diferença entre o número de Oxigênios e Hidrogênios. 
58 
 
 
Quantidade de Oxigênio + Quantidade de Hidrogênios 
 
 
 
 
 
Nomenclatura dos ácidos 
a) Hidrácidos 
ÁCIDO + NOME DO ELEMENTO + ÍDRICO 
HCl– ácido clorídrico 
H2S – ácido sulfídrico 
b) Oxiácidos 
ÁCIDO + NOME DO ELEMENTO + OSO/ICO 
H2SO4 – ácido sulfúrico 
HNO3 – ácido nítrico 
H3PO4 – ácido fosfórico 
HClO3 – ácido clórico 
H2CO3 – ácido carbônico 
Todos os ácidos acima terminam em ICO. Eles servem como referência para dar nome aos demais oxiácidos. Se 
diminuirmos o número de Oxigênio destes ácidos, utilizamos a terminação OSO. Se diminuirmos dois Oxigênios, 
adicionamos HIPO antes do elemento mais a terminação OSO. Se aumentar o número de Oxigênio, colocamos o 
prefixo PER na frente do elemento. Veja os exemplos: 
H2SO5 – ácido persulfúrico 
H2SO4 – ácido sulfúrico 
H2SO3 – ácido sulfuroso 
H2SO2 – ácido hiposulfuroso 
HClO4 
H2SO4 
NHO3 
4 – 1= 3 
4 – 2 = 2 
3 – 1 = 2 
Ácidos fortes 
H3PO4 
HNO2 
4 – 1 = 1 
2 – 1 = 1 
Ácidos semi-fortes 
H3BO3 
HClO 
3 – 3 = 0 
1 – 1 = 0 
Ácidos fracos 
59 
 
6.2 BASES 
Base é toda substância que em água produz o ânion OH- (hidroxila). Quando uma base entra em contato com água, 
ela se dissocia e libera OH-. 
Exemplos: 
NaOH + H2O ↔ Na+ + OH- 
Mg(OH)2 + H2O ↔ Mg2+ + 2OH- 
Al(OH)3 + H2O ↔ Al3+ + 3OH- 
 
Identifica-se uma base pela presença de OH- no lado direito da fórmula. 
As principais características das bases são: 
- sabor adstringente (sabor igual ao da banana verde que parece que “prende” a língua); 
- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água); 
- mudam a cor de certas substâncias, os chamados indicadores ácido-base; 
-reagem com ácidos formando sal e água. 
Utilidades 
- Hidróxido de sódio (NaOH) – conhecida também como soda cáustica. É tóxico e corrosivo. Usado para desentupir 
pias. É muito usado na indústria química para preparar sabão e outros compostos orgânicos. 
- Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)2) – usado como antiácido estomacal. É também chamado de leite de magnésia. 
- Hidróxido de cálcio – (Ca(OH)2) – chamado de cal hidratada, cal apagada ou cal extinta. Usada na construção civil 
para preparar argamassa e usado em pinturas. O hidróxido de cálcio em água é chamado de leite de cal ou água de 
cal. 
- Hidróxido de amônio (NH4OH) – em solução aquosa é conhecido como amoníaco ou amônia. Usado em limpeza 
doméstica, saponificações de gorduras e óleos. É tóxico e irritante aos olhos. 
Classificação 
a) Número de OH- dissociadas: 
Monobase: possui uma OH- 
Ex.: NaOH, NH4OH 
 
Dibase: possui dois OH- 
60 
 
Ex.: Mg(OH)2, Fe(OH)2 
 
Tribase: possui três OH- 
Ex.: Al(OH)3, Fe(OH)3 
 
Tetrabase: possui quatro OH- 
Ex.: Pb(OH)4, Sn(OH)4 
b) Força Básica/Grau de Dissociação: 
Base Forte: tem grau de dissociação de quase 100%. São as bases dos metais alcalinos e alcalinos terrosos. Exemplos: 
NaOH, KOH, Ca(OH)2 
Base Fraca: tem grau de dissociação inferior a 5%. São as demais bases, incluindo o Mg(OH)2 e NH4OH. 
c) Solubilidade em Água: 
Solúveis: bases dos metais alcalinos e o NH4OH. 
Ex.: KOH, NaOH, LiOH, NH4OH. 
 
Pouco solúveis: bases dos metais alcalinos terrosos. 
Ex.: Ba(OH)2, Ca(OH)2, Mg(OH)2. 
 
Insolúveis: demais bases. 
Ex.: Fe(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)2 
Nomenclatura das bases 
a) Elementos com um NOX/ Elementos com NOX fixo: 
HIDRÓXIDO DE + NOME DO ELEMENTO 
NaOH (nox 1+) – hidróxido de sódio 
Mg(OH)2 (nox 2+) – hidróxido de magnésio 
Ca(OH)2 (nox 2+) – hidróxido de cálcio 
Numero de oxidação (NOX) é o número que mede a carga real ou aparente de uma espécie química na sua valência. 
b) Elementos com mais de um NOX/ Elementos com NOX variável: 
HIDRÓXIDO DE + NOME DO ELEMENTO + OSO/ICO 
Ou ainda: 
HIDRÓXIDO DE + NOME DO ELEMENTO + NÚMERO DO NOX EM ROMANO 
- O NOX maior fica com a terminação ICO e o NOX menor fica com a terminação OSO. 
61 
Exemplos: 
Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II 
Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III 
6.3 ÓXIDOS 
Óxido é toda substância formada por Oxigênio e mais outro elemento. Formam compostos binários, ou seja, só 
possuem dois elementos na sua fórmula química. Exemplos: Na2O, MgO, Al2O3, FeO. 
 
 
 
 
 
 
Figura 46. Exemplo de Óxidos. Fonte: Disponível em <dietaja.uol.com.br>; <blog.artstones.com.br> 
Identificam-se os óxidos como composto binário sendo o Oxigênio o elemento mais eletronegativo e do lado direito 
da fórmula. Portanto, não existe um óxido com flúor. 
Utilidades 
- Óxido de cálcio (CaO) – sólido branco usado na construção civil para fabricar cimento, tijolo, cerâmicas. Age como 
fungicida e bactericida. Na agricultura, para corrigir a acidez do solo, pode ser chamado de cal viva ou cal virgem. 
- Dióxido de carbono (CO2) – é o gás carbônico obtido como subproduto de várias reações industriais. Usado em 
refrigerantes e quando sólido é conhecido como gelo-seco. Participa da fotossíntese das plantas. 
- Óxido de hidrogênio (H2O) – é a água. Óxido mais importante do planeta. Toda a forma de vida na Terra está 
associada a este óxido. 
- Óxido de zinco (ZnO) – é um pó branco (alvaiade) usado em pinturas do rosto de palhaços. Usado também como 
protetor solar. 
- Peróxido de Hidrogênio (H2O2) – chamada de água oxigenada, é um peróxido que se decompõe rapidamente. É 
usado como bactericida e para branqueamento de cabelos, fibras e papel. 
Classificação 
a) Óxidos Básicos: reagem com água para formar bases ou reagem com ácidos formando sal e água. 
Na2O+ H2O →2NaOH 
2Na2O + 2HCl→ 2NaCl + H2O 
Água – H2O 
Magnetita - Fe3O4 
62 
 
São sólidos iônicos. Metais alcalinos e alcalinos terrosos reagem com a água. Estes metais tem NOX 1+, 2+ e 3+. 
b) Óxidos Ácidos: reagem com água para formar ácido ou reagem com base formando sal e água. 
SO3 + H2O → H2SO4 
SO3 + 2NaOH→ Na2SO4 + H2O 
São formados por Oxigênio e não-metais ou metais com NOX elevado. 
c) Óxidos Anfóteros: comportam-se como óxidos básicos e também como óxidos ácidos. Só reagem com ácido forte 
ou base forte. 
ZnO + HCl→ ZnCl2 + H2O 
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O 
São, em geral, sólidos iônicos, insolúveis em água. Podem ser formados por: Zn, Pb, Sn, As, Sb. 
d) Óxidos neutros: não reagem com água, nem com ácido e nem com base. Exemplos: CO, N2O, NO. 
São gases e moleculares, formados por não-metais. 
e) Peróxidos: reagem com água ou com ácido diluído formando água oxigenada (H2O2). 
Na2O2 + 2H2O →2NaOH + H2O2 
Na2O2 + H2SO4→ Na2SO4 + H2O2 
Na2O2– peróxido de sódio 
H2O2 – peróxido de Hidrogênio 
Nomenclatura dos Óxidos 
a) Óxidos com NOX fixo:em geral, metais alcalinos e alcalinos terrosos. 
ÓXIDO DE + NOME DO ELEMENTO 
Na2O – óxido de sódio 
CaO – óxido de cálcio 
b) Óxidos com NOX variável: 
ÓXIDO DE + NOME DO ELEMENTO + ICO/OSO 
ICO – NOX maior 
OSO – NOX menor 
63 
 
Fe2O3– (Fe com nox 3+) – óxido férrico 
FeO – (Fe com nox 2+) – óxido ferroso 
Pode-se usar também número romano indicando o nox do metal. 
Fe2O3 – óxido de Ferro III 
FeO2 – óxido de ferro II 
Pode-se usar, ainda, a nomenclatura que indica o número de átomo de Oxigênio e o número de átomos do 
elemento. Usa-se esta forma para dar nome aos óxidos ácidos. 
 
 MONO MONO 
DI + ÓXIDO DE + DI + NOME DO ELEMENTO 
 TRI TRI 
Exemplos: 
CO – monóxido de carbono 
CO2 – dióxido de carbono 
SO3 – trióxido de enxofre 
N2O3 – trióxido de dinitrogênio 
 
6.4 SAIS 
É toda substância que em água produz um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH-. Os sais são formados 
a partir da reação de um ácido com uma base, que é a reação de neutralização, formando também água. 
Exemplos: 
H Cl + NaOH→NaCl + H2O 
 
As principais características são: 
- conduzem eletricidade quando estão na fase líquida (fundidos) ou em solução aquosa, porque nestes casos há 
elétrons livres; 
- geralmente são sólidos à temperatura e pressão ambiente (25°C e 1atm). 
 
64 
Utilidades 
- Cloreto de sódio (NaCl) – é obtido da água do mar e utilizado na alimentação como sal de cozinha e na conservação 
de carnes. Na indústria, é usado para a produção de soda cáustica e gás cloro. 
- Carbonato de sódio (Na2CO3) – também chamado de soda ou barrilha. Usado para a fabricação de vidro, sabão, 
corantes e no tratamento de água de piscina. 
- Carbonato de Cálcio (CaCO3) – na natureza, é encontrado na forma de mármore, calcário e calcita. Forma as 
estalactites e as estalagmites das cavernas. Usado na produção de cimento e de cal virgem (CaO). Reduz a acidez do 
solo. 
 
 
 
 
 
Figura 47. Exemplo de Carbonato de Cálcio. Fonte: Disponível em <www.vecchiojoalheiros.com.br >; <uesbiotrilha.blogspot.com > 
- Hipoclorito de sódio (NaOCl) – usado como anti-séptico e alvejante (clareamento de roupas). 
Nomenclatura dos sais 
O nome do sal é formado a partir do nome do ácido que o originou: 
Assim: 
ÁCIDO SAL 
ÍDRICO ETO 
ICO ATO 
OSO ITO 
 
Nome do Sal: 
NOME DO ÂNION DO ÁCIDO DE ORIGEM + ETO/ATO/ITO + DE + NOME DO CÁTION DA BASE DE ORIGEM 
HCl + NaOH→NaCl + H2O 
ácido clorídrico + hidróxido de sódio → cloreto de sódio + água 
Outros nomes: 
CaF2 – fluoreto de cálcio 
Mármore 
Estalactite e estalagmite em cavernas 
65 
 
NaBr – brometo de sódio 
Li2(SO4) – sulfato de lítio 
KNO2 – nitrito de potássio 
Na2CO3 – carbonato de sódio 
 
6.5 INDICADORES ÁCIDO-BASE E pH 
Os indicadores ácido-base são substâncias orgânicas que ao entrar em contato com um ácido ficam com uma cor e 
ao entrar em contato com uma base ficam com outra cor. Assim, para saber se uma substância é ácido ou base, 
podemos utilizar um indicador orgânico para identificar a função química. São exemplos de indicadores ácido-base: 
fenolftaleína, alaranjado de metila, papel tornassol, azul de bromotimol. Alguns indicadores naturais também podem 
ser utilizados, como o repolho roxo e a flor hortência e o hibisco. 
Veja a coloração que os principais indicadores podem adquirir ao entrar em contato com um ácido ou uma base: 
 
INDICADOR ÁCIDO BASE NEUTRO 
FENOLFTALEÍNA INCOLOR ROSA INCOLOR 
TORNASSOL ROSA AZUL - 
 
 
Para os outros indicadores: 
- Repolho roxo, em meio aquoso, fica vermelho em contato com ácido e verde em contato com base; 
- Alaranjado de metila fica vermelho em contato com ácido, amarelo-laranja em base e quando neutro; 
- O azul de bromotimol fica amarelo em ácido, e azul em base e quando neutro; 
- A flor hortência fica azul em meio ácido e rosa em base; 
- O hibisco ou mimo-de-vênus, que possui a cor rosa, fica vermelho-alaranjado em contato com ácido e verde em 
meio básico. 
 
Alguns indicadores ácido-base são tão eficientes que indicam até mesmo o grau de acidez ou alcalinidade 
(basicidade) das substâncias. Este grau é chamado do pH (produto hidrogeniônico) que mede a quantidade do cátion 
H+ das soluções. Existe uma escala de acidez e alcalinidade que vai de zero a quatorze. O maior número indica 
solução básica (alcalina) e o menor número indica uma solução ácida. Se o valor de pH for sete, ou seja, a metade, 
então a solução não é nem ácida e nem básica, ela é neutra. Quanto mais a solução se aproxima de zero, mais ácida 
ela é. Quanto mais a solução se aproxima do quatorze, mais básica ela é. 
 
66 
Escala de acidez (pH)– basicidade: 
 
Na prática, o pH pode ser medido com indicadores ácido-base e também através de aparelhos que medem a 
condutividade elétrica das soluções. Os indicadores mudam de cor em diferentes valores de pH. Para essa mudança 
de cor damos o nome de viragem e para o valor do pH damos o nome de ponto de viragem. 
 
 
55. As funções químicas são grupos de substâncias que possuem propriedades e características semelhantes. As 
funções químicas inorgânicas são: 
a. ferrugem, chuva ácida e água e sal 
b.gases nobres, amônia, ácido e base; 
c.ácido, base, chuva ácida e cloretos; 
d.ácido, base, óxido e cal; 
e.ácido, base, sal e óxidos 
 
56. Faça a associação correta entre as colunas abaixo: 
NaOH, Ca(OH)2, NH4OH ( ) ácidos 
NaCℓ, KNO3, Na2S ( ) bases 
HCℓ, H2SO4, HNO3 ( ) sais 
CO, Al2Cℓ3, Pb3O4 ( ) óxidos 
 
57. A respeito das substâncias denominadas ácidos, um estudante anotou as seguintes características: 
I) têm poder corrosivo; 
67 
 
II) são capazes de neutralizar bases; 
 
III) são compostos por dois elementos químicos; 
 
IV) formam soluções aquosas condutoras de corrente elétrica. 
 
Ele cometeu erros somente em: 
 
a. I e II b. I e III c. I e IV d. II e IIIe. III e IV 
 
58. Muitos produtos químicos estão presentes no nosso cotidiano, como por exemplo:leite de magnésia – Mg(OH)2; 
água de cal – Ca(OH)2; ácido sulfúrico – H2SO4; soda cáustica – NaOH, entre outros. Essas substâncias destacadas 
pertencem, respectivamente, às seguintes funções químicas: 
a. acido, base, sal e óxidos 
b. base, ácido, ácido e base 
c. base, ácido, sal e óxido 
d. ácido, base, sal e ácido 
e.base, base, ácido e base 
 
59. Indique a que função inorgânica pertence a substância que, em solução aquosa, se ioniza fornecendo íons H+ 
(próton) como único tipo de cátion. 
a. Função base b. Função óxido c. função sal d. Função ácido e. Função orgânica 
 
60. Indique a que função inorgânica pertence a substância que, em solução aquosa, se dissocia fornecendo íons OH- 
(hidroxila) como único tipo de ânion. 
a. Função base b. Função óxido c. função sal d. função ácido e. Função orgânica 
 
61. Uma maneira prática de definir a acidez, basicidade ou neutralidade de uma solução é obtendo o valor do pH, 
muito importante para tratamento de água da CEDAE e para aquários, onde o pH deve ser neutro (igual a 7,0). No 
quadro abaixo mostra os resultados da medição de pH da água de uma estação: 
Etapa pH (25ºC a 1 atm) 
I. 5,0 
II. 7,0 
III. 8,5 
IV. 9,6 
V. 12,0 
A etapa que apresentou a água com caráter ácido foi a etapa: 
a. I b. II c. III d. IV e. V 
68 
62. Nos laboratórios de análises químicas, há produção de resíduos, incluindo soluções ácidas ou básicas. Esses 
resíduos podem ser descartados após serem neutralizadas. Que substância poderia ser utilizada para neutralizar umabase? 
a.Cloreto de sódio 
b.Hidróxido de alumínio 
c.Ácido clorídrico 
d.Óxido de cálcio 
e. Açucar 
 
 
 
 
 
 
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
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_______________________________________________________________________________________________ 
Pesquisar... sobre importâncias das funções 
inorgânicas para os seres vivos 
69 
UNIDADE VII 
 
7 FUNÇÕES DA QUÍMICA ORGÂNICA 
7.1 INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
 
Vamos iniciar nosso novo conteúdo abordando sobre a química orgânica, que é a química dos compostos do 
Carbono. Os compostos orgânicos representam cerca de 90% de todos os compostos atualmente conhecidos. São 
componentes fundamentais dos seres vivos e também tem grande participação ativamente do cotidiano da vida 
humana. 
 
Os compostos orgânicos estão presentes em nossos alimentos, vestuários, residências, combustíveis etc. Nesta 
unidade, abordaremos a evolução histórica da Química Orgânica e veremos as características especiais do átomo de 
Carbono, que o tornam tão versátil a ponto de conseguir formar os milhões de compostos orgânicos que 
conhecemos hoje. Daremos, também, uma primeira ideia da complexidade das moléculas orgânicas, mesmo as mais 
comuns em nosso dia-a-dia. 
 
Até inicio do século XIX, muitos cientistas acreditavam que compostos orgânicos eram obtidos somente a partir de 
animais e vegetais. Essa crença vinha desde civilizações antigas que extraiam corantes de plantas para tingir 
vestimentas ou preparavam bebidas a partir da fermentação de uvas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
No entanto a ideia de que compostos orgânicos eram extraídos unicamente de organismo vivos perdurou até 1828 
quando Friedrich Wöhler, química alemão, aquecendo cianato de amônia, um sal inorgânico obteve ureia, uma 
substância tipicamente orgânica encontrada na urina de alguns animais, conhecida como a Síntese de Wöhler. 
Assim, a partir da Síntese de Wöhler outras substâncias orgânicas foram sendo sintetizadas. 
 
 
 
 
Muitos dos experimentos constataram a presença do elemento Carbono nos compostos sintetizados, essa 
constatação serviu para enunciar a definição de química orgânica: 
Figura 48. a) Corantes de plantas; b) fermentação de uvas. Fontes:<www.hierophant.com.br>; 
<cbql.unblog.fr>(modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013). 
b 
NH4OCN(S) CO(NH2)2(S) 
cianato de amônia 
(Substância inorgânica) 
ureia 
(Substância orgânica) 
 
a 
70 
 
Química orgânica é o ramo da química que estuda os compostos do elemento Carbono. 
No entanto, muitas substâncias inorgânicas apresentam Carbono, como: gás carbônico (CO2); o monóxido de 
carbônico (CO), o ácido carbônico (H2CO3). 
 
 
 
7.2 O ÁTOMO DE CARBONO 
Como já havíamos estudado no módulo II, oCarbono é o sexto elemento da tabela periódica, apresenta 4 elétrons no 
seu nível mais externo (camada de valência). Essa característica possibilita a união com outros átomos como H, O, N, 
Cl... formando inúmeros compostos orgânicos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Número do elemento 
químico na tabela periódica Peso atômico 
6 12,00 
C 
Carbono 
 
2 4 
Símbolo do elemento químico 
Nome do elemento químico 
Número de elétrons nas 
camadas eletrônicos. 
O último número que aparece nesta 
sequência é o número de elétrons na 
camada de valência (última camada 
eletrônica). 
 
Todo composto orgânico possui Carbono; porém nem todo 
composto com Carbono é orgânico. 
Disposições dos elétrons nas 
camadas eletrônicas do 
átomo de Carbono. 
K= 2 
L= 4 
71 
7.3 POSTULADOS DO CARBONO 
 
O químico alemão Kekulé, em 1857, foi quem determinou 
as características fundamentais do átomo de Carbono nos 
compostos mediante três postulados. 
 
 
 
 
1º Postulado: tetravalência constante do Carbono 
 
Nos compostos orgânicos, o átomo de Carbono pode estabelecer até quatro ligações com outros átomos, isto é, o 
Carbono é tetravalente. 
 
Atetravalência do Carbono é decorrente da existência de 
quatro elétrons na sua camada de valência. 
Dessa maneira, o Carbono precisa emparelhar os seus quatro 
elétrons da camada de valência para adquirir configurações 
de gases nobres (oito elétrons na camada de valência). 
 
 
 
 
2° postulado: As quatro unidades de valência do Carbono são iguais entre si. 
 
O Fluorometano é um exemplo desta propriedade, só 
existe um composto com este nome, ele é formado pela 
substituição de um Hidrogênio(H) da molécula de 
Metano por um átomo de Flúor (F). O Flúor poderá 
substituir qualquer Hidrogênio da molécula que 
receberá a mesma nomenclatura, repare na ilustração 
ao lado: 
 
Qualquer posição ocupada pelo átomo de Flúor dará origem ao Fluorometano. 
 
Outro exemplo:CH3Cl - Clorometano 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Friedrich August Kekulé(1829 —1896) 
foi um químico alemão. Inovou o 
emprego de fórmulas desenvolvidas 
em química orgânica, criou em 1857, a 
Teoria da Tetracovalência do Carbono, 
criou hipótese das ligações múltiplas e 
propôs, em 1865, após um sonho que 
teve a fórmula hexagonal do benzeno. 
CH4 
CH3F 
 
72 
3° postulado: Propriedade de encadeamento - capacidade que átomos de um mesmo elemento têm de formar 
cadeias moleculares. 
 
 
Átomos de Carbono ligam-se diretamente entre si, formando estruturas 
denominadas cadeias carbônicas longas ou curtas. A variedade de compostos 
orgânicos existentes na natureza se deve a esta propriedade do Carbono de 
formar cadeias. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7.4 TIPOS DE LIGAÇÕES ENTRE OS ÁTOMOS DE CARBONO 
 
Cada átomo de Carbono pode ligar-se a outro átomo de Carbono por intermédio de um, dois ou três pares 
covalentes, formando o que chamamos de ligação simples, ligação dupla e ligaçãotripla. 
 
 
 
 
Conforme a posição em que se encontram na cadeia, os átomos de Carbono classificam-se em: 
 
Quando não aparece o elemento químico na base 
do “traço” significa que o Carbono está ligado ao 
Hidrogênio. 
73 
Carbono primário: quando está ligado apenas aum outro átomo de Carbono. 
Carbonosecundário: quando está ligado a dois outros átomos de Carbono. 
Carbonoterciário: quando está ligado a três outros átomos de Carbono. 
Carbonoquaternário: quando está ligado a quatro outros átomos de Carbono. 
 
 
 
As ligações entre os elementos químicos das cadeias carbônicas podem ser representadas de quatro formas, como: 
 
 
Fórmula eletrônica - são representados os números de elétrons na camada de valência (pares 
eletrônicos) e suas ligações. 
Fórmula estrutural - os pares eletrônicos que ligam os átomos são simbolizados por traços ou 
covalências. 
Fórmula molecular - simplificação máxima de uma fórmula em que os átomos são somados. 
Fórmula geométrica – indicam por meio de esferas, os átomos e pro meio de pinos, os pares eletrônicos 
que unem esses átomos. 
 
Tipos de fórmulas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fórmula estrutural 
Fórmula eletrônica 
Fórmula molecular 
Fórmula geométrica 
 
CH4 
Todos representam o Metano! 
Fórmula estrutural 
Carbono primário Carbono secundário Carbono terciário Carbono quaternário 
Fórmula eletrônica 
74 
7.5 CLASSIFICAÇÃO DAS CADEIAS CARBÔNICAS 
Além das diferentes representações das fórmulas de cadeias carbônicas, os compostos orgânicos são divididos em 
duas grandes classes: compostos alifáticos e compostos aromáticos. 
 
 
Compostos alifáticos são os compostos de cadeia aberta 
mais os compostos cíclicos que se assemelham aos 
compostos de cadeia aberta. Exemplo: 
 
 
 
 
 
Compostos aromáticos são o benzeno e os compostos 
que se assemelham ao benzeno em comportamento 
químico. O benzeno pode ser representado: 
 
 
 
 
São considerados aromáticos os compostos que 
representam, pelo menos, um anel benzênico. Por 
exemplo: 
 
 
 
 
7.5.1Classificação dos compostos alifáticos 
I. Quanto ao encadeamento dos átomos de Carbono: 
 
 
 
Cadeia aberta ou acíclica: são aquelas cadeias em que os 
átomos de Carbono não formam ciclos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cadeia fechada ou cíclica: são as cadeias onde os átomos de Carbono 
formam anéis ou ciclos. 
75 
II. Quanto à disposição dos átomos de Carbono: 
 
 
Cadeia normal: todos os átomos de Carbono 
pertencentes à cadeia encontram-se numa única 
sequência. 
 
 
 
Cadeia ramificada: os átomos de Carbono 
pertencentes à cadeia apresentam mais de uma 
sequência. 
 
III. Quanto à ligação química entre os Carbonos: 
 
Cadeia saturada: é aquela em que os átomos de Carbono ligam-se entre si, exclusivamente, por ligações simples. 
 
 
 
 
 
 
Cadeia insaturada: é aquela em que pelo menos dois átomos de Carbono estão ligados por uma ligação dupla ou 
tripla. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IV. Quanto à natureza dos átomos que 
formam a cadeia: 
 
Cadeia homogênea: é aquela que não 
apresenta átomos diferentes de Carbono 
intercalados na cadeia, isto é, não apresenta 
heteroátomo entre os átomos de Carbono. 
 
76 
* Cadeias fechadas e homogêneas podem ser classificadas como homocíclicas. 
 
 
Cadeia heterogênea: apresenta átomo diferente do Carbono no meio da cadeia carbônica. Esses átomos são 
denominados de heteroátomos, sendo que os mais frequentes são: Oxigênio, Nitrogênio e Enxofre. 
 
 
 
 
* Cadeias fechadas e heterogêneas podem ser denominadas de heterocíclicas. 
 
7.5.2Classificação dos compostos aromáticos 
Possuem, pelo menos, um anel benzênico. De acordo com o número de núcleos benzênicos, as cadeias aromáticas 
podem ser classificadas em: 
 
 
I. Cadeias mononucleares: apresentam apenas um anel benzênico. 
 
 
 
 
 
II. Cadeias polinucleares: apresentam dois ou mais anéis benzênicos. Existem dois grupos: 
 
 
Núcleos isolados: os anéis não 
possuem átomos de Carbono em 
comum. 
 
 
 
 
Núcleos condensados: os anéis apresentam átomos de 
Carbono em comum. 
77 
 
 
 
7.6 NOMENCLATURA IUPAC 
 
Assim como acontece na Química Inorgânica, na Química Orgânica também agrupamos as substâncias com 
propriedades químicas semelhantes, que são consequência de características estruturais comuns. Desse modo, cada 
classe orgânica (função orgânica) é caracterizada por um grupo funcional e apresenta uma nomenclatura 
característica. A nomenclatura oficial de substâncias orgânicas é estabelecida segundo normas da International 
Union ofPureandAppliedChemistry (IUPAC) – (União Internacional de Química Pura e Aplicada), criada em 1892 
sendo constantemente revistas e aprimoradas. 
 
Como as regras de nomenclatura baseiam-se nas estruturas das moléculas, elas podem ser aplicadas inclusive para 
substâncias que não existem ou não foram descobertas. Algumas substâncias, no entanto, ainda são identificadas 
pelos nomes consagrados pelo uso comum através da nomenclatura usual. 
 
De modo geral, o nome oficial de uma substância orgânica compõe-se de três partes: 
 
 
PREFIXOS 
Indica o número de Carbonos 
PARTE CENTRAL OU INFIXO 
Indica o tipo de ligação 
SUFIXO 
Indica a classe funcional 
1C – MET 
2C – ET 
3C – PROP 
4C – BUT 
5C – PENT 
6C – HEX 
7C – HEPT 
8C – OCT 
9C – NON 
10C - DEC 
an o 
 
 
 
78 
 
Leia sobre nomenclatura IUPAC 
 
 
RODRIGUES, J.A.R. 2001. Recomendações da IUPAC para a Nomenclatura de Moléculas Orgânicas. 
In: Atualidades em Química. 
Disponível no moodle. 
 
 
 
7.7 FUNÇÃO HIDROCARBONETOS E OXIGENADAS (ALCOÓIS) 
 
 Função Hidrocarbonetos: 
 
 São compostos formados unicamente por átomos de Carbono e Hidrogênio - fundamental na 
Química Orgânica; 
 A maioria dos combustíveis de uso diário consiste em misturas de hidrocarbonetos derivados do 
petróleo, como gás de cozinha, gasolina, querosene e óleo diesel – COMBUSTÃO; 
 A queima desses combustíveis representa, no momento, uma das maiores fontes de energia para a 
humanidade. Trata-se de uma fonte não renovável de energia. 
 
 
Combustão: é uma reação química entre dois reagentes, sendo um o combustível (arde) e outro o 
comburente (deixa arder). A reação é exoenergética, ou seja, liberta muita energia sob a forma de 
calor. Os produtos da combustão dependem da quantidade de Oxigênio que é consumida durante a 
reação química. 
 
 
Há 3 tipos de combustões: 
 
Combustão completa (se a concentração de Oxigênio é alta) - origina dióxido de Carbono (CO2) e água (H2O) 
na forma de vapor. 
 
 
 
Combustão incompleta (se a concentração de oxigénio é baixa)- origina monóxido de Carbono (CO) e água (H2O). 
 
 
79 
 
Origina fuligem,ou seja,Carbono (C) e água (H2O). 
 
 
 Funções Oxigenadas: 
 
São todos os compostos orgânicos que apresentam Oxigênio em sua estrutura molecular. Ex.: álcool, fenol, aldeído, 
cetona, ácido e seus derivados e éter. 
 
Vamos focar no álcool que é mais o conhecido por todos... 
 
Álcool: compostos que apresentam em sua estrutura molecular um ou mais radicais hidroxilas ou oxidrilas (OH) 
ligados a átomos de H3C – OH álcool metílico ou metanol / H3C – CH2 – OH álcool etílico ou etanol. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Metanol Etanol 
2 – butanol ou butan – 2 - ol 
2,5 – dimetil – 2 - hexanol 
álcool+ ico 
nome do radical 
ligado à hidroxila 
 
80 
 
 
 
Hidroxila 
 
O grupamento hidroxila é formado por um átomo de Oxigênio ligado a um átomo de Hidrogênio. Este grupamento 
define a função álcool. Os álcoois são classificados em primários, secundários ou terciários dependendo do 
Carbonoconectado à hidroxila está ligado a um, dois ou três átomos de Carbono. 
 
OH 
Grupamento hidroxila 
 
 
 Veja outros grupos funcionais da química orgânica: 
 
Carbonila 
 
A carbonila é formada por um átomo de Oxigênio que realiza uma ligação dupla com um átomo de Carbono. Esse 
grupamento pode definir as funções aldeído (se localizado nas extremidades) ou cetona (se localizado no 
meio)dependendo somente de sua localização na cadeia carbônica. 
 
C 
|| 
O 
Grupamentocarbonila 
 
Carboxila 
 
A carboxila é uma fusão entre uma carbonila e uma hidroxila. A função definida por este grupamento é o ácido 
carboxílico. Esse nome é dado porque a ligação entre o átomo de Oxigênio e o átomo de Hidrogênio na carboxila 
éextremamente polar, dando um grande caráter ácido ao Hidrogênio. Isso faz com que quando colocadas em água, 
sob certas condições de pH1, algumas substâncias carboxiladas podem se ionizar doando prótons (H+) para o meio 
ese tornando negativas. 
 
O 
|| 
 C OH 
Grupamento carboxila 
 
CH
3
-OH Líquido incolor, muito tóxico, usado como combustível de jatos, como solvente, aditivo de 
gasolina. 
Álcool metílico 
CH
3
- CH
2
-OH 
Utilizado na fabricação de bebidas alcoólicas, combustíveis e, na limpeza... 
Álcooletílico 
81 
 
Éster 
 
O grupo funcional éster é um derivado da carboxila onde o Hidrogênio da hidroxila é substituído por um radical 
carbônico. Este grupamento define a função química éster. A reação de formação dos ésteres é uma das mais 
frequentes em sistemas biológicos. A esterificação consiste na reação de ácido carboxílico com álcool e resulta na 
produção de um éster e de uma molécula de água. A ligação simples entre o átomo de Carbono e o Oxigênio é 
conhecida como esterlinkage (ligação éster). 
 
O 
|| 
 C O 
Grupamento éster 
 
Amino 
 
Amina é a função química definida pelo grupamento amino. Este é constituído principalmente pela presença do 
átomo de nitrogênio efetuando ligações simples. A classificação das aminas depende de quantos átomos de Carbono 
estão ligados diretamente ao nitrogênio, podendo ser primárias (um Carbono), secundárias (dois Carbonos) ou 
terciárias (três Carbonos). O grupo amino possui caráter básico e em solução aquosa este grupo pode captar prótons 
(H+) do meio e tornar-se positivo. Como ocorre com a carboxila, isso acontece sob condições específicas de pH. 
 
| 
N 
Grupamento amino 
 
Amida 
 
O grupamento amida é um derivado da carboxila em que a hidroxila é substituída por um grupo amino. A função 
química amida é defina pelos grupos amida. A ligação entre o Carbono e o nitrogênio é extremamente estável e 
édenominada amida linkage (ligação amida). Ela é formada quando há a reação química entre ácido carboxílico e 
amina, produzindo uma amida e uma molécula de água. Esse tipo de ligação é normalmente encontrada 
repetidamente unindo pequenas moléculas (meros), dando origem a macromoléculas poliméricas. As proteínas são 
um dos principais exemplos de polímeros onde encontramos esse tipo de ligação. Pequenos aminoácidos se unem 
formando peptídeos que se por sua vez unem formando polipeptídios e proteínas. Devido a esse fato, em 
bioquímica, esse tipo de ligação amida é mais comumente conhecido como ligação peptídica. 
 
O 
|| 
 C N 
 
Grupamento amida 
 
 
82 
 
Éter 
 
O grupamento éter é definido quando o átomo de Oxigênio possui dois ligantes carbônicos. Uma consequência 
interessante desse fato é que não ocorre a formação de ligações de Hidrogênio nesse Oxigênio. A função química 
éter é determinada por este grupamento e seus compostos são pouco reativos. 
 
O 
Grupamento éter 
 
Epóxido 
 
O grupamento epóxido é um éter cíclico. Os epóxidos, ou oxiranos, são diferentemente dos éteres, bastante 
reativos, principalmente devido à forte tensão no anel. 
 
O 
 
C C 
 
Grupamento epóxido 
 
Imino 
 
O átomo de nitrogênio fazendo uma dupla ligação é o que caracteriza o grupamento imino. Esse grupo define a 
função química imina, que é um derivado de compostos que contém carbonila. 
 
 
C N 
 
Grupamento imino 
 
Sulfidrila 
 
A sulfidrila é caracterizada por um átomo de Enxofre ligado a um átomo de Hidrogênio. A função química 
determinada por esse grupo é a função tiol. Existe certa semelhança na química dos tióis (também conhecidos como 
mercaptanas) e dos álcoois, já que o Enxofre e o Oxigênio pertencem ao sexto grupo da tabela periódica e, portanto, 
possuem a mesma configuração eletrônica da camada externa. Entretanto, há também inúmeras diferenças. Dentre 
elas podemos citar a formação estável de compostos sulfurados conhecidos como dissulfetos (R−S−S−R), o que 
geralmente não ocorre com os peróxidos (R−O−O−R), pois a ligação entre os átomos de Oxigênio é 
consideravelmente mais fraca que a ligação entre os átomos de Enxofre. Essa estabilidade dos dissulfetos é um fator 
muito importante na estrutura de proteínas, podendo existir a formação de pontes dissulfeto entre aminoácidos 
sulfurados (cisteínas). 
 
SH 
Grupamento sulfidrila 
 
83 
 
7.8 A PRESENÇA DOS ALCANOS EM NOSSA VIDA 
 
7.8.1Petróleo 
 
Acredita-se que nosso planeta, a Terra, tenha idade da ordem de bilhões de anos. A idade de uma jazida de petróleo 
pode variar de 10 a 400 milhões de anos, de tal forma que o petróleo está localizado apenas nas bacias 
sedimentares. Junto desse recurso mineral, encontram-se associados a água e o gás natural (metano e etano). 
 
Grandes e inúmeros fenômenos marcaram esse período, como erupções vulcânicas, deslocamento dos pólos, 
separação dos continentes, movimentação dos oceanos e ação dos rios, acomodando a crosta terrestre. Sendo 
assim, ao longo de milhares de anos, restos de animais e vegetais mortos depositaram-se no fundo de lagos e mares 
e, lentamente, foram cobertos por sedimentos (pó de calcário, areia etc). Dessa forma, consideram-se remotas as 
chances de encontrar petróleo nas rochas ígneas e metamórficas.Mais tarde, esses sedimentos se transformaram em 
rochas sedimentares (calcário e arenito). As altas pressão e temperatura exercidas sobre essa matéria orgânica 
causaram reações químicas complexas, formando o petróleo. 
 
Como a natureza contou com condições especiais e levou milênios para produzi-lo, a humanidade não tem meios de 
produzir novas reservas de petróleo. Sendo assim, é importante considerar o petróleo como um recurso não 
renovável. 
 
A palavra petróleo vem do latim (petrae, pedra; oleum, óleo), lembrando que é um material oleoso extraído das 
rochas. O petróleo é um líquido escuro, oleoso, formado por milhares de compostos orgânicos, com grande 
predominância de hidrocarbonetos. 
 
Ocorrência e extração— o petróleo é encontrado em bolsões profundos — às vezes em terra firme, outras vezes 
abaixo do fundo do mar. Acredita-se que 50% das jazidas mundiais de petróleo estejam sob o mar. 
 
A prospecção de petróleo (isto é, o trabalho de sua localização) é feita de várias maneiras. O método clássico é a 
detonação de cargas explosivas no solo, seguida de medição das ondas de choque refletidas pelas várias camadas do 
subsolo. O estudo dessas ondas nos dá uma ideia da constituição do subsolo e da possibilidade da existência de 
petróleo. Atualmente, por meio de aviões e satélites artificiais, são feitos também estudos que possibilitam definir as 
regiões onde é maior a probabilidade de existir petróleo. Essas técnicas modernas permitem a descoberta de poços 
de petróleo com relativa facilidade. 
 
Uma vez descoberta à jazida de petróleo, tanto em terra como no fundo do mar, elas normalmente obedecem ao 
seguinte esquema: 
 
Em geral o petróleo é encontrado sobre água salgada, o que lembra sua origem marinha, e embaixo de uma camada 
gasosa, formada por CH4, C2H6 etc. em alta pressão. Quando um poço é perfurado, podem ocorrer três hipóteses 
(acompanhe pela figura anterior): 
 
• se a perfuração for feita em A, sairá o gás com alta pressão (teremos, então, umpoço de gás natural); 
 
• se a perfuração for feita em B, jorrará petróleo, impelido pela pressão do gás (isto é, teremos um poço de 
petróleo); 
 
• se a perfuração for feita em C, jorrará água salgada, o que é prenúncio da existência de petróleo. 
84 
 
 
 
A extração de petróleo no mar é mais difícil. A Petrobras, atualmente, é uma das companhias que detêm a tecnologia 
mais desenvolvida para esse tipo de extração. 
 
Refino do petróleo— Transportado em navios e oleodutos, o petróleo vai para as refinarias depetróleo,onde sofre a 
separação e purificação de seus componentes — é o processo denominadorefino ou refinação do petróleo, que 
esquematizamos a seguir: 
 
Uma vez armazenado, o petróleo segue para o refino, que consiste em separar a complexa mistura de 
hidrocarbonetos em frações desejadas, processá-las e industrializá-las em produtos comerciáveis. Inicialmente, o 
petróleo bruto sofre dessalinização, removendo os sais minerais. Na sequencia, o petróleo passa para a etapa de 
fracionamento, na qual ocorre o processo de destilação para separar as frações. Essa separação envolve a 
vaporização de um líquido por aquecimento, seguida da condensação de seu vapor. Existem diferentes tipos de 
destilação: simples, fracionada etc.No caso do petróleo, é empregada a destilação fracionada, que é executada com a 
utilização de uma coluna de fracionamento. Nas refinarias, essas colunas são substituídas por enormes torres, 
chamadas de torres de fracionamento. 
 
Em um último momento, os produtos sofrem ainda tratamentos complementares, de forma a melhorar sua 
qualidade: reforma catalítica, hidrodessulfuração (onde há geração de Enxofre em pó). É obtida finalmente toda 
uma série de produto dos que respondem as necessidades dos consumidores: carburantes, solventes, gasolinas 
especiais, combustíveis e produtos diversos.Durante o processo de refino ocorrem ainda outras inúmeras operações 
unitárias de maneira a minimizar as perdas do processo. 
 
Figura 49. Jazida de petróleo. Fonte: disponível em <http://www.conpetro.com.br> (modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013). 
 
85 
Concluída essa etapa, ainda fica algum resíduo, que pode ser submetido a umapirólise ou craqueamento(cracking), 
esse processo consiste em dividir grandes moléculas(cadeias) de hidrocarbonetos (das frações querosene, óleo diesel 
e óleos lubrificantes) empedaços menores, através do aquecimento a uma temperatura entre 450 e 700 ºC. 
 
O craqueamento possibilita um aproveitamento quase que total do petróleo, obtendoassim uma importante 
economia e permitindo a obtenção de maiores quantidades de gás decozinha (gás liquefeito de petróleo - GLP), de 
gasolina e de outros derivados que serãotransformados em produtos indispensáveis ao nosso dia-a-dia. 
 
 
 
 
 
 
 
 
7.8.1.1 Produtos derivados do petróleo bruto 
 
O petróleo bruto contém centenas de diferentes tipos de hidrocarbonetos misturados e, para separá-los, é 
necessário refinar o petróleo. 
 
As cadeias de hidrocarbonetos de diferentes tamanhos têm pontos de ebulição que vão aumentando 
progressivamente, o que possibilita separá-las através do processo de destilação. É isso o que acontece em uma 
Figura 50. Craqueamento de petróleo. Fonte: disponível em <tsquimica.blogspot.com> 
Texto sobre petróleo segundo o livro Feltre, R. 2005. Química 
Orgânica. São Paulo - 6ª Edição. Vol. 3. 
 
86 
 
refinaria de petróleo. Na etapa inicial do refino, o petróleo bruto é aquecido e as diferentes cadeias são separadas de 
acordo com suas temperaturas de evaporação. Cada comprimento de cadeia diferente tem uma propriedade 
diferente que a torna útil de uma maneira específica. 
 
Para entender a diversidade contida no petróleo bruto e o motivo pelo qual o refino de petróleo bruto é tão 
importante, veja uma lista de produtos que obtemos a partir do petróleo bruto: 
 
· Gás de petróleo: usado para aquecer, cozinhar, fabricar plásticos. 
- alcanos com cadeias curtas (de 1 a 4 átomos de Carbono); 
- normalmente conhecidos pelos nomes de metano, etano, propano, butano; 
- faixa de ebulição: menos de 40°C; 
- são liquefeitos sob pressão para criar o GLP (gás liquefeito de petróleo). 
 
· Nafta: intermediário que irá passar por mais processamento para produzir gasolina. 
- mistura de alcanos de 5 a 9 átomos de Carbono; 
- faixa de ebulição: de 60 a 100°C. 
 
· Gasolina: combustível de motores. 
- líquido; 
- alcanos e cicloalcanos (de 5 a 12 átomos de Carbono); 
- faixa de ebulição: de 40 a 205°C. 
 
· Querosene: combustível para motores de jatos e tratores, além de ser material inicial para a fabricação de outros 
produtos. 
- líquido; 
- alcanos (de 10 a 18 Carbonos) e aromáticos; 
- faixa de ebulição: de 175 a 325°C. 
 
· Gasóleo ou diesel destilado: usado para diesel e óleo combustível, além de ser um intermediário para fabricação de 
outros produtos. 
- líquido; 
- alcanos contêm 12 ou mais átomos de Carbono; 
- faixa de ebulição: de 250 a 350°C. 
 
· Óleo lubrificante: usado para óleo de motor, graxa e outros lubrificantes. 
- líquido; 
- cadeia longa (de 20 a 50 átomos de Carbono) de alcanos, cicloalcanos e aromático; 
- faixa de ebulição: de 300 a 370°C. 
 
· Petróleo pesado ou óleo combustível: usado como combustível industrial, também serve como intermediário na 
fabricação de outros produtos. 
- líquido; 
- cadeia longa (de 20 a 70 átomos de Carbono) de alcanos, cicloalcanos e aromático; 
- faixa de ebulição: de 370 a 600°C. 
 
· Resíduos: coque (carvão), asfalto, alcatrão, ceras, além de ser material inicial para fabricação de outros produtos. 
- sólido; 
87 
- compostos com vários anéis e mais de 70 átomos de Carbono; 
- faixa de ebulição: mais de 600°C. 
Você pode ter notado que todos esses produtos têm tamanhos e faixas de ebulição diferentes. Os químicos tiram 
vantagem dessas propriedades ao refinar o petróleo. Veja as figuras das páginas 38 e 39 para descobrir os detalhes 
deste processo. 
 
7.8.2Polímeros (Plásticos) 
 
Plásticos são materiais formados pela união de grandes cadeias moleculares chamadas polímeros, que, por sua vez, 
são formadas por moléculas menores, chamadas monômeros. 
 
 
 
Os plásticos são produzidos através de um processo químico chamado polimerização, que proporciona a união 
química de monômeros para formar polímeros. 
 
 
 
 
Em condições específicas de temperatura e pressão (além de outras substâncias que “ajudam” a reação), ocorre a 
transformação do gás etileno no polímero polietileno. 
 
DEFINIÇÕES: 
 
 Polímeros: é uma macromolécula natural ou sintética de alto peso molecular, cuja estrutura consiste 
da repetição de pequenas unidades (meros). 
 Monômeros: é uma molécula construída por um mero. 
 Polimerização: reações químicas intermoleculares pelas quais os monômeros são ligados na forma 
de meros à estrutura molecular da cadeia. 
 A molécula de um polímero é constituída por uma estrutura chamada cadeia de Carbono ou cadeia 
carbônica: são vários átomos de Carbono ligados entre si formando uma cadeia, semelhante a uma 
corrente. 
 Comparação do tamanho das moléculas diferentes – o que diferencia um polímero (plástico) do 
outro - a sua estrutura molecular (molécula). 
 Os plásticos possuem as maiores moléculas. 
Polimerização 
Polietileno Etileno 
 
88 
 
 Várias moléculas de polímeros juntas – emaranhadas. É essa forma da molécula polimérica que 
explica a maioria das propriedades físicas dos plásticos. 
 
 
7.8.2.1 Classificação dos polímeros (plásticos): 
 
 
Polímero Termoplástico: quando aquecidos, amolecem e permitem que sejam 
moldados, adquirindo o formato desejado. Normalmente, não ocorre nenhum tipo de 
ligação entre elas. 
 
 
 
 
 
 
Polímero Termofixo: ao serem aquecidos, não amolecem e, caso o aquecimento 
continue, começam a se decompor. As moléculas de um polímero termofixo estão 
ligadas umas às outras, em diversos pontos, formando uma estrutura parecida com 
uma rede. 
 
 
 
 
 
Elastômero: quando aquecidos, amolecem e permitem que sejam moldados, 
adquirindo o formato desejado, no entanto o elastômero possui alta “elasticidade”, 
podemos dizer que a borracha é um elastômero natural. Suas moléculas também estão 
ligadas umas às outras, mas de modo muito menos intenso que nos termofixos, ou seja, 
essas ligações se apresentam em menor número nos elastômeros. 
 
 
 
Tipos de plásticos: 
 
Os polímeros termoplásticos são os plásticos mais utilizados hoje em dia, apesar da sua grande variedade existente, 
apenas seis tipos de polímeros que representam uma média de 90% do consumo no país: Polietileno de alta densidade (PEAD); 
 Polietileno de baixa densidade (PEBD); 
 Polipropileno (PP); 
 Poliestireno (PS); 
 Policloreto de vinila (PVC); 
 Polietileno tereftalato (PET). 
 
 
 
89 
 
 
7.8.2.2Os plásticos e o Meio Ambiente 
 
Possui uma péssima biodegradabilidade: 
 
 
Biodegradabilidade é a capacidade que uma substância descartada tem de se transformar, com auxílio de 
microrganismos em substâncias muito menos ofensivas à natureza em um curto prazo de tempo. 
 
 
Devemos: 
REDUZIR, REUTILIZAR E RECICLAR!!! 
 
Vantagens dos plásticos? 
 
 São mais leves;Mais duráveis; 
 Mais fáceis de moldar; 
 Não são atacados pela água (oxidação - ferrugem); 
 São isolantes elétricos e térmicos. 
 
SERÁ QUE AS VANTAGENS SUPERAM AS DESVANTAGENS? 
 
Problemas Ambientais 
 
O ser humano é parte da natureza e dela depende para sobreviver. Para satisfazer suas necessidades, modifica o 
meio ambiente que o cerca, criando situações a seu favor, é o caso do uso dos derivados de petróleo. Usando os 
derivados de petróleo provocamos vários problemas ambientais como a chuva ácida, o efeito estufa e outros. 
 
 Figura 51. Desvantagens dos plásticos e petróleo. Fonte:Gabriela Corrêa - equipe Cia. de Ensino, 2013. 
90 
 
 
Chuva Ácida 
 
Há milhões de anos existe água em nosso planeta, e hoje essa quantidade é a mesma.Isso se deve porque a água 
está em um ciclo contínuo: evapora da superfície dos lagos, dosrios, dos oceanos, do solo, das plantas e dos animais, 
condensa-se formando nuvens e seprecipita como chuva. 
 
 
 
 
A chuva forma-se quando moléculas de água, na 
fase gasosa, condensam-se,constituindo 
pequeninas gotas que, sob a ação da gravidade, 
caem sobre a Terra.Assim que a água da chuva 
atravessa a atmosfera, ela pode carregar 
materiaisquímicos ou outros poluentes aí 
existentes. 
 
 
 
 
 
 
A chuva, em condições naturais, é sempre um pouco ácida, entretanto essa acideznatural não faz mal ao meio 
ambiente, pois as águas dos rios, dos lagos são muitas vezes,um pouco básico (alcalinos), com isso ocorre a 
neutralização da acidez das chuvasnormais.Mas nem sempre a acidez da chuva é normal, por esse motivo a natureza 
nãoconsegue neutralizar essa acidez e o ambiente torna-se impróprio para a vida, com isso,ocorre a mortandade dos 
peixes, podendo até chegar ao desaparecimento dos mesmos, poisnão conseguem se reproduzir.A chuva quando é 
muito ácida, além de prejudicar a vida em lagos e rios, afeta avegetação e a fauna terrestre. 
 
O Enxofre(S2) e o Nitrogênio (N2) são os principais componentes das chuvas ácidas. Isso se deve à queima de 
combustíveis fósseis (derivado do petróleo), forma-se o dióxido de Enxofre(SO2), que em contato com o ar 
atmosférico, reage com o gás Oxigênio(O2), transformando-se em trióxido de enxofre(SO3). Este reage com a água 
(H2O) da chuva transformando-se em ácido sulfúrico (H2SO4). 
 
Observe abaixo como ocorre a reação (transformação) química. 
 
S(g) + O2(g) SO2(g) 
SO2 (g) + ½ O2 (g) SO3 (g) 
SO3(g) + H2O(l) H2SO4(l) 
 
O calor da combustão também faz com que o gás nitrogênio (N2) do ar entre em reação com o gás Oxigênio(O2), 
resultando óxido de nitrogênio (NO3). A água das chuvas, por sua vez, entra em reação com esses óxidos de 
nitrogênio (NO3) para formar o ácidonítrico (HNO3). 
 
Observe abaixo como ocorre a reação (transformação) química. 
Figura 52. Esquema da chuva ácida. Fonte:disponível em <www.geocities.ws.> 
91 
 
N2(g) + 2O2(g) 2NO2(g) 
2NO2(g) + H2O(l) HNO3(l) + HNO2(l) 
7.9 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS EM QUÍMICA ORGÂNICA 
 
7.9.1Isomeria 
Imagine que existem duas substâncias, que chamaremos de A e B, com a mesma fórmula molecular (C2H6O): 
• a substância A é um líquido incolor, que ferve a 78,5 °C e apresenta uma certa reatividade química; 
• a substância B é um gás incolor, que se liquefaz somente a 23,6 °C abaixo de zero e tem reatividade química muito 
baixa. 
Como são possíveis diferenças tão grandes, se A e B têm a mesma fórmula C2H6O? 
Simplesmente porque esses átomos estão arrumados diferentemente: 
• a substância A é um álcool: CH3 − CH2 − OH; 
• a substância B é um éter: CH3 − O − CH3. 
Dizemos que A e B são isômeros e chamamos esse fenômeno de isomeria. Isômeros são compostos de 
mesmafórmula molecular que apresentam propriedades diferentes devido a fórmulas estruturais diferentes. 
A palavra isômerovem do grego — isos, igual; mero, parte. O fenômeno da isomeria, na Química, é semelhante ao 
fenômeno da existência de palavras diferentes pela simples permutação de letras como, por exemplo, AMOR e 
ROMA. 
O próprio “nascimento” da Química Orgânica ocorreu por meio da isomeria, pois a síntese de Wöhler, que citamos 
anteriormente, é uma reação de isomerização: 
 
Na indústria petroquímica, por exemplo, as reações de isomerização, que transformam alcanos normais em 
ramificados, são empregadas para melhorar a qualidade das gasolinas: 
 
 
 
 
 
 
Cianato de 
amônia Uréia 
92 
7.9.2Reações de Substituição 
Normalmente, as reações na Química Orgânica são mais lentas do que na Química Inorgânica. Isso ocorre porque, 
em geral, as reações orgânicas são moleculares, enquanto as reações inorgânicas são iônicas. 
 
As reações iônicas (isto é, as que ocorrem entre íons) são, em geral, rápidas, pois os íons já estão “prontos” para 
reagir. Por exemplo: 
AgNO3 + NaClAgCl↓ + NaNO3 
 
Essa reação é espontânea e instantânea, quando feita em solução aquosa em condições ambientes, pois ela se 
resume em: 
Ag(+) + Cl(-) AgCl↓ 
 
Em outras palavras, resume-se simplesmente na união dos íons Ag⁺e Cl⁻, que já estavam separados (dissociados) em 
suas respectivas soluções. Muitas reações da Química Inorgânica são rápidas justamente por serem reações iônicas. 
 
As reações molecularessão, em geral, mais lentas do que as reações iônicas— é o que acontece normalmente com as 
reações orgânicas. Nesses casos, a reação somente ocorre com a quebra de algumas ligações das moléculas iniciais, 
que necessita de grande quantidade de energia para quebra-las eformar novas ligações, que irão constituir as 
moléculas finais. Por exemplo, a reação CH4 + Cl2CH3Cl +HClpode ser assim esquematizada: 
 
 
 
As reações de substituição mais importantes e comuns que ocorrem com os alcanos são: 
Ligações que são quebradas Ligações que são formadas 
93 
 
7.9.3Reações de Adição 
 
Dizemos que reações de adição ocorrem quando se adiciona um reagente a uma molécula orgânica. 
 
Os casos mais comuns são as adições às ligações C C, C C e C O. Por exemplo: 
 
 
 
Generalizando a ideia acima, temos em que A e B são denominados adendos e podem ser iguais ou diferentes um do 
outro. 
 
 
 
 
 
 
 
Cloro Clorometano 
Ácido nítrico Nitrometano 
Ácido sulfúrico Ácido 
alcano-sulfúrico 
94 
7.9.4 Reações de eliminação 
 
Reações de eliminação são aquelas nas quais alguns átomos ou grupos de átomos são eliminados da molécula 
orgânica. 
 
Por exemplo: 
 
 
 
Note que a eliminação é a reação inversa à de adição, que vimos no capítulo anterior. 
 
 
7.9.5 Eliminação de átomos ou grupos vizinhos 
 
As reações de eliminação mais comuns consistem na saída de dois átomos ou grupos vizinhos coma formação de 
uma ligação dupla. 
 
a) Eliminação de Hidrogênio (desidrogenação) 
 
 
 
 
Essa reação tem grande importância na indústria petroquímica, pois a partir dos alcanos(existentesno petróleo) 
obtemos alcenos(compostos que têm muitas aplicações industriais). 
 
b) Eliminação de halogênios (de-halogenação) 
 
Esses átomos de clora são 
eliminados (arrancados) da 
molécula orgânica 
95 
 
 
 
Veja que a eliminação dos halogênios (que são eletronegativos) é facilitada pela ação de ummetal, no caso o zinco, 
que é eletropositivo. 
 
 
c) Eliminação de halogenidretos, HCl, HBr, HI (desidro-halogenação) 
 
 
 
Essa eliminação é obtida por meio de KOH em solução alcoólica, o que é perfeitamente lógico, pois nada melhor que 
uma base (KOH) para arrancar um ácido (HBr) de uma molécula orgânica.7.10 OS COMPOSTOS ORGÂNICOS NOS ORGANISMOS VIVOS 
 
Proteínas 
 
São moléculas compostas por pequenas unidades chamadas de aminoácidos. Os aminoácidos são formados por um 
grupo carboxila ligados covalentemente a um grupo amino. Os aminoácidos se unem através de ligações chamadas 
de ligações peptídicas que formam uma longa cadeia denominada polipeptídio e apresentam elevada massa 
molecular que variam de centenas a milhões de daltons. 
 
As principais funções das proteínas nos organismos vivos são na atuação com enzimasque facilitam as reações 
químicas do metabolismo. Atuam, por exemplo, na digestão, na fotossíntese e na respiração; como unidades 
estruturais das células, entre vários exemplos, a membrana plasmática apresenta proteínas, as fibras musculares 
(actina e miosina), nossos cabelos, unhas e as garras de outros animais são constituídos por uma proteína chamada 
queratina; transporte como no caso da hemoglobina presente em nosso sangue, que circunda todo o organismo, 
também é uma proteína; proteção pelos anticorpos, componentes do sistema imunológico, também são compostos 
por proteínas. São produzidos em resposta à entrada de substâncias estranhas no organismo, os antígenos; outros 
exemplos é a atuação como hormônios, regulação gênica e toxinas. 
 
 
96 
 
 
 
 
Figura 53. Esquema de aminoácidos sendo formados por grupo carboxila e grupo amino ligados através de ligações peptídicas.Fonte:disponível 
em <quimicadoscabelos.blogspot.com > (modificado – Equipe Cia. De Ensino). 
 
Carboidratos 
 
São polímeros de açúcares simples, como a glicose, com massas moleculares semelhantes a das proteínas. 
Armazenam energia e também são elementos estruturais extracelulares.Os carboidratos são moléculas formadas, 
basicamente, por átomos de Carbono, Hidrogênio e Oxigênio. São classificados como monossacarídios, dissacarídios 
e polissacarídios. Alguns exemplos de monossacarídeos são a ribose, a desoxirribose, a glicose, a galactose e a 
frutose. Os dissacarídios são formados pela união de dois monossacarídios, como a lactose (glicose + galactose) e a 
sacarose (glicose + frutose). Os polissacarídios são formados pela união de vários monossacarídios, como a celulose, 
o amido e o glicogênio. 
 
A ribose e a desoxirribose são carboidratos com função estrutural, são componentes dos ácidos nucleicos (DNA e 
RNA). Já a celulose está presente nas células vegetais, formando a parede celular.No entanto, umafunção 
importantíssima dos carboidratos é a de fornecere reservar energia para o metabolismo celular. O amido, por 
exemplo, é uma das principais reservas energéticas dos vegetais e de algumas espécies de algas. Em muitos animais, 
o glicogênio é armazenado e liberado quando o organismo necessita de energia. 
 
Um papel fundamental dos carboidratos nos organismos vivos, por exemplo, é o da glicose. Sabemos que o alimento 
é um dos “combustíveis” que fornecem energia para todas as nossas células. É através dosistema respiratório que a 
energia química contida nos alimentos (moléculas de glicose) é extraída nas mitocôndrias (organela celular) e usada 
para manter nosso organismo em atividade, com a participação do gás oxigênio (O2). Esse mecanismo é a respiração 
celular, reação química que ocorre todo o tempo nas células do corpo. Dessa forma, a glicose (açúcar) junto com o 
gás oxigênio (O2) são os principais “combustíveis” para a realização da respiração celular. 
 
 
Respiração celular:Todas as substâncias que nossas células utilizam 
para gerar energia, só conseguem com se o oxigênio entrar em contato 
com elas. Veja abaixo: 
 
grupo carboxila 
grupoamino 
Mitocôndria 
97 
Açúcar + Oxigênio Gás carbônico + água+ energia 
 
 
 
 
Lipídeos 
 
São formados por moléculas relativamente pequenas (ao redor de 300-1500 Da) que podem se associar para 
constituir grandes moléculas que servem, principalmente, como componentes estruturais das membranas, como 
forma de armazenamento de energia e em outras funções (hormônios esteroides, vitaminas, proteção, material 
isolante). 
 
Os lipídios são moléculas pouco solúveis em água, por isso, são chamadas de hidrofóbicas. Os glicerídeos são os 
óleos e as gorduras. São formados por uma molécula de álcool de cadeia curta, chamado glicerol, e moléculas de 
ácidos graxos. Alguns glicerídeos servem como reserva de energia para o metabolismo celular, tanto em animais 
quanto em vegetais. As gorduras também servem como um eficiente isolante térmico em muitos animais, 
dificultando a dissipação do calor do corpo para o ambiente. 
 
Os esteroides são formados por uma série de anéis de Carbono. Um exemplo de esteroide é o colesterol. O 
colesterol é uma das substâncias que formam a membrana plasmática dos animais. Além disso, ele participa da 
fabricação de diversos hormônios, como o estrógeno e a testosterona. As ceras são lipídios formados por uma 
molécula de álcool de cadeia longa e ácidos graxos. Como os lipídios são insolúveis em água, as ceras são 
importantes na impermeabilização de superfícies, tais como a epiderme vegetal. 
 
Os lipídios comocomponentes estruturais das membranas plasmáticas, envolvem todas as células. Tem função de 
regular as trocas entre a célula e o meio extracelular (fora da ambiente celular). Portanto é responsável pela 
permeabilidade seletiva, através da bicamada lipoproteica (duas camadas de lipídios e proteínas de diferentes 
formas entre essas camadas), que serve como ponte para entrada e saída de substâncias. Veja abaixo as moléculas 
que formam a bicamada lipoproteica: 
 
 
Membrana Plasmática 
Figura 54. Mitocôndria – respiração celular.Fonte: disponível em <http://dicasdanutricionista.com.br> (modificado – equipe Cia. de 
Ensino, 2013). 
Reação química respiração celular 
98 
Figura 55. Lipídio componente estrutural da membrana plasmática.Fonte:disponível em <docentes.esalq.usp.br>; <sites.google.com> (modificado – 
Equipe Cia. De Ensino). 
 
Ácidos nucléicos 
 
Os ácidos nucleicos contêm o material genético dos organismos. Existem dois tipos de ácidos nucleicos, ácido 
desoxirribonucleico, ou DNA, e o ácido ribonucleico, ou RNA. Eles são constituídos por pequenas unidades chamadas 
de nucleotídeos. Os nucleotídeos são formados por um grupo fosfato, um carboidrato (desoxirribose no DNA e 
ribose no RNA) e uma base nitrogenada.Existem cinco tipos diferentes de bases nitrogenadas: adenina (A), timina (T), 
guanina (G), citosina (C), e uracila (U). As quatro primeiras são encontradas no DNA. Já no RNA, a timina é substituída 
pela uracila. 
 
 
Figura 56. Esquema de bases nitrogenadas e molécula de DNA, no plana e retorcido. Fonte: disponível em <dc317.4shared.com>; 
César e Sezar, 2003 (modificado – equipe Cia. de Ensino, 2013). 
Os ácidos nucleicos possuem as informações necessárias para a síntese de proteínas e transmitem as informações 
genéticas de uma célula para outra ou entre a geração parental e sua prole. 
 
Fica registrado nesta unidade, de forma sintetizada, algumas das funções da química orgânica, também, a 
importância de ter certo domíniodos conhecimentos básicos desse ramo da química que é essencial aos seres vivos. 
 
“A Química Orgânica não é só um conhecimento específico, indispensável para biólogos, médicos, farmacêuticos, 
dentistas, agrônomos ou geólogos. Hoje, o uso de termos da Química Orgânica faz parte de nossa cultura, e de 
nosso dia-a-dia. Ela é essencial para entendermos desde a artigos corriqueiros de jornais até o funcionamento de 
nosso corpo, uma vez que os compostos orgânicos compõem até as enzimas responsáveis pelas reações que fazem 
nosso corpo funcionar.” 
 
(USBERCO & SALVADOR - 2009, p. 15). 
 
 
 
 
63. O que é a química orgânica? O que apresenta de diferente da química inorgânica? 
 
Bases nitrogenadas 
99 
 
64. Faça a distribuição eletrônica do átomo de Carbono. 
 
65. O que significa dizer que o Carbono “é tetravalente”? 
 
66. Como são as quatro ligações que o Carbono pode fazer e porque o Carbono pode formar cadeias longas? 
 
67. Representeligações simples, duplas e triplas. 
 
68. Faça a distribuição eletrônica para os átomos de Cloro e Enxofre e represente as possíveis ligações com o átomo 
de Carbono. 
 
69. Indique o tipo de ligação entre os átomos de Carbono nos compostos abaixo: 
 
a) 
 
b) 
c) 
 
 
70. Para os compostos acima (exercício 69), indique se as cadeias são acíclica ou cíclica? 
 
71. Indique se as cadeias do (exercício 69) são saturadas ou insaturadas? 
 
72. Indique se as cadeias do (exercício 69) são homogêneas ou heterogêneas? 
 
73. Apresente alguns benefícios da Química Orgânica para a nossa saúde e alimentação. 
 
74. Dê exemplos de combustíveis orgânicos. Qual a vantagem do álcool sobre a gasolina? 
 
75. O que é um plástico? E o que é um polímero? 
 
76. O que é o plástico biodegradável? 
 
77. O que são polímeros termoplásticos, polímeros termofixos e elastômeros? Dê exemplos. 
 
78. Quais são os principais tipos de plásticos e quais suas características e aplicações? 
 
79. Qual é a principal aplicação de plásticos? Como você avalia isto? 
 
100 
 
80. Por que o plástico é considerado um “veneno” para o meio ambiente? 
 
81. A reciclagem é um processo viável ou a incineração é mais viável? Por quê? 
 
82. Como ocorreu a formação do petróleo? 
 
83. Qual a composição química do petróleo (em %)? 
 
84. Explique como ocorre a separação dos diversos constituintes do petróleo. No que se baseia esta separação? 
 
85. Quais os principais produtos obtidos a partir do petróleo? 
 
86. O que é o gás natural? 
 
87. Explique o que é e como ocorre a formação da chuva ácida. 
 
88. Considerando as pesquisas atuais, teremos petróleo somente por aproximadamente 30 a 50 anos. Considerando 
a sua importância para o mundo atual e, principalmente para as grandes potências econômicas, como você avalia 
esta informação? Estamos preparados para viver sem os “derivados de petróleo”? 
 
89. Que outras implicações a falta de petróleo trará (ou já está trazendo) para alguns países? 
 
90. Como é formado o petróleo? 
 
91. O que são hidrocarbonetos? Dê exemplos. 
 
92. Qual a diferença entre combustível e comburente? 
 
93. Quais os produtos formados na combustão completa e nas combustões incompletas? 
 
94. Quais as características do monóxido de Carbono? Qual a sua ação sob o nosso organismo? 
 
95. Qual o problema ocasionado por motores desregulados em automóveis? 
 
96. O que são alcoóis? Dê exemplos. 
 
97. Quais as características do metanol? Qual a sua fórmula química? Qual a sua ação sob o nosso organismo? 
 
98. Sobre o etanol, responda: 
a) Qual é a fórmula estrutural desse composto? 
b) Por que essa substância jamais deve ser manipulada próxima ao fogo ou de faíscas? 
c) Cite os usos dessa substância. 
 
99. Quais são os tipos de reações químicas que podem ocorrer em química orgânica. Explique-as. 
 
100. Explique a importância das funções orgânicas (proteínas, lipídios e carboidratos) no nosso organismo.