quimica-2016

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1 
 
 
QUÍMICA 
 
SUBSTÂNCIAS PURAS E MISTURAS ______________________________________________________________ 2 
ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA ________________________________________________________________ 4 
PROPRIEDADES DA MATÉRIA _________________________________________________________________ 6 
PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS ________________________________________________________ 8 
MODELOS ATÔMICOS _____________________________________________________________________ 10 
CARACTERÍSTICAS DO ÁTOMO _______________________________________________________________ 13 
QUÍMICA QUÂNTICA ______________________________________________________________________ 15 
TABELA PERIÓDICA _______________________________________________________________________ 19 
LIGAÇÕES QUÍMICAS E SUAS REPRESENTAÇÕES ____________________________________________________ 24 
CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS QUÍMICOS SEGUNDO O CARÁTER DE SUAS LIGAÇÕES ______________________ 27 
COMPOSTOS INORGÂNICOS I – ÁCIDOS E BASES ___________________________________________________ 31 
COMPOSTOS INORGÂNICOS II – REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO, SAIS E ÓXIDOS ______________________________ 36 
REAÇÕES QUÍMICAS ______________________________________________________________________ 40 
GRANDEZAS QUÍMICAS ____________________________________________________________________ 44 
ESTEQUIOMETRIA ________________________________________________________________________ 56 
GASES ________________________________________________________________________________ 48 
TERMOQUÍMICA I ________________________________________________________________________ 65 
TERMOQUÍMICA II _______________________________________________________________________ 68 
CINÉTICA QUÍMICA _______________________________________________________________________ 77 
SOLUÇÕES _____________________________________________________________________________ 61 
EQUILÍBRIO QUÍMICO _____________________________________________________________________ 84 
ELETROQUÍMICA _________________________________________________________________________ 71 
RADIOATIVIDADE ________________________________________________________________________ 98 
PRINCÍPIOS DA QUÍMICA ORGÂNICA __________________________________________________________ 102 
ANÁLISE ORGÂNICA ELEMENTAR _____________________________________________________________ 106 
FUNÇÕES ORGÂNICAS ____________________________________________________________________ 107 
FUNÇÕES ORGÂNICAS OXIGENADAS I _________________________________________________________ 110 
FUNÇÕES NITROGENADAS _________________________________________________________________ 114 
FUNÇÕES ORGÂNICAS OXIGENADAS II _________________________________________________________ 119 
 
 
 
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 Unidade 1 
Química Geral 
Capítulo 1 
Substâncias Puras e Misturas 
 
 
 
 
 
 
OBSERVAÇÃO 
São considerados 
ditongos nasais as 
combinações am e 
em/en no final das 
palavras. 
 
Exemplos: falam 
/ãw/, comem /ey/ 
 
 
 
Definição 
 
A Química, aliada a física, biologia e a matemática, tem como objetivo a compreensão do Universo. Fica 
a cargo da Química nessa compreensão o estudo das transformações que envolvem a matéria e a energia 
através de observações das propriedades macroscópicas da matéria até a descrição microscópica de tais 
fenômenos. A química enquanto ciência nasceu nas mãos de Antoine Lavoisier (1743-1794) utilizando-
se de método científico, derrubou a teoria do flogisto e assim ficou conhecido como “pai da Química” 
por ser o primeiro cientista a utilizar método científico no estudo da transformação da matéria. Isso 
permitiu que a Química rompe-se com a Alquimia que acabou por entrar em desuso. 
 
Teoria do Flogisto 
Os alquimistas acreditavam que flogisto era como um “princípio” inflamável presente em toda matéria. 
Eles acreditavam que um pedaço de madeira, por exemplo, ao se queimar, liberava o seu flogisto durante 
a combustão e por isso a massa final observada era menor que a inicial. Já no caso de se queimar ferro 
(esponja de aço) e observar uma massa final maior que a inicial é devido a ser adicionar flogisto ao ferro 
durante a queima. Essa ideia perdurou por aproximadamente mil anos até ser derrubada por Lavoisier. 
 
O primeiro passo utilizado por um químico no estudo da matéria é a observação das propriedades 
macroscópicas da mesma. Através dessas observações iniciais o químico pode descrever algumas 
características importantes que o auxiliarão na descrição microscópicas do fenômeno observado. A primeira 
observação efetuada por um químico é se a substância em questão trata-se de uma substância pura ou de 
uma mistura e dentro dessas classificações, existem outras subclassificações que veremos a seguir: 
 
Substâncias Puras 
 
As substâncias puras são aquelas substâncias que são formadas por um único tipo de átomo ou de 
um único tipo de molécula. A água destilada é considerada uma substância pura, o que difere da 
água potável que possui sais minerais dissolvidos nela e assim não a qualificam como substância 
pura. As substâncias puras estão classificadas em simples e compostas: 
 
a) Substâncias Simples: As substâncias simples são aquelas constituídas por um único tipo de 
molécula e essas moléculas são constituídas por um único tipo de elemento químico. Abaixo 
temos três gases: O gás oxigênio (O2); O gás carbônico (CO2); e o gás argônio (Ar). Os gases 
oxigênio e argônio são considerados substâncias puras simples por as suas moléculas serem 
constituídos por um único elemento químico (Oxigênio e Argônio, respectivamente). O gás 
carbônico não é considerado substância pura simples devido as suas moléculas serem constituídas 
por dois elementos químicos diferentes (carbono e oxigênio). 
 
b) Substâncias Compostas: As substâncias compostas são aquelas constituídas por um único tipo 
de molécula e essas moléculas são formadas por dois ou mais elementos químicos. No exemplo 
utilizado anteriormente, o gás carbônico é considerado então substância pura composta. 
 
Misturas 
 
Quando as substâncias são formadas por dois ou mais tipos de moléculas, elas são denominadas 
misturas. Devido a infinidade de possíveis substâncias que podem ser misturadas, os químicos 
classificam as misturas de acordo com o número de fases observadas. 
 
Fase 
A fase de uma mistura corresponde a cada uma das porções em que se observa um aspecto visual 
homogêneo, o qual pode ser continuo ou não, mesmo quando observado em um microscópio comum. 
 
a) Mistura Homogênea: A mistura homogênea é aquela mistura que apresenta uma única fase. Um exemplo é 
a água mineral que é formada por uma mistura de água e sais minerais mas se é observado uma única fase. 
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3 
 
b) Mistura Heterogênea: A mistura heterogênea é aquela mistura que apresenta duas ou mais fases. Um 
exemplo de uma mistura heterogênea é uma mistura de água e óleo que apresenta duas fases observadas. 
 
Sistemas Materiais 
 
Após essas observações, o químico inicia o estudo dessa substância através da observação do sistema 
formado. O sistema também se classifica em homogêneo e heterogêneo e, assim como as misturas, essa 
classificação está relacionada ao número de fases observadas. 
 
Sistema material 
O sistema material é uma porção limitada do Universo. 
 
Além da classificação quanto ao número de fases observadas, os sistemas são classificados quanto 
as suas fronteiras ou vizinhanças. 
 
a) Sistema Aberto: O sistema aberto é aquele sistema onde são permitidas trocas de matérias com 
as vizinhanças. Um frasco de perfume aberto é um exemplo de um sistema aberto. O frasco 
permite que moléculas de perfume interajam com o meio. 
 
b) Sistema Fechado: O sistema fechado é aquele sistema onde NÃO são permitidas trocas de 
matérias com as vizinhanças. Uma lâmpada florescente é um exemplo de sistema fechado. O gás 
presente dentro da lâmpada está selado e a sua interação com o meionão é permitida. 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. Assinale a alternativa ERRADA: 
 
a) Tanto oxigênio gasoso como ozônio gasoso são exemplos de 
substâncias simples. 
b) Um sistema monofásico tanto pode ser substância pura 
quanto uma solução. 
c) Existem tanto soluções gasosas, como líquidas, como ainda 
soluções sólidas. 
d) Substância pura é aquela que não pode ser decomposta em 
outras mais simples. 
e) No ar atmosférico encontramos substâncias simples e 
substâncias compostas. 
 
2. Alotropia é o fenômeno pelo qual: 
 
a) podem existir átomos do mesmo elemento com diferentes massas. 
b) podem existir átomos de diferentes elementos com a mesma massa. 
c) podem existir diferentes substâncias compostas, formadas a 
partir do mesmo elemento. 
d) podem existir substâncias simples diferentes, formadas pelo 
mesmo elemento. 
 
3. Como “critérios de pureza” podemos assinalar: 
 
a) volume, densidade e brilho 
b) ponto de fusão, tenacidade e cor 
c) ponto de ebulição, oxidação e massa 
d) massa específica, ponto de fusão e ebulição 
e) forma, dureza e dutilidade. 
 
4. Durante a fusão de um sistema homogêneo A, verifica-se que 
a temperatura se mantém constante do início ao fim da fusão. O 
sistema A: 
 
a) certamente é uma substância pura 
b) certamente é uma mistura eutética 
c) certamente é uma mistura azeotrópica 
d) pode ser uma substância pura ou uma mistura eutética 
e) pode ser uma substância pura ou uma mistura azeotró- pica. 
 
5. Indicar a alternativa falsa: 
 
a) Um sistema contendo apenas água e um pouco de açúcar 
forma uma mistura homogênea. 
b) Um sistema constituído por três pedaços de ouro puro é monofásico. 
c) Uma substância pura sempre constituirá um sistema monofásico. 
d) A água e o álcool etílico formam misturas homogêneas em 
quaisquer proporções. 
e) A água do filtro é uma mistura homogênea. 
 
6. Os sistemas seguintes devem ser classificados como: 
 
1) sistema polifásico e mistura heterogênea 
2) sistema polifásico e espécie química simples 
3) sistema polifásico e espécie química composta 
4) sistema monofásico e mistura homogênea 
5) sistema monofásico e espécie química simples 
6) sistema monofásico e espécie química composta 
 
( ) gelo fundente 
( ) álcool a 96º GL 
( ) ar atmosférico (isento de poeira) 
( ) ferro durante a fusão 
( ) granito 
( ) oxigênio parcialmente liquefeito 
( ) propano 
( ) ozônio 
 
A ordem das lacunas, de cima para baixo, é: 
 
a) 3 - 4 - 6 - 2 - 1 - 2 - 6 - 5 
b) 3 - 4 - 4 - 2 - 1 - 2 - 6 - 5 
c) 1 - 4 - 4 - 1 - 1 - 2 - 6 - 5 
d) 3 - 4 - 4 - 1 - 2 - 6 - 5 - 5 
e) 4 - 3 - 2 - 6 - 1 - 5 - 2 – 5 
 
7. O número de substâncias simples com atomicidade par entre 
as substâncias de fórmula O3, H2O2, P4, I2, C2H4, CO2 e He é: 
 
a) 5 b) 4 c) 3 d) 2 e) 1 
 
8. O oxigênio, fundamental à respiração dos animais, e o 
ozônio, gás que protege a Terra dos efeitos dos raios 
ultravioletas da luz solar, diferem quanto: 
 
a) ao número atômico dos elementos químicos que os formam. 
b) à configuração eletrônica dos átomos que os compõem. 
c) ao número de prótons dos átomos que entram em suas 
composições. 
d) ao número de átomos que compõem suas moléculas. 
 
9. A água destilada é um exemplo de: 
 
a) substância simples. 
b) composto químico 
c) mistura homogênea. 
d) elemento químico. 
e) mistura heterogênea. 
 
10. Uma substância formada por átomos de mesmo número 
atômico é chamada: 
 
a) elemento 
b) monoatômica 
c) simples 
d) homogênea 
e) heterogênea 
 
GABARITO: 
1.D 2.D 3.D 4.D 5.C 6.B 7.B 8.D 9.B 10.C 
 
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4 
 Unidade 1 
Química Geral 
Capítulo 2 
Estados Físicos da Matéria 
 
 Definição 
 
O estado de agregação da matéria também é importante para o estudo das propriedades das 
substâncias. A matéria é observada na natureza sobre três estados físicos: Sólido, Líquido e 
Gasoso. Em cada um desses estados físicos a matéria possui um “comportamento” ou 
características diferentes. São elas: 
 
Características macroscópicas dos estados físicos da matéria 
Sólido Líquido Gasoso 
- Possui forma própria; 
- Possui volume fixo; 
- Não sofre compressão; 
- Difícil de ser atravessado; 
- Não se move 
espontaneamente; 
- Adquire a forma do 
recipiente; 
- Não sofre compressão; 
- Pode ser atravessado com 
facilidade; 
- Pode escoar; 
- Adquire a forma do 
recipiente; 
- Ocupa todo o volume do 
recipiente; 
- Sofre compressão e expansão; 
- É atravessado com grande 
facilidade; 
 
A matéria em si pode sofrer transformações e mudar o seu estado físico. Cada uma das possíveis 
mudanças de estados físicos possui um nome específico para ela. São eles: 
 
 
 
As substâncias quando são puras possuem as temperaturas de fusão e ebulição constantes. A 
variação em alguns desses valores indica que a amostra é uma mistura. Se a variação for 
observada apenas na temperatura de ebulição com a temperatura de fusão constante, temos uma 
MISTURA EUTÉTICA. Se a variação for observada apenas na temperatura de fusão com a 
temperatura de ebulição constante, temos um MISTURA AZEOTRÓPICA. Assim, os diagramas 
de fases se apresentam da seguinte forma: 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. No texto: “Um escultor recebe um bloco retangular de 
mármore e, habilmente, o transforma na estátua de uma 
celebridade do cinema”, podemos identificar matéria, corpo e 
objeto e, a partir daí, definir esses três conceitos. 
 
I. Matéria (mármore): tudo aquilo que tem massa e ocupa lugar 
no espaço. 
II. Corpo (bloco retangular de mármore): porção limitada de 
matéria que, por sua forma especial, se presta a um 
determinado uso. 
III. Objeto (estátua de mármore): porção limitada de matéria. 
 
Assinale a alternativa correta: 
 
a) se somente a afirmativa I é correta. 
b) se somente a afirmativa II é correta. 
c) se somente a afirmativa III é correta. 
d) se somente as afirmativas I e II são corretas. 
e) se as afirmativas I, II e III são corretas 
 
2. Em uma noite de inverno rigoroso uma dona de casa 
estendeu as roupas recém lavadas no varal, expostas ao tempo. 
Pela manhã as roupas congelaram, em função do frio intenso. Com a 
elevação da temperatura no decorrer da manhã, começou a 
pingar água das roupas, em seguida elas ficaram apenas 
úmidas, e elas logo estavam secas. Ocorreram nestas roupas, 
respectivamente, as seguintes passagens de estados físicos: 
 
a) solidificação, evaporação e fusão. 
b) solidificação, fusão e evaporação. 
c) fusão, solidificação e evaporação. 
d) fusão, evaporação e solidificação. 
e) evaporação, solidificação e fusão 
 
3. A naftalina, nome comercial do hidrocarboneto naftaleno, é 
utilizada em gavetas e armários para proteger tecidos, papéis e 
livros do ataque de traças e outros insetos. Assim como outros 
compostos, a naftalina tem a propriedade de passar do estado 
sólido para o gasoso sem fundir-se. Esse fenômeno é chamado 
de: 
 
a) liquefação. 
b) sublimação. 
c) combustão. 
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5 
d) ebulição. 
e) solidificação. 
 
4. As propriedades de um material utilizadas para distinguir-se 
um material do outro são divididas em Organolépticas, Físicas e 
Químicas. Associe a primeira coluna com a segunda coluna e 
assinale a alternativa que apresenta a ordem correta das 
respostas. 
 
PRIMEIRA COLUNA 
(A) Propriedade Organoléptica 
(B) Propriedade Física 
(C) Propriedade Química 
 
SEGUNDA COLUNA 
( ) Sabor 
( ) Ponto de Fusão 
( ) Combustibilidade 
( ) Reatividade 
( ) Densidade 
( ) Odor 
( ) Estados da Matéria 
 
a) A, B, C, C, B, A, B 
b) A, B, C, A, B, C, B 
c) A, C, B, C, B, C, B 
d) A, B, C, B, B, A, B 
e) C, B, A, C, B, A, B 
 
5. Algumas propriedades físicas são características do conjunto 
das moléculas de uma substância, enquanto outras são atributos 
intrínsecos a moléculas individuais. Assim sendo, é CORRETO 
afirmar que uma propriedade intrínseca de uma molécula de 
água é a: 
 
a) densidade. 
b) polaridade. 
c) pressão de vapor. 
d) temperaturade ebulição. 
 
6. Uma pessoa comprou um frasco de álcool anidro. Para se 
certificar de que o conteúdo do frasco não foi fraudado com a 
adição de água, basta que ela determine, com exatidão, 
 
I. a densidade 
II. o volume 
III. a temperatura de ebulição 
IV. a massa 
 
Dessas afirmações, são corretas SOMENTE 
 
a) I e II 
b) I e III 
c) I e IV 
d) II e III 
e) III e IV 
 
7. Em um laboratório de química, foram encontrados cinco 
recipientes sem rótulo, cada um contendo uma substância pura 
líquida e incolor. Para cada uma dessas substâncias, um 
estudante determinou as seguintes propriedades: 
 
1. ponto de ebulição 
2. massa 
3. volume 
4. densidade 
 
Assinale as propriedades que podem permitir ao estudante a 
identificação desses líquidos. 
 
a) 1 e 2 
b) 1 e 3 
c) 2 e 4 
d) 1 e 4 
 
8. Considere as afirmativas: 
 
I. Como os CFC (clorofluorocarbonos) destroem a camada de 
ozônio que protege a Terra dos raios ultravioletas, eles estão 
sendo substituídos por outros gases, como o butano, por 
exemplo. O que diferencia os gases CFC do gás butano neste 
aspecto é uma propriedade química. 
II. Matéria e energia são interconversíveis. 
III. Três frascos de vidro transparente, fechados e exatamente 
iguais, contêm cada um a mesma massa de diferentes líquidos. 
Um contém água (d=1,00g/mL), o outro, clorofórmio 
(d=1,4g/mL) e o terceiro, álcool etílico (d=0,8g/mL). O frasco 
que contém menor volume de líquido é o do álcool etílico. 
IV. São propriedades gerais da matéria: massa, extensão, 
compressibilidade, elasticidade e acidez. 
V. A medida da massa de um corpo não varia em função da sua 
posição geográfica na Terra. 
 
Das afirmativas acima são verdadeiras somente: 
 
a) I, II, III e IV 
b) I, II, III e V 
c) II, III e V 
d) I, II e V 
 
9. Em uma noite de inverno rigoroso uma dona de casa 
estendeu as roupas recém lavadas no varal, expostas ao tempo. 
Pela manhã as roupas congelaram, em função do frio intenso. 
Com a elevação da temperatura no decorrer da manhã, 
começou a pingar água das roupas, em seguida elas ficaram 
apenas úmidas, e elas logo estavam secas.Ocorreram nestas 
roupas, respectivamente, as seguintes passagens de estados 
físicos: 
 
a) solidificação, evaporação e fusão. 
b) solidificação, fusão e evaporação. 
c) fusão, solidificação e evaporação. 
d) fusão, evaporação e solidificação. 
e) evaporação, solidificação e fusão 
 
10. Duas amostras de naftalina, uma de 20,0 g (amostra A) e 
outra de 40,0 g (amostra B), foram colocadas em tubos de 
ensaio separados, para serem submetidas à fusão. Ambas as 
amostras foram aquecidas por uma mesma fonte de calor. No 
decorrer do aquecimento de cada uma delas, as temperaturas 
foram anotadas de 30 em 30 segundos. 
Um estudante, considerando tal procedimento, fez as seguintes 
previsões: 
 
I. A fusão da amostra A deve ocorrer a temperatura mais baixa 
do que a da amostra B. 
II. A temperatura de fusão da amostra B deve ser o dobro da 
temperatura de fusão da amostra A. 
III. A amostra A alcançará a temperatura de fusão num tempo 
menor que a amostra B. 
IV. Ambas as amostras devem entrar em fusão à mesma 
temperatura. 
 
É correto o que se afirma apenas em: 
 
a) I. 
b) II. 
c) III. 
d) II e III. 
e) III e IV. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.A 2.B 3.B 4.A 5.B 6.B 7.D 8.D 9.B 10.E 
 
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6 
 Unidade 1 
Química Geral 
Capítulo 3 
Propriedades da Matéria 
 
 Definição 
 
As matérias possuem propriedades que são específicas a elas. Essas propriedades são divididas em 
duas classes. As propriedades Químicas e Físicas. 
 
Propriedades Químicas 
 
São aquelas relacionadas as transformações químicas que as substâncias podem sofrer. São elas: 
Combustão, Oxidação, Explosão, Poder de corrosão e efervescência; 
 
Propriedades Físicas 
 
São aquelas relacionadas as características inerentes às substâncias, ou seja, características 
particulares que independem de suas interações com outras substâncias. São elas: Temperaturas de 
fusão e ebulição, solubilidade e densidade. 
 
A densidade é a relação entre a massa e o volume da matéria. A expressão que permite calcular a 
densidade é: 
 
 
 
Onde “m” é a massa e “V” o volume. 
 
Transformação química 
As transformações químicas são aquelas transformações que alteram a natureza da matéria. Um exemplo 
de transformação química é a combustão da gasolina. 
 
Transformação física 
As transformações físicas são aquelas transformações onde não é alterada a natureza da matéria. Um 
exemplo de transformação física é a mudança de estado físico de uma matéria. 
 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. Referindo-se às propriedades dos estados físicos da matéria, 
é INCORRETO afirmar que: 
 
a) a mudança de estado de um material altera o modo como as 
partículas se organizam e movimentam sem modificar sua 
natureza. 
b) os sólidos apresentam máxima organização interna e suas 
partículas efetuam movimentos de vibração em torno de um 
ponto de equilíbrio. 
c) as partículas se encontram mais distantes umas das outras 
nos líquidos do que nos gases, e as forças de interação entre 
elas são desprezíveis. 
d) as partículas que constituem os gases apresentam entre si 
grandes espaços vazios e fracas forças de interação, 
favorecendo sua expansão e compressão. 
 
2. Quais propriedades a seguir são as mais indicadas para 
verificar se é pura uma certa amostra sólida de uma substância 
conhecida? 
 
a) Cor e densidade. 
b) Cor e dureza. 
c) Ponto de fusão e densidade. 
d) Cor e ponto de fusão. 
e) Densidade e dureza. 
 
3. Uma amostra de uma substância pura X teve algumas de 
suas propriedades determinadas. Todas as alternativas 
apresentam propriedades que são úteis para identificar essa 
substância, exceto: 
 
a) densidade. 
b) massa da amostra. 
c) solubilidade em água. 
d) temperatura de ebulição. 
e) temperatura de fusão. 
 
4. Em um laboratório de química, foram encontrados cinco 
recipientes sem rótulo, cada um contendo uma substância pura 
líquida e incolor. Para cada uma dessas substâncias, um 
estudante determinou as seguintes propriedades: 
 
1. Ponto de ebulição 
2. Massa 
3. Volume 
4. Densidade 
 
Assinale as propriedades que podem permitir ao estudante a 
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identificação desses líquidos. 
 
a) 1 e 2 
b) 1 e 3 
c) 2 e 4 
d) 1 e 4 
 
5. A seguir são apresentadas algumas propriedades do cloreto 
de sódio (NaCl – sal de cozinha): 
 
I. Sólido; 
II. Cristalizado no sistema cúbico com faces centradas; 
III. Branco; 
IV. Com ponto de fusão a 800,4 °C; 
V. Com ponto de ebulição a 1413 °C; 
VI. Com solubilidade de 357 g/L a 25 °C; 
VII. Com sabor salgado; 
VIII. Inodoro; 
IX. Em água, origina solução neutra; 
X. No estado sólido, reage com ácido sulfúrico concentrado, 
produzindo gás clorídrico. 
 
São propriedades gerais: 
 
a) somente I, III e VIII. 
b) somente II, IV e VI. 
c) somente III, V e VII 
d) somente I e X. 
e) nenhuma das citadas. 
 
6. Em condições normais, o ponto de ebulição da água é 100 
°C. Podemos afirmar que esta é uma propriedade: 
 
a) específica 
b) genérica 
c) funcional 
d) geral 
e) organoléptica. 
 
7. Qual das propriedades físicas abaixo é específica da matéria? 
 
a) Cor 
b) Massa 
c) Volume 
d) Ponto de Fusão 
e) Temperatura 
 
8. A massa e o volume da amostra de um dos três materiais 
foram determinados a 30°C, encontrando-se os valores de 25g e 
50mL, respectivamente. Com base nesta informação e nas 
figuras I e II é INCORRETO afirmar com relação à amostra: 
 
a) O seu ponto de ebulição é de 60°C. 
b) É constituída do material mais denso entre os três. 
c) Durante a determinação da massa e do volume, ela se 
encontrava no estado líquido. 
d) A 80°C, ela será um gás. 
e) É constituída do material C. 
 
9. Dentre as opções abaixo, marque a que apresenta fortes 
indícios de que a amostra nela descrita é um elemento. 
a) Um sólido azul que é separado em dois por método físico. 
b) Um líquido preto que apresenta faixa de temperatura durante 
a ebulição. 
c) Um líquido incolorque se transforma em sólido incolor por 
resfriamento. 
d) Um sólido branco que, por aquecimento, se torna amarelo e, 
depois, novamente branco, ao resfriar. 
e) Um sólido preto que queima completamente em oxigênio, 
produzindo um único gás incolor 
 
10. Determinou-se o ponto de fusão de uma substância X e encontrou-
se um valor menor que o tabelado para essa substância. Isso 
pode significar que: 
 
a) a quantidade de substância utilizada na determinação foi 
menor que o necessário. 
b) a quantidade de substância utilizada na determinação foi 
maior que o necessário. 
c) uma parte da substância não fundiu. 
d) a substância contém impurezas. 
e) a substância está 100% pura 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.C 2.C 3.B 4.D 5.A 6.A 7.D 8.B 9.E 10.D 
 
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8 
 Unidade 1 
Química Geral 
Capítulo 4 
Processos de Separação de Misturas 
 
 Uma mistura pode ser separada em suas substâncias puras. Para isso, os químicos aplicam 
diversas técnicas de separação, de acordo com a natureza dos constituintes dessa mistura. Os 
métodos aplicados na separação das substâncias presentes em uma mistura são: 
 
Misturas Heterogêneas 
 
Sólido + Sólido 
 
 Atração Magnética: Um dos componentes da mistura é atraído pelo imã. Exemplo: 
Limalha de ferro + Enxofre 
 Dissolução Fracionada: Apenas um dos componentes da mistura se dissolve no líquido 
escolhido. Exemplo: Sal + Areia 
 Catação: Consiste na separação manual de dois ou mais tipos de corpos sólidos que estão 
misturados. Exemplo: Feijão + Pedras 
 
Sólido + Líquido 
 
 Decantação: O sólido, sendo mais denso que o líquido, sedimenta-se, ou seja, deposita-se 
no fundo do recipiente. Também é utilizada para líquidos imiscíveis de diferentes 
densidades. Exemplo: Água + Barro; Água + Óleo 
 Centrifugação: Processo acelerado de decantação utilizando-se de uma força centrífuga 
no processo. Exemplo: Sangue + Plasma 
 Filtração: A mistura é despejada sobre o filtro, o sólido fica retido e a fase líquida passa 
livremente. Exemplo: Água + Areia 
 
Misturas Homogêneas 
 
Sólido – Líquido 
 
 Destilação Simples: O sólido está dissolvido no líquido. A mistura é aquecida e os 
vapores liberados são resfriados e recolhidos. Em uma mistura líquido-líquido onde os 
líquidos possuem diferentes pontos de ebulição pode ser também aplicada a destilação 
simples. Exemplo: Água + Sal; Água + Álcool. 
 Precipitação: Um processo químico de separação. O líquido possui íons dissolvidos e é 
adicionado um reagente que irá reagir com esses íons, formando um sal insolúvel e o 
precipitando. Exemplo: Água com íons cloreto. Adiciona-se Nitrato de prata que irá reagir 
com os íons cloreto e os precipitá-los na forma de cloreto de prata (sal insolúvel). 
 Evaporação: Processo lento onde o líquido é evaporado. Exemplo: Água + Sal. 
 Cromatografia: Um dos componentes da mistura fixa na superfície da fase estacionária. 
Exemplo: Separação dos pigmentos de tinta. 
 
Líquido – Líquido 
 
 Destilação Fracionada: Separação de líquidos miscíveis cujas temperaturas de ebulição 
não sejam muito próximas. Exemplo: Petróleo 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. Um documentário transmitido pela T.V. mostrou como nativos 
africanos “purificam” água retirada de poças quase secas e 
“imundas”, para matar a sede. Molhando, nas poças, feixes de 
gramíneas muito enraizadas e colocando-os em posição vertical, 
a água escorre limpa. Esse procedimento pode ser comparado 
com o processo de separação chamado de: 
 
a) ventilação. 
b) destilação. 
c) catação. 
d) filtração. 
e) sifonação. 
 
2. O processo inadequado para separar uma mistura 
heterogênea sólido-líquido é: 
 
a) filtração. 
b) decantação. 
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c) centrifugação. 
d) destilação. 
e) sifonação. 
 
3. Um documentário transmitido pela T.V. mostrou como nativos 
africanos “purificam” água retirada de poças quase secas e 
“imundas”, para matar a sede. Molhando, nas poças, feixes de 
gramíneas muito enraizadas e colocando-os em posição vertical, 
a água escorre limpa. Esse procedimento pode ser comparado 
com o processo de separação chamado de: 
 
a) ventilação. 
b) destilação. 
c) catação. 
d) filtração. 
e) sifonação. 
 
4. Uma técnica usada para limpar aves cobertas por petróleo 
consiste em pulverizá-las com limalha de ferro. A limalha que 
fica impregnada de óleo é, então, retirada das penas das aves 
por um processo chamado de: 
 
a) decantação. 
b) peneiração. 
c) sublimação. 
d) centrifugação. 
e) separação magnética. 
 
5. Ao se preparar o tradicional cafezinho, executam-se dois 
processos físicos que são, respectivamente: 
 
a) extração e filtração. 
b) decantação e destilação. 
c) evaporação e filtração. 
d) filtração e liquefação. 
e) dissolução e liquefação 
 
6. Colocaram-se duas ou três pedras de cânfora em um béquer. 
Após fechado com uma placa de petri, o béquer foi aquecido 
cuidadosamente e observou-se a formação de vapores. Trata-se 
de um processo de formação de vapores por: 
 
a) calefação. 
b) solidificação. 
c) condensação. 
d) sublimação. 
e) fusão. 
 
7. A mistura líquida constituída por benzeno e tolueno pode ser 
separada por: 
 
a) decantação 
b) destilação fracionada 
c) centrifugação 
d) levigação 
e) sifonação 
 
8. Para separar uma mistura de dois líquidos completamente 
miscíveis, qual dos processos a seguir, você escolheria? 
 
a) filtração. 
b) levigação. 
c) centrifugação. 
d) catação. 
e) destilação 
 
9. Uma boa opção para separar uma mistura de cloreto de 
sódio, areia e iodo é: 
 
a) adicionar água, decantar, sifonar, destilar e sublimar. 
b) adicionar água, sublimar, filtrar e destilar. 
c) adicionar água, filtrar e destilar. 
d) sublimar, adicionar água, filtrar e destilar. 
e) não é possível separar essa mistura. 
 
10. O processo de destilação de bebidas surgiu no Oriente e só 
foi levado para a Europa na Idade Média. Esse processo 
proporcionava teores alcoólicos mais altos do que os obtidos por 
meio da fermentação, o que fez com que os destilados 
passassem a ser considerados também remédios para todo tipo 
de doença. 
 
Considere as afirmações sobre o processo de destilação. 
 
I. É baseado na diferença de temperatura de ebulição dos 
componentes de uma mistura. 
II. Nele ocorrem duas mudanças de estado: vaporização e 
condensação. 
III. Nele é vaporizado, inicialmente, o componente da mistura 
que tem maior temperatura de ebulição. 
IV. Nele a água é obtida misturando-se os gases oxigênio e 
hidrogênio. Está correto o contido em: 
 
a) I e II, apenas. 
b) I e III, apenas. 
c) II e III, apenas. 
d) I, II e III, apenas. 
e) I, II, III e IV. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.D 2.D 3.D 4.E 5.A 6.D 7.B 8.E 9.D 10.A 
 
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10 
 Unidade 1 
Química Geral 
Capítulo 5 
Modelos Atômicos 
 
 Introdução 
 
O homem sempre em sua existência tem questionamento sobre a origem das coisas, mas para a 
compreensão de toda essa origem, é necessária antes a compreensão da constituição da matéria. Abaixo 
estão listadas todas as principais teorias que nos permitem hoje a melhor compreensão da matéria. 
 
Grécia Antiga 
 
Tales de Mileto (Séc. VII a.C.) 
 
 Água como princípio da matéria devido a seu caráter amorfo. 
 
Empédocles (485 – 425 a.C.) 
 
 Fogo, água, ar e terra associado em proporções variáveis. 
 Forças de interação: Amor e ódio. 
 
Aristóteles (384 – 322 a.C.) 
 
 Modificação da teoria de Empédocles. 
 Universo é formado pela combinação dos elementos fundamentais. 
 Elementos fundamentais: Água; Fogo; Terra; Ar. 
 
 
 Os elementos podiam se transformar em outros apenas alterando suas propriedades. 
 
Demócrito e Leucipo (Séc. IV a.C.) 
 
 Matéria não poderia ser dividida infinitamente. Denominaram a palavra átomo (a = sem; tomo = divisão). 
 
Modelo Atômico De John Dalton (1808) 
 
 Matéria constituída de pequenas partículas esféricas maciças e indivisíveis. 
 Definição de elemento químico. 
 Substâncias são formadas pela combinação de diferentes átomos. 
 As reações químicas são recombinação de átomos. 
 
Elemento Químico: Átomos que possuem o mesmo número de prótons 
 
Modelo Atômico De Joseph John Thomson (1897) 
 
 Experimentos realizados em tubo de Crookes (Raios Catódicos). 
 O átomo é maciço e constituído por um fluido com carga elétrica positiva no qual estão 
dispersos os elétrons. 
 O átomo, como um todo, é eletricamente neutro. 
 
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11 
Modelo Atômico De Rutherford (1911) 
 
 
 
Observações: 
 
 A maioria das partículas α atravessaram a placa de ouro sem sofrer desvio considerável em 
sua trajetória. 
 Algumas Partículas α foram rebatidas na direção contrária ao choque. 
 Certas partículas α sofreram um grande desvio em sua trajetória inicial. 
 
Conclusões: 
 
 No átomo há grande espaços vazios. 
 No centro do átomo existe um núcleo muito pequeno e denso. 
 O núcleo do átomo tem carga positiva; Os elétrons descreveriam um movimento circular ao 
redor do núcleo. 
 
Postulados De Niels Bohr (1913) 
 
 Os elétrons descrevem orbitas circulares ao redor do núcleo. 
 Cada uma dessa orbitas tem energia constante (órbita estacionária). Os elétrons que estão 
situados em órbitas mais afastadas do núcleo apresentarão maior quantidade de energia. 
 Quando um elétron absorve certa quantidade de energia, salta para uma orbita mais 
energética. Quando ele retorna à sua órbita original, libera a mesma quantidade de energia, 
na forma de onda eletromagnética (luz). 
 As orbitas foram denominadas níveis de energia (camadas). 
 
Evolução dos Modelos Atômicos 
 
Leucipo e 
Demócrito 
Afirmaram que toda a matéria era constituída por pequenas partículas indivisíveis, 
denominadas átomos. 
Dalton Com a base experimental e as Leis Ponderais, afirmou que a matéria era constituída de 
pequenas partículas esféricas, maciças e indivisíveis. Os elementos químicos eram formados 
por átomos iguais, ou seja, que apresentavam a mesma massa e tamanho. Caso essas 
características fossem diferentes, os átomos eram de elementos químicos diferentes. Ele ainda 
constatou que a associação de átomos diferentes com uma proporção de números inteiros 
forma substâncias e que durante uma reação química a massa se conserva. 
Benjamim 
Franklin 
Descobriu a existência de cargas elétricas carregadas positivamente e negativamente. Também 
constatou que cargas iguais se repelem e cargas diferentes se atraem. A partir dessas 
descobertas foi possível desenvolver alguns experimentos e reformular a teoria atômica. 
Thomson A partir do estudo do experimento dos Raios Catódicos realizado pelos cientistas Geissler e 
Crookes, ele descobriu a existência de subpartículas atômicas carregadas negativamente, que 
definiu como elétrons. Seu Modelo ficou conhecido como “Pudim de Passas”, porque 
acreditava que era um fluido de carga positiva com cargas negativas dispersas. Portanto, o 
átomo era maciço, esférico, descontínuo e neutro. 
Rutherford Após a descoberta da Radioatividade por Becquerel e as contribuições do casal Curie, a 
emissão de partículas e radiação possibilitou a descoberta de novas subpartículas. 
Chadwick Descobriu a partícula neutra localizada no núcleo que estabiliza a repulsão entre as 
cargas positivas, ela foi denominada nêutron. 
Bohr  Seu modelo foi complementar ao de Rutherford, porque propôs a organização dos elétrons 
na eletrosfera. 
 Os elétrons giram em órbitas ao redor do núcleo e apresentam energia constante. 
 Os elétrons apresentam quantidades de energia diferentes, por isso a eletrosfera é 
organizada em níveis e subníveis de energia. 
 Os elétrons não perdem nem ganham energia quando ocupam os seus níveis de 
energia (energia constante), por isso assumem o estado estacionário. 
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12 
 Os elétrons podem absorver uma quantidade de energia e saltarem para níveis mais energéticos 
(Salto Quântico). Esse é o chamado Estado Excitado, porém mais instável que o estado 
estacionário. Quando o elétron retorna a sua órbita de origem, ele libera a quantidade de 
energia absorvida na forma de fóton (luz). 
 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. Ao resumir as características de cada um dos sucessivos 
modelos do átomo de hidrogênio, um estudante elaborou o 
seguinte resumo: 
 
Modelo Atômico: Dalton / Características: Átomos maciços e indivisíveis. 
Modelo Atômico: Thomson / Características: elétron, de carga 
negativa, incrustado em uma esfera de carga positiva. A carga 
positiva está distribuída, homogeneamente, por toda a esfera. 
Modelo Atômico: Rutherford / Características: elétron, de carga 
negativa, em órbita em torno de um núcleo central, de carga 
positiva. Não há restrição quanto aos valores dos raios das 
órbitas e das energias do elétron. 
Modelo Atômico: Bohr / Características: elétron, de carga 
negativa, em órbita em torno de um núcleo central, de carga 
positiva. Apenas certos valores dos raios das órbitas e das 
energias do elétron são possíveis. 
 
O número de erros cometidos pelo estudante é: 
 
a) 0 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4 
 
2. Associe as afirmações a seus respectivos responsáveis: 
 
I- O átomo não é indivisível e a matéria possui propriedades 
elétricas (1897). 
II- O átomo é uma esfera maciça (1808). 
III- O átomo é formado por duas regiões denominadas núcleo e 
eletrosfera (1911). 
 
a) I - Dalton, II - Rutherford, III - Thomson. 
b) I - Thomson, II - Dalton, III - Rutherford. 
c) I - Dalton, II - Thomson, III - Rutherford. 
d) I - Rutherford, II - Thomson, III - Dalton. 
e) I - Thomson, II - Rutherford, III - Dalton. 
 
3. Rutherford, em seu clássico experimento, bombardeou uma 
delgada lâmina com partículas alfa. Nessa experiência, ele 
demonstrou que: 
 
a) todos os átomos dos elementos possuem elétrons; 
b) o volume nuclear é muito pequeno em relação ao volume do 
átomo; 
c) os elétrons tem carga elétrica negativa; 
d) os elétrons giram em órbitas elípticas ao redor do núcleo; 
e) a matéria é compacta e impenetrável. 
 
4. Algumas correções feitas por Böhr ao átomo de Rutherford 
referem-se: 
 
a) ao eletromagnetismo d) ao núcleo do átomo 
b) à quantização de energia e) N.D.A. 
c) à teoria da relatividade 
 
5. Deve-se a Böhr a idéia de: 
 
a) níveis de energia 
b) núcleo atômico 
c) átomo semelhante ao sistema planetário 
d) número atômico 
e) isótopos 
 
6. O quadro abaixo representa algumas características de 
modelos atômicos. Com base nos dados apresentados, relacione 
as características aos respectivos cientistas: 
 
Tipo Característica 
A A matéria é formada por átomos indivisíveis. 
B Núcleos positivos, pequenos e densos. 
C Carga negativa dispersa pelo átomo positivo. 
 
a) A = Dalton; B = Thomson; C = Rutherford. 
b) A = Dalton; B = Rutherford; C = Thomson. 
c) A = Thomson; B = Rutherford; C = Bohr. 
d) A = Rutherford; B = Thomson; C = Bohr. 
e) A = Thomson; B = Bohr; C = Rutherford. 
 
7. O modelo do átomo nucleado existe há menos de 100 anos. 
Ele foi proposto originalmente por Ernest Rutherford e seus 
colaboradores, em 1911. 
Sobre o modelo do átomo nucleado de Rutherford, considere as 
seguintes proposições: 
 
I. O átomo seria semelhante ao Sistema Solar: o núcleo, 
carregado positivamente, estaria no centro como o Sol, e os 
elétrons, com carga negativa, estariam girando em órbitas 
circulares ao seu redor, como os planetas. 
II. Rutherford propôs que os núcleos são formados por dois 
tipos de partículas subatômicas: os prótons e os nêutrons. 
III. Em seus experimentos, Rutherford obteve evidências de que o 
núcleo é muito pequeno em relação ao tamanho total do átomo, e 
que nele se concentra praticamente toda a massa atômica. 
 
Assinale a afirmativa correta: 
 
a) Apenas a proposição Ié correta. 
b) Apenas as proposições I e II são corretas. 
c) Apenas as proposições II e III são corretas. 
d) Apenas as proposições I e III são corretas. 
e) Todas as proposições são corretas. 
 
8. No ano de 1897, o cientista britânico J. J. Thomson descobriu, por 
meio de experiências com os raios catódicos, a primeira evidência 
experimental da estrutura interna dos átomos. O modelo atômico 
proposto por Thomson ficou conhecido como “pudim de passas”. Para 
esse modelo, pode-se afirmar que: 
 
a) o núcleo atômico ocupa um volume mínimo no centro do átomo 
b) as cargas negativas estão distribuídas homogeneamente por 
todo o átomo 
c) os elétrons estão distribuídos em órbitas fixas ao redor do núcleo 
d) os átomos são esferas duras, do tipo de uma bola de bilhar; 
e) os elétrons estão espalhados aleatoriamente no espaço ao 
redor do núcleo. 
 
9. O bombardeamento da folha de ouro (Au) com partículas 
alfa, no experimento de Rutherford, mostra que algumas dessas 
partículas sofrem desvio acentuado do seu trajeto, o que é 
devido ao fato de que as partículas alfa: 
 
a) colidem com as moléculas de ouro; 
b) têm carga negativa e são repelidas pelo núcleo; 
c) não têm força para atravessar a lâmina de ouro; 
d) têm carga positiva e são repelidas pelo núcleo; 
e) não têm carga, por isso são repelidas pelo núcleo. 
 
10. No fim do século XIX, Thomson realizou experimentos em 
tubos de vidro que continham gases a baixas pressões, em que 
aplicava uma grande diferença de potencial. Isso provocava a 
emissão de raios catódicos. Esses raios, produzidos num cátodo 
metálico, deslocavam-se em direção à extremidade do tubo (E). 
 
Nesse experimento, Thomson observou que: 
 
I. a razão entre a carga e a massa dos raios catódicos era 
independente da natureza do metal constituinte do cátodo ou do 
gás existente no tubo; 
II. os raios catódicos, ao passarem entre duas placas 
carregadas, com cargas de sinal contrário, desviavam-se na 
direção da placa positiva. (Na figura, esse devido é representado 
pela linha tracejada Y) Considerando-se essas observações, é 
correto afirmar que os raios catódicos são constituídos de: 
 
a) elétrons d) cátions 
b) ânions e) nêutrons 
c) prótons 
 
GABARITO: 
1.A 2.B 3.B 4.B 5.A 6.B 7.D 8.B 9.D 10.A 
 
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13 
 Unidade 1 
Química Geral 
Capítulo 6 
Características do Átomo 
 
 Estrutura do átomo 
 
Núcleo 
 
 Formado por prótons e nêutrons; 
 Concentra praticamente toda a massa do átomo; 
 Os prótons possuem carga positiva; Os nêutrons não possuem carga. 
 
Eletrosfera 
 
 Formada por elétrons; 
 É dividida por camadas ( K , L , M , N , O , P , Q , … ) 
 Determina o volume do átomo; 
 
Número Atômico (Z) 
 
É o número que indica a quantidade de prótons existentes no núcleo do átomo. Em átomos eletricamente 
neutros, o número atômico corresponde ao número de elétrons presentes em sua eletrosfera. 
 
Ex: Cloro (Cl) Z=17 → prótons = 17 ; elétrons = 17; 
 
Número de Massa (A) 
 
É a soma do número de prótons (p) e nêutrons (n) presentes no núcleo do átomo. 
 
A = p + n 
 
Elemento Químico 
 
É o conjunto de átomos que possuem o mesmo número atômico (Z). 
 
Íons 
 
É a espécie química que apresenta o número de prótons diferente do número de elétrons. Os íons 
de carga positiva são chamados de cátions. Os íons de carga negativa são chamados de ânions. 
 
Representação 
 
A representação deve seguir as normas da IUPAC, que são: 
 
 
 
Semelhanças atômicas 
 
 
 
Isótopos 
 
São átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z) e se diferem no número de massa. 
 
Isóbaros 
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Átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z), mas que possuem o mesmo número de massa (A). 
 
 
 
3 – Isótonos 
 
Átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons (n), mas que diferem no número atômico 
(Z) e de massa (A). 
 
 
 
4 – Isoeletrônicos 
 
Átomos que apresentam a mesma quantidade de elétrons. 
 
 
 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O
1. Assinale a afirmativa correta: 
 
a) é possível calcular a posição e a velocidade de um elétron, 
num mesmo instante - Princípio de Certeza. 
b) um subnível comporta no máximo dois elétrons, com spins 
contrários - Princípio da Exclusão de Pauli. 
c) orbital é a região do espaço onde é mínima a probabilidade 
de encontrar um determinado elétron. 
d) em um átomo, os elétrons encontram-se em órbitas quantizadas, 
circulares e elípticas - Modelo Atômico de Sommerfeld. 
 
2. Na tentativa de montar o intrincado quebra-cabeça da 
evolução humana, pesquisadores têm utilizado relações que 
envolvem elementos de mesmo número atômico e diferentes 
números de massa para fazer a datação de fósseis originados 
em sítios arqueológicos. Quanto a esses elementos, é correto 
afirmar que são: 
 
a) isóbaros d) alótropos 
b) Isótonos e) isômeros 
c) isótopos 
 
3. Alguns estudantes de Química, avaliando seus conhecimentos 
relativos a conceitos básicos para o estudo do átomo, analisam 
as seguintes afirmativas: 
 
I. Átomos isótopos são aqueles que possuem mesmo número 
atômico e números de massa diferentes. 
II. O número atômico de um elemento corresponde à soma do 
número de prótons com o de nêutrons. 
III. O número de massa de um átomo, em particular, é a soma 
do número de prótons com o de elétrons. 
IV. Átomos isóbaros são aqueles que possuem números 
atômicos diferentes e mesmo número de massa. 
V. Átomos isótonos são aqueles que apresentam números 
atômicos diferentes, número de massas diferentes e mesmo 
número de nêutrons. 
 
Esses estudantes concluem, corretamente, que as afirmativas 
verdadeiras são as indicadas por: 
 
a) I, III e V d) II, III e V 
b) I, IV e V e) II e V 
c) II e III 
 
4. O íon óxido O2- possui o mesmo número de elétrons que: 
Dados: O (Z=8); F (Z=9); Na (Z=11); Ca (Z=20); S (Z=16); 
 
a) o íon fluoreto F-. 
b) o átomo de sódio Na. 
c) o íon cálcio Ca2+ 
d) o íon sulfeto S2- 
 
5. Dados os átomos de 92U238 e 83Bi210, o número total de 
partículas (prótons, elétrons e nêutrons) existentes na 
somatória será: 
 
a) 641 b) 528 c) 623 d) 465 e) 496 
 
6. Um cátion metálico trivalente tem 76 elétrons e 118 
nêutrons. O átomo do elemento químico, do qual se originou, 
tem número atômico e número de massa, respectivamente: 
 
a) 76 e 194. d) 79 e 194. 
b) 76 e 197. e) 79 e 197. 
c) 79 e 200. 
 
7. O número de elétrons do cátion X2+ de um elemento X é igual 
ao número de elétrons do átomo neutro de um gás nobre. Este 
átomo de gás nobre apresenta número atômico 10 e número de 
massa 20. O número atômico do elemento X é: 
 
a) 8 b) 10 c) 12 d) 18 e) 20 
 
8. São dadas as seguintes informações relativas aos átomos X, 
Y e Z: I. X é isóbaro de Y e isótono de Z. II. Y tem número 
atômico 56, número de massa 137 e é isótopo de Z. III. O 
número de massa de Z é 138 
 
O número atômico de X é: 
 
a) 53 b) 54 c) 55 d) 56 e) 57 
 
9. O isótopo 241 do amerício, radioativo, é usado em detectores 
domésticos de fumaça e na análise mineral dos ossos. O número 
de elétrons, prótons e nêutrons do amerício 241 é, 
respectivamente, 
 
a) 241, 241, 146 d) 146, 241, 241 
b) 95, 95, 148 e) 95, 95, 146 
c) 241, 241, 148 
 
10. Em relação aos átomos dos elementos X e Y, sabe-se que: 
X4 tem 40 elétrons X e Y são isóbaros Y tem número de massa 
101 Então o número de nêutrons do átomo X é: 
 
a) 44 b) 57 c) 61 d) 65 e) 63 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.D 2.C 3.B 4.A 5.C 6.E 7.C 8.C 9.E 10.B 
 
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15 
 Unidade 1 
Química Geral 
Capítulo 7 
Química Quântica 
 
 Distribuição eletrônica (Diagrama de Pauling) 
 
A configuração eletrônica de um átomo, ou seja, como os elétrons estão dispostos da eletrosfera, 
busca uma configuração que gere o menor estado energético, aumentando assim a estabilidade do 
átomo. O cientista Linus Pauling propôs um diagrama que se permita prever a distribuição desses 
elétrons em seus respectivos orbitais: 
 
 
 
O Modelo Atômico Quântico 
 
Princípioda incerteza de Heisenberg: 
 
Em 1926, Werner Heisenberg demonstrou, usando conceitos quânticos (Mecânica Quântica) que é 
impossível determinar, simultaneamente, com absoluta precisão, a velocidade e a posição de um 
elétron em um átomo, estabelecendo assim o PRINCÍPIO DA INCERTEZA. O que acabou por 
estabelecer que não se pode existir uma “orbita” específica para o elétron e sim uma possível 
região, determinada orbital, na qual contém a maior probabilidade de se encontrar o elétron. 
 
O movimento do elétron ao redor do núcleo foi descrito pelo físico austríaco Erwin Schrödinger 
em 1927 mediante equação matemática que substitui a trajetória precisa do elétron por uma 
função de onda. As soluções dessas funções de onda, denominadas números quânticos, permitem 
que os elétrons sejam caracterizados pela sua quantidade de energia. 
 
Número Quântico 
Códigos matemáticos associados à quantidade de energia dos elétrons 
 
A caracterização de cada elétron é feita por quatro números quânticos: Principal; secundário 
(azimutal); Magnético e Spin; 
 
Números Quânticos 
 
a) Número Quântico Principal (n) 
 
Indica o nível de energia do elétron, ou seja, indica em que camada da eletrosfera esse elétron se encontra. 
 
b) Número Quântico Secundário (l) 
 
Indica o subnível (s, p, d, f) de energia em que se encontra o elétron. 
 
c) Número Quântico Magnético (m) 
 
Está associado à região máxima de probabilidade de se encontrar o elétron, denominada orbital. 
Cada orbital comporta no máximo 2 elétrons e é representado graficamente por um quadrado. Os 
orbitais estão relacionados com os subníveis, com isso os valores de m variam de -l à l. 
 
O orbital s possui um orbital. O orbital p possui 3 orbitais. O orbital d possui 5 orbitais. O orbital f 
possui 7 orbitais. A representação gráfica desses orbitais são: 
 
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Cada orbital apresenta um formato característico, que são: 
 
 Orbitais S e P 
 
 
 
 Orbital D 
 
 
 
 Orbital F 
 
 
 
 
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d) Spin (s ou ms) 
 
Está relacionado com a direção de rotação do elétron. Ele é utilizado para se distinguir os elétrons 
de um mesmo orbital. Atribui-se valores de -1/2 e +1/2. Graficamente, a representação é: 
 
 
 
Convencionalmente, o primeiro elétron de um orbital deve ser representado por uma seta pra cima 
e o seu valor de spin será de -1/2. 
 
Distribuição eletrônica em orbitais: 
 
A distribuição eletrônica em orbitais deve obedecer a dois conceitos: 
 
a) Principio da exclusão de Pauli: 
 
Num orbital, existem no máximo 2 ELÉTRONS com spins opostos. 
 
 
 
b) Regra de Hund: 
 
Os orbitais de um mesmo subnível são preenchidos de modo a que se obtenha o maior número 
possível de elétrons isolados (desemparelhados) 
 
 
 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. Qual é o conjunto dos quatro números quânticos que 
caracteriza o elétron mais energético do35Br? 
 
a) n = 3, l = 2, m = +2, s = +1/2. 
b) n = 4, l = 0, m = 0, s = +1/2. 
c) n = 3, l = 1, m = +2, s = +1/2. 
d) n = 4, l = 1, m = 0, s = +1/2. 
e) n = 4, l = 3, m = +2, s = +1/2. 
 
2. Sobre o elemento químico vanádio, de número atômico 23, 
são feitas as seguintes afirmações: 
 
I. A camada de valência do vanádio possui três (3) elétrons; 
II. Possui onze (11) elétrons na terceira camada eletrônica; 
III. Os quatro números quânticos para os elétrons da última 
camada são : 3 ; 2 ; 0 ; + 1/2; 
IV. A camada de valência do vanádio possui dois (2) elétrons. 
 
Indique a alternativa correta: 
 
a) somente as afirmações II e IV estão corretas. 
b) somente as afirmações I e II estão corretas. 
c) somente as afirmações III e IV estão corretas. 
d) somente as afirmações I e III estão corretas. 
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e) somente as afirmações I e IV estão corretas. 
 
3. Dado o átomo 17X, o conjunto dos quatro números quânticos 
para o 11º elétron do subnível p é: 
 
a) 3, 1, 0 e – 1/2. 
b) 3, 1, 1 e – 1/2. 
c) 3, 1, 0 e + 1/2. 
d) 3, 2, 0 e – 1/2. 
e) 3, 2, 0 e + 1/2. 
 
4. Um elétron na camada O está no subnível s. Quais são os 
valores de n e ?? 
 
a) 3 e 0. 
b) 4 e 1. 
c) 5 e 0. 
d) 5 e 1. 
e) 6 e 0. 
 
5. Um elétron localiza-se na camada “2” e subnível “p” quando 
apresenta os seguintes valores de números quânticos: 
 
a) n = 4 e ℓ= 0 
b) n = 2 e ℓ= 1 
c) n = 2 e ℓ= 2 
d) n = 3 e ℓ= 1 
e) n = 2 e ℓ= 0 
 
6. Considere três átomos A, B e C. Os 
átomos A e C são isótopos, B e Csão isóbaros e A e B sãoisót
onos. Sabendo-se que A tem 20 prótons e número de 
massa 41 e que o átomo C tem 22 nêutrons, os números 
quânticos do elétron mais energético do átomo B são: 
 
a) n = 3; ℓ = 0, mℓ= 2; s = -1/2 
b) n = 3; ℓ = 2, mℓ= -2; s = -1/2 
c) n = 3; ℓ = 2, mℓ= 0; s = -1/2 
d) n = 3; ℓ = 2, mℓ= -1; s = 1/2 
e) n = 4; ℓ = 0, mℓ= 0; s = -1/2 
 
7. Indique a alternativa que representa um conjunto de 
números quânticos permitido: 
 
a) n = 3; ℓ = 0, m= 1; s = +1/2 
b) n = 3; ℓ = 4, m= 1; s = +1/2 
c) n = 3; ℓ = 3, m= 0; s = +1/2 
d) n = 3; ℓ = 2, m= 1; s = +1/2 
e) n = 4; ℓ = 0, m= 3; s = -1/2 
 
8. Analise o texto: O número máximo de orbitais em um 
subnível pode ser dado pela expressão (2l + 1), onde l é o 
número quântico secundário. 
 
Sendo assim, um subnível com l = 5 apresentaria: 
 
a) 11 orbitais 
b) 10 orbitais 
c) 9 orbitais 
d) 8 orbitais 
e) 7 orbitais 
 
9. Assinale a alternativa falsa: 
 
a) Os números quânticos servem para identificar cada elétron de 
um átomo. 
b) Teoricamente, um átomo apresenta infinitos níveis e infinitos 
subníveis de energia. 
c) O quinto nível de um átomo possui 6 subníveis reais. 
d) Um elétron sempre apresentará um spin quando em sua 
posição normal em relação ao núcleo. 
e) Orbital é a região de maior probabilidade para se localizar um 
elétron. 
 
Nota: Não existe convenção oficial sobre o valor do spin do 
primeiro elétron de um orbital. 
 
10. Assinale a alternativa que não é correta: 
 
a) O número máximo de elétrons em cada orbital é dois. 
b) No nível quântico principal quatro há dois orbitais. 
c) No subnível 5f há 7 orbitais. 
d) Os elétrons de um mesmo átomo pode ter no máximo três 
números quânticos iguais. 
e) 5, 1, 0 e –1/2 são quatro números quânticos do elétron de 
maior energia de um átomo do elemento que pertence ao grupo 
1A da Tabela Periódica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.D 2.A 3.C 4.C 5.B 6.B 7.D 8.A 9.C 10.E 
 
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 Unidade 1 
Química Geral 
Capítulo 8 
Tabela Periódica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Histórico 
 
Com o desenvolvimento cultural na Europa a partir do século XVII, as diversas áreas da ciência na 
medida em que iam avançando os seus estudos, resolveram classificar os seus objetos de estudo para 
assim poderem ter uma certa metodologia em suas pesquisas. Isso foi bastante observado nas áreas da 
Biologia e da Física. A Química, por sua vez, não dispunha ainda dessa sistemática de classificação até 
que, em 1787 o químico francês Antoine Lavoisier lança o livro Méthode de Nomenclature Chimique 
esboça uma primeira classificação de compostos da Química. Abaixo está listado algumas tentativa de 
classificação dos elementos químicos até a tabela atual. 
 
a) Döbereiner (1829) 
 
 Organizou os elementos tendo como base os seus respectivos pesos atômicos; 
 Agrupou os elementos em forma de tríades; 
 Periodicidade nas massas permitiu previsão de novas tríades; 
 
Exemplo: 
Tríade Massa média Tríade Massa média 
Cloro = 35,45 
81,18 
Cálcio = 40,08 
88,7 
Bromo = 79,90 Estrôncio = 87,62 
Iodo = 126,90 Bário = 137,33 
 
b) Alexandre Chancourtois (1863) 
 
 Propõe uma tabela periódica em forma de parafuso denominado “parafuso telúrico”. 
Elementos semelhantes agrupados sobre uma mesma geratriz. 
 Relacionava não só elementos, mas também óxidos, sais etc. 
 Fez uma breve relação massa-propriedades. 
 Ela foi pouco divulgada no meio científico devido a sua dificuldade de visualização. 
 
Exemplo: 
 
 
c) John Newlands (1863) 
 
 11 grupos baseados em analogias químicas. 
 Classificou pela ordem crescente de massa atômica. 
 Propriedades repetiam a cada 8 unidades de massa atômica. 
 Ficou conhecida como lei das oitavas. 
 Foi o primeiro a introduzir a periodicidade. 
 
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OBSERVAÇÃO 
O elemento 
químico 
Hidrogênio (H) 
está presente na 
coluna referente 
ao grupo 1 por 
apresentar 
configuração 1s¹ 
mas não é 
considerado metal 
alcalino por 
possuir diferentes 
propriedades. 
 
Exemplo: 
 
 
d) Dmitri Mendeleev (1869) 
 
 Também organizou segundo o mesmo princípio da periodicidade em relação as massas atômicas. 
 Diferente de Newlands, conseguiu uma alta precisão em sua organização. 
 A tabela de Mendeleev possuía espaços vazios, prevendo a existência de elementos ainda 
não descobertos. 
 
Exemplo: 
 
 
e) Henry Moseley (1913) 
 
 Moseley relaciona propriedades atômicas com o número atômico de cada elemento. 
 Tabela atual. 
 
Famílias ou Grupos 
 
Os grupos da tabela periódica apresentam propriedades químicas e físicas semelhantes que os distinguem 
dos demais elementos. Atualmente a IUPAC enumerou os grupos de 1 à 18. São eles os grupos: 
 
a) Elementos representativos: 
 
Nos elementos representativos, os elétrons mais energéticos estão nos subníveis s ou p. 
 
Grupo Nome Configuração eletrônica 
do Último Nível 
Número de elétrons 
do Último Nível 
Componentes 
1 Metais Alcalinos ns¹ 1 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 
2 Metais Alcalinos 
Terrosos 
ns² 2 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 
13 Família do Boro ns² np¹ 3 B, Al, Ga, In, Tl 
14 Família do Carbono ns² np² 4 C, Si, Ge, Sn, Pb 
15 Família do Nitrogênio ns² np³ 5 N, P, As, Sb, Bi 
16 Calcogênios ns² np4 6 O, S, Se, Te, Po 
17 Halogênios ns² np5 7 F, Cl, Br, I, At 
18 Gases Nobres ns² np6 8 He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn 
 
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b) Elementos de Transição: 
 
Grupo 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 
Configuração do 
Ultimo nível 
d¹ d² d³ d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 
Componentes Sc , Y Ti, Zr, 
Hf 
Va, Ni, 
Ta 
Cr, 
Mo, W 
Mn, 
Tc, Rn 
Fe, Ru, 
Os 
Co, 
Rh, Ir 
Ni, Pd, 
Pt 
Cu, 
Ag, Au 
Zn, 
Cd, Hg 
 
c) Elementos de Transição Interna: 
 
Os elementos de transição interna se encontram dentro do grupo 3 da tabela periódica, mas se 
diferenciam dos demais elementos do grupo 3 por apresentarem os elétrons do subnível f como os 
mais energéticos. São eles: 
 
 Lantanídeos: 4f 
 Actinídeos: 5f 
 
 
 
Propriedades Periódicas 
 
As propriedades periódicas são aquelas que, à medida que o número atômico aumenta, assume 
valores crescentes ou decrescentes em cada período. São elas: 
 
 Raio Atômico: Distância do centro do núcleo até o elétron mais externo na eletrosfera. 
 Energia de Ionização: Energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo 
isolado no estado gasoso. 
 Afinidade Eletrônica: É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, no 
estado gasoso, “captura” um elétron. 
 Eletropositividade: É a tendência do átomo em perder elétrons. 
 Eletronegatividade: É a tendência do átomo em atrair elétrons em uma ligação química. 
 
 
 
 
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1. Na classificação periódica, os elementos Ca (cálcio, Z = 20), 
Br (bromo, Z = 35) e S (enxofre) são conhecidos, 
respectivamente, como sendo das famílias dos: 
 
a) Halogênios, calcogênios e gases nobres. 
b) Metais alcalinos, metais alcalinoterrosos e calcogênios. 
c) Metais alcalinos, halogênios e calcogênios. 
d) Metais alcalinoterrosos, halogênios e calcogênios. 
e) Halogênios, calcogênios e metais alcalinoterrosos. 
 
2. Referindo-se à tabela periódica, afirma-se: 
 
I- O óxido de cálcio é formado por átomos das colunas 1A e 6A. 
II- O ácido sulfúrico é constituído por elementos presentes nos 
1º, 2º e 3º períodos. 
III- A organização dos átomos nos períodos baseia-se em suas 
semelhanças físicas. 
IV- Os elementos químicos são dispostos nas colunas de acordo 
com suas semelhanças químicas. 
 
São verdadeiras apenas as afirmativas: 
 
a) I e II. 
b) I e III. 
c) II e IV. 
d) III e IV. 
 
3. Com base nos elementos da tabela periódica e seus 
compostos, considere as seguintes afirmativas: 
 
1. Elementos que apresentam baixos valores da primeira 
energia de ionização, mas altos valores de afinidade eletrônica 
são considerados bastante eletronegativos. 
2. Os compostos gerados por elementos de baixa 
eletronegatividade possuem caráter metálico. 
3. Os compostos gerados por elementos de alta 
eletronegatividade possuem caráter covalente. 
4. Os elementos representativos que possuem valores mais 
altos da primeira energia de ionização são os mais 
eletronegativos. 
 
Assinale a alternativa correta. 
 
a) Somente as afirmativas 2, 3 e 4 são verdadeiras. 
b) Somente as afirmativas 1 e 2 são verdadeiras. 
c) Somente as afirmativas 1, 3 e 4 são verdadeiras. 
d) Somente as afirmativas 2 e 3 são verdadeiras. 
e) Somente as afirmativas 3 e 4 são verdadeiras. 
 
4. Sobre as propriedades dos elementos na tabela periódica, 
está correto afirmar que: 
 
a) de todos os metais, os metais alcalinos são os menos 
reativos. 
b) os halogênios formam ligação covalente na união com átomos 
de metais alcalinos. 
c) os gases nobres recebem esse nome porque reagem 
espontaneamente com todos os ametais. 
d) os metais alcalino-terrosos são menos eletronegativos do que 
o oxigênio. 
e) os metais de transição têm o seu elétron diferenciador no 
subnível s. 
 
5. O aço tem como um dos componentes que lhe dá resistência 
e ductibilidade o elemento vanádio; sobre o vanádio podemos 
afirmar que seu subnível mais energético e seu período são, 
respectivamente: (Dado: 23V.) 
 
a) 4s2 e 4º período. 
b) 3d3 e 4º período. 
c) 4s2 e 5º período. 
d) 3d3 e 5º período. 
e) 4p3 e 4º período. 
 
6. O número atômico do elemento que se encontra no período 
III, família 3A é: 
 
a) 10 
b) 12 
c) 23 
d) 13 
e) 31 
 
7. Indique a família e o período do elemento químico de número 
atômico 37: 
 
a) Família 1 e 3º período. 
b) Família 2 e 1º período. 
c) Família 17 e 5º período. 
d) Família 15 e 3º período. 
e) Família 1 e 5º período. 
 
8. Um elemento X apresenta a configuração 5s2 5p3 na camada 
de valência. Indique o grupo e a família desse elemento na 
tabela periódica: 
 
a) 5º período e família dos calcogênios. 
b) 15º período e família dos halogênios. 
c) 3º período e família do nitrogênio. 
d) 5º período e família do nitrogênio. 
e) 5º período e família dos gases nobres. 
 
9. Os elementos xA, x+1B e x+2C pertencem a um mesmo período 
da tabela periódica. Se B é um halogênio, pode-se afirmar que: 
 
a) A tem 5 elétrons no último nível e B tem 6 elétrons no último 
nível. 
b) A tem 6 elétrons no último nível e C tem 2 elétrons no último 
nível. 
c) A é um calcogênio e C é um gás nobre. 
d) A é um metal alcalino e C é um gás nobre. 
e) A é um metal e C é um não metal. 
 
10. Qual elemento abaixo é o gás nobre de menor número 
atômico e o metal alcalino de maior número atômico? 
 
a) O e Ra. 
b) He e Bi. 
c) He e Fr. 
d) Rn e Li. 
e) Rn e H. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.D 2.C 3.A 4.D 5.B 6.D 7.E 8.D 9.C 10.C 
 
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24 
 Unidade 1 
Química Geral 
Capítulo 9 
Ligações Químicas e Suas Representações 
 
 Os átomos combinam-se entre si para formarem compostos através de ligações químicas. Ela são observadas 
na natureza sob três formas: As ligações iônicas; As ligaçõesCovalentes e as ligações metálicas. 
 
Ligação Iônica 
 
A ligação iônica é baseada na atração eletrostática entre dois íons carregados com cargas opostas. 
Ela é formada por um metal (possui grande tendencia em perder elétrons) e um ametal (grande 
tendencia em ganhar elétrons). Como os metais possuem baixa energia de ionização, um átomo 
de ametal ao se aproximar desse átomo, por possuir uma maior eletronegatividade, “arranca” 
esse(s) elétrons e assim adquire a carga negativa e, consequentemente, o átomo metálico que 
perdeu os elétrons fica com a carga positiva e assim ocorre a atração eletrostática dos dois 
átomos. O número de elétrons envolvidos nessa operação dependerá de como a regra do octeto 
se aplicará em cada caso. Esquematicamente, a ligação iônica é representada da seguinte forma: 
 
 
 
Regra Do Octeto 
Os átomos tendem a combinar-se de modo a ter, cada um, oito elétrons na sua camada de valência, 
ficando com a mesma configuração eletrônica de um gás nobre. 
 
a) Determinação das fórmulas iônicas: 
 
A fórmula correta de um composto iônico deve apresentar o menor número possível de cátions e ânions. 
 
 
 
Ligação Covalente 
 
A ligação covalente baseia-se no compartilhamento de elétrons pelos orbitais dos átomos 
envolvidos. Ela é formada por dois ametais (grande tendência em atrair elétrons). Como os 
átomos de ametais possuem a tendencia em atrair os elétrons para si em uma ligação química, os 
mesmo não possuem a força eletrostática necessária para arrancar esse elétron para si como 
ocorre na ligação iônica. Então, para que a energia do sistema seja minimizada, os átomos 
sobrepõem os seus orbitais formando um único orbital molecular onde os elétrons são 
compartilhados por ambos os átomos. 
 
 
 
a) Representações: 
 
Em Química, as ligações covalentes podem ser representadas das seguintes formas: 
 
 Fórmula Eletrônica (Estrutura de Lewis): Representa o átomo e seus elétrons. Quando ocorre o 
fluxo de um elétron apenas, esse fluxo é representado por uma seta de um traço só. Quando 
ocorre o fluxo de dois elétrons, representa-se por uma seta de dois traços. Já para representar os 
elétrons compartilhados, circula-se os dois elétrons envolvidos na ligação. 
 
 
 
 Fórmula Estrutural: Representa a disposição dos átomos na molécula e as ligações envolvidas. 
 
 
 
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25 
 Fórmula Molecular: É aquela que informa apenas o número de átomos em uma molécula. 
 
H2SO4 NaCl SO2 
 
b) A ligação Coordenada (Dativa): 
 
É descrita como uma ligação coordenada entre dois átomos, na qual os dois elétrons 
compartilhados provêm do mesmo átomo. O átomo com pares de elétrons disponíveis para 
efetuarem a ligação se sobrepõe a um orbital vazio do outro átomo, efetuando assim a ligação 
coordenada. A representação atual de uma ligação coordenada indicada pela IUPAC é o mesmo 
de uma ligação dupla. Não se utiliza mais a representação por uma seta. 
 
 
 
Ligação Metálica 
 
É a ligação que ocorre entre átomos metálicos. Experimentos utilizando raios-X nos leva a 
compreender a ligação metálica como núcleos positivos imersos em um mar de elétrons. Essa 
deslocalização dos elétrons permitem certas propriedades características dos metais. Dentre elas: 
 
 
 
 Condutibilidade: São excelentes condutores de eletricidade e calor; 
 Maleabilidade: Facilmente transformados em lâminas e chapas; 
 Ductibilidade: Facilmente transformados em fios; 
 
 
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1.O cloreto de sódio é largamente utilizado pela população na 
preparação de alimentos, mas pode ser prejudicial à saúde se for 
consumido em excesso, favorecendo a retenção de líquidos e, 
consequentemente, produzindo a elevação da pressão arterial. Em 
relação a essa substância, o tipo de ligação e o número total de pares 
de elétrons da última camada do íon cloreto são, respectivamente, 
 
a) covalente e 4. d) iônica e 4. 
b) iônica e 2. e) covalente e 8. 
c) iônica e 6. 
 
2. Um átomo neutro de um elemento químico apresenta um 
elétron na última camada. É correto afirmar que esse átomo 
 
a) tem tendência a perder 2 elétrons para se estabilizar. 
b) é um gás nobre. 
c) pertence à família 2 da classificação periódica. 
d) tem tendência a perder 1 elétron para se estabilizar. 
e) pertence à família 5 da classificação periódica. 
 
3. Considere os átomos X, com número atômico 13, e os 
átomos Y com número atômico 8. Entre esses átomos forma-se 
um composto com a seguinte fórmula: 
 
a) X3Y2 b) X2Y3 c) XY d) X4Y3 e) X2Y5 
 
4. Todos os tipos de ligações químicas resultam do seguinte: 
 
a) combinação de átomos de elementos químicos diferentes. 
b) compartilhamento de elétrons das eletrosferas dos átomos. 
c) interações elétricas entre núcleos e eletrosferas dos átomos. 
d) transferência de elétrons e prótons de um átomo a outro. 
e) combinação de prótons dos núcleos de átomos diferentes. 
 
5. Elementos alcalinos e alcalino-terrosos têm em comum o fato de 
 
a) existirem livres na natureza. 
b) formarem cátions. 
c) ocuparem a região central da Tabela Periódica 
d) serem não-metálicos. 
e) serem pouco reativos. 
 
6. Os átomos que formam as moléculas que constituem o 
nitrogênio líquido, N2, estão unidos por ligações covalentes 
 
a) duplas apolares. d) simples polares. 
b) triplas polares. e) simples apolares. 
c) triplas apolares. 
 
7. Os tipos de ligações químicas dos compostos: NH3; CO2; 
Fe2O3; Cl2; KI são, respectivamente, 
 
a) covalente polar, covalente polar, iônica, covalente apolar, iônica. 
b) covalente apolar, iônica, covalente polar, covalente apolar, iônica. 
c) covalente apolar, covalente polar, iônica, covalente apolar, iônica. 
d) covalente polar, covalente apolar, iônica, covalente polar, iônica. 
e) covalente polar, covalente apolar, iônica, covalente apolar, 
covalente polar. 
 
8. À molécula de água, H2O, pode-se adicionar o próton H+, 
produzindo o íon hidrônio H3O+. 
 
Formação do íon hidrônio 
 
No hidrônio, quantos pares de elétrons pertencem, no total, 
tanto ao hidrogênio quanto ao oxigênio? 
 
a) 1. b) 2. c) 3. d) 4. e) 6. 
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9. O fosgênio (COCl2), um gás, é preparado industrialmente por 
meio da reação entre o monóxido de carbono e o cloro. A 
fórmula estrutural da molécula do fosgênio apresenta: 
 
a) uma ligação dupla e duas ligações simples. 
b) uma ligação dupla e três ligações simples. 
c) duas ligações duplas e duas ligações simples. 
d) uma ligação tripla e duas ligações simples. 
e) duas ligações duplas e uma ligação simples. 
 
10. Um material sólido tem as seguintes características: 
- Não apresenta brilho metálico; 
- É solúvel em água; 
- Não se funde quando aquecido a 500 ºC; 
- Não conduz corrente elétrica no estado sólido; 
- Conduz corrente elétrica em solução aquosa. 
 
Com base nos modelos de ligação química, pode-se concluir 
que, provavelmente, trata-se de um sólido: 
 
a) iônico. d) metálico. 
b) covalente. e) N.D.A. 
c) molecular. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.D 2.D 3.B 4.C 5.B 6.C 7.A 8.C 9.A 10.A 
 
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27 
 Unidade 1 
Química Geral 
Capítulo 10 
Características dos Compostos Químicos 
Segundo o Caráter de Suas Ligações 
 
 Propriedades Químicas e Físicas 
 
a) Compostos iônicos: 
 
 Compostos formados por ligações iônicas. 
 Em nível microscópico, a atração entre os íons acaba produzindo aglomerados com formas 
geométricas bem definidas chamados retículos cristalinos. 
 
 Como apresentam forma definida, são sólidos à temperatura ambiente. 
 Devido às fortes interações eletrostáticas, apresentam elevadas temperaturas de fusão e de ebulição. 
 Quando submetidos a impacto, quebramfacilmente. São, portanto, duros e quebradiços. 
 Conduzem corrente elétrica dissolvidos em água ou no seu estado líquido (fundido). 
 O melhor solvente é a água. 
 
b) Compostos Covalentes: 
 
 Podem ser encontradas nos três estados físicos à 25 °C. 
 Podem apresentar retículos cristalinos no estado sólido: 
 Retículo Cristalino Molecular: Nesse tipo de retículo, ocorrem interações entre as 
moléculas que os mantém unidos. Ex: H2O(s), CO2(s), C12H22O11(s). 
 Retículo Cristalino Covalente: Nesse tipo de retículo, TODOS os átomos então unidos 
por ligações covalentes. Ex: Cdiamante, Cgrafite, SiO2. 
 FORMAS ALOTRÓPICAS: A alotropia é a propriedade pela qual um mesmo elemento 
químico pode formar duas ou mais substâncias simples diferentes. 
 
Exemplo: 
Carbono 
 
 
Exemplo: 
Oxigênio 
 
 
Exemplo: Enxofre 
 
 
 
 
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28 
Exemplo: Fósforo 
 
 
Polaridade Das Ligações 
 
 
A polaridade das ligações covalentes é definida pelo deslocamento do par de elétrons envolvido 
na ligação. Átomos diferentes envolvidos numa mesma ligação possuem eletronegatividades 
diferentes, com isso, os átomos que possuem uma maior eletronegatividade exercerão uma maior 
força de atração ao par de elétrons da ligação. Com isso esse par de elétrons será atraído para mais 
próximo desse átomo o deixando com uma carga parcial negativa e, consequentemente, o outro 
átomo envolvido fica com a carga parcial positiva conforme representação abaixo: 
 
Já nas ligações iônicas, como a energia de ionização dos metais é baixa e a eletronegatividade dos ametais 
ligados a eles é alta, os ametais “arrancam” esses elétrons disponíveis nos metais, gerando assim nos 
ametais uma carga formal negativa e nos metais uma carga formal positiva conforme ilustração abaixo: 
 
Polaridade Das Moléculas 
 
A polaridade das moléculas é definida pelo somatório dos vetores do momento dipolo das ligações 
químicas das moléculas. Caso o somatório desses vetores dê zero, considera-se a molécula apolar. 
 
 
Forças Intermoleculares 
 
a) Forças Dipolo-Dipolo 
 
As interações ou forças do tipo dipolo-dipolo ocorrem entre moléculas polares. Como as 
moléculas possuem sítios com cargas parciais positivas e negativas, esses sítios podem sofrer 
atrações e repulsões dos sítios de outras moléculas, de acordo com as cargas desse sítios, ou seja, 
positivo atrai negativo e vice-versa. 
 
 
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29 
b) Ligações de Hidrogênio 
 
No caso do Hidrogênio ligado a átomos de Flúor, Oxigênio e Nitrogênio, Os deslocamentos de 
cargas são tão mais intensos que as interações dipolo-dipolo ocorrem com maior intensidade, 
gerando assim atrações mais fortes que as encontradas nas interações dipolo-dipolo. 
 
c) Dipolo-Dipolo Induzido (Van der Waals): 
 
 
 
As interações do tipo dipolo-dipolo induzido são as mais fracas das três. Ela ocorrem em 
moléculas apolares graças ao movimento efetuado pelos elétrons na ligação covalente que 
permitem que em um curtíssimo espaço de tempo (1/100 s) um breve momento dipolo 
fraquíssimo se forme e assim induz as moléculas das vizinhanças a formarem esse momento, 
mantendo-as assim unidas. 
 
Solubilidade 
 
Os solventes que tem natureza polar (água, álcool) solubilizarão compostos polares (iônicos e 
moléculas polares). Os solventes que tem a natureza apolar (gasolina, óleo, querosene) 
solubilizarão compostos apolares (moléculas apolares) 
 
Geometria Molecular 
 
A geometria molecular é definida somente em compostos moleculares já que os compostos 
iônicos formam retículos cristalinos. A geometria das moléculas, ou seja, a forma como os átomos 
das moléculas estão dispostos no espaço depende diretamente dos seguintes fatores: 
 
 Número de ligantes no átomo central; 
 Número de ligações feitas com cada ligante; 
 Pares de elétrons não ligantes do átomo central; 
 
Assim as geometrias mais conhecidas são: 
 
 
 
 
 
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30 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. O conhecimento das estruturas das moléculas é um assunto 
bastante relevante, já que as formas das moléculas determinam 
propriedades das substâncias como odor, sabor, coloração e 
solubilidade. As figuras apresentam as estruturas das moléculas 
de CO2, H2O, NH3, CH4, H2S e PH3. 
 
 
 
Estruturas de moléculas em exercícios sobre interações 
intermoleculares 
Quanto às forças intermoleculares, a molécula que forma 
ligações de hidrogênio (pontes de hidrogênio) com a água é: 
 
a) H2S. b) CH4. c) NH3. d) PH3. e) CO2. 
 
2. O gás presente nas bebidas gaseificadas é o dióxido de 
carbono (CO2). O aumento da pressão e o abaixamento da 
temperatura facilitam a dissolução do dióxido de carbono em 
água. Que tipo de interação intermolecular ocorre entre as 
moléculas de dióxido de carbono, entre as moléculas de água e 
entre as moléculas de dióxido de carbono e água, 
respectivamente? 
 
a) Nos três casos ocorrem interações do tipo dipolo induzido-
dipolo induzido. 
b) dipolo induzido-dipolo induzido, ligações de hidrogênio, 
dipolo-dipolo induzido. 
c) ligações de hidrogênio, ligações de hidrogênio, dipolo 
induzido-dipolo induzido. 
d) ligações de hidrogênio, dipolo induzido-dipolo induzido, 
dipolo-dipolo induzido. 
e) dipolo induzido-dipolo induzido, ligações de hidrogênio, 
ligações de hidrogênio. 
 
3. Relacione as colunas abaixo e indique quais são as principais 
forças intermoleculares (coluna I) que ocorrem entre as 
moléculas das substâncias moleculares listadas na coluna II. 
 
Coluna I: 
I- Ligação de hidrogênio; 
II- Interação dipolo-dipolo; 
III- Interação dipolo induzido-dipolo induzido. 
 
Coluna II: 
( ) Amônia (NH3). 
( ) Água (H2O). 
( ) Acetaldeído (CH2O). 
( ) Bromo (Br2). 
( ) Cianeto de hidrogênio (HCN). 
 
Assinale a correspondência: 
 
a) I – I – II – III – II 
b) II – I – II – I – III 
c) I – I – I – III – II 
d) II – II – I – I – III 
e) I – II – II – III – II 
 
4. Compostos HF, NH3 e H2O apresentam elevados pontos de 
fusão e de ebulição quando comparados a 
H2S e HCl, por exemplo, devido: 
 
a) às forças de van der Waals; 
b) às forças de London; 
c) às ligações de hidrogênio; 
d) às interações eletrostáticas; 
e) às ligações iônicas. 
 
5. O dióxido de carbono, presente na atmosfera e nos extintores 
de incêndio, apresenta ligação entre os seus átomos do 
tipo....... e suas moléculas estão unidas por ....... . 
Os espaços acima são corretamente preenchidos pela 
alternativa: 
 
a) covalente apolar - forças de Van der Waals 
b) covalente apolar - atração dipolo induzido-dipolo induzido 
c) covalente polar - ligações de hidrogênio 
d) covalente polar - forças de Van der Waals 
e) covalente polar - atração dipolo-dipolo 
 
6. A seguir temos quatro substâncias representadas por suas 
moléculas: 
1. C2H6 
2. H3C ─ CH2 ─ CH2 ─ OH 
3. H2C ─ CH2 ─ CH2 
 
 OH OH 
4. C3H8 
 
No estado líquido, os tipos de forças intermoleculares que 
existem em cada uma dessas substâncias são, respectivamente: 
 
a) dipolo induzido, ligação de hidrogênio, dipolo-dipolo, dipolo induzido 
b) dipolo induzido, ligação de hidrogênio, ligação de hidrogênio, 
dipolo induzido 
c) dipolo induzido, ligação de hidrogênio, dipolo induzido, dipolo-dipolo 
d) ligação de hidrogênio, dipolo-dipolo, dipolo-dipolo, ligação de 
hidrogênio 
e) todas são ligações de hidrogênio 
 
7. De acordo com a Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da 
camada de valência, os pares de elétrons em torno de um 
átomo central se repelem e se orientam para o maior 
afastamento angular possível. Considere que os pares de 
elétrons em torno do átomo central podem ser uma ligação 
covalente (simples, dupla ou tripla) ou simplesmente um par de 
elétrons livres (sem ligação). 
 
Com base nessa teoria, é correto afirmar que a geometria 
molecular do dióxido de carbono é: 
 
a) trigonal plana. d) linear. 
b) piramidal. e) tetraédrica. 
c) angular. 
 
8. Considerando a molécula de amônia, assinale a alternativa 
correta.a) A geometria molecular corresponde a um tetraedro regular. 
b) O átomo de nitrogênio e dois átomos de hidrogênio ocupam 
os vértices de um triângulo equilátero. 
c) O centro da pirâmide formada pelos átomos de nitrogênio e pelos 
átomos de hidrogênio é ocupado pelo par de elétrons livres. 
d) Os átomos de hidrogênio ocupam os vértices de um triângulo 
equilátero. 
e) As arestas da pirâmide formada pelos átomos de nitrogênio e 
pelos átomos de hidrogênio correspondem a ligações iônicas. 
 
9. Assinale a alternativa que associa corretamente a coluna de 
compostos químicos com a coluna de estruturas geométricas. 
 
I. NH3 A. Linear 
II. HF B. Angular 
III. SO2 C. Piramidal 
IV. CH4 D. Tetraédrica 
 
a) I-A, II-B, III-C, IV-D 
b) I-A, III-B, IV-C, II-D 
c) II-A, III-B, I-C, IV-D 
d) II-A, IV-B, III-C, I-D 
e) III-A, II-B, IV-C, I-D 
 
10. O fosgênio (COCl2) é um gás incolor, tóxico, asfixiante e de 
cheiro penetrante. Esse gás, utilizado como arma na Primeira 
Guerra Mundial, era produzido a partir da reação do monóxido 
de carbono (CO) e do gás cloro (Cl2). Qual é a geometria de 
cada uma dessas moléculas, respectivamente? 
 
a) Linear, trigonal plana e tetraédrica. 
b) Angular, linear e linear. 
c) Trigonal plana, angular e linear 
d) Tetraédrica, linear, angular. 
e) Trigonal plana, linear e linear. 
 
 
GABARITO: 
1.C 2.B 3.A 4.C 5.B 6.B 7.D 8.D 9.C 10.E 
 
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31 
 Unidade 1 
Química Geral 
Capítulo 11 
Compostos Inorgânicos I – Ácidos e Bases 
 
 Ácidos De Arrhenius 
 
O cientista sueco Svante August Arrhenius definiu ácido como toda substância que em meio 
aquoso ao sofrer dissociação libera exclusivamente como cátions, íons H+. Como os ácidos são 
substâncias moleculares, o processo de liberação de íons H+ ocorre por ionização. 
 
Ionização 
Rompimento de ligações covalentes com formação de íons 
 
a) Classificação: 
 
 De acordo com o número de hidrogênios ionizáveis: 
 
 Monoácido: na ionização, a molécula libera apenas um H+ (Exemplo: HCl; HNO3) 
 Diácido: na ionização, a molécula libera dois H+ (Exemplo: H2SO4 ; H2S) 
 Triácido: na ionização, a molécula libera três íons H+ (Exemplo: H3PO3 ; H3BO3) 
 Tetrácido: na ionização. A molécula libera quatro íons H+ (Exemplo: H4P2O7 ; H4SiO4) 
 
 De acordo com a presença de oxigênio: 
 
 Hidrácidos: Ácidos sem átomos de oxigênio em sua composição (Exemplo: HCl; HF, HCN) 
 Oxiácidos: Ácidos com átomos de oxigênio em sua composição (Exemplo: H3PO3; H2SO4) 
 
 De acordo com o grau de ionização (α) 
 
 Ácidos fortes: α > 50% 
 Ácidos moderados: 5% < α < 50% 
 Ácidos fracos: α < 5% 
 
 Força 
 
 Hidrácidos: 
 Fortes : HCl; HBr; HI 
 Moderados : apenas HF 
 Fracos : demais 
 
 Oxiácidos: 
 
 A força nos oxiácidos é definida através da fórmula: 
 
 N° de Oxigênios – N° de Hidrogênios = X 
 
 Assim, se o valor de X for: 
 
 3 → Ácido Muito Forte ( Ex: HClO4 ; α = 97%) 
 2 → Ácido Forte ( Ex: HNO3 ; α = 92%) 
 1 → Ácido Moderado ( Ex: H3PO4 ; α = 27%) 
 0 → Ácido Fraco ( Ex: H3BO3 ; α = 0,025%) 
 
 Volatilidade: 
 
 Ácidos Fixos: Sólidos ou líquidos pouco voláteis (Ex: H2C2O4 ; H2SO4 ) 
 Ácidos Voláteis: Líquidos Voláteis ou gasosos (Ex: HNO3 ; HCl ; HCN ; H2S) 
 
b) Nomenclatura: 
 
 Hidrácidos: 
 
Ácido (Nome do elemento)ídrico 
 
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32 
Exemplo: 
HF – Ácido FLUORídrico 
HBr – Ácido BROMídrico 
HCN – Ácido CIANídrico 
 
Oxiácidos: Recomenda-se decorar as fórmulas dos seguintes ácidos porque a nomenclatura dos 
demais tipos de oxiácidos são derivados desses ácidos: 
 
 
 
Observe que as nomenclaturas desses ácidos terminam em ICO. A partir deles, acrescentando ou 
retirando oxigênio, conseguimos nomear outros ácidos: 
 
 
 
Existe uma terceira nomenclatura quanto ao grau de hidratação, ou seja, o acréscimo ou retirada 
de água (H20): 
 
 
 
c) Ionização: 
 
Ionização em etapas: 
 
Um ácido nunca libera todos os H+ de uma vez, na verdade essa liberação ocorre em etapas, sendo 
liberados um de cada vez. Exemplo: 
 
d) Exceções: 
 
Os ácidos fosforoso e hipofosforoso são exceções por ionizarem menos hidrogênio que eles 
possuem, ou seja, o ácido fosforoso (H3PO3) ioniza apenas 2 hidrogênio enquanto o ácido 
hipofosforoso (H3PO2) ioniza apenas 1 hidrogênio. 
 
 
P P
O O
H O
O
H O
H
H
H H
Ácido Fosforoso Ácido Hipof osf oroso
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33 
Os oxiácidos só ionizam hidrogênios que estão ligados a Oxigênios. Como a eletronegatividade 
do Fósforo e do Hidrogênio são bem próximas, não ocorre a ionização dos hidrogênios ligados 
diretamente ao Fósforo. 
 
Bases De Arrhenius 
 
O cientista sueco Svante August Arrhenius definiu base como toda substância que em meio 
aquoso ao sofrer dissociação libera exclusivamente como ânion o íon OH- (Hidroxila). Como as 
bases são compostos iônicos, a liberação dos íons OH- ocorre por dissociação iônica. 
 
Dissociação Iônica 
Os íons se separam em meio aquoso devido ao efeito de solvatação 
 
a) Classificação: 
 
1) De acordo com o número de hidroxilas (OH-) 
 
 Monobase: Possuem apenas uma hidroxila (OH-) (Exemplo: NaOH ; KOH) 
 Dibase: Possuem duas hidroxilas (OH-) (Exemplo: Mg(OH)2 ; Fe(OH)2 ) 
 Tribase: Possuem três hidroxilas (OH-) (Exemplo: Al(OH)3 ; Fe(OH)3 ) 
 Tetrabase: Possuem quatro hidroxilas (OH-) (Exemplo: Sn(OH)4 ; Pb(OH)4 ) 
 
2) De acordo com o grau de ionização (α): 
 
 Bases Fortes: α é praticamente 100% (Exemplo: NaOH ; KOH ; Mg(OH)2) 
 Bases Fracas: α < 5% (Exemplo: NH4OH; AL(OH)3 ) 
 
3) Força: 
 
 Bases Fortes: Bases de metais alcalinos e alcalinos terrosos 
 Bases Fracas: Demais bases 
 
4) Solubilidade: 
 
 Solúveis: Hidróxidos dos metais alcalinos e NH4OH 
 Pouco Solúveis: Hidróxidos dos metais alcalinos terrosos 
 Insolúveis: Demais hidróxidos 
 
5) Volatilidade: 
 
 Volátil: Apenas o NH4OH 
 Não-Volátil: Demais bases 
 
b) Nomenclatura: 
 
1) Cátions com apenas 1 Nox : 
 
 
 
Exemplo: 
NaOH → Hidróxido de Sódio 
Mg(OH)2 → Hidróxido de Magnésio 
NH4OH → Hidróxido de Amônio 
 
 
2) Cátions com 2 Nox: 
 
Exemplo: 
Fe(OH)2 → Hidróxido de Ferro (II) ou Hidróxido Ferroso 
Fe(OH)3 → Hidróxido de Ferro (III) ou Hidróxido Férrico 
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34 
 
A seguir, uma tabela com os principais cátions formadores de bases e suas valências: 
 
 
 
Compostos Anfóteros: 
 
São compostos que em certas ocasiões podem se comportar tanto como ácidos como bases ao 
reagirem com ácidos e bases fortes. São eles o hidróxido de Zinco (Zn(OH)2) e o hidróxido de 
Alumínio (Al(OH)3). 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. Associe a coluna 2 à coluna 1, considerando os ácidos. 
Coluna 1 
1. H4P2O7 
2. H3PO3 
3. H3PO4 
4. HClO2 
5. HClO3 
6. HClO4 
7. H2SO3 
8. HNO2 
 
 
Coluna 2 
a) fosfórico 
b) fosforoso 
c) nitroso 
d) nítrico 
e) hipofosforoso 
f) pirofosfórico 
g) sulfuroso 
h) cloroso 
i) perclórico 
j) clórico 
l) sulfúrico 
A sequência das combinações corretas é: 
 
a) 1e - 2f - 3a - 4h - 5b - 6j - 7g - 8d. 
b) 1f - 2e - 3b - 4j - 5h - 6i - 7l - 8c. 
c) 1b - 2e - 3f - 4i - 5j - 6h - 7g - 8d. 
d) 1e - 2b - 3f - 4j - 5i - 6h - 7l - 8d. 
e) 1f - 2b - 3a - 4h - 5j - 6i - 7g - 8c. 
 
2. Certo informe publicitário alerta para o fato de que, se o 
indivíduo tem azia ou pirose com grande frequência, deve 
procurar um médico, pois pode estar ocorrendo refluxo 
gastroesofágico, isto é, o retorno do conteúdo ácido do 
estômago. A fórmula e o nome do ácido que, nesse caso, 
provoca queimação no estômago, a rouquidão e mesmo dor 
toráxica são: 
 
a) Hcl e ácido clórico. 
b) HClO2e ácido cloroso. 
c) HClO3e ácido clórico. 
d) HClO3 e ácido clorídrico. 
e) HCl e ácido clorídrico. 
 
3. Os ácidos são substâncias químicas sempre presentes no 
cotidiano do homem. Por exemplo, durante a amamentação, era 
comum usar-se água boricada (solução aquosa que 
contém ácido bórico) para fazer a assepsia do seio da mãe; paralimpezas mais fortes da casa, emprega-se ácido muriático 
(solução aquosa de ácido clorídrico); nos refrigerantes, 
encontra-se oácido carbônico; e, no ovo podre, o mau cheiro é 
devido à presença do ácido sulfídrico. 
 
Esses ácidos podem ser representados, respectivamente, pelas 
seguintes fórmulas moleculares: 
 
a) H3BO3, HCl, H2CO2 e H2SO4 
b) H2BO3, HCl, H2CO3 e H2S 
c) H3BO3, HClO3, H2SO3 e H2CO2 
d) H2BO3, HClO4, H2S e H2CO3 
e) H3BO3, HCl, H2CO3 e H2S 
 
4. A água da chuva é naturalmente ácida em virtude da 
presença normal de CO2(g) (dióxido de carbono) na atmosfera, 
que reage com a água e forma o ácido de fórmula H2CO3(aq). No 
entanto, óxidos de enxofre, como o SO2(g), e de nitrogênio, como 
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35 
o NO2(g), contribuem para elevar ainda mais o pH da água, 
porque, ao se combinar com ela, eles reagem e formam os 
ácidos H2SO3(aq)e HNO3(aq). Os nomes respectivos dos três 
ácidos mencionados são: 
 
a) carbônico, sulfúrico e nítrico. 
b) carbônico, sulfuroso e nítrico. 
c) carbonoso, sulfuroso e nitroso. 
d) percarbônico, persulfúrico e nítrico. 
e) hipocarbonoso, sulfúrico e hiponitroso. 
 
5. Elementos de um mesmo grupo apresentam similaridades 
nas propriedades e também nas fórmulas que podem formar. 
Por exemplo, existem alguns halogênios, como o cloro, o bromo 
e o iodo, que têm a capacidade de formar quatro tipos de 
oxiácidos diferentes. Veja o caso do cloro: HClO (ácido 
hipocloroso), HClO2 (ácido cloroso), HClO3 (ácido clórico) e 
HClO4 (ácido perclórico). De acordo com essas informações, 
indique o nome correto do seguinte ácido: HbrO2: 
 
a) Ácido bromídrico. 
b) Ácido hipobromoso. 
c) Ácido brômico. 
d) Ácido perbrômico 
e) Ácido bromoso. 
6. A formação de hidróxido de alumínio, resultante da reação de 
um sal desse metal com uma base, pode ser representada por: 
 
a) Al+ + OH- → Al(OH) 
b) Al2+ + 2 OH- → Al(OH)2 
c) Al3+ + 3 OH- → Al(OH)3 
d) Al4+ + 4 OH- → Al(OH)4 
e) Al5+ + 5 OH- → Al(OH)5 
 
7. Quais são as fórmulas das bases formadas pelos respectivos 
cátions Au3+, Fe2+, Pb2+, Na+ e Mn4+? 
 
a) Au3OH, Fe2OH, Pb2OH, NaOH, Mn4OH. 
b) Au2(OH)3, Fe(OH)2, Pb(OH)2, NaOH, Mn(OH)4. 
c) Au(OH)3, Fe(OH)2, Pb(OH)2, Na(OH)2, Mn(OH)4. 
d) AuOH, FeOH, PbOH, NaOH, MnOH. 
e) Au(OH)3, Fe(OH)2, Pb(OH)2, NaOH, Mn(OH)4. 
 
8. Entre as bases a seguir, indique as fortes e as solúveis em 
água: 
I. LiOH 
II. Fe(OH)3 
III. Ca(OH)2 
IV. NaOH 
V. AgOH 
 
a) I e IV. 
b) II e III. 
c) III e V. 
d) I, II e V. 
e) III, IV e V. 
 
9. Qual das alternativas abaixo indica o nome e a fórmula da 
única base que não apresenta um metal na sua fórmula? 
 
a) Na(OH)2, hidróxido de sódio. 
b) LiOH, hidróxido de lítio. 
c) Pb(OH)4, hidróxido plúmbico 
d) NH4OH, hidróxido de amônio. 
e) Sr(OH)2, hidróxido de estrôncio. 
 
10. Assinale a alternativa que apresenta respectivamente as 
fórmulas das bases: hidróxido de sódio, hidróxido de cálcio e 
hidróxido de alumínio: 
 
a) Na(OH)2, Ca(OH)2, Al(OH)3. 
b) NaOH, Ca(OH)2, Al(OH)2. 
c) Na(OH)2, Ca(OH)2, Al(OH)2. 
d) Na(OH)2, CaOH, Al(OH)3. 
e) NaOH, Ca(OH)2, Al(OH)3. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.E 2.E 3.E 4.B 5.E 6.C 7.E 8.A 9.D 10.E 
 
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36 
 Unidade 1 
Química Geral 
Capítulo 12 
Compostos Inorgânicos II – Reações de 
Neutralização, Sais e Óxidos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
As reações de neutralização são aquelas onde os ácidos reagem neutralizando as bases e vice-
versa, gerando como produto dessa reação, um sal e água. Esquematizando: 
 
Essas reações podem ocorrer de duas formas: de forma total ou de forma parcial. 
 
Neutralização Total 
 
Nas reações de neutralização total os índices estequiométricos são obedecidos de tal forma que os 
íons H+ reajam apenas com íons OH-. 
 
 
 
3 NaOH + H3PO4 
 
Neutralização Parcial 
 
Nas reações de neutralização parcial os índices estequiométricos não são obedecidos da mesma 
forma que na neutralização total, podendo deixar íons H+ ou íons OH- não neutralizados e 
permitindo que os mesmo façam parte da estrutura do sal formado. 
 
 
 
2 NaOH + H3PO4 
 
Sais 
 
Sal é todo composto iônico que possui, pelo menos, um cátion diferente do H+ e um ânion 
diferente do OH-. 
 
a) Nomenclatura: 
 
A nomenclatura dos sais segue a seguinte regra: 
 
Nome do Ânion de Nome do Cátion 
 
O Nome dos Ânion estão diretamente relacionados ao nome dos ácidos que os originou. Uma 
regra muito utilizada é a seguinte: 
 
 
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O Nome dos Cátions e ÂnionS mais comumente encontrados são: 
 
 
 
b) Classificação: 
 
 Sal Neutro: Sal que não possui H+ ou OH- ionizáveis, ou seja, sal que foi obtido como 
produto de uma neutralização total;(Exemplo: NaCl ; NA2SO4 ; MgCO3 ) 
 Sal Básico (ou Hidróxi-sal): Sal que quando sofre hidrólise libera dois ânions, dentre eles 
o OH-. Esses sais foram obtidos de uma neutralização parcial. (Exemplo: Ca(OH)Cl ; 
Al(OH)2Cl ). A nomenclatura desses sais pode ser efetuada de duas formas: Exemplo: 
Ca(OH)Cl – Cloreto BÁSICO de cálcio ou (mono) Hidróxi-cloreto de cálcio. 
 Sal Ácido (ou Hidrogeno-sal): Sal que quando sofre hidrólise libera dois cátions, dentre 
eles o H+. Esses sais foram obtidos de uma neutralização parcial. (Exemplo: NaHSO4 ; 
KHCO3 ; MgHPO4). A nomenclatura desses sais pode ser efetuada de duas formas: 
Exemplo: NaH2PO4 – Fosfato diácido de sódio ou di-hidrogeno-fosfato de sódio. 
 Sal Hidratado: Sais que apresentam em seu retículo cristalino moléculas de água em 
proporção definida. Exemplo: CuSO4.5H2O : Sulfato de Cobre II penta-hidratado. 
 
c) Solubilidade: 
 
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38 
 
OBSERVAÇÃO 
Como em óxidos o 
oxigênio deve ser o 
mais eletronegativo, 
o composto O2F não 
é um óxido e sim 
um sal de nome 
Fluoreto de 
Oxigênio devido a 
nesse composto o 
Flúor ser o elemento 
mais eletronegativo. 
 
 
 
 
 
Óxidos 
 
Óxidos são compostos binários onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. 
 
Composto Binário 
Composto formado por dois elementos. Ex: NaCl ; SiO2 ; HF 
 
a) Nomenclatura: 
 
(N° DE Oxigênios) Óxido de NOME DO ELEMENTO 
 
Exemplo: CaO – Óxido de Cálcio ; NO2 – Dióxido de Carbono 
 
b) Classificação: 
 
 Óxidos Ácidos: Apresentam caráter covalente e geralmente são formados por ametais. Em 
meio aquoso esses óxidos reagem com a água e formam ácidos. Exemplo: CO2 ; SO2 ; N2O5 
 Óxidos Básicos: Apresentam caráter iônico e geralmente são formado por metais. Em meio 
aquoso esses óxidos reagem com a água e formam bases. Exemplo: Na2O ; BaO ; CaO 
 Óxidos Anfóteros: Comportam-se como um óxido básico na presença de um ácido e como 
óxidos ácidos na presença de uma base. Exemplo: ZnO e Al2O3 (Mais Comuns) , óxidos de 
Estanho, Chumbo e Arsênio. 
 Óxidos Neutros: São Covalentes e não reagem com água, ácidos e bases. Exemplo: CO; NO; N2O 
 Óxidos Duplos ou Mistos: Resultado da combinação de dois óxidos do mesmo elemento. 
Exemplo: Fe3O4 ; Pb3O4 
 Peróxido: Apresentam em sua estrutura o oxigênio ligado a outro oxigênio por ligação 
simples, gerando assim uma carga de 1- em cada oxigênio, ou seja, formando o ânion O22- 
Exemplo: H2O2 ; NA2O2; CaO2 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. Considerando a equação química: Cl2O7 + 2 NaOH → 2 
NaClO4 + H2O os reagentes e produtos pertencem, 
respectivamente, às funções: 
 
a) óxido, base, sal e óxido. 
b) sal, base, sal e hidreto. 
c) ácido, sal, óxido e hidreto. 
d) óxido, base, óxido e hidreto. 
e) base, ácido, óxido e óxido. 
 
2. Algumas substâncias químicas são conhecidas por nomes 
populares. Assim temos,por exemplo, sublimado corrosivo 
(HgCl2), cal viva (CaO), potassa cáustica (KOH) e espírito de sal 
(HCl). O sublimado corrosivo, a cal viva, a potassa cáustica e o 
espírito de sal pertencem, respectivamente, às funções: 
 
a) ácido, base, óxido, ácido. 
b) sal, sal, base, ácido. 
c) ácido, base, base, sal. 
d) sal, óxido, base, ácido. 
e) ácido, base, sal, óxido 
 
3. Uma substância pura é sólida em temperatura ambiente, 
apresenta elevadas temperaturas de fusão e de ebulição e 
conduz corrente elétrica tanto fundida como dissolvida em água. 
Indique a alternativa cuja substância apresenta as propriedades 
citadas: 
 
a) SO3. 
b) SO2. 
c) NH3. 
d) H2SO4. 
e) Na2SO4. 
 
4. A seguir, temos várias reações não balanceadas. Qual delas 
não corresponde a uma reação de neutralização? 
 
a) KOH(aq) + H2CO3(aq) → K2CO3(aq) + H2O(ℓ) 
b) Ca(OH)2(aq) + 2 HF(aq) → CaF2(aq) + 2 H2O(ℓ) 
c) CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(ℓ) 
d) 2 HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → MgCl2(aq) + 2 H2O(ℓ) 
e) H3PO4(aq) + NaOH(aq) → NaH2PO4(aq) + H2O(ℓ) 
 
5. Ao participar de uma festa, você pode comer e beber em 
demasia, apresentando sinais de má digestão ou azia. Para 
combater a acidez, ocasionada pelo excesso de ácido clorídrico 
no estômago, seria bom ingerir uma colher de leite de 
magnésia, que irá reagir com esse ácido. 
 
A equação que representa a reação é: 
 
a) Mg(OH)2 + 2 HClO → Mg(ClO)2 + 2 H2O. 
b) Mg(OH)2 + 2 HCl → MgCl2 + 2 H2O. 
c) Mg(OH)2+ 2 HClO3 → Mg(ClO3)2 + 2 H2O. 
d) Mn(OH)2+ 2 HClO2 → Mn(ClO2)2 + 2 H2O. 
e) Mn(OH)2+ 2 HCl → MnCl2 + 2 H2O. 
 
6. Em setembro de 1998, cerca de 10.000 toneladas de ácido 
sulfúrico, H2SO4(aq), foram derramadas pelo navio Bahamas no 
litoral do Rio Grande do Sul. Para minimizar o impacto ambiental 
de um desastre desse tipo, é preciso neutralizar a acidez 
resultante. Para isso, pode-se, por exemplo, lançar calcário, 
minério rico em carbonato de cálcio, CaCO3(s), na região 
atingida. 
 
A equação química que representa a neutralização do 
H2SO4(aq) por CaCO3(s)com a proporção aproximada entre as 
massas dessas substâncias é: 
H2SO4 + CaCO3 → CaSO4 + H2O 
 + CO2 
1 tonelada reage com 1 tonelada sólido 
sedimentado gás. Pode-se avaliar o esforço de 
mobilização que deveria ser empreendido para enfrentar tal 
situação, estimando a quantidade de caminhões necessária para 
carregar o material neutralizante. Para transportar certo calcário 
que tem 80% de CaCO3, esse número de caminhões, cada um 
com carga de 30 toneladas, seria próximo de: 
 
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39 
a) 100. 
b) 200. 
c) 300. 
d) 400. 
e) 500. 
 
7. N2O5 + H2O → 2 HNO3 
 CO + H2O → não reage 
 K2O + H2O→2 KOH 
 
Nas equações acima, do comportamento mostrado pelos óxidos 
conclui-se que: 
 
a) K2O é um peróxido 
b) CO é um óxido neutro ou indiferente 
c) K2O é um óxido ácido 
d) N2O5 é um óxido duplo ou misto 
e) N2O5 é um óxido básico 
 
8. "Dentre as várias alternativas existentes para a produção de 
radicais hidroxilas pode ser dado destaque à fotocatálise 
heterogênea, principalmente na presença de TiO2, fotocatálise 
assistida por H2O2 e sistemas Fenton que se utilizam de FeSO4, 
processos esses muito explorados para degradação de inúmeros 
poluentes orgânicos de relevância ambiental". As substâncias 
em destaque são: 
 
a) óxido de titânio (um óxido), água oxigenada, sulfato férrico 
(uma base). 
b) dióxido de titânio (um óxido), água destilada, sulfato férrico 
(um ácido). 
c) dióxido de titânio (uma base), água destilada, sulfato férrico 
(um sal). 
d) dióxido de titânio (um óxido), água oxigenada, sulfato ferroso 
(um sal). 
e) dióxido de titânio (um óxido), água destilada, sulfato ferroso 
(um tetróxido). 
 
9. Assinale a alternativa que enuncia as nomenclaturas corretas 
dos seguintes sais, respectivamente: KCl, Na2S, AlPO4, 
Mg(NO2)3: 
 
a) Cloreto de potássio, sulfeto de sódio, fosfato de alumínio, 
nitrito de magnésio. 
b) Cloreto de potássio, sulfito de sódio, fosfito de alumínio, 
nitrito de magnésio. 
c) Hipoclorito de monopotássio, sulfato de disódio, hipofosfito de 
monoalumínio, Trinitrato de monomagnésio. 
d) Clorato de potássio sulfato de sódio, fosfato de alumínio, 
nitrato de magnésio. 
 
10. Molibdato de amônio é usado como fonte de molibdênio 
para o crescimento das plantas. Sabendo que este elemento, de 
símbolo Mo, pertence à mesma família do crômio, Cr, e que a 
fórmula do íon cromato é (CrO4)2-, a fórmula do molibdato de 
amônio é: 
 
a) NH2MoO2 
b) NH3MoO2 
c) (NH3)2MoO4 
d) NH4MoO4 
e) (NH4)2MoO4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.A 2.D 3.E 4.C 5.B 6.D 7.B 8.D 9.A 10.E 
 
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40 
 Unidade 1 
Química Geral 
Capítulo 13 
Reações Químicas 
 
 Uma reação química é uma transformação da matéria em que ocorrem mudanças qualitativas na 
composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em um ou mais Produto. 
Uma reação química envolve mudanças relacionadas a mudança nas ligações entre os átomos ou 
Íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes ou ainda na interconversão entre dois 
tipos de isômeros ópticos de uma mesma substância. 
 
 
 
Lei de Lavoisier 
 
 
 
“Numa reação química, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos 
produtos.” 
 
Estas afirmativas obedecem a uma Lei da natureza. Descoberta pelo cientista francês 
Antoine Lavoisier, no final do século XVII. Por este motivo, esta lei ficou conhecida 
como Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação da Massa. 
 
É dele também a célebre frase: "Na natureza nada se perde, nada se cria. Tudo se 
transforma". 
 
Leis Ponderais 
 
Lavoisier, no final do século XVI, descobriu uma importante lei da química que facilitou 
a evolução dos estudos de Dalton e a posterior construção de sua teoria atômica. 
 
Lavoisier disse: “Podemos formulá-la como uma máxima incontestável que, em todas as 
operações artificiais e naturais, nada se cria; existe a mesma quantidade de matéria antes e 
depois do experimento”. Essa lei ficou conhecida como Lei da Conservação da Massa que 
pode ser explicada assim: a massa total de uma substância presente ao final de uma reação 
química é a mesma massa total do início da reação, ou seja, os átomos não são nem criados nem 
destruídos durante qualquer reação química, são apenas reorganizados. 
 
Exemplo: 
1 H2(g) + 1/2O2(g) → 1 H2O(l) 
 
2g + 16g = 18g 
 
Proust determinou uma proporção, em massa, constante entre os átomos que se ligam para formar as 
substâncias. Para se obter duas moléculas de uma mesma substância é preciso do dobro de átomos. 
 
 
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Exemplo: 
1 H2(g) + 1/2O2(g) → 1 H2O(l) 
 
1º Experimento 2 + 16 → 18 
2º Experimento 10 + 80 → 90 
Proporção 1 : 8 : 9 
 
Lei Volumétrica 
 
Gay-Lussac formulou a Lei da combinação de volumes que afirma que os volumes dos gases 
participantes de uma reação química têm entre si uma relação de números pequenos e inteiros. 
 
Exemplo: 
H2(g) + Cl2(g) → 1 HCl(g) 
10 L + 10 L → 20 L 
Proporção entre volumes: 1 : 1 : 2 
 
Tipos de Reações 
 
Combustão: caracterizada pela presença de um material combustível (substância que pode 
ser queimada), um comburente (gás oxigênio) e a liberação de água e gás carbônico, 
quando o processo é completo. 
 
Exemplos: 
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O 
 
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. 
 
Exemplos: 
2 Na + H2O → 2 NaOH + H2 
 
Dupla-troca: é a reação onde duas substâncias compostasreagem e trocam seus elementos, 
se transformando em duas substâncias também compostas. 
 
Exemplos: 
Pb(NO3)2 + 2 KI → 2 KNO3 + PbI2 
 
Síntese ou Adição: é a reação onde duas ou mais substâncias reagem para se transformar 
em uma. Exemplos: 
 
Exemplos: N2 + 3 H2 → 2 NH3 
 
Análise ou Decomposição: é a reação onde uma substância se divide em duas ou mais 
substâncias de estrutura mais simples. 
 
Exemplos: 
CaCO3 → CaO + CO2 
 
Oxirredução: está entre as mais comuns e importantes do nosso cotidiano e envolve a 
transferência de elétrons. 
 
Exemplos: 
2 H2 + O2 → 2 H2O 
 
Balanceamento de equações 
 
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 
 
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42 
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 oxigênios no reagente e dois no produto. A equação está corretamente balanceada. 
 
Na 2ª equação, há dois hidrogênios no reagente e dois hidrogênios no produto, porém há 
dois oxigênios 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: 
 
2 H2 + O2 → 2 H2O 
 
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 4 H no reagente e 4 H no produto. Também 2 O no reagente e 2 O no 
produto. A reação agora está balanceada. 
 
Quando o coeficiente for 1, ele não precisa ser escrito. 
 
Método das Tentativas / Acerto de Coeficientes 
 
Para fazer o acerto dos coeficientes das reações químicas, utilizamos o método das tentativas, 
que consiste apenas em contar o número de átomos dos reagentes e dos produtos. 
 
Para facilitar, podemos começar acertando os metais. Em seguida os não-metais, depois 
oxigênio e por último o hidrogênio. 
 
Nesta ordem: 
 
1º) Metais 
2º) Não-Metais 
3º) Oxigênio 
4º) Hidrogênio 
 
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. 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. O consumo de ácido sulfúrico pode ser utilizado como um 
indicador do desenvolvimento de um país. Industrialmente, esse 
ácido pode ser obtido a partir da pirita de ferro, que consiste 
basicamente em sulfeto ferroso (FeS). Classifique as equações 
de obtenção industrial do ácido sulfúrico mostradas a seguir: 
 
I. FeS + O2 → Fe + SO2 
II. 2 SO2 + 2 O2 → 2 SO3 
III. SO3 + H2O → H2SO4 
 
a) Dupla troca, síntese, síntese. 
b) Dupla troca, análise, análise. 
c) Síntese, simples troca, dupla troca. 
d) Simples troca, análise, análise. 
e) Simples troca, síntese, síntese. 
 
2. O hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO3) é utilizado em 
fármacos denominados antiácidos que ajudam a diminuir a 
acidez estomacal causada pelo excesso de ácido clorídrico (HCl). 
Qual das alternativas a seguir indica corretamente a reação que 
ocorre entre esses dois compostos? 
a) NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O 
b) NaHCO3 + HCl → NaH2CO3 + Cl2 
c) NaHCO3 + HCl → NaH2CClO3 
d) NaHCO3 + HCl → NaCl +H2CO3 
e) NaHCO3 + HCl → NaCClO2+ H2O 
 
3. No filme fotográfico, quando exposto à luz,ocorre a reação: 2 
AgBr →2 Ag + Br2. Essa reação pode ser classificada como: 
 
a) pirólise. 
b) eletrólise. 
c) fotólise. 
d) síntese. 
e) simples troca. 
 
4. Das reações químicas que ocorrem: 
 
I. nos flashes fotográficos descartáveis; 
II. com o fermento químico para fazer bolos; 
III. no ataque de ácido clorídrico ao ferro; 
IV. na formação de hidróxido de alumínio usado no tratamento 
de água; 
V. na câmara de gás; 
representadas, respectivamente, pelas equações: 
 
I. 2 Mg + O2 →2 MgO 
II. NH4HCO3 → CO2+ NH3 + H2O 
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III. Fe + 2 HCl → FeCl2+ H2 
IV. Al2(SO4)3+ 6 NaOH → 2 Al(OH)3+ 3 Na2SO4 
V. H2SO4+ 2 KCN → K2SO4 + 2 HCN 
 
Assinale a alternativa que corresponde a reações de 
decomposição: 
 
a) apenas I e III. 
b) apenas II e IV. 
c) apenas I. 
d) apenas II. 
e) apenas V. 
 
5. Dentre as eq. abaixo, a única que representa uma síntese é: 
 
a) H2 + 1/2 O2 + descarga elétrica → H2O 
b) NaBr + AgNBaCO3 → AgBr + NaNBaCO3 
c) Hg2O ì 2 Hg + 1/2 O2 
d) 2 NaI + Cl2 → 2 NaCg + I2 
e) CH4 + 2 O2 ì CO2 + 2 H2O 
 
6. 
I - Zn + 2AgNBaCO3 → 2Ag + Zn(NBaCO3)2 
II - (NH4)2Cr2O‡ → N2+ + Cr2BaCO3 + 4H2O 
III - 2Mg + O2 → 2MgO 
IV - Cl2 + 2NaBr → Br2 + 2NaCg 
V - H2SO4 + Na2CBaCO3 → Na2SO4+ H2O + CO2. 
 
Dadas as reações acima, indique a opção que apresenta a 
ordem correta de suas classificações. 
 
a) Deslocamento; decomposição; síntese; deslocamento; dupla-troca. 
b) Deslocamento; síntese; decomposição; deslocamento; dupla-troca. 
c) Dupla-troca; decomposição; síntese; dupla-troca; deslocamento. 
d) Dupla-troca; síntese; decomposição; dupla-troca; deslocamento. 
e) Síntese; decomposição; deslocamento; dupla-troca; dupla-troca. 
 
7. H2SO4 + CaO → CaSO4 + H2O. A reação é classificada como 
sendo de: 
 
a) análise 
b) síntese 
c) decomposição 
d) simples-troca 
e) dupla-troca. 
 
8. CaO + H2O → Ca(OH)2. 
Essa reação pode ser classificada de: 
 
a) síntese 
b) simples troca 
c) dupla troca 
d) análise 
e) decomposição. 
 
9. Fazendo-se a classificação das reações abaixo: 
(I) CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4 
(II) Cu(OH)2 → CuO + H2O 
(III) Zn + 2AgNBaCO3 → 2Ag + Zn(NBaCO3)2 
(IV) NH3 + HCl → NH4ClA 
 
A ordem correta é: 
 
a) Decomposição, simples troca, dupla troca, adição. 
b) Dupla troca, adição, simples troca, análise. 
c) Dupla troca, análise, deslocamento, síntese. 
d) Deslocamento, análise, dupla troca, adição. 
e) Dupla troca, decomposição, síntese, simples troca. 
 
10. 
I) P2O5+ 3 H2O → 2 H3PO4 
II) 2 KCgBaCO3 2 KCg + 3 O2 
III) 3 CuSO4 + 2 Ag → Ag2(SO4)3 + 3 Cu. 
 
As reações I, II e III representam, respectivamente: 
 
a) síntese, análise e simples troca. 
b) análise, síntese e simples troca. 
c) simples troca, análise e análise. 
d) síntese, simples troca e dupla troca. 
e) dupla troca, simples troca e dupla troca. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.E 2.A 3.C 4.D 5.A 6.A 7.E 8.A 9.C 10.A 
 
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44 
 Unidade 1 
Química Geral 
Capítulo 14 
Grandezas Químicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O que são Grandezas? 
 
Grandeza pode ser definida como tudo aquilo que pode ser medido, por exemplo: 
 
 Tempo → segundos, minutos, horas, dias, etc. 
 Volume → litros, metros cúbicos, mililitros, etc. 
 Massa → gramas, toneladas, quilogramas, etc. 
 
A medida de uma grandeza é feita em comparação com uma grandeza padrão convenientemente 
escolhida. Desta forma, a medida de massa de um corpo é feita comparando-se a massa de um 
determinado corpo com a massa de um padrão adequadamente selecionado.Dependendo da quantidade de matéria utilizamos uma determinada grandeza para medir a sua 
massa, por exemplo: 
 
Matéria Grandeza utilizada 
Comprimido Mg 
Pessoa Kg 
Automóvel ton 
 
Introdução a Grandezas Químicas 
 
Grandezas químicas estão relacionadas com massa, volume, número de átomos, número de 
moléculas, número de íons e, principalmente, quantidades expressas em mols. Dois importantes 
químicos estabelecerão leis que explicam e detalham essas relações. 
 
Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação das Massas: 
 
Para Lavoisier (1743 - 1794), a massa antes e depois da reação permanece a mesma: "A massa 
total dos reagentes é igual à massa dos produtos". Reagentes a Produtos mR = mP 
 
Lei de Proust ou Lei das Proporções Constantes: 
 
Para Proust (1754 - 1826), uma substância pura, qualquer que seja sua origem, apresenta sempre a 
mesma proporção em massa. Assim, se obtendo água pura de vários locais diferentes e, por 
eletrólise, decompô-las e medirmos a massa dos produtos formados, notaríamos que existe uma 
constância entre as massas dos participantes da reação: H2O à H2 + O2 
 
Tipos de grandezas existentes na Química: 
 
 Unidade de Massa Atômica (U) 
 Massa Atômica (MA) 
 Massa Molecular (MM) 
 Constante de Avogadro (N) 
 Quantidade de Matéria ou Quantidade em Mols (n) 
 
E para medir a massa de um átomo ou uma molécula, qual será a grandeza utilizada? 
 
Unidade de Massa Atômica (U) 
 
Átomos individuais são muito pequenos para serem vistos e muito menos pesados. Porém, é 
possível determinar as massas relativas de átomos diferentes, isto é, podemos determinar a massa 
de um átomo comparando com um átomo de outro elemento utilizado como padrão. 
Em 1961, na Conferência da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), adotou-se 
como padrão de massas atômicas o isótopo 12 do elemento carbono (12C), ao qual se 
convencionou atribuir o valor exato de 12 unidades de massa atômica. 
 
Uma unidade de massa atômica (1 u) corresponde desta forma a 
1
12
 de massa de um átomo de 
isótopo 12 do carbono. 
 
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OBSERVAÇÃO 
O valor de 1 u é 
de 1,66 · 10–24 g, 
o que corresponde 
aproximadamente 
à massa de um 
próton ou de um 
nêutron. 
 
 
 
 
 
 
Massa Atômica (MA) 
 
Massa atômica é o número que indica quantas vezes a massa de um átomo de um determinado 
elemento é maior que 1u, ou seja, 1/12 do átomo de 12C. 
Comparando-se a massa de um átomo de um determinado elemento com a unidade de massa 
atômica (1u), obtém-se a massa desse átomo. 
 
Exemplo: 
Quando dizemos que a massa atômica do átomo de 32S é igual a 32 u, concluímos que: 
 A massa atômica de um átomo de 32S é igual a 32 u. 
 A massa atômica de um átomo de 32S é igual a 32 vezes a massa de 1/12 do átomo de C-12. 
 A massa de um átomo de 32S é igual a 2,7 vezes a massa de um átomo de C-12. 
 
Massa Atômica de um Elemento 
 
A maioria dos elementos apresenta isótopos. O cloro, por exemplo, é constituído por uma mistura 
de 2 isótopos de massas atômicas, respectivamente, 35 e 37. 
 
Massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas dos isótopos naturais 
desse elemento 
 
 
 
A massa atômica do cloro é dada pela média ponderada das massas isotópicas: 
 
 
 
Portanto: Massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas dos isótopos 
naturais desses elementos. 
 
Sendo assim, a massa atômica de um elemento hipotética A, constituído dos isótopos naturais A1, 
A2,..., Na, pode ser calculada por: 
 
 
Exemplo: 
Quando dizemos que a massa atômica do elemento cloro é 35,5 u, concluímos que: 
 Cada átomo do elemento cloro possui massa, em média, de 35,5 u. 
 Cada átomo do elemento cloro possui massa, em média, 35,5 vezes maior que 
1
12
 da massa 
do C-12. 
 
Massa Molecular (MM) 
 
Os átomos reúnem-se para formar moléculas. A massa dessas moléculas é a soma das massas 
atômicas dos átomos constituintes. 
 
Como as moléculas são formadas por um grupo de átomos ligados entre si, o padrão usado como 
base para relacionar as massas dessas moléculas é o mesmo usado para os átomos: a unidade de 
massa atômica (u). 
 
Exemplo: 
C6H12O6 (C=12, H=1, O=16) 
MM = 6 . 12 + 12 . 1 + 6 . 16 
MM = 72 + 12 + 96 
MM = 180 u 
 
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Significado: Cada molécula de C6H12O6 possui massa de 180 u, ou seja, 180 vezes maior que 
1/12 do carbono-12. 
 
Portanto: Massa Molecular é a soma das massas atômicas dos átomos que constituem a molécula. 
 
Ou ainda... 
 
Massa molecular é o número que indica quantas vezes a massa de uma molécula é mais pesada 
que 1u, ou seja, 
1
12
 do átomo de C-12. 
 
Vejamos outro exemplo: 
Quando dizemos que a massa molecular da água H2O é 18 u, concluímos que: 
 A massa de uma molécula H2O é igual a 18 u; a massa de uma molécula H2O é 18 vezes 
mais pesada que 1/12 do átomo de carbono-12; 
 A massa de uma molécula de água é 1,5 vezes mais pesada que um átomo de C-12. 
 
Os compostos iônicos são denominados de mass-fórmula. 
 
Exemplo: 
NaCL →MF = 58,5 u 
 
Por comodidade, utilizamos massa molecular tanto para os compostos moleculares como para os iônicos 
 
Constante de Avogadro (N) 
 
Sejam as seguintes amostras: 12 g de carbono, 27 g de alumínio e 40 g de cálcio. 
Experimentalmente verifica-se que o número de átomos N, existentes em cada uma das amostras, 
é o mesmo, embora elas possuam massas diferentes. Porém, quantos átomos existem em cada uma 
dessas amostras? Várias experiências foram realizadas para determinar esse número conhecido 
como número de Avogadro (N) e o valor encontrado é igual a: 6,02 . 1023 
 
Assim, o número de Avogadro é o número de átomos em x gramas de qualquer elemento, sendo x 
a massa atômica do elemento, portanto existem: 
 
 6,02 · 1023 átomos de C em 12 g de C (MAC = 12 u); 
 6,02 · 1023 átomos de Al em 27 g de Al (MAAl = 27 u); 
 6,02 · 1023 átomos de Ca em 40 g de Ca (MACa = 40 u). 
 
Massa Molar (M) 
 
Massa Molar de um Elemento 
 
A massa molar de um elemento é a massa em gramas de 1 mol de átomos, ou seja, 6,02 · 1023 
átomos desse elemento. A massa molar de um elemento é numericamente igual à sua massa 
atômica expressa em gramas. 
 
Exemplo: 
Al (MA = 27 u) 
 
Massa Molar de um Íon 
 
A massa molar de um íon é a massa de 1 mol de íons em gramas que é numericamente igual à 
massa de íon expressa em gramas. 
 
Exemplo: 
C𝑂3
2− (MAC = 12; MAO = 16) 
 
Logo, ficamos com: 
 
 
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Quantidade de Matéria ou Quantidade em Mols (n) 
 
Exemplos: 
Quantos mols de átomos correspondem a 280 g de ferro? (Fe = 56 u) 
 
Resolução: 
 
 
Quantos mols de moléculas correspondem a 88 g de dióxido de carbono (CO2)? (C = 12u, O = 16 u) 
 
 
 
Concluímos, portanto, que estes cálculos podem ser generalizados pela fórmula: 
 
n = 
m
massa molar
 
Onde temos: 
 n = quantidade em mols 
 m = massa em gramas 
 Massa molar em gramas/mol 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. A massa atômica de um elemento químico é dada pela média 
ponderada dos isótopos. Por exemplo, a massa do oxigênio que 
aparece na tabela é 15,99, isto porque na natureza 
encontramos: O-16: 99,76%, O-17: 0,04% e O-18: 0,20% 
Sabendo-se que, na natureza, existem B-10: 20% e B-11: 80%, 
podemos dizer que a massa do boro que aparece na tabela 
periódica é: 
 
a) 10,5 u b) 10 u c) 10,8 u d) 11 u e) 10,2 u 
 
2. Se um átomo apresentar a massa de 60 g, a relação entre a 
massa deste átomo e a massa do átomo de carbono - 12 - 
valerá: 
 
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 
 
3. A massa atômica do cloro é 35,457. O fato de não ser inteiro 
esse número indica que: 
 
a) no núcleo do átomo de cloro devem existir outras partículas 
além de prótons e nêutrons. 
b) O cloro se apresenta na natureza como uma mistura de isótopos. 
c) Há um erro experimental na determinação das massas atômicas. 
d) O número de Avogadro não é um número inteiro. 
e) A massa atômica leva em conta a massados elétrons. 
 
4. Um elemento Y apresenta 3 isótopos, A, B e C, de massas 
respectivamente 1, 2 e 3 e contribuições 60, 30 e 10%, 
respectivamente. Qual a massa atômica do elemento hipotético Y? 
 
a) 1,0 u b) 1,15 u c) 1,10 u d) 1,5 u e) 1,30 u 
 
5. O elemento bromo é formado pelos isótopos 79Br e 81Br, e esses 
são os seus únicos isótopos. A massa atômica do elemento bromo é 
igual a 80 u. Com essa afirmação, está correta: 
 
a) um átomo de Br pesa 80 u; 
b) um átomo de Br, em média, pesa 79 u; 
c) a composição isotópica do elemento bromo é 79Br = 75% e 
81Br = 25%; 
d) em média o átomo do elemento bromo pesa 80 vezes mais 
que o átomo de 12C; 
e) em média, o átomo do elemento bromo pesa 20/3 vezes mais 
que o átomo de 12C. 
 
6. Na Natureza, de cada 5 átomos de boro, 1 tem massa 
atômica igual a 10 u (unidade de massa atômica) e 4 têm 
massa atômica igual a 11u. Com base nestes dados, a massa 
atômica do boro, expressa em u, é igual a 
 
a) 10 b) 10,5 c) 10,8 d) 11 e) 11,5 
 
7. O cloro é encontrado na natureza em duas formas isotópicas 
de 35 e 37 unidades de massa atômica. Dado que a massa 
atômica média do cloro é de 35,45 uma, qual a percentagem 
dos dois isótopos na natureza? 
 
a) 86,7% 35Cl + 13,3% 37Cl d) 72,2% 35Cl + 27,8% 37Cl 
b) 66,7% 35Cl + 33,3% 37Cl e) 77,5% 35Cl + 22,5% 37Cl 
c) 80,0% 35Cl + 20,0% 37Cl 
 
8. Dose diária recomendada para um adulto: 
Mg = 1,20 x 10−2 mol 
Ca = 1,95 x 10−2 mol 
P = 2,60 x 10−2 mol 
 
Um indivíduo que toma diariamente um suplemento alimentar 
com 6,5 x 10−3 mol de Ca3(PO4)2 e 6,5 x 10−3 mol de 
Mg3(PO4)2, está ingerindo: 
 
a) a dose correta de Mg e excesso de Ca e P. 
b) a dose correta de Ca e excesso de Mg e P. 
c) excesso de Mg, Ca e P. 
d) excesso de Mg e escassez de Ca e P. 
e) a dose correta de P e Ca e excesso de Mg. 
 
9. Em 3,0 mols de H2SO4 e 5,0 mols de Br2, existem 
respectivamente: 
(Dado: Número de Avogadro = 6,02 . 1023) 
 
a) 1,8 x 1024 moléculas e 3,01 x 1024 moléculas. 
b) 3,0 x 1023 moléculas e 5,0 x 1023 moléculas. 
c) 1,8 x 1023 moléculas e 3,01 x 1024 moléculas. 
d) 1,8 x 1024 átomos e 3,01 x 1024 moléculas. 
e) 6,02 x 1023 moléculas e 12,04 x 1023 moléculas. 
 
10. O isocianato de metila, responsável pela morte de milhares 
de pessoas na Índia (1984), tem fórmula (CH3-N=C=O). Para 
formar 1 mol do composto, o número de átomos de C é, 
aproximadamente: 
(Dado: Constante de Avogadro = 6,02 . 1023) 
 
a) 6 x 1024 d) 1,2 x 1024 
b) 6 x 1023 e) 3 x 1023 
c) 1,2 x 1023 
 
GABARITO: 
1.C 2.E 3.B 4.D 5.E 6.C 7.E 8.E 9.A 10.D 
 
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48 
 Unidade 1 
Química Geral 
Capítulo 16 
Gases 
 
 Todo gás é constituído de partículas (moléculas) que estão em contínuo movimento desordenado. 
Esse movimento de um grande número de moléculas provoca colisões entre elas e, por isso, sua 
trajetória não é retilínea num espaço apreciável, mas sim caminham em ziguezague. Essas 
colisões podem ser consideradas perfeitamente elásticas. 
 
O estado em que se apresenta um gás, sob o ponto de vista microscópico, é caracterizado por três 
variáveis: pressão, volume e temperatura. São denominadas variáveis de estado. 
 
Volume 
 
O volume de qualquer substância é o espaço ocupado por esta substância. No caso dos gases, o 
volume de uma dada amostra é igual ao volume do recipiente que a contém. 
 
As unidades usuais de volume são: litro (L), mililitro (mL), metro cúbico (m3), decímetro cúbico 
(dm3) e centímetro cúbico (cm3). 
 
 
 
Temperatura 
 
É a medida do grau de agitação térmica das partículas que constituem uma substância. 
 
No estudo dos gases, é utilizada a escala absoluta ou Kelvin (K) e, no Brasil, a escala usual é a 
Celsius ou centígrada (°C). Portanto, para transformar graus Celsius (t) em Kelvin, temos: 
 
T = t + 273 
 
Pressão 
 
A pressão é definida como força por unidade de área. No estado gasoso, a pressão é o resultado do 
choque de suas moléculas contra as paredes do recipiente que as contém. 
 
A medida da pressão de um gás é feita através de um aparelho chamado manômetro. 
 
O manômetro é utilizado na medida da pressão dos gases, dentro de recipientes fechados. É 
formado por um tubo em U, contendo mercúrio. 
 
Encontramos dois tipos de manômetro: 
 
 
Com extremidade aberta 
 
 
 
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Com extremidade fechada 
 
As unidades de pressão usuais são: 
 
Atmosfera (atm), centímetros de mercúrio (cmHg), milímetros de mercúrio (mmHg); Torricelli (torr). 
 
1 atm = 76 cmHg = 760 mmHg 
 
1 mmHg = 1 torr 
 
a) Leis Físicas dos Gases 
 
Uma dada massa de gás sofre uma transformação quando ocorrem variações nas suas variáveis de 
estado. Começamos o estudo modificando-se apenas duas das grandezas e a outra se mantém 
constante. 
 
 Lei de Boyle-Mariotte 
 
“À temperatura constante, uma determinada massa de gás ocupa um volume inversamente 
proporcional à pressão exercida sobre ele”. 
 
Esta transformação gasosa, onde a temperatura é mantida constante, é chamada de transformação isotérmica. 
 
Experiência da Lei de Boyle-Mariotte 
 
 
 
A lei de Boyle-Mariotte pode ser representada por um gráfico pressão-volume. Neste gráfico, as 
abscissas representam a pressão de um gás, e as ordenadas, o volume ocupado. 
 
 
A curva obtida é uma hipérbole, cuja equação representativa é PV = constante. Portanto, podemos 
representar: 
 
P1 ∙ V1 = P2 ∙ V2 
 
 Lei de Charles/Gay-Lussac 
 
“À pressão constante, o volume ocupado por uma massa fixa de gás é diretamente proporcional à 
temperatura absoluta." 
 
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50 
Esta transformação gasosa, onde a pressão é mantida constante, é chamada de transformação isobárica. 
 
As relações entre volume e temperatura podem ser representadas pelo esquema: 
 
 
 
Graficamente, encontramos: 
 
 
 
A reta obtida é representada pela equação: 
 
V = (constante) · T ou V/T = constante 
 
Com isso, ficamos com: 
 
𝑉1
𝑇1
=
𝑉2
𝑇2
 
 
 Lei de Charles/Gay-Lussac 
 
“A volume constante, a pressão exercida por uma determinada massa fixa de gás é diretamente 
proporcional à temperatura absoluta”. 
 
Esta transformação gasosa, onde o volume é mantido constante, é denominada de transformação 
isocórica, isométrica ou isovolumétrica. 
 
As relações entre pressão e temperatura são representadas a seguir: 
 
 
 
Graficamente, encontramos: 
 
 
 
A reta obtida é representada pela equação: 
 
P = (constante) · T ou P/T = constante 
 
Com isso, ficamos com: 
 
𝑃1
𝑇1
=
𝑃2
𝑇2
 
 
b) Gás Perfeito ou Ideal 
 
Obedece rigorosamente às Leis Físicas dos Gases em quaisquer condições de temperatura e pressão. 
 
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51 
c) Gás Real 
 
Não segue o comportamento do gás ideal, principalmente em pressões muito altas e/ou em 
temperaturas baixas, porque ocorre alta redução de volume e as partículas, muito próximas, 
passam a interferir umas no movimento das outras. 
 
Um gás real aproxima-se do comportamento de um gás ideal à medida que diminui a pressão e 
aumenta a temperatura. 
 
Equação Geral dos Gases 
 
Esta equação é utilizada quando ocorre transformação gasosa em que as três variáveis de estado 
(P, V e T) se modificam simultaneamente. 
 
Ela é obtida por meio da relação matemática entre as transformações gasosas estudadas anteriormente. 
 
 
 
 
 
Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP, CN ou TPN) 
 
São definidas como condições normais de temperatura e pressão quando o gás é submetido a uma 
pressão de 1 atm e à temperatura de 0 °C. Portanto, podemos colocar: 
 
P = 1 atm = 760 mmHg 
 
T = 0 °C = 273 K 
 
Lei de Avogadro 
 
“Volumes iguais de gases quaisquer, à mesma temperatura e pressão, encerram o mesmo número 
de moléculas." 
 
 
 
Sendo n a quantidade em mols de cada gás, podemos concluir: 
 
nN2 = nO3 = nHe 
 
Determinou-se experimentalmente o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás nas CNTP e foi 
encontrado o valor aproximadamente igual a 22,4 L. Portanto, podemos dizer que:volume molar nas CNTP = 22,4 L/mol 
 
Equação de Clapeyron 
 
As leis de Boyle e Charles/Gay-Lussac podem ser combinadas com a lei de Avogadro para 
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52 
relacionar volume, pressão, temperatura e quantidade em mols de um gás. 
 
Tal relação é chamada de equação de estado de um gás. Ela pode ser encontrada das seguintes 
formas: 
 
a) Lei de Boyle-Mariotte 
 
V é proporcional a 
1
P
 quando T e n são constantes. 
 
b) Lei de Charles/Gay-Lussac 
 
V é proporcional a T onde P e n são constantes. 
 
P é proporcional a T onde V e n são constantes. 
 
c) Lei de Avogadro 
 
V é proporcional a n quando T e P são constantes. Agrupando as quatro expressões encontramos: 
V é proporcional a (
1
P
) ∙ (T) ∙ (n) 
 
V = R · ( 
1
P
) · (T) · (n), onde R representa a constante de proporcionalidade e é chamada de 
constante universal dos gases. A equação de estado pode então ser representada por: 
 
𝑃 · 𝑉 = 𝑛 · 𝑅 · 𝑇 
 
Esta equação também é denominada de equação de Clapeyron, em homenagem ao físico francês 
que a determinou. 
 
A constante R pode assumir vários valores dentre os quais destacamos: 
 
R = 0,082 atm ∙ L ∙ mol−1 ∙ K−1 
e 
R = 62,3 mmHg ∙ L ∙ mol−1 ∙ K−1 
 
Lei dos Gases Ideais causa queda de um LearJet 
 
A lei dos gases ideais, PV=nRT, diz que o número de moléculas de gás em um determinado 
volume é proporcional à pressão do gás. No dia 25 de outubro de 1999, um LearJet caiu em Mina, 
South Dakota, USA. A causa do acidente foi a despressurização da cabine. O avião estava a 10 mil 
pés de altura (~3 km). Nesta altitude, a pressão atmosférica é menor e, consequentemente, o ar é 
menos denso, mais rarefeito. Dentro do avião, que deve ser selado, a pressão é controlada pelo 
bombeamento de oxigênio. Durante o vôo, houve uma despressurização - todos os passageiros e 
tripulação rapidamente ficaram inconscientes e, provavelmente, mortos, por falta de oxigênio: 
menor P resulta em menor n. Por mais de 3 horas voaram nesta situação, guiados pelo piloto 
automático. Uma das evidências de que a despressurização, de fato, ocorreu, era de que as janelas 
do avião estavam cobertas de gelo. A 10 mil pés, o avião pode ser encarado como um grande 
cilindro de ar comprimido. Se estiver vazando, o ar estará sofrendo uma expansão. PV=nRT diz 
que este é um processo endotérmico e, portanto, retira calor das vizinhanças - levando até mesmo 
ao congelamento do vapor de água! 
 
A perda de consciência é tão rápida porque o sangue perde oxigênio com se estivesse em ebulição. 
As células cerebrais ficam sem oxigênio e morrem em poucos minutos. 
 
Densidade dos Gases 
 
A densidade gasosa pode ser trabalhada sob duas formas: a densidade absoluta e a densidade 
relativa 
 
Densidade Absoluta 
 
A densidade absoluta é uma relação entre a massa e o volume ocupado por um gás, em 
determinadas condições de temperatura e pressão. 
 
d =
m
V
 
 
Esta densidade pode ser encontrada, levando-se em consideração a pressão e a temperatura 
absoluta, partindo-se da equação de estado do gás ideal: 
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P · V = n · R · T 
 
P ∙ V =
m
M
∙ R ∙ T 
 
P ∙ M =
M
V
∙ R ∙ T 
 
Sabendo que: d = m/V 
 
P · M = d · R · T 
d =
P ∙ M
R ∙ T
 
 
A unidade utilizada é o g/L. 
 
Trabalhando-se nas CNTP (P = 1 atm e T = 273 K), encontramos a seguinte equação: 
 
d =
1 ∙ M
0,082∙273
 
 
d =
M
22,4
 
 
Densidade Relativa 
 
A densidade relativa é encontrada através da relação entre as densidades absolutas de dois gases, 
medidas nas mesmas condições de temperatura e pressão. 
 
 
 
 
d1
d2
=
M1
M2
 ou d1,2 =
M1
M2
 
 
Esta relação indica quantas vezes um gás é mais denso ou menos denso que outro gás. Por 
exemplo, uma bexiga com gás hidrogênio mantém-se suspensa no ar porque o gás hidrogênio é 
menos denso que o ar. 
 
Mistura Gasosa 
 
A mistura entre dois ou mais gases sempre constitui um sistema homogêneo. 
 
Consideremos inicialmente dois recipientes contendo, o primeiro, gás nitrogênio (N2) e o segundo, 
gás hélio (He). 
 
Os dois gases são misturados em um terceiro recipiente, conforme o esquema representado abaixo. 
 
 
 
Para a mistura gasosa, é possível estabelecermos as seguintes relações: 
 
Equação de Estado 
 
𝑃 ∙ 𝑉 = ∑ 𝑛 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇 
 
onde: 
P = Pressão da mistura 
V = Volume da mistura 
T = Temperatura da mistura 
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54 
∑ 𝑁 = Quantidade em mols da mistura 
Não esquecer que n =
m
M
, portanto a mistura apresentada fica: 
 
nN2 =
mN2
MN2
 e nHe =
mHe
MHe
 
 
Para uma mistura gasosa qualquer, a quantidade em mols fica: 
 
∑ n = n1 + n2 + n3+. .. 
 
Equação Geral dos gases 
 
Partindo de: 
nN2 + nHe = ∑ n 
 
E sabendo que: 
PN2 ∙ VN2 = nN2 ∙ R ∙ TN2 (inicial) 
 
PHe ∙ VHe = nHe ∙ R ∙ THe (inicial) 
 
P ∙ V = ∑ n ∙ R ∙ T (mistura) 
 
 
 
Podemos representar a equação geral para mistura gasosa: 
𝑃𝑁2 ∙𝑉𝑁2
𝑇𝑁2
+
𝑃𝐻𝑒∙𝑉𝐻𝑒
𝑇𝐻𝑒
 
 
Para a equação representada, utilizamos a mistura de dois gases, portanto, para uma mistura 
qualquer, contendo mais de dois gases, a equação fica assim representada: 
 
𝑃1∙𝑉1
𝑇1
+
𝑃2∙𝑉2
𝑇2
=
𝑃∙𝑉
𝑇
 
 
onde P1, V1,T1,P2,V2,T2 , … representam a situação inicial de cada gás. 
 
Pressão Parcial 
 
Utilizando o mesmo esquema do módulo anterior, temos: 
 
 
A pressão da mistura gasosa (P) corresponde à soma das pressões exercidas pelo hélio e pelo 
nitrogênio dentro do recipiente. A pressão que cada gás exerce na mistura gasosa é chamada de 
pressão parcial. Portanto, podemos enunciar a lei de Dalton (das pressões parciais) que diz: a 
pressão total corresponde à soma das pressões parciais dos gases componentes da mistura gasosa. 
 
𝑃 = 𝑝𝐻𝑒 + 𝑝𝑁2 
 
Para o cálculo da pressão parcial podemos utilizar: 
 
a) Equação de estado 
 
PN2 · V = nN2 · R · T e PHe · V = nHe · R · T 
 
onde V e T são da mistura gasosa. 
 
b) Equação geral 
 
Como a quantidade em mols de cada gás não varia, podemos escrever: 
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55 
 
 
Inicial : PN2 ∙ VN2 = nN2 ∙ R ∙ TN2 
 
Mistura: PN2 ∙ V = nN2 ∙ R ∙ T 
 
Para o hélio, a equação fica: 
PHe∙VHe
THe
=
PHe∙V
T
 
 
Efusão e Difusão Gasosa 
 
Considerando que um recipiente contenha gás, se seu cheiro se espalhar todos que estarão ao 
redor, iram sentir o cheiro forte do gás (fato muito conhecido). Esse fato ocorre, pois as moléculas 
de um gás se movimentam com facilidade através dos espaços vazios entre as moléculas, fazendo 
com que elas se misturem uniformemente com eles. 
Podemos pensar também que essas moléculas podem atravessar as paredes porosas, porém nem 
todas na mesma velocidade, independente se os gases estão ou não nas mesmas condições de 
temperatura e pressão. 
 
Difusão gasosa – é a forma na qual, os gases atravessam uma parede porosa, e nesse mesmo 
processo se misturam de maneira uniforme com outros gases. 
 
Porém, a efusão gasosa é conceituada como uma forma em que um gás escapa de um recipiente, 
por meio de um pequeno furo, para o vácuo. 
 
Thomas Graham foi um químico britânico, que estudou a efusão gasosa, ele criou a lei que o explica. 
 
“As velocidades de efusão dos gases são inversamente proporcionais às raízes quadradas de suas 
massas específicas, quando submetidos à mesma pressão e temperatura”. 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. Uma mistura de etileno e gás hidrogênio, que contém mais 
hidrogênio que etileno, tem pressão de 53 mmHg em determinado 
volume. Após a mistura ter passado por um catalisador de Platina, 
sua pressão é de 34 mmHg, à mesma temperatura e volume. Qual a 
fração de etileno na mistura original? 
 
a) 34,6% b) 41,5% c) 23,8% d) 49,0% e) n.d.a. 
 
2. Um recipiente de volume constante contém 2,0 moles de um 
gás à pressão de 1,0 atmosfera e temperatura T. Se nesse 
recipiente forem introduzidos mais 2,0 moles do mesmo gás à 
mesma temperatura, a pressão sofrerá um acréscimode: 
 
a) 0,5 atm b) 1,0 atm c) 1,5 atm d) 2,0 atm e) 2,5 atm 
 
3. Faz-se explodir, num tubo de gases, uma mistura de 50 ml 
de hidrogênio e 40 ml de oxigênio. Supondo que todas as 
medidas de volumes sejam feitas a 110°C e 760 mmHg de 
pressão, após a reação o tubo de gás conterá: 
 
a) 25 ml de vapor d’água e 15 ml de oxigênio 
b) 50 ml de vapor d’água e 15 ml de oxigênio 
c) 40 ml de vapor d’água e 10 ml de hidrogênio 
d) 40 ml de vapor d’água e 30 ml de hidrogênio 
e) 40 ml de vapor d’água e 20 ml de hidrogênio 
 
4. Sabe-se que a pressão parcial da amônia é ¼ da pressão 
parcial do gás sulfídrico. Qual a relação entre a massa de 
amônia e gás sulfídrico? 
Dados: N = 14; H = 1; S = 32 
 
a) 1 b) ½ c) 1/3 d) ¼ e) 1/8 
 
5. Um balão de vidro indilatável contém 10g de oxigênio a 77°C. 
Este balão poderá suportar, no máximo, uma pressão interna 
três vezes superior à que está submetido. Se a temperatura do 
gás for reduzida a 27°C, a máxima quantidade de oxigênio que 
ainda pode ser introduzida no balão, nesta temperatura, é de: 
 
a) 25g b) 30g c) 40g d) 60g e) 90g 
 
6. Certa massa de um gás ideal sofre uma transformação na 
qual a sua temperatura em graus Celsius é duplicada, a sua 
pressão é triplicada e seu volume é reduzido à metade. A 
temperatura do gás no seu estado inicial era de: 
 
a) 127K b) 227K c) 273K d) 546K e) 818K 
 
7. Um congelador doméstico (“freezer”) está regulado para 
manter a temperatura de seu interior a -18°C. Sendo a 
temperatura ambiente igual a 27°C (ou seja, 300K), o 
congelador é aberto e, pouco depois, fechado novamente. 
Suponha que o “freezer” tenha boa vedação e que tenha ficado 
aberto o tempo necessário para o ar em seu interior ser trocado 
por ar ambiente. Quando a temperatura do ar no “freezer” 
voltar a tingir -18°C, a pressão em seu interior será: 
 
a) cerca de 150% da pressão atmosférica; 
b) cerca de 118% da pressão atmosférica; 
c) igual à pressão atmosférica; 
d) cerca de 85% da pressão atmosférica; 
e) cerca de 67% da pressão atmosférica. 
 
8. Uma dada massa de um gás perfeito está a uma temperatura 
de 300K, ocupando um volumeV e exercendo uma pressão p. 
Se o gás for aquecido e passar a ocupar um volume 2V e 
exercer uma pressão1,5p, sua nova temperatura será: 
 
a) 100K b) 300K c) 450K d) 600K e) 900K 
 
9. Um gás perfeito é mantido em um cilindro fechado por um 
pistão. Em um estado A, as suas variáveis são: pA= 2,0 atm; 
VA= 0,90 litros; qA= 27°C. Em outro estado B, a temperatura é 
qB= 127°C e a pressão é pB = 1,5 atm. Nessas condições, o 
volume VB, em litros, deve ser: 
 
a) 0,90 b) 1,2 c) 1,6 d) 2,0 e) 2,4 
 
10. Dois balões esféricos A e B contêm massas iguais de um 
mesmo gás ideal e à mesma temperatura. O raio do balão A é 
duas vezes maior do que o raio do balão B. Sendo pA e 
pBas pressões dos gases nos balões A e B. 
Pode-se afirmar que pA é igual a: 
pB 
 
a) ¼ b)1/2 c) 1/8 d) 1/16 e) 2 
 
GABARITO: 
1.A 2.B 3.B 4.E 5.A 6.D 7.D 8.E 9.C 10.C 
 
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56 
 Unidade 1 
Química Geral 
Capítulo 15 
Estequiometria 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
BIZU 
A massa 
molecular é 
numericamente 
igual à massa 
molar. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cálculos Estequiométricos. 
 
A palavra estequiometria vem do grego stoicheion que significa elemento e metron que significa 
medida. O cálculo estequiométrico determina as quantidades das substâncias envolvidas na 
reação, portanto é possível fazer uma previsão da massa do produto que será encontrada a partir 
de determinada quantidade de reagente utilizada, por exemplo. Esse cálculo pode ser efetuado 
com massa, volume ou quantidade de matéria, basta obedecer à proporção da equação química e 
para isso, esta precisa ser balanceada corretamente. 
 
Cálculo - Mol 
 
Após balancear uma equação química, os coeficientes das substâncias indicam a proporção 
estabelecida em quantidade de matéria, ou seja, mol. 
 
Exemplo: 
1.Combustão do gás metano (gás natural) 
 
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O 
 
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol – Proporção 
 
Qual a quantidade de matéria de gás carbônico produzida a partir da combustão de 5 mol de CH4 ? 
 
Como as substâncias envolvidas no problema são apenas o metano e o gás carbônico, basta 
estabelecer a relação entre elas. 
 
1 mol CH4 ------------------ 1 mol CO2 
5 mol CH4 ---------------------------- X 
 
X = 5 mol de CO2. 
 
Cálculo – Massa 
 
Vimos que os coeficientes das substâncias indicam a proporção estabelecida em quantidade de matéria, 
ou seja, mol. Mas, podemos transformar essas relações para massa a partir das massas molares. 
 
Exemplo: 
1.Combustão do gás metano (gás natural) 
 
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O 
 
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol – Proporção em quantidade de matéria 
16g 64g 44g 36g – Proporção em massa 
 
Como calcular a proporção em massa? 
 
 1º passo: determinar a massa molecular de cada uma das substâncias. 
 2º passo: a massa molar é uma relação para 1 mol, caso o coeficiente da equação seja 
diferente de 1, é preciso multiplicar a massa molar. 
 
Qual a massa de gás carbônico produzida a partir da combustão de 50g de CH4 ? 
 
Como as substâncias envolvidas no problema são apenas o metano e o gás carbônico, basta 
estabelecer a relação entre elas. 
 
16g CH4 ------------------ 44g CO2 
50g CH4 ---------------------------- X 
 
X = 50.44/16 
X = 137,5g de CO2 
 
 
 
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57 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
BIZU 
Na CNTP, o 
volume molar 
assume sempre o 
valor de 22,71 
L/mol. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cálculo – Volume 
 
Vimos que os coeficientes das substâncias indicam a proporção estabelecida em quantidade de matéria, 
ou seja, mol. Mas, podemos transformar essas relações para volume a partir do volume molar. 
 
Lembre-se: Nas CNTP, o volume molar = 22,71 L/mol. 
 
Exemplo: 
1.Combustão do gás metano (gás natural) 
 
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O 
 
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol – Proporção em quantidade de matéria 
22,71L 45,42L 22,71L 45,42L - Proporção em volume 
 
Como calcular a proporção em volume? 
 
 1º passo: determinar o volume molar de cada uma das substâncias. 
 2º passo: o volume molar é uma relação para 1 mol, caso o coeficiente da equação seja 
diferente de 1, é preciso multiplicar o volume molar. 
 
Qual o volume de gás carbônico produzido a partir da combustão de 100L CH4? 
 
Como as substâncias envolvidas no problema são apenas o metano e o gás carbônico, basta 
estabelecer a relação entre elas. 
 
22,71L CH4 -----------------22,71L CO2 
100L CH4 ---------------------------- X 
 
X = 100.22,71/22,71 
X = 100L de CO2 
 
Reagente em Excesso e Limitante 
 
Os coeficientes determinam a proporção da equação, mas se as quantidades utilizadas dessas 
substâncias forem aleatórias, é preciso determinar o necessário e o restante não participa da 
reação, é chamado de excesso. 
 
Exemplo: 
1.Combustão do gás metano (gás natural) 
 
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O 
 
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol – Proporção em quantidade de matéria 
16g 64g 44g 36g - Proporção em massa 
 
Qual a massa de gás carbônico produzido a partir da combustão de 50g de CH4 e 192g de O2? 
 
Como temos as quantidades em massa utilizada dos dois reagentes, não podemos usar 
aleatoriamente esses valores. Antes, é preciso saber se as quantidades estão corretas, ou seja, 
seguem a proporção da equação. 
 
16g CH4 ------------------ 64g O2 
50g CH4 ---------------------------- X 
 
X = 50.64/16 
X = 200g de O2. 
 
Observe que a massa de O2 necessária para reagir com os 50g de CH4 não corresponde a 
quantidade disponível. Portanto, temos mais CH4 do que precisamos nessa reação. 
 
16g CH4 ------------------ 64g O2 
 X -------------------------- 192g O2 
 
X = 16.192/64 
X = 48g de CH4. 
Portanto temos50g de CH4, mas só serão utilizados 48g o restante (2g) é considerado excesso e 
não participa da reação. Assim, o gás metano é o reagente em excesso e o gás oxigênio é o 
reagente limitante. 
 
 
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58 
 
 
BIZU 
Observe que as 
massas de gás 
carbônico 
produzidas são 
iguais, o que 
significa que o 
cálculo do 
reagente em 
excesso está 
correto. 
 
 
 
16g CH4 ------------------ 44g CO2 
48g CH4 ---------------------------- X 
 
X = 48.44/16 
X = 132g de CO2 
 
OU 
 
64g O2 ------------------ 44g CO2 
192g O2 ---------------------------- X 
 
X = 192.44/64 
X = 132g de CO2 
 
Pureza 
 
Os coeficientes determinam a proporção da equação, mas as substâncias utilizadas em larga escala nas 
indústrias normalmente apresentam impurezas, que não participam da reação. A purificação delas é um 
processo caro que muitas vezes inviabiliza o processo. Por isso, na indústria é preciso determinar o grau 
de pureza do reagente para prever corretamente a quantidade formada do produto. 
 
Exemplo: 
1.Combustão do gás metano (gás natural) 
 
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O 
 
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol – Proporção em quantidade de matéria 
16g 64g 44g 36g – Proporção em massa 
 
Qual a massa de gás carbônico produzida a partir da combustão de 50g de CH4 considerando seu grau de 
pureza igual a 80%? 
 
Como sabemos o grau de pureza do reagente, não podemos considerar que os 50g reagirão. 
 
50g CH4 ------------------ 100% 
 X CH4 ------------------ 80% 
 
X = 50.80/100 
X = 40g CH4. 
 
Portanto temos 50g de CH4, mas só serão utilizados 40g porque o restante (10g) são as impurezas 
que não participam da reação. 
 
16g CH4 ------------------ 44g CO2 
40g CH4 ---------------------------- X 
 
X = 40.44/16 
X = 110g de CO2 
 
O cálculo da pureza do reagente também pode ser efetuado no final, por exemplo: 
 
16g CH4 ------------------ 44g CO2 
50g CH4 ---------------------------- X 
 
X = 50.44/16 
X = 137,5g de CO2 
 
Essa massa de gás carbônico só seria produzida se o reagente estivesse puro. 
 
137,5g CH4 ------------------ 100% 
 X CH4 ------------------ 80% 
 
X = 137,5.80/100 
X = 110g CH4 
 
Rendimento 
 
Uma reação química depende de uma série de fatores como a presença de luz ou calor, a variação de 
pressão, a utilização de máquinas, a imprecisão nas medidas e a manipulação de substâncias. Todos esses 
aspectos quando são controlados aumentam o rendimento da reação, ou seja, possibilitam a formação de 
maior quantidade do produto, seguindo a proporção. 
 
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59 
Exemplo: 
1.Combustão do gás metano (gás natural) 
 
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O 
 
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol – Proporção em quantidade de matéria 
16g 64g 44g 36g – Proporção em massa 
 
Qual a massa de gás carbônico produzida a partir da combustão de 70g de CH4 considerando o rendimento 
da reação de 90%? 
 
Como sabemos o rendimento, podemos calcular: 
 
70g CH4 ------------------ 100% 
 X CH4 ------------------ 90% 
 
X = 70.90/100 
X = 63g CH4. 
 
Portanto temos 50g de CH4, mas só serão utilizados 40g porque o restante (10g) são as impurezas 
que não participam da reação. 
 
16g CH4 ------------------ 44g CO2 
63g CH4 ---------------------------- X 
 
X = 63.44/16 
X = 173,25g de CO2 
 
O cálculo do rendimento também pode ser efetuado no final, por exemplo: 
 
 16g CH4 ------------------ 44g CO2 
 70g CH4 ---------------------------- X 
 
X = 70.44/16 
X = 192,5g de CO2 
 
Essa massa de gás carbônico só seria produzida se o rendimento da reação fosse de 100%. 
 
192,5g CO2 ------------------ 100% 
 X CO2 ------------------ 90% 
 
X = 192,5.90/100 
X = 173,25g CH 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. Fosgênio, COCl2, é um gás venenoso. Quando inalado, reage 
com a água nos pulmões para produzir ácido clorídrico (HCl), 
que causa graves danos pulmonares, levando, finalmente, à 
morte: por causa disso, já foi até usado como gás de guerra. A 
equação química dessa reação é: 
 
COCl2 + H2O → CO2 + 2 HCl 
Se uma pessoa inalar 198 mg de fosgênio, a massa de ácido 
clorídrico, em gramas, que se forma nos pulmões, é igual a: 
 
a) 1,09 . 10-1. d) 3,65 . 10-2. 
b) 1,46 . 10-1. e) 7,30 . 10-2. 
c) 2,92 . 10-1. 
 
2. CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) 
O volume de CO2, medido a 27ºC e 1atm., produzido na 
combustão de 960,0 g de metano, é: 
 
a) 60,0 L d) 1476,0 L 
b) 1620,0 L e) 960,0 L 
c) 1344,0 L 
 
Dados: massa molar do CH4 = 16,0 g/mol 
constante universal dos gases: R = 0,082 atm.L/mol.K 
 
3. Qual é a quantidade de matéria de gás oxigênio necessária 
para fornecer 17,5 mol de água, H2O(v), na queima completa do 
acetileno, C2H2(g)? 
 
a) 43,75 mol d) 35 mol 
b) 2 mol e) 27,2 mol 
c) 17,5 mol 
 
4. Quantas moléculas de água, H2O(v), são obtidas na queima 
completa do acetileno C2H2(g), ao serem consumidas 3,0 . 
1024 moléculas de gás oxigênio? 
 
a) 120 . 1024 d) 1,2 . 1023 
b) 0,12 . 1023 e) 1,2 . 1024 
c) 12 . 1024 
 
5. A combustão completa de um mol de um alcano gastou 179,2 
litros de oxigênio nas condições normais de temperatura e 
pressão. Esse alcano é o: 
Dados: C (12u); H (1u); O(16u) 
 
a) pentano d) octano 
b) hexano e) nonano 
c) heptano 
 
6. Fazendo-se reagir 3,4 g de NH3 com quantidade suficiente de 
O2, segundo a reação 4NH3 + 3O2 ? 2N2 + 6H2O, obteve-se 
2,1 g de N2. O rendimento dessa reação foi aproximadamente: 
Dados: massas molares em g/mol: H = 1,0; N = 14,0; O = 16. 
 
a) 75% b) 70% c) 50% d) 25% e) 20% 
 
7. O inseticida DDT (massa molar = 354,5 g/mol) é fabricado a 
partir de clorobenzeno (massa molar = 112,5 g/mol) e cloral, de 
acordo com equação: 
2 C6H5Cl + C2HCl3O –> C14H9Cl5 + H2O 
clorobenzeno cloral DDT 
Partindo-se de uma tonelada (1 t) de clorobenzeno e admitindo-
se rendimento de 80%, a massa de DDT produzida é igual a: 
 
a) 1,575 t. d) 354,5 kg. 
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60 
b) 1,260 t. e) 160,0 kg. 
c) 800,0 kg. 
 
8. São colocadas para reagir entre si, as massas de 1,00 g de 
sódio metálico e 1,00 g de cloro gasoso. Considere que o 
rendimento da reação é 100%. São dadas as massas molares, 
em g/mol: Na = 23,0 e Cl = 35,5. A afirmação correta é: 
 
a) Há excesso de 0,153 g de sódio metálico. 
b) Há excesso de 0,352 g de sódio metálico. 
c) Há excesso de 0,282 g de cloro gasoso. 
d) Há excesso de 0,153 g de cloro gasoso. 
e) Nenhum dos dois elementos está em excesso. 
 
9. Sabendo-se que a massa molar do lítio é 7,0 g/mol, a massa 
de lítio contida em 250 ml de uma solução aquosa de 
concentração 0,160 mol/L de carbonato de lítio é: 
 
a) 0,560 g. d) 0,160 g. 
b) 0,400 g. e) 0,080 g. 
c) 0,280 g. 
 
10. Rodando a 60 km/h, um automóvel faz cerca de 10 km por 
litro de etanol (C2H5OH). Calcule o volume de gás carbônico 
(CO2), em metros cúbicos, emitido pelo carro após cinco horas 
de viagem. Admita queima completa do combustível. 
Dados: Densidade do etanol: 0,8 kg/l 
Massa molar do etanol: 46 g/mol 
Volume molar do CO2: 25 1/mol 
 
a) 13 b) 26 c) 30 d) 33 e) 41 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.B 2.D 3.A 4.E 5.A 6.A 7.B 8.B 9.A 10.B 
 
 
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61 
 Unidade 2 
Físico-Química 
Capítulo 1 
Soluções 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Definição 
 
Solução: é toda e qualquer mistura homogênea formada a partir de duas ou mais substâncias que 
não possibilita, por meio de processos físicos, que o disperso (soluto) e o dispersante (solvente) 
sejam separados. O soluto aparece, em uma mistura dita homogênea, em menor quantidade; já osolvente, em maior volume. 
 
Exemplo: 
A água potável, os refrigerantes, os combustíveis (álcool hidratado, gasolina), produtos de limpeza 
(como sabonetes líquidos). 
 
Tipos de soluções: solução líquida (refrigerantes), solução sólida (bronze = cobre + estanho) e 
solução gasosa (ar atmosférico). 
 
Características das partículas de soluto de uma solução: 
 
 São átomos, íons ou moléculas de tamanho pequeno 
 Têm diâmetro menor que 1 nanometro (10 Angstrons) 
 Não sofrem sedimentação 
 Se filtradas, não serão separadas do solvente 
 Nenhum aparelho é capaz de observá-las em solução. 
 
As soluções se diferenciam de início em relação a dois fatores principais: fase de agregação e 
condutibilidade elétrica. Elas podem ser classificadas segundo a relação existente entre a quantidade de 
solvente em: insaturadas, saturadas e supersaturadas. Também é possível classificar as soluções em 
diluídas ou concentradas, tendo como base a proporção entre soluto e solvente presente. 
 
Soluções saturadas contêm uma quantidade de soluto dissolvido igual à sua solubilidade naquela 
temperatura. O excesso de soluto, em relação ao valor do coeficiente de solubilidade (Cs), não se 
dissolve, e constituirá o corpo de fundo. 
 
Exemplos: 
Uma solução de NaCl e H2O a 50ºC, que contém exatamente 37,0 g de NaCl por 100 g de H2O, 
será saturada sem presença de precipitado, ou também, uma solução de NaCl e H2O a 50ºC, com 
39,0 g de NaCl por 100 g de H2O, será saturada com presença de precipitado, isto é, 37,0 g se 
dissolveram totalmente em 100 g de H2O e 2,0 g precipitam para o fundo do recipiente. 
 
Soluções insaturadas contêm uma quantidade de soluto dissolvido menor que a sua solubilidade 
naquela temperatura. 
 
Exemplo: 
Será saturada toda solução de NaCl e H2O que contiver a 50ºC uma quantidade inferior a 37,0 g 
de NaCl por 100 g de H2O. 
 
Soluções supersaturadas (instáveis) contêm uma quantidade de soluto dissolvido maior que a sua 
solubilidade naquela temperatura. 
 
Exemplo: 
A solução supersaturada pode ser preparada da seguinte forma: 
 
Dissolvem-se 39,0 g de NaCl em 100 g de H2O a 100ºC, obtendo-se assim uma solução 
insaturada. Deixa-se o sistema resfriar em repouso absoluto até 50ºC. O resultado é uma solução 
supersaturada, contendo 2,0g de NaCl dissolvidos, acima do coeficiente de solubilidade nessa 
temperatura. Submetendo-se o sistema nessas condições a qualquer perturbação, ou 
acrescentando-se ao sistema um cristal de NaCl, por menor que seja, imediatamente os 2,0g em 
excesso se precipitam para o fundo do recipiente. 
 
 
 
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62 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
BIZU 
Denomina-se 
dissolução 
endotérmica 
aquela em que 
quanto maior a 
temperatura, 
maior o 
coeficiente de 
solubilidade do 
solvente 
(temperatura e 
solubilidade são 
diretamente 
proporcionais). 
Também há a 
dissolução 
exotérmica, que é 
o inverso da 
endotérmica, 
quanto menor a 
temperatura, 
maior o 
coeficiente de 
solubilidade do 
solvente 
(temperatura e 
solubilidade são 
inversamente 
proporcionais). 
 
 
 
BIZU 
Toda dispersão 
coloidal que 
possui a água 
como dispergente 
é denominada 
hidrossol. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Solução Diluída 
 
Nessa solução a quantidade de soluto na solução é considerada pequena. Tem-se como parâmetro 
que as soluções diluídas são aquelas que possuem no máximo um décimo de mol (0,1 mol) de 
soluto por litro de solução. 
 
Exemplo: Sabendo que a massa molar do NaCl é 58,5 g/mol, toda solução de NaCl que tiver 5,85 
g de NaCl por litro de solução ou menos que isso é considerada diluída. 
 
Solução Concentrada 
 
Nessa solução a quantidade de soluto na solução é considerada grande. Tem-se como parâmetro 
que as soluções diluídas são aquelas que possuem mais que um décimo de mol de soluto por litro 
de solução. 
 
Exemplo: 
Soluções aquosas de NaCl que apresentam mais de 5,85 g de NaCl por litro de solução ou menos 
são consideradas concentradas. 
 
Dispersão 
 
As dispersões ou dispersões coloidais são misturas heterogêneas onde o componente que aparece 
em menor quantidade é denominado disperso e o componente que aparece em maior quantidade é 
denominado dispergente. Em uma dispersão coloidal, as partículas do disperso possuem as 
seguintes características: 
 
 São agregados de átomos, íons ou moléculas, ou ainda macromoléculas ou macroíons 
 O diâmetro das partículas do disperso fica entre 10 Å e 1000 Å 
 Podem sofrer sedimentação pela ação de um ultracentrífuga 
 Podem ser separadas do dispergente através de um ultrafiltro 
 Podem ser observadas em um ultramicroscópio. 
 
Dispersões Coloidais Disperso Dispergente Exemplo 
Aerossol Sólido Gasoso Fumaça 
Emulsão Líquido Líquido Maionese (ovos, vinagre 
e azeite) 
Espuma Sólida Gasoso Sólido Pedra-pomes (ar em 
sílica) 
Gel Líquido Sólido Gelatina (água em 
proteína) 
Espuma Líquida Gasoso Líquido Creme chantily (ar em 
creme) 
 
Unidades de concentração 
 
É possível estabelecer diferentes relações entre a quantidade de soluto, de solvente e de solução. 
Estas relações são denominadas concentrações. 
 
Matematicamente, 
 
C = \frac{m_1}{V}, onde m1 é a massa do soluto e V é o volume da solução. 
 
A unidade usual para concentração é gramas por litro (g/L). 
 
Quando duas soluções têm a mesma concentração, elas são chamadas isotônicas ou isosmóticas 
(iso= igual). 
 
Quando a concentração é diferente, a mais concentrada é chamada hipertônica ou hiperosmótica 
(hiper=superior) e a menos concentrada é chamada hipotônica ou hiposmótica (hipo=inferior). 
 
Usaremos o índice 1 para indicar soluto e o índice 2 para indicar solvente. As informações da 
solução não têm índice. 
 
a) Concentração comum (C) 
 
Também chamada concentração em g/L (grama por litro), relaciona a massa do soluto em gramas com 
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BIZU 
Cuidado para não 
confundir 
densidade com 
concentração 
comum, pois as 
duas relacionam 
massa com 
volume. Lembre-
se de que na 
concentração 
comum se 
relaciona a massa 
de soluto com o 
volume da solução 
e, na densidade, a 
massa de solução 
com o volume da 
solução. 
 
 
 
o volume da solução em litros. 
 
C = m1/V 
 
b) Concentração em quantidade de matéria (Cn) 
 
Cientificamente, é mais usual esta concentração, que relaciona a quantidade de soluto (mol) com o 
volume da solução, geralmente em litros. Sua unidade é mol/L: 
 
Cn = n1/V 
 
Existe uma fórmula que relaciona concentração comum com concentração em quantidade de 
matéria. Veja: 
 
Cn = n1/V e n1 = m1/M1 
 
Logo: Cn = m1/M1.V 
 
Como C = m1/V, temos: Cn = C/M1 ou C = Cn . M1 
 
O uso dessa fórmula permite transformar concentração em quantidade de matéria em 
concentração comum, ou vice-versa. 
 
c) Título (T) 
 
Pode relacionar a massa de soluto com a massa da solução ou o volume do soluto com o volume 
da solução. 
T = m1/m e T = V1/V 
O título em massa não tem unidade, pois é uma divisão de dois valores de massa (massa do soluto 
pela massa da solução), e as unidades se “cancelam”. Como a massa e o volume de soluto nunca 
poderão ser maiores que os da própria solução, o valor do título nunca será maior que 1. 
 
Multiplicando o título por 100, teremos a porcentagem em massa ou em volume de soluto na 
solução (P): 
 
P = 100 . T 
 
d) Densidade da solução (d) 
 
Relaciona a massa e o volume da solução: 
 
d = m/V 
 
Geralmente, as unidades usadas são g/mL ou g/cm3. 
 
As diversas formas de expressar a concentração podem ser relacionadas: 
 
C = 1000.d.T 
 
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64 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. Uma solução aquosa de determinada concentração foi 
preparada a 20°C. Na temperatura de 60°C, a sua concentração 
será exatamente a mesma, somente se for expressa como: 
 
a) normalidadeb) molaridade 
c) molalidade 
d) fração pondero-volumétrica 
e) fração volumétrica 
 
2. Foram totalmente dissolvidos em 100 ml de ácido clorídrico 
6,54 gramas de zinco. Supondo não haver variação de volume 
da solução, qual é a molaridade da solução final em cloreto de 
zinco? Dado: Zn = 65,4 
 
a) 0,1 M 
b) 0,2 M 
c) 1 M 
d) 2 M 
e) 10 M 
 
3. Para se preparar um litro de solução de KMnO4 0,1 N que 
deve atuar como oxidante em meio ácido, são necessários do 
sal: Dados: K = 39; Mn = 55; O =16 
 
a) 15,8 g 
b) 7,9 g 
c) 31,6 g 
d) 3,16 g 
e) 1,58 g 
 
4. Quantos gramas de Na3PO4 (PM = 164) são necessárias para 
preparar 5,0 litros de uma solução 3 molar? 
 
a) 10,9 
b) 65,6 
c) 98,4 
d) 273 
e) 2460 
 
5. A concentração de ácido acético (C2H4O2) no vinagre é da 
ordem de 0,83 M. Aproximadamente, quantos gramas desse 
ácido há em 1 litro de vinagre? Dados: C = 12; H = 1; O =16 
 
a) 10 g 
b) 20 g 
c) 30 g 
d) 40 g 
e) 50 g 
 
6. Deseja-se calcular a fração molar do soluto de uma solução 
aquosa 0,50 molal desse soluto. Sabe-se que o peso molecular 
da água vale 18,0. Qual é a melhor opção: 
 
a) O cálculo somente será possível se for dado o peso molecular 
do soluto. 
b) O cálculo somente será possível se forem dadas as condições 
de pressão e de temperatura. 
c) O cálculo somente será possível se for dada a densidade da 
solução. 
d) O cálculo somente será possível se for dada a fração molar do 
solvente. 
e) Não falta nenhum dado para o cálculo pedido. 
 
7. A principal característica de uma solução é: 
 
a) ser sempre uma mistura homogênea. 
b) possuir sempre um líquido com outra substância dissolvida. 
c) ser um sistema com mais de uma fase. 
d) ser homogênea ou heterogênea, dependendo das condições 
de pressão e temperatura. 
e) ser uma substância pura em um único estado físico. 
 
8. Assinale a alternativa que contém exemplos de soluções: 
 
a) água de torneira, mar, granito. 
b) granito, mistura de água e óleo, ar. 
c) petróleo no mar, granito, água destilada. 
d) água pura, gás nitrogênio, ouro puro. 
e) ar, água de torneira, ouro 18 quilates. 
 
9. Se dissolvermos 40 g de hidróxido de sódio em 162 g de 
água, a quente, a fração molar do soluto será: Dados: Na = 
23; O =16; H = 1 
 
a) 0,2 
b) 0,02 
c) 0,1 
d) 0,01 
e) n.d.a. 
 
10. Qual é a molalidade de uma solução que contém 34,2 g de 
sacarose, C12H22O11, dissolvidos em 200 g de água? Dados: C 
= 12; H = 1; O = 16 
 
a) 0,1 molal 
b) 0,005 molal 
c) 0,5 molal 
d) 1,2 molal 
e) 0,0005 molal 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.C 2.C 3.D 4.E 5.E 6.E 7.A 8.E 9.C 10.C 
 
http://www.coladaweb.com/quimica/fisico-quimica/densidade-massa-volumica
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65 
 Unidade 2 
Físico-Química 
Capítulo 2 
Termoquímica I 
 
 A termoquímica é a parte da química que estuda as trocas de energia sob a forma de calor 
envolvido nas reações químicas e nas mudanças de estados físicos da matéria. Essa energia recebe 
o nome de ENTALPIA (H). Na prática, não se é possível determinar o conteúdo de energia 
(Entalpia) de cada substância envolvida na reação, somente a sua variação (∆H) ao longo do 
processo. Sendo assim, o calculo de variação de entalpia (∆H) em um dado processo é: 
 
∆H = Hprodutos – Hreagentes 
 
Os processos que envolvem a troca de calor são conhecidos como: 
 
a) Processo Exotérmico: É aquele onde ocorre a liberação de calor, ou seja, a entalpia dos 
reagentes é maior que a dos produtos (Hp < Hr), o que torna o valor da variação de entalpia 
negativo (∆H < 0). Graficamente temos: 
 
 
 
b) Processo Endotérmico: É aquele onde ocorre a absorção de calor, ou seja, a entalpia dos 
produtos é maior que a dos reagentes (Hp > Hr), o que torna o valor da variação de entalpia 
positivo (∆H > 0). Graficamente temos: 
 
 
 
A variação de entalpia também pode ser observada nas mudanças de estados físicos da matéria 
onde, no processo de fusão (Sólido  Líquido) ela recebe o nome de entalpia de fusão (∆Hfusão) e 
no processo de vaporização (Líquido  Gasoso) ela recebe o nome de entalpia de vaporização 
(∆Hvaporização ou ∆Hvap). 
 
 Fatores que influenciam o valor do ∆H: 
 
a) A estequiometria da reação 
b) A temperatura e a pressão em que se deu a reação 
c) O estado de agregação das substâncias participantes da reação 
d) A variedade alotrópica de cada substância simples que participa da reação 
 
Entalpia-Padrão de combustão 
 
Denomina-se entalpia-padrão de combustão (∆H°combustão) a variação de entalpia envolvida na 
combustão completa de 1 mol de uma determinada substância. 
 
Substância + O2(g)  CO2(g) + H2O(l) 
Reação de combustão completa 
 
Como toda entalpia-padrão, esses valores encontram-se tabelados e foram obtidos a 25°C e 1 atm 
de pressão atmosférica. Sendo assim, a entalpia padrão de combustão de algumas substâncias são: 
 
 
 
 
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66 
Nome da 
substância 
Fórmula molecular e estado 
físico 
∆H°combustão (kJ.mol-1) 
Hidrogênio H2(g) - 285,8 
Grafita C(s) - 393,3 
Metano CH4(g) - 282,8 
Etano C2H6(g) - 1559,8 
Eteno C2H4(g) - 1410,8 
Etino C2H2(g) - 1299,6 
Propano C3H8(g) - 2220,0 
Butano C4H10(g) - 2878,6 
Benzeno C6H6(l) - 3267,7 
Metanol CH3OH(l) - 726,3 
Etanol C2H5OH(l) - 1366,1 
Glicose C6H12O6(s) - 2815,8 
Sacarose C12H22O11(s) - 5643,8 
Fonte : REIS, M. Interatividade Química : Cidadania, participação e formação. FTD. São Paulo, 2003.(ADAPTADO) 
 
Entalpia-Padrão de Formação 
 
Denomina-se entalpia padrão de formação (∆H°f) a variação de entalpia envolvida na formação de 
um mol de moléculas de uma substância a partir das substâncias simples mais estáveis dos 
elementos químicos que a constituem. Com isso, fica concluído que: 
 
A ENTALPIA DE QUALQUER SUBSTÂNCIA SIMPLES NA SUA FORMA MAIS ESTÁVEL 
É ZERO (∆H°f = 0) 
 
Como toda entalpia-padrão, esses valores encontram-se tabelados e foram obtidos a 25°C e 1 atm 
de pressão atmosférica. Sendo assim, a entalpia padrão de formação de algumas substâncias são: 
 
Substância ∆H°f (kJ.mol-1) Substância ∆H°f (kJ.mol-1) Substância ∆H°f (kJ.mol-1) 
O2(g) 0 N2(g) 0 C2H2(g) +226,70 
O3(g) + 142,7 NO(g) + 90,25 C2H4(g) + 52,30 
H2(g) 0 NO2(g) + 33,18 C2H6(g) - 84,7 
H2O(l) - 285,83 N2O(g) + 82,00 CH3COOH(l) - 485,00 
H2O(g) - 241,81 N2O3(g) + 83,70 C2H5OH(l) - 277,70 
H2O2(l) - 187,78 N2O4(g) + 9,16 C6H6(g) + 82,93 
F2(g) 0 N2O5(g) + 11,00 Fe(s,α) 0 
HF(g) -273,30 NH3(g) - 45,94 Fe2O3(s) - 824,2 
Cl2(g) 0 HNO3(l) - 174,10 Fe3O4(s) - 1118,00 
HCl(g) - 92,31 NH4Cl(s) + 51,70 Hg(l) 0 
Br2(l) 0 P2(g) + 144,00 HgO(s) - 90,80 
Br2(g) + 30,91 P4(c,α,branco) 0 Ca(s) 0 
HBr(g) - 36,38 P4(g) + 58,90 CaO(s) - 635,09 
I2(s) 0 PCl3(g) - 287,00 Ca(OH)2(s) - 986,10 
I2(g) + 62,42 PCl5(g) - 375,00 CaCO3(s) - 1206,90 
HI(g) + 26,36 C(s,grafita) 0 NaOH (s) -425,61 
S(s, rômbico) 0 C(s,diamante) + 1,90 NaCl (s) - 411,15 
S(s,monoclínico
) 
+ 0,33 CO(g) - 110,53 Na2SO4(s) - 1387,10 
SO2(g) - 296,81 CO2(g) - 393,51 Pb(s) 0 
SO3(g) -395,70 CH4(g) -74,80 PbO(s) - 219,00 
H2S(g) -20,60 HCHO(g) - 117,00 PbO2(s) - 277,00 
H2SO4(l) - 813,99 CH3OH(l) - 238,70 PbSO4(s) - 919,94 
Fonte: Castellan, G. Fundamentos de Físico-Química. Editora LTC. Rio de Janeiro, 2007. (ADAPTADO) 
 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. Considere as reações abaixo e marque a alternativa que 
indica corretamente as reações endotérmicas: 
 
I. CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + H2O(l) + 889,5 kJ 
II. Fe2O3(s) +3 C(s) → 2 Fe(s) +3 CO(g) ΔH = + 490 kJ 
III. 6 CO2(g) + 6 H2O(l) + 2 813 → C6H12O6(g) + 6 O2(g) 
IV. HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ΔH = - 57,7 kJ 
V. 1 H2(g) + 1/2 O2(g) → 2 H2O(l) + 68,3 kcal 
VI. 1 H2(g) + 1 I2(g) → 2 HI(g) ΔH = + 25,96 kJ/mol 
 
a) II e III. d) I, IV e V. 
b) I e IV. e) I, III e V. 
c) II, III e VI. 
 
2. Assinale a alternativa que contém apenas processos com ΔH 
negativo: 
 
a) Combustão e fusão. 
b) Combustão e sublimação de sólido para gás. 
c) Combustão e sublimação degás para sólido. 
d) Fusão e ebulição. 
e) Evaporação e solidificação. 
 
3. Observe o diagrama de um processo químico abaixo: 
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67 
 
 
Diagrama de energia de um processo químico 
 
Pode-se afirmar que esse processo é: 
 
a) exotérmico, com ΔH = + 230 kJ. 
b) endotérmico, com ΔH = + 570 kJ. 
c) endotérmico, com ΔH = + 230 kJ. 
d) exotérmico, com ΔH = - 230 kJ. 
e) exotérmico, com ΔH = - 570 kJ. 
 
4. Ozonizador é um aparelho vendido no comércio para ser 
utilizado no tratamento da água. Nesse aparelho é produzido 
ozônio (O3) a partir do oxigênio do ar (O2), que mata os micro-
organismos presentes na água. A reação de obtenção do ozônio 
a partir do oxigênio pode ser representada pela equação: 
 
3 O2(g) ↔ 2 O3(g) ΔH = +284 kJ 
 
Com base nessa equação, e considerando a transformação de 
1000 g de O2(g) em O3(g), a quantidade de calor envolvida na 
reação é: 
 
a) 2958,33 kJ e a reação é endotérmica. 
b) 1479,16 kJ e a reação é exotérmica. 
c) 739,58 kJ e a reação é exotérmica. 
d) 369,79 kJ e a reação é endotérmica. 
e) 184,90 kJ e a reação é endotérmica. 
 
5. Considere as transformações a que é submetida uma amostra 
de água, sem que ocorra variação da pressão externa: 
 
 
Mudança de estado físico da água 
 
Pode-se afirmar que: 
 
a) as transformações 3 e 4 são exotérmicas. 
b) as transformações 1 e 3 são endotérmicas. 
c) a quantidade de energia absorvida em 3 é igual à quantidade 
liberada em 4. 
d) a quantidade de energia liberada em 1 é igual à quantidade 
liberada em 3. 
e) a quantidade de energia liberada em 1 é igual à quantidade 
absorvida em 2. 
 
6. Desde a pré-história, quando aprendeu a manipular o fogo 
para cozinhar seus alimentos e se aquecer, o homem vem 
percebendo sua dependência cada vez maior das várias formas 
de energia. A energia é importante para uso industrial e 
doméstico, nos transportes, etc. 
Existem reações químicas que ocorrem com liberação ou 
absorção de energia, sob a forma de calor, denominadas, 
respectivamente, como exotérmicas e endotérmicas. Observe o 
gráfico a seguir e assinale a alternativa correta: 
 
Gráfico de uma reação exotérmica 
 
a) O gráfico representa uma reação endotérmica. 
b) O gráfico representa uma reação exotérmica. 
c) A entalpia dos reagentes é igual à dos produtos. 
d) A entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes. 
e) A variação de entalpia é maior que zero. 
 
7. Dado o gráfico: 
 
Gráfico de entalpia de uma reação genérica 
 
Para um reação genérica representada pela equação: A → B 
 
Qual será o valor da variação de entalpia do processo? 
 
a) - 50 Kcal d) - 250 Kcal 
b) - 150 Kcal e) - 300 Kcal 
c) - 100 Kcal 
 
8. Muitos são os exemplos de processos exotérmicos que 
ocorrem em nosso dia a dia, como o cozimento de um alimento 
ou a combustão dos combustíveis de um veículo automotor. O 
gráfico a seguir representa de uma forma geral qualquer 
fenômeno exotérmico, pois: 
 
Gráfico da entalpia de um fenômeno exotérmico 
 
a) sua energia de ativação é baixa. 
b) sua energia de ativação é alta. 
c) não apresenta dados sobre a pressão do sistema. 
d) a entalpia dos reagentes é menor que a dos produtos. 
e) a entalpia dos produtos é menor que a dos reagentes. 
 
9. Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes processos: 
I. gás queimando em uma das “bocas” do fogão e 
II. água fervendo em uma panela que se encontra sobre esta 
“boca” do fogão. 
 
Com relação a esses processos, pode-se afirmar que: 
 
a) I e II são exotérmicos. 
b) I é exotérmico e II é endotérmico. 
c) I é endotérmico e II é exotérmico. 
d) I é isotérmico e II é exotérmico. 
e) I é endotérmico e II é isotérmico. 
 
10. Ao se sair molhado em local aberto, mesmo em dias 
quentes, sente-se uma sensação de frio. Esse fenômeno está 
relacionado com a evaporação da água que, no caso, está em 
contato com o corpo humano. 
 
Essa sensação de frio explica-se corretamente pelo fato de que 
a evaporação da água: 
 
a) é um processo endotérmico e cede calor ao corpo. 
b) é um processo endotérmico e retira calor do corpo. 
c) é um processo exotérmico e cede calor ao corpo. 
d) é um processo exotérmico e retira calor do corpo. 
e) n.d.a. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.C 2.C 3.B 4.A 5.E 6.B 7.C 8.E 9.B 10.B 
 
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68 
 Unidade 2 
Físico-Química 
Capítulo 3 
Termoquímica II 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Lei de Hess 
 
A mudança de estado de um sistema produzida por uma dada reação química é bem definida. A 
correspondente variação de entalpia também é definida, pois a entalpia é função de estado. 
Portanto, se transformamos um dado conjunto de reagentes num dado conjunto de produtos por 
mais uma sequência de reações, a variação total de entalpia será a mesma para cada sequência, 
sendo assim uma consequência da primeira lei da termodinâmica. 
 
De um modo mais simples, o valor de ∆H de um processo não depende do número de etapas 
intermediárias e nem do tipo de reação que ocorre e sim somente da entalpia inicial dos reagentes 
e da entalpia final dos produtos. Observaremos agora essa lei na prática. 
 
Sabe-se que para sintetizar um mol de cloreto de sódio (NaCl(s)) a partir de suas substâncias 
simples (Na(s) e Cl2(g)) a energia liberada nessa síntese é de – 411,15 kJ.mol-1 segundo a reação: 
 
Na(s) + ½ Cl2(g)  NaCl(s) ∆H = - 411,15 kJ.mol-1 
 
Mas, não somente esse processo em uma única etapa pode ser utilizado na síntese do NaCl. 
Poderá se utilizar processos com “n” etapas onde, no final das contas, a variação de entalpia do 
processo global será o mesmo. Vejamos duas possíveis possibilidades: 
 
 
 
Observe que, em ambos os métodos, o valor do ∆Hglobal do processo é o mesmo. Logo esse dois 
métodos nos permitem observar e concluir que o ∆Hglobal de uma reação em “n” etapas pode ser 
calculada somando os valores de ∆H das diferentes etapas que a constituem. 
 
Além disso, através de manipulações matemáticas, a lei de Hess permite que possamos combinar 
diferentes equações químicas com ∆H conhecido de tal forma que a equação global resultante 
possa nos fornecer o valor do ∆Hglobal desejado, basta apenas não esquecer que: 
 
 Ao se inverter uma equação química, o valor do ∆H da mesma troca o sinal: 
 
Exemplo: 
A + B  C ∆H = + 1000  C  A + B ∆H = -1000 
 
 Ao se multiplicar uma equação química, o valor do ∆H da mesma é multiplicado na mesma ordem: 
 
Exemplo: 
A + B  C ∆H = + 1000 (x2) 2A + 2B  2C ∆H = + 2000 
 
Energia de Ligação 
 
Sabemos que na natureza, os átomos dos diversos compostos químicos estão unidos entre si 
através de ligações químicas e que para que ocorram reações químicas, ou seja, para que esses 
átomos sofram recombinações, é necessário o rompimento das ligações dos átomos dos reagentes 
para a formação das novas ligações químicas dos produtos. 
 
Logo, em uma reação química, primeiro são rompidas as ligações entre os átomos (Processo Endotérmico) 
para que em seguida sejam formadas as novas ligações sejam formadas (Processo Exotérmico). 
 
Com isso, o ∆H de uma reação química também pode ser medido conhecendo o numero exato de 
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OBSERVAÇÃO 
Lembre-se que a 
ruptura de ligações 
químicas é um 
processo 
endotérmico, 
portanto tem o sinal 
positivo. E a síntese 
de ligações 
químicas é um 
processo 
exotérmico e, 
portanto, tem o 
sinal negativo. 
 
ligações químicas que serão rompidas e formadas ao longo do processo e as suas respectivas entalpia de 
formação dessas ligações. Matematicamente, o calculo do ∆H a partir das energias de formação das 
ligações é dado por: 
 
 
 
Exemplo: 
Calcule o ∆H da formação de 1 mol de 1,2 dicloroetano a partir do cloro molecular e do eteno. 
 
 1° passo:Montar a equação química 
 
C2H4 + Cl2  C2H4Cl2 
 
 2º passo: Montar a formula estrutural de todos os componentes da equação 
 
 3º passo: Identificar os tipos e quantidades de ligações químicas presentes em cada composto 
 
 Etano: 1 ligação C=C ; 4 ligações C-H 
 Cloro: 1 ligação Cl-Cl 
 1,2-dicloroetano: 1 ligação C-C; 2 ligação C-Cl; 4 ligações C-H 
 
 4º passo: Calcular a energia de ligações contida em cada um dos componentes da reação a 
partir dos valores de energia de cada ligação fornecidos. 
 
Dados: 
Ligação Entalpia de formação (kcal.mol-1) 
C-H - 98,8 
C=C -146,8 
C-C -82,9 
Cl-Cl -58,0 
C-Cl -78,2 
 
Etano : 1 ligação C=C; 4 ligações C-H; (1x-146,8) + (4x-98,8) = - 542,0 
Cloro : 1 ligação Cl-Cl; (1x-58,0) = -58,0 
1,2-dicloroetano: 1 ligação C-C; 2 ligações C-Cl; 4 ligações C-H; (1x-82,9) + (2x-78,2) + (4x-
98,8) = 634,5 
 
 5º passo: Calcular 
 
 
 
Ligação ∆H(kJ.mol-1) Ligação ∆H(kJ.mol-1) Ligação ∆H(kJ.mol-1) 
H – H 436,0 C – Cl 327,2 O = O 468,6 
H – F 563,2 C – Br 280,7 N ≡ N 945,4 
H – Cl 431,8 C – I 241,4 N – H 391,0 
H – Br 366,1 C – C 346,8 N – Cl 192,6 
H – I 298,7 C = C 614,2 F – F 153,1 
C – H 413,4 C ≡ C 833,4 Cl – Cl 242,6 
C – O 353,5 C = O 804,3 Br – Br 192,8 
C – F 434,3 H – O 463,5 I – I 151,0 
 
 
 
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E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. O “besouro bombardeiro” espanta seus predadores expelindo 
uma solução quente. Quando ameaçado, em seu organismo 
ocorre a mistura de soluções aquosas de hidroquinona, peróxido 
de hidrogênio e enzimas, que promovem uma reação 
exotérmica, representada por: 
 
C6H4(OH)2(aq) + H2O2(aq) → C6H4O2(aq) + 2 H2O(l) 
 
O calor envolvido nessa transformação pode ser calculado, 
considerando-se os processos: 
 
C6H4(OH)2(aq) → C6H4O2(aq) + H2(g) ΔH = +177 kJ . mol-1 
H2O(l) + ½ O2(g) → H2O2(aq) ΔH = +95 kJ . mol-1 
H2O(l) → ½ O2(g) + H2(g) ΔH = +286 kJ . mol-1 
 
Assim sendo, o calor envolvido na reação que ocorre no 
organismo do besouro é: 
 
a) -558 kJ . mol-1 d) +558 kJ . mol-1 
b) -204 kJ . mol-1 e) +585 kJ . mol-1 
c) -177 kJ . mol-1 
 
2. Relativamente às equações a seguir, fazem-se as seguintes 
afirmações: 
 
C(grafite)(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH = - 94,0 kcal 
C(diamante)(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH = - 94,5 kcal 
 
I - C(grafite) é a forma alotrópica menos energética. 
II - As duas reações são endotérmicas. 
III - Se ocorrer a transformação de C(diamante) em C(grafite), 
haverá liberação de energia. 
IV - C(diamante) é a forma alotrópica mais estável. 
 
São corretas: 
 
a) I e II, somente. d) II e IV, somente. 
b) I e III, somente. e) I, III e IV, somente. 
c) I, II e III, somente. 
 
3. Dadas as equações: 
 
Fe2O3(s) + 3 C(grafite) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) ΔH0 = +489 kJ 
FeO(s) + C(grafite) → Fe(s) + CO(g) ΔH0 = +155,9 kJ 
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH0 = -393 kJ 
CO(g) + ½ O2(g)→ CO2(g) ΔH0 = -282,69 kJ 
Calcule o valor de ΔH0 para a reação: 
Fe(s) + ½ O2(g)→ FeO(s) 
 
a) -266,21 kJ. d) +222,79 kJ. 
b) +266,21 kJ. e) -222,79 kJ. 
c) -30,79 kJ. 
 
4. Com respeito à lei de Hess, julgue os itens a seguir como 
verdadeiros ou falsos: 
 
a) A lei de Hess permite calcular as entalpias de reações que, 
experimentalmente, seriam difíceis de determinar. 
b) Pela lei de Hess, podemos usar quaisquer reações 
intermediárias cujos valores sejam conhecidos e cujo somatório 
algébrico resulte na reação desejada. 
c) A lei de Hess permite determinar a variação de entalpia até 
mesmo de reações que, na prática, nem chegariam a ocorrer 
pelo caminho direto. 
d) As equações usadas podem ser multiplicadas, divididas e 
invertidas para originar os coeficientes estequiométricos 
necessários nos membros adequados. 
e) Quando se inverte uma equação, o valor da entalpia 
permanece o mesmo. 
f) No somatório das equações, se duas substâncias iguais aparecem 
em reações diferentes e em lados contrários, elas podem ser 
somadas, mas se estão do mesmo lado, podemos cancelá-las ou 
simplificar seus coeficientes (caso eles sejam diferentes). 
 
a) V V V V F F d) V F F V F V 
b) V V V F V F e) F V F V F F 
c) F F V F V V 
 
5. Um passo do processo de produção de ferro metálico, Fe(s), é 
a redução do óxido ferroso (FeO) com monóxido de carbono 
(CO). 
 
FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) ∆H = x 
 
Utilizando as equações termoquímicas abaixo e baseando-se na 
Lei de Hess, assinale a alternativa que indique o valor mais 
próximo de “x”: 
 
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) ∆H = -25 kJ 
3 FeO(s) + CO2(g) → Fe3O4(s) + CO(g) ∆H = -36 kJ 
2 Fe3O4(s) + CO2(g) → 3 Fe2O3(s) + CO(g) ∆H = +47 kJ 
 
a) -17 kJ. d) -36 kJ. 
b) +14 kJ. e) +50 kJ. 
c) -100 kJ. 
 
6. Dados: Entalpia de ligação: H - H = 435 kJ/mol E N - H = 
390 kJ/mol 
 
A reação de síntese da amônia, processo industrial de grande 
relevância para a indústria de fertilizantes e de explosivos, é 
representada pela equação: 
 
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g); ∆H = - 90 kJ 
 
A partir dos dados fornecidos, determina-se que a entalpia de 
ligação contida na molécula de N2 é igual a: 
 
a) - 645 kJ/mol d) 945 kJ/mol 
b) 0 kJ/mol e) 1125 kJ/mol 
c) 645 kJ/mol 
 
7. Dadas as energias de ligação em kcal/mol: H-H: 104,0 ; Br-
Br: 45,0 E H-Br: 87,0; O ∆H da reação ½ H2 + ½ Br2 → HBr é 
igual a: 
 
a) + 62,0 kcal. d) - 236,0 kcal. 
b) +149,0 kcal. e) - 161,5 kcal 
c) - 12,5 kcal. 
 
8. Pode-se conceituar energia de ligação química como sendo a 
variação de entalpia (∆H) que ocorre na quebra de 1 mol de 
uma dada ligação. Assim, na reação representada pela equação: 
 
NH3(g) → N(g) + 3 H(g); ∆H = 1170 kJ/mol NH3 
São quebrados 3 mols de ligação N-H, sendo, portanto, a 
energia de ligação N-H igual a 390 kJ/mol. Sabendo-se que na 
decomposição: 
N2H4(g) → 2N(g) + 4H(g); ∆H = 1720 kJ/mol N2H4, 
 
São quebrados ligações N-N e N-H, qual o valor, em kJ/mol, da 
energia de ligação N-N ? 
 
a) 80 b) 160 c) 344 d) 550 e) 1330 
 
9. São dadas as seguintes energias de ligação em kJ/mol de 
ligação formada: 
 
H ─ Cℓ = - 431,8; H ─ F = - 563,2; 
Cℓ ─ Cℓ = - 242,6; F ─ F = - 153,1. 
 
Com os dados acima é possível prever que a reação a seguir: 
 
2 HCℓ(g) + 1 F2(g) → 2 HF(g) + 1 Cℓ(g) 
teria ∆H, em kJ, da ordem de: 
 
a) - 585,9 b) - 352,3 c) - 220,9 d) + 220,9 e) + 352,3 
 
10. C2H4(g) → 2 C(g) + 4 H(g) ∆H = 542 kcal/mol 
 
Na reação representada pela equação anterior, sabe-se que a 
energia da ligação C ─ H é igual a 98,8 kcal/mol. O valor da 
energia de ligação C ═ C, em kcal/mol, é: 
 
a) 443,2 b)146,8 c) 3444.4 d) 73,4 e) 293,6 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.B 2.B 3.A 4.A 5.A 6.D 7.C 8.B 9.B 10.B 
 
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 Unidade 2 
Físico-Química 
Capítulo 4 
Eletroquímica 
 
 Eletroquímica é o estudo das reações nas quais ocorre conversão de energia química em energia 
elétrica e vice-versa. 
 
Numa pilha galvânica ocorre a conversão de energia química em energia elétrica, já numa 
eletrólise ocorre a conversão de energia elétrica em energia química. 
 
 
 
Em eletroquímica estudamos as reações de oxidorredução que geram ou consomem energia. 
 
1. Pilhas 
 
A eletroquímica estuda as soluções eletrolíticas e os fenômenos que ocorrem quando são colocados 
eletrodos nestas soluções. Basicamente, a eletroquímica engloba o estudo das pilhas e da eletrólise. 
 
Utilizando os sistemas abaixo, faremos algumas experiências. 
 
 
1a experiência: Uma lâmina de Cu(s) é mergulhada numa solução de ZnSO4(aq) 
 
 
Cu(s) + ZnSO4(aq) → não ocorre reação 
 
2a experiência: Uma lâmina de Zn(s) é mergulhada numa solução de CuSO4(aq). 
 
 
Reação ocorrida: Zn(s) + CuSO4(aq) ZnSO4(aq) + Cu(s) 
 (lâmina) (solução) (solução) (lâmina) 
 
Explicação: 
 
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– O íon Cu(aq)
2+ “arranca” e– do Zn(s), causando sua oxidação; 
– O íon Cu(aq)
2+ apresenta capacidade de arrancar e– do Zn(s) (é uma observação experimental). 
 
Analisando as duas experiências,concluímos que o íon Cu(aq)
2+ consegue arrancar e– do Zn(s), já o 
íon Zn(aq)
2+ não consegue arrancar e– do Cu(s). 
 
Conclusões 
 
– O íon Cu(aq)
2+ possui maior capacidade de atrair (arrancar) e– do que o íon Zn(aq)
2+ 
– O Zn(s) possui maior capacidade de doar e– do que o Cu(s) 
Cada íon metálico em solução apresenta uma diferente capacidade de atrair e–, e esta será denominada 
potencial de redução (Ered). 
 
 
1.1. Eletrodo 
 
Um eletrodo (que em grego significa "caminho para a eletricidade") é formado por um metal, 
mergulhado numa solução contendo cátions desse metal. 
 
Exemplo: Ered
cu2+/Cu
> Ered
Zn2+/Zn
 
 
1.2. Condições para Condução da Corrente Elétrica 
 
– Uma diferença de potencial (ddp); 
– Um meio condutor. 
 
Como o eletrodo de cobre (Cu2+/Cu) possui maior potencial de redução que o eletrodo de zinco 
(Zn2+/Zn), podemos dizer que entre os eletrodos existe uma ddp. Se entre esses eletrodos 
intercalarmos um fio condutor, agora teremos condições para condução da corrente elétrica. 
 
I. Ponte Salina 
 
Para evitar a mistura das soluções, utiliza-se a ponte salina, que une os dois compartimentos do 
eletrodo e completa, o circuito elétrico. A ponte salina é formada por um gel contendo solução 
salina aquosa concentrada dentro de um tubo. A solução salina mais utilizada é o KCl, pois os 
íons K e Cl não afetam as reações que ocorrem nas células. 
 
À medida que a lâmina de zinco corrói, a solução do eletrodo de zinco vai ganhando cátions 
𝑍𝑛4(𝑎𝑞)
2+ (cargas positivas). Haverá no eletrodo excesso de cargas positivas. 
 
À medida que a lâmina de cobre tem a sua massa aumentada, a solução do eletrodo de cobre vai 
perdendo cátions 𝐶𝑢4(𝑎𝑞)
2+ (cargas positivas). Haverá no eletrodo excesso de cargas negativas 𝑆𝑂4(𝑎𝑞)
2− . 
 
A função da ponte salina é manter o equilíbrio elétrico de cargas positivas e negativas nas soluções dos 
eletrodos. Assim, K migra da ponte para o eletrodo de cobre e Cl migra para o eletrodo de zinco. 
 
No condutor existe uma corrente de elétrons. 
Na ponte salina existe uma corrente de íons. 
 
Observação 
 
Se entre as duas soluções é encontrada uma placa porosa, ao invés de ponte salina, ocorre 
migração dos íons existentes nas soluções ,ou seja: íons Zn2+ migram através da placa para o 
eletrodo de Cu e íons migram para o eletrodo de Zn. Concluindo, podemos dizer que cátions 
migram para o cátodo e ânions, para o ânodo. 
 
II. Reação Global da Pilha 
 
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III. Nomenclatura dos Eletrodos 
 
1.4. Esquema e Representação 
 
 
1.4. Esquema e Representação 
 
 
1.5. Medindo a ddp de uma pilha 
 
Experiência: seja a pilha de Daniell, na qual intercalaremos no fio condutor um voltímetro 
(aparelho usado para medida da ddp). 
 
 
A partir destas figuras, temos que a superfície do metal é o catodo e o centro da gota é o anodo. 
Onde a gota está presente existirá a oxidação do ferro e a superfície reduzirá. Na verdade ocorrerá 
um fluxo de elétrons saindo do anodo e se espalhando para toda superfície metálica. 
 
As reações ocorridas são: 
 
anodo, ocorre a oxidação do ferro 
Fe0 → Fe2+ + 2e- 
(catodo, redução do oxigênio para formação da hidroxila, OH-, que participará da formação do óxido) 
O2 + 2 H2O + 4e- → 4 OH- 
 
Somando as semi-equações, temos: 
2 Fe + O2 + 2 H2O → 2 Fe(OH)2 
O Fe(OH)2 será oxidado à Fe(OH)3 pelo oxigênio atmosférico, pois o Fe3+ é mais estável do que o Fe2+. 
Fe(OH)3 (ferrugem) 
Quanto mais íons existirem na água da gota, mais fácil ocorrerá a reação. Lembre-se da ponte salina 
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É comum que o ferro seja recoberto por película de tinta (ou zarcão) ou de outro metal, como 
estanho, zinco ou crômio, a fim de ser protegido contra corrosão. A folha de aço usada nas latas 
para bebidas ou alimentos é revestida por películas de estanho, seja pela imersão em estanho 
fundido, seja por galvanoplastia. O estanho protege o ferro desde que a película seja contínua. 
 
Outra maneira de proteção é associar ao ferro um metal que seja mais reativo do que ele, como o 
zinco ou o magnésio. Esse metal sofrerá oxidação antes do ferro, protegendo-o assim. Os dutos de 
óleo ou de gás que trabalham enterrados no solo são protegidos dessa forma (geralmente com 
anodo de sacrifício de magnésio). Bem como os motores de embarcações e cascos de navio 
(geralmente usando o zinco como metal de sacrifício). 
 
As reações de eletroquímica não ocorrem somente com metais, mas também ocorrem nos processos de 
oxidação de alimentos, entre tantos outros, sendo a eletroquímica bastante abrangente. 
 
3. Eletrólise 
 
Consiste em uma reação de oxirredução não espontânea. É o inverso de uma pilha. Na eletrólise 
há a necessidade de uma fonte externa de corrente elétrica (contínua) para que uma reação não 
espontânea ocorra. 
 
O recipiente em que se realiza a eletrólise recebe o nome de célula eletrolítica ou cuba eletrolítica. 
 
O eletrólito, ou substância que conduz eletricidade, deve ser um composto iônico líquido 
(fundido), ou então em solução. Pode ser um composto molecular, desde que este se ionize 
quando em solução. Como exemplo temos os ácidos. 
 
3.1. Como Funciona a Eletrólise 
 
Os íons negativos são atraídos pelo pólo + (ânodo), onde irão perder elétrons (oxidação). Os 
elétrons cedidos ao pólo + migram através do circuito externo até o pólo − (cátodo). Lá, estes 
serão "ganhos" pelos íons positivos (redução). 
 
 
Para que ocorra a eletrólise, é necessária a presença de íons livres. 
 
Observação – A reação que ocorre em uma eletrólise é o inverso da reação de uma pilha. Assim, 
para que ocorra uma eletrólise, é necessário que o gerador forneça uma ddp superior à reação da 
pilha (espontânea). Se isto não ocorrer, a eletrólise não se realiza. 
 
3.2. Eletrólise Ígnea 
 
Como já vimos anteriormente, para que ocorra uma eletrólise é necessária a presença de íons 
livres. Um composto iônico, no estado sólido, não deve sofrer eletrólise, já que não possui íons 
livres. Uma forma de liberar os íons deste composto é aquecê-los até a fusão (fundir). A eletrólise 
que ocorre, nessas condições, é chamada eletrólise ígnea (do latim igneus = inflamado, ardente). 
 
Exemplo 
 
Eletrólise ígnea do NaCl: 
 
 
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Semi-reações da eletrólise ígnea do NaCl: 
 
 
 
Observação 
 
– Normalmente os eletrodos utilizados são de grafite. 
– O número de elétrons libertados no ânodo é sempre igual ao número de elétrons absorvidos no 
cátodo, em qualquer instante da eletrólise. 
 
3.3. Eletrólise em Soluções Aquosas 
 
Quando um eletrólito é dissolvido em água (havendo ionização ou dissociação do mesmo), além 
dos seus íons, devemos considerar a ionização da própria água. 
 
 
 
Observação– Embora a ionização da água ocorra em pequena escala (1 molécula se ioniza em 
cada 555 milhões de moléculas), seus íons devem ser considerados. 
 
Experimentalmente, observa-se que, na eletrólise aquosa, apenas um tipo de cátion é atraído por 
vez no cátodo, e, enquanto ele estiver presente na solução, nenhuma outra espécie será atraída. O 
mesmo ocorre em relação aos ânions no ânodo. 
 
3.4. Estequiometria da Eletrólise 
 
Cada elétron que atravessa o circuito transporta uma carga de 1,6·10–19 C. Se x elétrons 
atravessam o circuito, eles transportarão uma carga de x·1,6·10–19 C. Assim, para um mol de 
elétrons, teremos: 
 
 
 
Conclusão 
 
Quando 1 mol de elétrons atravessa um circuito, transporta a carga de 96.500 C. 
 
Esta carga é denominada 1 Faraday. 
 
96.500 C = 1F 
 
Desta forma: 
 
 
 
A carga Q (coulombs) que atravessa o circuito pode ser calculada, multiplicando a corrente 
(ampères) pelo tempo (segundos). 
 
 
 
 
 
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76 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. Uma cela eletroquímica é constituída pelas semicelas Cr // 
Cr+3 e Ag // Ag+ cujos valores potenciais E0 são: 
 
Cr(s) ® Cr+3(aq) + 3e-E0 = +0,75 volts 
Ag (s) ® Ag+(aq) + e- E0 = -0,80 volts 
 
Quando a cela está em funcionamento, á FALSA a afirmação de 
que: 
 
a) O eletrodo, onde ocorre oxidação é o ânodo da cela. 
b) A voltagem da cela é de 1,55 volts. 
c) O cromo metálico reage e forma Cr+3. 
d) Os íons negativos e positivos se movimentam através da 
solução, mas em direções opostas. 
e) Os elétrons passam através do voltímetro, da prata para o 
cromo. 
 
2. Conhecendo-se as seguintes equações de meia-célula e os 
respectivos potenciais padrão do eletrodo (E0): 
 
Sn++ + 2e- ® Sn0 E0 = -0,14 volts 
Ag+ + e- ® Ag0 E0 = +0,80 volts 
 
Podemos concluir que a pilha eletroquímica que funciona 
segundo a reação: Sn0 + 2 Ag+ ® Sn++ + 2 Ag0 Apresentará, 
nas condições padrões, a seguinte diferença de potencial: 
 
a) 0,54 volts 
b) 0,66 volts 
c) 0,94 volts 
d) 1,46 volts 
e) 1,74 volts 
 
3. Na reação espontânea do exercício anterior, o oxidante e o 
redutor são, respectivamente: 
 
a) Ce4+ e Sn+2 
b) Ce4+ e Sn4+ 
c) Ce3+ e Sn2+ 
d) Sn2+ e Ce4+ 
e) n.d.a. 
 
4. Considere os potenciais padrões de redução: semi-reação 
(em solução aquosa) potencial (volt) 
Ce4+ + 1e- ® Ce3+ +1,61 
Sn4+ + 2e- ® Sn2+ +0,15 
 
Qual das reações deve ocorrer espontaneamente? 
 
a) Ce4+ + Sn4+ ® Ce3+ + Sn2+ 
b) 2Ce4+ + Sn2+ ® 2Ce3+ + Sn4+ 
c) Sn4+ + Ce3+ ® Ce4+ + Sn2+ 
d) Ce3+ + Sn2+ ® Ce4+ + Sn4+ 
 
5. Dentre as espécies químicas representadas abaixo através de 
semi-reações: 
 
Semi-reações Potencial padrão de Redução (volt) 
Na+ + e- ® Na – 2,7 
Cu + + e- ® Cu +0,5 
½ Cl2 + e- ® Cl- +1,4 
 
Qual, nas condições padrão, é a mais oxidante? 
 
a) Na 
b) Cu 
c) Na+ 
d) Cu+ 
e) Cl2 
 
6. A reação que ocorre em uma pilha é representada pela 
seguinte equação: Mn + Cu++ ® Mn++ + Cu Sabendo-se que o 
potencial de óxido-redução do manganês é igual a +1,05 volts e 
o do cobre é igual a –0,35 volts, e admitindo-se que a 
concentração dos íons é unitária, a voltagem da pilha será: 
 
a) 0,70 volts 
b) –1,40 volts 
c) 1,40 volts 
d) –0,70 volts 
e) n.d.a. 
 
7. Considere as seguintes semi-reações e os respectivos 
potenciais normais de redução (E0): 
 
Ni+3 + 2e- ¾¾® Ni0 E0 = -0,25 V 
Au+3 + 3e- ¾¾®Au0 E0 = 1,50 V 
O potencial da pilha formada pela junção dessas duas semi-
reações será: 
 
a) +1,25 V 
b) –1,25 V 
c) +1,75 V 
d) –1,75 V 
e) +3,75 V 
 
8. Em uma pilha com eletrodos de zinco e de cobre, com circuito 
fechado, ocorre: 
 
a) o potencial do eletrodo de zinco diminui e o do cobre 
aumenta; 
b) o potencial do dois eletrodos diminui; 
c) o potencial do eletrodo de zinco aumenta e o do cobre 
diminui; 
d) o potencial dos dois eletrodos aumenta; 
e) o potencial dos dois eletrodos não se altera. 
 
9. Na pilha eletro-química sempre ocorre: 
 
a) oxidação do cátodo. 
b) movimento de elétrons no interior da solução eletrolítica. 
c) reação com diminuição de calor. 
d) passagem de elétrons, no circuito externo, do ânodo para o 
cátodo. 
e) reação de neutralização. 
 
10. Considere o esquema abaixo que representa uma pilha 
constituída de metal cobre em solução aquosa de sulfato de 
cobre e metal cádmio em solução de sulfato de cádmio. 
 
 
 
Uma tabela fornece a informação de que os potenciais padrões 
de redução do Cu2+ e do Cd2+ são, respectivamente, +0,34 V 
e -0,40 V e que a prata é um elemento mais nobre que o cobre. 
Assinale a opção que mostra a ordem decrescente de facilidade 
de oxidação dos três metais citados e a diferença de potencial 
(ddp) da pilha indicada na figura. 
 
a) Cu > Ag > Cd; -0,74 V 
b) Cd > Cu > Ag; +0,74 V 
c) Ag > Cu > Cd; -0,06 V 
d) Cd > Cu > Ag; +0,06 V 
e) Ag > Cd > Cu; -0,74 V 
 
GABARITO: 
1.E 2.C 3.A 4.B 5.E 6.C 7.C 8.A 9.D 10.B 
 
http://www.infoescola.com/files/2010/05/exec12qmc.jpg
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77 
 Unidade 2 
Físico-Química 
Capítulo 5 
Cinética Química 
 
 Introdução 
 
A Cinética Química estuda: 
 
 A velocidade das reações; 
 Como a velocidade varia em função das diferentes condições; 
 E os mecanismos de desenvolvimento de uma reação. 
 
Velocidade de uma reação química 
 
A velocidade de uma reação química pode ser definida como: 
 
 O aumento na concentração molar do produto por unidade de tempo; 
 Ou o decréscimo na concentração molar do reagente por unidade de tempo. 
 
A seguir, tem-se a representação gráfica do exemplo mais simples de uma reação: 
(A  B) 
 
 
 
Determinação da velocidade média de uma reação (Vm) 
 
t
X
Vm



][
 
Onde: 
 
t = intervalo de tempo 
 
[X] = variação da concentração de reagentes e produtos 
 
É interessante atentar que: 
 
 A velocidade dos reagentes é negativa, pois a concentração deles diminui ao longo do 
tempo; 
 A velocidade dos produtos é positiva, pois a concentração deles aumenta ao longo do 
tempo; 
 
Exemplo: 
Seja a reação de decomposição da água oxigenada: 
2222
2
1
OHOH  
 
Essa reação envolve a decomposição de H2O2 e a formação de H2 e O2 
 
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78 
Sendo assim, tem-se: 
 
Gráfico da decomposição de H2O2: 
 
 
 
Analisando os valores das velocidades médias de consumo de H2O2, percebe-se: 
 
 Velocidades médias não são constantes; 
 Valor máximo é encontrado no início da reação. 
 
Conclusão: 
 
 Velocidade média diminui de acordo com a diminuição da concentração 
 
Gráfico da formação de H2e O2: 
 
 
 
Seja a reação de decomposição da H2O2: 
2222
2
1
OHOH 
 
Proporção: 2 mols : 2mols : 1 mol 
 
Calculando as velocidades médias de decomposição do reagente e de formação dos produtos no 
intervalo de tempo de 0 a 10 minutos: 
 
Decomposição de H2O2: 
103,0  LmolVm 
Formação de H2: 
103,0  LmolVm 
Formação de O2: 
1015,0  LmolVm 
 
Dividindo as velocidades médias pelos coeficientes estequiométricos, obtém-se o mesmo valor de 
velocidade média: 
103,0  LmolVm 
 
Esse valor de velocidade média corresponde à velocidade média da reação. 
 
Condições para que uma reação ocorra (Teoria das Colisões) 
 
Para que ocorra uma reação, é necessário: 
 
 Moléculas reagentes colidam entre si; 
 Colisão ocorra com orientação favorável à formação do complexo ativado; 
 A energia das moléculas que colidem entre si seja igual ou superior à energia de ativação. 
 
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79 
Colisão efetiva ou eficaz: 
 
 É a que resulta em reação; 
 O número total de colisões efetivas ou eficazes é muito pequeno comparado ao número 
total de colisões. 
 
 
Complexo Ativado: 
 
 Estado intermediário (estado de transição) formado entre os reagentes e os produtos; 
 Em sua estrutura, existem: 
 ligações enfraquecidas (presentes nos reagentes); 
 e formação de novas ligações (presentes nos produtos). 
 
 Para que ocorra a formação do complexo ativado: 
 As moléculas dos reagentes devem apresentar: 
- Energia suficiente; 
- Colisão com geometria favorável. 
 
 Essa energia é chamada energia de ativação (Eat) 
 
 
 
Energia de Ativação (Eat) 
 
Menor quantidade de energia que deve ser fornecida aos reagentes para a formação do complexo 
ativado e, consequentemente, para a ocorrência da reação. 
 
 Quanto menor for a energia de ativação de uma reação, maior será a sua velocidade. 
 
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80 
 
 
Fatores que afetam a velocidade de uma reação 
 
Superfície de contato: 
 
 Quanto mais pulverizado estão os reagentes, maior é a velocidade das reações; 
 Pulverização aumenta o número de contato entre as moléculas reagentes; 
 Reações entre gases ocorrem mais facilmente do que entre fragmentos sólidos 
 
Temperatura: 
 
 Aumento da temperatura aumenta a velocidade de uma reação porque: 
 Aumenta a energia cinética (agitação) das moléculas reagentes; 
 Possibilitando maior número de colisões efetivas; 
 E a consequente formação de novas moléculas. 
 
Pressão: Tem um efeito significativo nas reações envolvendo gases; 
 O mesmo não ocorre nos sistemas líquidos e sólidos; 
 Quando da reação participam gases: 
 Aumento da pressão eleva a concentração destes por compressão 
 
 
 
Luz: 
 
 A luz e outras radiações eletromagnéticas exercem efeito análogo ao da eletricidade: 
 Fornecem energia: 
o Para que algumas moléculas consigam ultrapassar a barreira da energia de ativação; 
 
Exemplo: 
Fotossíntese e Fotólise 
 
 
 
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81 
Natureza dos reagentes: 
 
 Reações que não envolvem quebra de ligações: 
 São muito rápidas à temperatura ambiente; 
 
Exemplo: 
Reações entre íons de carga contrária. 
Reações de transferência de elétrons em solução aquosa. 
 
Catalisador e Inibidor 
 
Catalisador: 
 
 Substância que aumenta a velocidade de uma reação, sem sofrer qualquer alteração em sua estrutura; 
 Aumento da velocidade da reação é conhecido como catálise; 
 O catalisador acelera a velocidade da reação: 
 
 Alterando o mecanismo da reação: 
 Provocando a formação de um complexo ativado de energia mais baixa. 
 
 
 
Inibidor 
 
É uma substância que diminui a velocidade das reações: 
 
 Formando um complexo ativado de alta energia de ativação; 
 É consumido pela reação 
 
Autocatálise: 
 
 Catalisador é um dos produtos da própria reação; 
 À medida que o catalisador vai se formando, a velocidade da reação vai aumentando. 
 
Ativadores do catalisador ou promotores: 
 
 Substâncias que atuam no catalisador, aumentando a sua atividade catalítica; 
 
Venenos de catalisador: 
 
 Diminuem ou, até mesmo, destroem a ação do catalisador. 
 
Catálise homogênea: 
 
 Catalisador e reagentes no mesmo estado físico; 
 
Exemplo: 
(g)SO)(
2
1
(g)SO 3
)(
22
2 
gNO
gO
 
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82 
 
Catálise Heterogênea: 
 
 Catalisador e reagentes em estados físicos diferentes. 
 
Exemplo: 
(g)2NH)(3(g)NO 3
)(
22  
sPtgH
 
 
Equação Cinética ou Lei da Velocidade da Reação 
 
A velocidade instantânea de uma reação é obtida através de uma expressão matemática conhecida como: 
 
Lei da Ação das Massas ou Lei Cinética 
 
Para uma reação genérica homogênea: dDcCbB aA
 
A velocidade instantânea é calculada pela expressão: 
 
V = k [A]a [B]b 
 
Onde: 
 
K = constante de velocidade 
[A] e [B] = concentrações molares 
ae b = ordens ou graus 
 
Nas reações elementares (ocorrem em uma só etapa): 
 
 As ordens são iguais aos próprios coeficientes 
 
Nas reações complexas (não elementares): 
 
 As ordens são iguais aos coeficientes da etapa mais lenta da reação, conhecida por meio do 
mecanismo da mesma. 
 
Exemplos: 
I. Reação Elementar: 
HIgI 2)(H 22  
Lei da velocidade instantânea: ][]K[HV 22 I 
 
II. Reação complexa: 
)(N2NO 22 EtapaLentaO 
)(N2N 2222 aEtapaRápidOOO  
)(ReN22N 22 açãoGlobalOOO  
 
Lei da velocidade instantânea: 2]K[NOV  
 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. Relacione os fenômenos descritos na coluna I com os fatores 
que influenciam sua velocidade mencionados na coluna II. 
 
Coluna I 
1 - Queimadas alastrando-se rapidamente quando está 
ventando; 
2 - Conservação dos alimentos no refrigerador; 
3 - Efervescência da água oxigenada na higiene de ferimentos; 
4 - Lascas de madeiras queimando mais rapidamente que uma 
tora de madeira. 
 
Coluna II 
A - superfície de contato 
B – catalisador 
C – concentração 
D – temperatura 
 
A alternativa que contém a associação correta entre as duas 
colunas é 
 
a) 1 - C; 2 - D; 3 - B; 4 – A. 
b) 1 - D; 2 - C; 3 - B; 4 – A. 
c) 1 - A; 2 - B; 3 - C; 4 – D. 
d) 1 - B; 2 - C; 3 - D; 4 – A. 
e) 1 - C; 2 - D; 3 - A; 4 – B. 
 
2. Indique a afirmação incorreta: 
 
a) Quanto menor for a temperatura, maior será a velocidade de 
uma reação. 
b) O aumento da temperatura aumenta a velocidade tanto da 
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83 
reação endotérmica quanto da reação exotérmica. 
c) A velocidade de um reagente no estado sólido é menor que 
no estado líquido. 
d) A diferença energética entre os produtos e os reagentes é 
chamada de entalpia de reação. 
e) A velocidade de uma reação depende da natureza do 
reagente. 
 
3. Assinale a alternativa que apresenta agentes que tendem a 
aumentar a velocidade de uma reação: 
 
a) calor, obscuridade, catalisador. 
b) calor, maior superfície de contato entre reagentes, ausência 
de catalisador. 
c) calor, maior superfície de contato entre reagentes, catalisador. 
d) frio, obscuridade, ausência de catalisador. 
e) catalisador e congelamento dos reagentes. 
 
4. Considere os estudos cinéticos de uma reação química e 
julgue os itens abaixo: 
 
(1) Toda reação é produzida por colisões, mas nem toda colisão 
gera uma reação. 
(2) Uma colisão altamente energética pode produzir uma 
reação. 
(3) Toda colisão com orientação adequada produz uma reação. 
(4) A energia mínima para uma colisão efetiva é denominada 
energia da reação. 
(5) A diferença energética entre produtos e reagentes é 
denominada energia de ativação da reação. 
 
a) V V V F F 
b) V V F F F 
c) F F V V V 
d) F F F V Ve) V V F F V 
 
5. Um prego de ferro, em presença de umidade, reage com o 
oxigênio do ar produzindo óxido de ferro III hidratado e 
liberando hidrogênio. A reação acontece até consumir todo o 
prego. Dos gráficos abaixo, o que melhor representa a 
velocidade (v) dessa reação em função do tempo (t) é: 
 
 
 
 
 
6. O gráfico a seguir representa a variação de concentração das 
espécies A, B e C com o tempo. Qual das alternativas a seguir 
contém a equação química que melhor descreve a reação 
representada pelo gráfico? 
 
 
 
a) 2A + B à C 
b) A à 2B + C 
c) B + 2C à A 
d) 2B + C à A 
e) B + C à A 
 
7. Considere a reação: 2N2O à 4NO2 + O2. Admita que a 
formação de gás oxigênio tem uma velocidade média constante 
e igual a 0,05 mol/s. A massa de NO2 formada em 1 min é: 
 
a) 96g 
b) 55,2g 
c) 12g 
d) 552g 
e) 5,52g 
 
8. A poluição pelo NO2 é uma das causas de destruição da 
camada de ozônio. Uma das reações que pode ocorrer no ar 
poluído é a reação do dióxido de nitrogênio com o ozônio: 2NO2 
+ O3 ß à N2O5 + O2. Admita que a formação do O2 tem uma 
velocidade média constante igual a 0,05 mol.L /s. A massa de 
ozônio consumida em 1 min é, em gramas: 
 
a) 2,40 
b) 144 
c) 1,60 
d) 96 
e) 48 
 
9. A combustão completa do etanol ocorre pela equação: 
 
C2H5OH + 3 O2 à 2CO2 + 3H2O 
 
Considerando que em uma hora foram produzidos 2640g de gás 
carbônico, qual a velocidade da reação , expressa em número de 
mols de etanol consumidos por minuto? 
 
a) 0,8 
b) 1,0 
c) 1,5 
d) 0,5 
e) 0,25 
 
10. Para uma dada reação química, expressa como A à B, sabe-
se que a concentração de A se reduz à metade em cada 
intervalo de tempo de 30 min. Se a concentração inicial de A for 
de 1M, após quanto tempo ela atingirá o valor de 0,125M? 
 
a) 90 min 
b) 120 min 
c) 110 min 
d) 80 min 
e) 100 min 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.A 2.A 3.C 4.B 5.A 6.C 7.D 8.B 9.D 10.A 
 
 
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84 
 Unidade 2 
Físico-Química 
Capítulo 6 
Equilíbrio Químico 
 
 Conceito 
 
Ocorre quando, em uma reação reversível, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da 
reação inversa. Uma vez atingido o estado de equilíbrio, as concentrações de reagentes e produtos 
permanecem constantes. Consideremos a equação genérica: 
 
 
onde: 
 
- v1 é a velocidade da reação direta e v2 a velocidade da reação inversa. 
 
No início v1 é o máximo porque as concentrações de A e B apresentam valores máximos, enquanto que 
v2 é igual a zero, porque C e D ainda não foram formados. À medida que a reação ocorre, A e B 
diminuem, e C e D aumentam, portanto v1 diminui e v2 aumenta, até que as duas velocidades se igualem. 
No instante em que v1 = v2, podemos dizer que o sistema atinge o estado de equilíbrio. 
 
Atingido o estado de equilíbrio, a reação química continua a ocorrer (nível microscópico) nos doissentidos, com a mesma velocidade e, portanto, as concentrações de reagentes e produtos ficam 
constantes. Por isso, podemos dizer que o equilíbrio é um equilíbrio dinâmico. 
 
Ao considerarmos o sistema como um todo (nível macroscópico), aparentemente a reação “parou” de 
acontecer, porque as concentrações de reagentes e produtos permanecem inalterados indefinidamente. 
 
Para que o estado de equilíbrio possa ser atingido, é necessário que: 
 
– o sistema encontre-se num recipiente fechado; 
– a temperatura fique constante. 
 
Graficamente, podemos representar: 
 
 
Classificação 
 
Os equilíbrios químicos podem ser classificados em homogêneos e heterogêneos. 
 
Equilíbrio Homogêneo 
 
É aquele em que todos os participantes se encontram numa única fase. Portanto, classificamos o 
sistema como sendo homogêneo. 
 
 
 
Equilíbrio Heterogêneo 
 
É aquele em que os participantes se encontram em mais de uma fase. Portanto, classificamos o 
sistema como sendo heterogêneo. 
 
 
 
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85 
Grau de Equilíbrio (α) 
 
Indica a porcentagem em mols de uma determinada espécie que reagiu para estabelecer o 
equilíbrio. Podemos representar: 
 
 
 
Constante de Equilíbrio em Termos das Concentrações Molares (𝐊𝐜) 
 
Dada uma reação reversível qualquer: 
 
 
 
Aplicando-se a lei da ação das massas de Guldberg-Waage, temos: 
 
• para a reação direta: 
 
v1 = K1 · [A]a · [B]b 
 
• para a reação inversa: 
 
v2 = K2 · [C]c · [D]d 
 
No equilíbrio: v1 = v2 
 
K1 · [A]a · [B]b = K2 · [C]c · [D]d 
 
K1
K2
=
[C]c∙[D]d
[A]a∙[B]d
 
 
A relação 
K1
K2
 é constante e denomina-se constante de equilíbrio em termos de concentração molar (𝐾𝑐): 
 
Kc =
[C]c ∙ [D]d
[A]a ∙ [B]d
 
 
A constante de equilíbrio Kc é, portanto, a razão das concentrações dos produtos da reação e das 
concentrações dos reagentes da reação, todas elevadas a expoentes que correspondem aos 
coeficientes da reação. 
 
Observações 
 
a) A constante de equilíbrio Kc varia com a temperatura. 
b) Quanto maior o valor de Kc, maior o rendimento da reação, já que no numerador temos os produtos e 
no denominador os reagentes. Portanto, comparando valores de Kc em duas temperaturas diferentes, 
podemos saber em qual destas a reação direta apresenta maior rendimento. 
c) O valor numérico de 𝐾𝑐 depende de como é escrita a equação química. 
 
Constante de Equilíbrio em Termos das Pressões Parciais (𝐊𝐏) 
 
Quando os componentes do equilíbrio são substâncias gasosas, além da constante Kc, podemos 
expressar a constante de equilíbrio em termos de pressões parciais (𝐾𝑃). 
 
Assim para a reação: 
 
a constante de equilíbrio pode ser: 
 
Kc =
[C]c∙[D]d
[A]a∙[B]d
constante de equilíbrio em termos de concentração molar 𝐾𝑐 
 
Ou 
 
Kp =
(PC)c∙(PD)d
(PA)a∙(PB)d
constante de equilíbrio em termos de pressões parciais 𝐾𝑃 
 
Portanto, concluímos que KP é a razão entre o produto das pressões parciais dos produtos gasosos 
e o produto das pressões parciais dos reagentes gasosos, estando todas as pressões elevadas a 
expoentes iguais aos respectivos coeficientes, na equação química balanceada. 
 
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86 
Relação entre 𝑲𝒄 e 𝑲𝑷 
 
As constantes de equilíbrio Kc e KP podem ser relacionadas da seguinte forma: 
 
Kp = Kc · (R · T)
∆n 
 
Onde: 
 
 ∆n →variação da quantidade em mols (diferença entre a quantidade em mols dos produtos e 
reagentes). 
 
𝐾𝐶→ constante de equilíbrio em termos de concentração molar. 
𝐾𝑃 → constante de equilíbrio em termos das pressões parciais. 
T → temperatura absoluta. 
R → constante dos gases. 
 
Valores Usuais da Constante R 
 
𝑅 = 0,082 𝑎𝑡𝑚 ∙ 𝐿/𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐾 
𝑅 = 62,3 𝑚𝑚𝐻𝑔 ∙ 𝐿/𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐾 
 
Deslocamento de Equilíbrio 
 
Já sabemos que toda reação química reversível tende a um equilíbrio em que as velocidades da 
reação direta e inversa são iguais: 
 
 
nde: V1=V2 
 
Em conseqüência, as concentrações de cada substância presente no equilíbrio permanecem 
inalteradas. Qualquer fator que altere esta condição (v1 = v2) desequilibra a reação, até se atingir 
um novo equilíbrio, no qual as concentrações dos reagentes e produtos se modificaram em relação 
aos valores originais. 
 
Em resumo, podemos dizer que deslocar o equilíbrio significa provocar diferença nas velocidades 
das reações direta e inversa, e, consequentemente, modificações nas concentrações das 
substâncias, até que um novo estado de equilíbrio seja atingido. 
 
Se, no novo equilíbrio, a concentração dos produtos for maior que a concentração original, 
dizemos que houve deslocamento para a direita (sentido de formação dos produtos), já que v1 foi 
maior que v2: 
 
 
 
No entanto, se a concentração dos reagentes for maior do que na situação anterior de equilíbrio, 
dizemos que houve deslocamento para a esquerda (sentido de formação dos reagentes), já que v2 
foi maior que v1: 
 
 
 
Em 1884, Le Chatelier enunciou o princípio geral que trata dos deslocamentos dos estados de 
equilíbrio, que ficou conhecido como Princípio de Le Chatelier. 
 
“Quando uma força externa age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, procurando 
anular a ação da força aplicada.” 
 
As forças capazes de deslocar o equilíbrio químico são: 
 
a) pressão sobre o sistema; 
b) temperatura; 
c) concentração dos reagentes ou produtos. 
 
Concentração dos Participantes do Equilíbrio 
 
Um aumento na concentração de qualquer substância (reagentes ou produtos) desloca o equilíbrio 
no sentido de consumir a substância adicionada. O aumento na concentração provoca aumento na 
velocidade, fazendo com que a reação ocorra em maior escala no sentido direto ou inverso. 
 
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87 
Diminuindo a concentração de qualquer substância (reagentes ou produtos) desloca-se o equilíbrio no 
sentido de refazer a substância retirada. A diminuição na concentração provoca uma queda na velocidade 
da reação direta ou inversa, fazendo com que a reação ocorra em menor escala nesse sentido. 
 
Pressão Total sobre o Sistema 
 
Um aumento na pressão desloca o equilíbrio no sentido do menor volume gasoso. 
 
Uma diminuição na pressão desloca o equilíbrio no sentido do maior volume gasoso. 
 
Exemplo: 
 
• Aumento de pressão desloca o equilíbrio para a direita (menor volume). 
 
• Diminuindo a pressão, desloca-se o equilíbrio para a esquerda (maior volume). 
 
Existem equilíbrios que não são afetados pela pressão: 
 
• não é observada variação de volume: 
 
 
 
Temperatura 
 
Um aumento na temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico. Uma diminuição na 
temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico. 
 
Exemplo: 
 
 
• Um aumento na temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda (endotérmico). 
 
• Diminuindo a temperatura, desloca-se o equilíbrio para a direita (exotérmico). 
 
A temperatura é o único fator que desloca o equilíbrio e altera o valor da constante de equilíbrio. 
Por exemplo , um aumento na temperatura provoca aumento do valor da constante de equilíbrio 
para reações endotérmicas (ΔH >0) e diminuição para exotérmicas (ΔH < 0). 
 
Observação 
 
O catalisador não desloca o equilíbrio porque aumenta a velocidade da reação direta e inversa na 
mesma proporção. O catalisador apenas diminui o tempo necessário para que o estado de 
equilíbrio seja atingido. 
 
Equilíbrio Iônico 
 
Considere o eletrólito AB em solução aquosa: 
 
 
 
Sua ionização (se AB for molecular) ou sua dissociação (se AB for iônico) também é um 
fenômeno reversível e, assim sendo, atingirá, após determinado tempo, o equilíbrio químico. Este 
equilíbrio será agora chamado de equilíbrio iônico porque aparecem íons. Importante ressaltar 
que, no caso de bases fortes e sais solúveis, não podemos falar em equilíbrio iônico, já que a 
reação inversa não se processa (a dissociação não é reversível). 
 
 
 
Se considerarmos a ionização do HNO2: 
 
A exemplo de equilíbrios anteriores, podemos escrever que sua constantede equilíbrio é: 
 
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88 
 
 
Esta constante de equilíbrio, Kc, recebe agora o nome particular de constante de ionização ou constante 
de dissociação iônica e é representada por Ki, Ka (no caso de ácidos) ou Kb (no caso de bases). 
 
 
 
Observações 
 
a) Ki varia com a temperatura. 
b) Quando a ionização de um eletrólito apresentar várias etapas, temos para cada etapa uma 
constante de ionização: 
 
 
Observe que a primeira constante de ionização de ácido fosfórico é maior que a segunda, que, por 
sua vez, é maior que a terceira, indicando que a primeira ionização de um eletrólito ocorre mais 
intensamente que as outras subsequentes. 
 
c) Valores altos de 𝐾𝑖indicam eletrólitos fortes que são, portanto, muito dissociados ou ionizados; 
enquanto valores baixos indicam que o eletrólito é fraco. 
 
Na tabela seguinte, temos valores de Ka de alguns ácidos: 
 
Ácido Temperatura(°𝐜) 𝐊𝐚 Força 
HCN 18°C 4,7 ∙ 10−10 Muito fraco 
H3CCOOH 20°C 1,3 ∙ 10
−4 Fraco 
HNO2 20°C 7 ∙ 10
−4 Moderado 
HI 25°C 3 ∙ 10+9 forte 
 
Lei da Diluição de Ostwald 
 
Chamamos 𝛼 o grau de ionização de um eletrólito, que pode ser definido como a fração do mol 
que está ionizada na solução. Portanto, para cada mol que foi inicialmente dissolvido, a representa 
a parte que se ionizou. De forma geral, temos: 
 
α =
quantidade em molsionizados
quantidade inicial de mols dissolvidos
 
 
Considere o equilíbrio: 
A partir da concentração molar ( ) e do grau de ionização (α), podemos relacionar Ki e α: 
 
 
 
Inicial 
 
- - 
Reage 
∙ α 
- - 
Forma - 
∙ α ∙ α 
No equilíbrio 
- ∙ α ∙ α ∙ α 
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Esta fórmula é a Lei da Diluição de Ostwald e permite concluir que, quanto menor a concentração 
de um eletrólito, maior será seu grau de ionização, o que significa dizer que o grau de ionização 
aumenta à medida que se dilui a solução. 
 
Para eletrólitos fracos, nos quais os valores de α são muito pequenos, podemos considerar 1 – α 
como sendo praticamente 1, o que simplifica a equação de Ostwald para: 
 
𝐾𝑖 = ∙ 𝛼
2 
 
Efeito do Íon Comum 
 
Efeito do íon comum é o nome que se dá à aplicação do princípio de Le Chatelier (deslocamento 
do equilíbrio) para equilíbrios iônicos. 
 
Exemplo: 
Considere o equilíbrio que se estabelece quando HCN é colocado em água: 
 
 
 
Vamos supor agora que se adicione à solução cianeto de sódio (NaCN). Como NaCN é iônico, sua 
dissociação é total: 
 
 
 
O íon CN– oriundo do cianeto de sódio é comum ao equilíbrio do ácido; logo, sua concentração 
aumentará, o que provocará o deslocamento do equilíbrio para a esquerda, no sentido de formar 
HCN, diminuindo, portanto, a ionização do ácido. 
 
 
 
O fato de o grau de ionização de um eletrólito diminuir pela adição, na solução, de outro eletrólito 
que possua um íon igual a um dos íons do 1o eletrólito recebe o nome de efeito de íon comum. 
 
É importante lembrar que há íons que, apesar de não serem comuns ao equilíbrio iônico, também 
podem deslocá-lo. Tomemos, por exemplo, a dissociação de NH4OH: 
 
 
 
Se a esta solução adicionarmos um ácido qualquer, estaremos adicionando H+, que reagirá com os 
íons OH– da base, formando água. 
 
A concentração de íons OH– irá diminuir e, portanto, o equilíbrio será deslocado para a direita, 
aumentando a dissociação da base. 
 
 
 
Indicadores Ácido-Base 
 
Indicadores ácido-base são substâncias químicas, geralmente ácidos ou bases fracas, que mudam 
de cor, dependendo de o meio estar ácido ou básico. 
 
Esta mudança de cor é decorrência do deslocamento do equilíbrio químico. Tomemos, por 
exemplo, o indicador ácido-base genérico HIn: 
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90 
 
 
 
e adicionarmos ao equilíbrio um ácido qualquer, haverá um aumento na concentração de íons H+, o 
que provoca um deslocamento para a esquerda, fazendo com que a solução se torne amarela. No 
entanto, se adicionarmos uma base, há uma diminuição dos íons H+ (que são captados pelo OH– da 
base formando água) e, portanto, o equilíbrio se desloca para a direita, tornando a solução vermelha. 
 
 
 
Equilíbrio Iônico da Água (Kw) 
 
A água é um eletrólito extremamente fraco, que se ioniza segundo a equação: 
 
 
 
 
 
Como toda ionização, a da água também atinge um equilíbrio, chamado equilíbrio iônico da água. 
Um litro de água a 25 ºC tem massa igual a 1.000 g. Portanto, em 1 litro, temos aproximadamente 
55,5 mols de água: 
 
n =
m
M
∴ n =
1000
18
∴ n = 55,5 mols 
 
Destes 55,5 mols, constata-se experimentalmente que apenas 10−7 mols sofrem ionização. 
 
A constante de ionização da água pode ser determinada pela equação: 
 
 
 
No entanto, a 25 ºC, a quantidade de água que fica sem se ionizar assume o valor de 
(55,5 – 10−7) mols/L, que é praticamente o valor inicial de 55,5 mols/L. Podemos então concluir 
que a concentração de água ([H2O]) é praticamente constante e, portanto, 
 
 
 
O produto destas duas constantes se constitui numa nova constante denominada produto iônico da 
água, representado por KW(w do inglês ’’water“ 
 
𝐾𝑊 = [𝐻
+] ∙ [𝑂𝐻− ] 
 
O produto iônico da água, Kw, tem valor igual a 10–14 a 25 ºC. Kw é uma constante de equilíbrio e 
como tal não é afetada pela variação na concentração de H+ ou OH–, mas varia com a temperatura. 
 
– Para soluções ácidas: [H+] > [OH-] 
– Para soluções básicas: [H+] < [OH-] 
– Para soluções neutras (ou água pura): [H+] = [OH-] 
 
A 25 °C podemos afirmar que: 
 
Soluções ácidas 
[H+] > 10-7 mol/L 
 
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91 
[OH-] < 10-7 mol/L 
 
Soluções Básicas ou alcalinas 
 
[H+] < 10-7 mol/L 
 
[OH-] > 10-7 mol/L 
 
Soluções neutras 
 
[H+] = [OH-] 
 
pH e pOH 
 
Para não se trabalhar com potências negativas, como, por exemplo, [H+] = 107 mols/L Peter L. 
Sörensen propôs uma nova escala para as medidas de acidez e basicidade das soluções, utilizando 
logaritmo segundo as definições: 
 
pH = −log [H+] 
 
pOH = −log [oH− ] 
 
A letra p, minúscula, significa potencial; portanto: 
 
– pH é o potencial hidrogeniônico da solução; 
– pOH é o potencial hidroxiliônico da solução. 
 
Para soluções ácidas 
 
 
 
Exemplo: 
Qual o pH de uma solução de concentração hidrogeniônica igual a 10–5 ? 
 
 
 
Para Soluções Básicas 
 
 
 
Exemplo: 
 
Portanto, a 25°C: 
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Relação entre pH e pOH 
 
 
 
Portanto: pH+pOH=14 
 
Hidrólise de Sais 
 
Chamamos hidrólise salina a reação entre um sal e a água, produzindo o ácido e a base 
correspondentes. A hidrólise do sal é, portanto, a reação inversa da neutralização. 
 
 
 
Para simplificar a análise dos fenômenos da hidrólise salina, os sais são divididos em 4 tipos, a saber: 
 
1) Sal de ácido forte e base fraca; 
2) Sal de ácido fraco e base forte; 
3) Sal de ácido fraco e base fraca; 
4) Sal de ácido forte e base forte. 
 
Sal de Ácido Forte e Base Fraca 
 
 
 
então ficamos com: 
 
 
 
Podemos então observar que quem sofre a hidrólise não é o sal, mas sim o íon NH4+ (da base 
fraca), liberando íons H+, que conferem à solução caráter ácido com pH menor que 7. 
 
Sal de Ácido Fraco e Base Forte 
 
 
 
então ficamos com: 
 
 
 
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93 
Observamos, então, que quem sofre a hidrólise, neste caso, é o íon CN– (do ácido fraco), liberando 
íons OH– que conferem à solução caráter básico com pH maior que 7. 
 
Sal de Ácido Fraco e Base Fraca 
 
 
 
então ficamos com: 
 
 
 
Como tanto o ácido quanto a base são fracos, ocorre realmente a hidrólise do sal e não apenas de 
um dos íons (como nos dois casos anteriores). Podemos concluir que quem sofre hidrólise são os 
íons correspondentes ao ácido e/ou base fracos. 
 
Neste caso, o meio pode ficar ácido, básico ou neutro. 
 
• O meio será ligeiramente ácido se a ionização do ácido for maior que a da base (Ka > Kb); 
• O meio será ligeiramente básico se a ionização do ácido for menor que a da base (Ka < Kb). 
• O meio será neutro se a ionização do ácido apresentarmesma intensidade que a da base (Ka ≅ Kb). 
 
Sal de Ácido Forte e Base Forte 
 
 
 
então ficamos com: 
 
 
 
Sendo o NaOH uma base forte, os íons Na+ não captam os íons OH– da água. Do mesmo modo, 
sendo o HBr um ácido forte, os íons Br– não captam os íons H+ da água. Portanto, neste caso, não 
há hidrólise. A solução terá caráter neutro, com pH igual a 7. 
 
Concluímos que, na solução salina, predomina sempre o caráter do mais forte. Quando o sal é 
formado por ácido/base de mesma força (2 fortes), a solução final é neutra. 
 
Tipo de sal exemplo caráter pH 
Sal de ácido forte e base fraca NH4Br Ácido Menor 
Sal de ácido fraco e base forte NaCN Básico Maior 
Sal de ácido fraco e base fraca NH4CN Ácido neutro básico Menor/igual/maior 7 
Sal de ácido forte e base forte NaBr neutro Igual 
 
Grau de Hidrólise (αh) 
 
Define-se o grau de hidrólise (αh) de um sal como: 
 
αh =
número de mols hidrolisados
número de mols dissolvidos
 
 
A variação de αh é: 
 
0 < αh < 1 ou 0% < αh < 100% 
 
Constante de Hidrólise (Kh) 
Para os equilíbrios químicos das reações de hidrólise, define-se uma constante de equilíbrio 
chamada constante de hidrólise (Kh). 
 
Dado o equilíbrio de hidrólise: 
 
 
 
A constante de hidrólise será: 
 
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Kh =
[NH4OH]∙[HCN]
[NH4
+]∙[CN−]
 
 
Observação: 
 
A água não entra na expressão porque é o solvente e sua concentração molar é praticamente constante. 
 
Generalizando: 
 
Kh =
[Produtos]P
[Reagentes]r
 
 
onde p e r são os coeficientes da equação. 
 
Lembre-se: a água não entra na expressão e a Kℎ é obtida sempre a partir da equação iônica de hidrólise. 
 
Relação entre 𝐊𝒉 e 𝐊𝒂 e/ou 𝐊𝒃 
 
Considerando a expressão da constante de hidrólise dada anteriormente como exemplo: 
 
Kh =
[NH4OH]∙[HCN]
[NH4
+]∙[CN−]
 
 
Se multiplicarmos simultaneamente o numerador e o denominador da fração por [H3O+] · [OH–], teremos: 
 
 
 
 
 
Como: 
 
 
 
Com isso ficamos com: Kh =
Kw
Kb∙Ka
 
 
De modo análogo, obteremos: 
 
a) para sal de ácido fraco e base forte: Kh =
Kw
Ka
 
b) para sal de ácido forte e base fraca: Kh =
Kw
Kv
 
 
Produto de Solubilidade (PS ou KPS) 
 
Existem substâncias pouco solúveis em água como, por exemplo, BaSO4. Adicionando certa 
quantidade de sulfato de bário à água, notamos que grande parte vai ao fundo, formando um 
precipitado constituído de BaSO4 que não se dissolve. 
 
Entretanto, sabemos que a dissolução do sal não terminou. Na verdade, o sal continua a se dissolver, bem 
como a precipitar, estabelecendo um equilíbrio dinâmico. Este equilíbrio é chamado heterogêneo ou 
polifásico porque é o equilíbrio que se estabelece num sistema heterogêneo. 
 
Constante do Produto de Solubilidade (PS ou KPS ou KS) 
 
 
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95 
 
Suponha uma solução do eletrólito A2B3, pouco solúvel, em presença de seu corpo de chão (parte 
insolúvel). A parte que se dissolveu está sob a forma de íons A+++ e B=, enquanto a parte não-
solúvel está na forma não-ionizada A2B3. Existe, assim, um equilíbrio dinâmico entre A2B3 e seus 
íons na solução, que pode ser representada pela equação: 
 
 
 
Como todo equilíbrio, este também deve obedecer à lei: 
 
 
 
Como a concentração de um sólido tem valor constante, o produto Ki · [A2B3] da fórmula acima 
também é constante e é chamado de produto de solubilidade. 
 
KPS = [A3+]2 . [B2-]3 
 
Portanto, o produto de solubilidade (Kps ou PS) é o produto das concentrações molares dos íons 
existentes em uma solução saturada, onde cada concentração é elevada a um expoente igual ao 
respectivo coeficiente do íon na correspondente equação de dissociação. 
 
Efeito do Íon Comum 
 
A adição de íon comum ao equilíbrio provoca um deslocamento no equilíbrio para a esquerda, 
diminuindo a solubilidade do eletrólito. 
 
Consideremos inicialmente uma solução saturada do eletrólito AB, sem a presença do corpo de fundo: 
 
AB(s) A+(aq) + B–(aq) 
 
A adição de íons A+ ou B– irá deslocar o equilíbrio no sentido de diminuir a concentração dos 
íons, até que estas concentrações satisfaçam os Kps. Portanto, ocorre a formação de precipitado. 
 
Na presença de precipitado, a adição do íon comum desloca o equilíbrio no sentido de formação 
do eletrólito sólido, de modo a manter constante o produto das concentrações dos íons. 
 
A adição do eletrólito sólido não altera o equilíbrio nem o número de íons em solução. 
 
Previsão de Precipitação 
 
Quando misturamos dois eletrólitos diferentes, em solução, é possível saber quando o precipitado 
começará a se formar, a partir de dois íons desses eletrólitos. 
 
Por exemplo: São misturados volumes iguais de Pb(NO3)2 0,2 M e KI 0,2 M. Haverá formação de 
um precipitado de PbI2. 
 
Dado: Kps do PbI2 = 1,4 · 10–8 
 
Para respondermos a pergunta, primeiro encontramos a concentração de cada íon em solução: 
 
Solução 
 
 
 
 
 
Quando as duas soluções são misturadas, o volume da solução final duplica, portanto as 
concentrações de Pb2+ e I – caem pela metade. 
 
A equação iônica que representa a precipitação fica: 
 
Pb2+(aq) + 2l –(aq) → PbI2(s) 
 
Sendo que o seu inverso representa a dissolução do PbI2 . Ao atingir o equilíbrio temos: 
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PbI2(s) Pb2+(aq) + 2I–(aq) 
 
Qps é denominado de quociente da reação, sendo calculado em função da concentração de íons que 
são misturados. A precipitação ocorre quando Qps é maior ou igual ao Kps. Em nosso caso, 
encontramos: 
 
Qps = [Pb2+] · [i–]2 
Qps = (0,1) · (0,1)2 
Qps = 1,0 · 10–3 
 
Como Kps = 1,4 · 10–8 concluímos que Qps > Kps, portanto ocorre precipitação. 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. Reações químicas dependem de energia e colisões eficazes 
que ocorrem entre as moléculas dos reagentes. Em sistema 
fechado, é de se esperar que o mesmo ocorra entre as 
moléculas dos produtos em menor ou maior grau até que se 
atinja o chamado “equilíbrio químico”. 
 
O valor da constante de equilíbrio em função das concentrações 
das espécies no equilíbrio, em quantidade de matéria, é um 
dado importante para se avaliar a extensão (rendimento) da 
reação quando as concentrações não se alteram mais. 
 
Considere a tabela com as quantidades de reagentes e produtos 
no início e no equilíbrio, na temperatura de 100oC, para a 
seguinte reação: 
 
 
 
A constante de equilíbrio tem o seguinte valor: 
 
a) 0,13 
b) 0,27 
c) 0,50 
d) 1,8 
e) 3,0 
 
2. O processo industrial de produção de amônia (NH3) envolve o 
seguinte equilíbrio químico: N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g). O gráfico 
abaixo mostra, aproximadamente, as porcentagens de amônia 
em equilíbrio com os gases nitrogênio e hidrogênio na mistura 
da reação. 
 
 
 
De acordo com o gráfico e as informações acima, analise as 
proposições: 
 
I – A formação da amônia é favorecida em condições de alta 
pressão e baixa temperatura. 
II – A reação de formação da amônia é um processo 
endotérmico. 
III – Em um recipiente fechado, à pressão constante, o aumento 
da temperatura favorece a decomposição da amônia. 
IV – Um aumento na concentração de gás nitrogênio causará 
um deslocamento do equilíbrio químico no sentido dos 
reagentes. 
 
Assinale a alternativa correta. 
 
a) Somente as afirmativas II e IV são verdadeiras. 
b) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras. 
c) Somente as afirmativas III e IV são verdadeiras. 
d) Somente as afirmativas I e IV são verdadeiras. 
e) Somente as afirmativas I e III são verdadeiras. 
 
3. A equação abaixo ilustra a reação de transformação do 
dióxido de carbono em monóxido de carbono, muito importante 
para a indústria siderúrgica. 
 
C(s) + CO2(g) ↔ 2CO(g) 
ΔH = 174 kJ/mol de carbono 
 
Como envolve gases, a constante de equilíbrio dessa reação 
pode ser expressa, como: 
 
Kp = (pCO)² / (pCO2) 
 
Em que “p” é a pressão parcial do gás. A respeito desse 
equilíbrio, analise as proposições abaixo e assinale a correta. 
(Use: Massa Molar em g/mol: C = 12). 
 
a) Na transformação de 4,8 g de carbonoem CO, são 
consumidos 59,6 kJ. 
b) A soma das pressões (pCO)² com (pCO2) é igual à pressão 
total do sistema. 
c) A adição de carbono sólido não altera o equilíbrio, pois sua 
concentração é constante. 
d) Trata-se de uma reação de combustão, consequentemente de 
um processo exotérmico. 
e) A velocidade da reação direta é dada por: v = K[C].[CO2] 
 
4. Considere a reação química que está ocorrendo nas hemácias 
de uma pessoa. 
 
Considere que esse equilíbrio esteja deslocando-se 
preferencialmente para a direita. Pode-se inferir que: 
 
a) o pH sanguíneo está aumentando, indicando que essa pessoa 
está realizando esforço físico intenso 
b) a maior parte de gás carbônico presente no sangue é 
proveniente da quebra da glicose que ocorre no citosol das 
hemácias. 
c) essa pessoa encontra-se num ambiente com baixa 
concentração de oxigênio e passa a realizar fermentação láctica 
que produz gás carbônico baixando o pH sanguíneo. 
d) o aumento da acidez sanguínea é prontamente detectado 
pelo bulbo que aumenta a estimulação dos músculos envolvidos 
na respiração, aumentando a frequência respiratória. 
e) o aumento do teor de gás carbônico no sangue é detectado 
por receptores químicos localizados nas paredes da veias cavas 
e artérias pulmonares, que enviam mensagem ao bulbo 
provocando aumento da frequência respiratória. 
 
5. Os refrigerantes têm-se tornado cada vez mais o alvo de 
políticas públicas de saúde. Os de cola apresentam ácido 
fosfórico, substância prejudicial à fixação do cálcio, o mineral 
que é o principal componente da matriz dos dentes. A cárie é 
http://www.infoescola.com/files/2010/05/exec24qmc.jpg
http://www.infoescola.com/files/2010/05/exec551.jpg
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um processo dinâmico de desequilíbrio do processo de 
desmineralização dentária, perda de minerais em razão da 
acidez. Sabe-se que o principal componente do esmalte do 
dente é um sal denominado hidroxiapatita. O refrigerante, 
pela presença da sacarose, faz decrescer o pH do biofilme (placa 
bacteriana), provocando a desmineralização do esmalte 
dentário. Os mecanismos de defesa salivar levam de 20 a 30 
minutos para normalizar o nível do pH, remineralizando o dente. 
A equação química seguinte representa esse processo: 
 
 
 
Considerando que uma pessoa consuma refrigerantes 
diariamente, poderá ocorrer um processo de desmineralização 
dentária, devido ao aumento da concentração de: 
 
a) OH-, que reage com os íons Ca2+, deslocando o equilíbrio 
para a direita. 
b) H+, que reage com as hidroxilas OH-, deslocando o equilíbrio 
para a direita. 
c) OH-, que reage com os íons Ca2+, deslocando o equilíbrio 
para a esquerda. 
d) H+, que reage com as hidroxilas OH-, deslocando o equilíbrio 
para a esquerda. 
e) Ca2+, que reage com as hidroxilas OH-, deslocando o 
equilíbrio para a esquerda. 
 
6. Um equilíbrio químico, gasoso, é identificado pela equação de 
decomposição de AB: AB(g) D A(g) + B(g). Verificou-se, em 
dada temperatura, que iniciando o processo com pressão do 
sistema a 5 atm, o equilíbrio foi alcançado quando a pressão 
estabilizou em 6 atm. 
 
Diante das informações, conclui-se que o grau de dissociação do 
processo é: 
 
a) 10% 
b) 40% 
c) 50% 
d) 20% 
e) 80% 
 
7. Misturam-se 2 mols de ácido acético com 3 mols de álcool 
etílico, a 25°C, e espera-se atingir o equilíbrio. Sendo o valor de 
Kc, a 25°C, igual a 4, as quantidades aproximadas, em mols, de 
ácido acético e acetato de etila são, respectivamente: 
 
a) 2 e 5 
b) 2 e 3 
c) 0,43 e 1,57 
d) 3,57 e 1,57 
e) 3,57 e 4,57 
 
8. Um mol de hidrogênio é misturado com um mol de iodo num 
recipiente de um litro a 500°C, onde se estabelece o equilíbrio 
H2(g) + I2(g) D 2 HI(g). Se o valor da constante de equilíbrio 
(Kc) for 49, a concentração de HI no equilíbrio em mol/litro 
valerá: 
 
a) 1/9 
b) 14/9 
c) 2/9 
d) 7/9 
e) 11/9 
 
9. Em uma experiência que envolve a dissociação de N2O4(g) 
em NO2(g) coletaram-se os seguintes dados: 
Amostra inicial: 92g de N2O4(g) 
No equilíbrio: 1,20 mol de mistura gasosa de N2O4 e NO2 
Dado: N = 14u e O = 16u 
 
Com esses dados, calcula-se que a quantidade em mols de 
N2O4 que dissociou é: 
 
a) 0,20 
b) 0,40 
c) 0,60 
d) 0,80 
e) 1,00 
 
10. Suponha uma reação química genérica do tipo A + B D AB 
que é iniciada com 2 mols de A e com 2 mols de B. Se, após 
atingido o equilíbrio químico, a quantidade de A existente no 
sistema for de 0,5 mol, a constante de equilíbrio será: 
 
a) 0,5 
b) 1,5 
c) 3,0 
d) 4,0 
e) 6,0 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.B 2.E 3.C 4.D 5.B 6.D 7.C 8.B 9.A 10.E 
 
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98 
 Unidade 2 
Físico-Química 
Capítulo 7 
Radioatividade 
 
 Alguns átomos, principalmente os de grande massa, se desintegram espontaneamente, 
manifestando radioatividade. 
 
Pierre Curie e Marie Curie, o casal Curie estudou a radioatividade dos sais de urânio. Eles 
verificaram que todos os sais de urânio tinham a propriedade de impressionar chapas fotográficas. 
Concluíram que o responsável pelas emissões era o urânio (U). 
 
Fizeram muitas experiências, extraindo e purificando o urânio (U) a partir do minério pechblenda (U3O). 
 
Observaram que as impurezas eram mais radioativas do que o próprio urânio. Separaram, em 
1898, das impurezas, um novo elemento químico, o Polônio (Po) em homenagem à terra natal de 
Marie Curie, a Polônia. O Polônio é 400 vezes mais radioativo do que o urânio. 
Mais experimentos foram feitos pelo casal e foi descoberto outro elemento químico, o Rádio (Ra), 
900vezes mais radioativo que o urânio. Este elemento torna luminescente (azulado) quando está 
no escuro e torna fluorescente algumas substâncias como ZnS, BaS etc… 
 
Os átomos dos elementos radioativos são muito instáveis. Por este motivo, a radioatividade se 
manifesta pela emissão de partículas do núcleo do átomo ou de radiação eletromagnética. 
 
Desintegração ou Decaimento Nuclear – processo onde os núcleos instáveis emitem partícula e 
ondas eletromagnéticas para conseguir estabilidade. 
 
Só é radioativo o elemento que tem seu núcleo instável. A estabilidade do núcleo atômico é 
determinada pelo número de massa (A), ou seja, quantidade de prótons mais nêutrons. A 
estabilidade só é rompida nos átomos com número de massa muito grande. A partir do polônio 
(Pó-84), todos os elementos têm instabilidade. 
 
Há alguns átomos mais leves com núcleos instáveis, em proporções mínimas. São os chamados 
isótopos radioativos ou radioisótopos. 
 
Tipos de radioatividade 
 
Os estudos realizados sobre o fenômeno da radioatividade, a partir do final do século XIX, 
comprovaram a existência de três tipos de radiações emergentes do interior dos átomos: os raios 
alfa, os raios beta e os raios gama. 
 
Raios alfa (a). De natureza eletropositiva e identificados como feixes de núcleos de hélio, os raios alfa 
são altamente energéticos e emitidos pelos elementos radioativos a milhares de quilômetros por 
segundo. São também chamados partículas alfa. Apesar de seu elevado conteúdo energético, possuem 
baixa penetrabilidade e são facilmente detidos por folhas de papel, de alumínio e de outros metais. 
 
Raios beta (b). Também chamados de partículas beta, de carga negativa (b+, elétrons) ou positiva 
(b-, pósitrons), os raios beta são identificados como partículas de alta energia expelidas pelos 
núcleos de átomos radioativos. Essas partículas não são constituintes do núcleo, mas surgem 
durante o decaimento beta, quando o núcleo emite elétrons (ou pósitrons) ou captura um elétron 
orbital para adquirir estabilidade. As partículas beta possuem menor energia que as alfa, mas 
apresentam maior poder de penetração, razão pela qual ultrapassam a barreira das lâminas 
metálicas finas usadas para deter as partículas alfa. Para isolar a radiação beta, é necessário usar 
lâminas muito mais espessas. 
 
Raios gama (g). Eletricamente neutros e constituídos de radiação eletromagnética(fótons) de 
freqüência superior ao do espectro da luz visível e a dos raios X, os raios gama são emitidos 
quando os núcleos efetuam transições, por decaimento alfa, de estados excitados para os de 
energia mais baixa. Sua energia e capacidade de penetração dificultam a manipulação. A 
excessiva exposição dos tecidos vivos a esses raios ocasiona malformações nas células, que 
podem provocar efeitos irreversíveis. 
 
Atualmente sabe-se que existem também radiações devidas a fissão espontânea do núcleo, que são 
observadas em núcleos pesados como os de urânio, plutônio e netúnio. Essa radiação ocorre 
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devido à quebra espontânea do núcleo em dois núcleos mais leves, com liberação de nêutrons. 
 
Os principais métodos de detecção dessas radiações são a câmara de Wilson, que permite efetuar 
um traçado da trajetória das partículas radioativas num gás saturado de vapor d'água; os 
contadores Geiger-Müller e de outros tipos, que determinam o número de partículas radioativas 
que atravessam certa região do espaço; e as câmaras de ionização, generalização dos contadores 
Geiger-Müller, que distinguem a passagem das partículas por meio de pulsos de carga elétrica que 
produzem nos dispositivos de detecção. 
 
Propriedades dos materiais radioativos. Após a confirmação das hipóteses enunciadas por Ernest 
Rutherford e Frederick Soddy, segundo as quais a radioatividade resulta da transmutação de 
elementos químicos em outros, o próprio Soddy e Kasimir Fajans enunciaram as leis que levam 
seus nomes e que determinam os produtos finais de uma decomposição radioativa, resumidas na 
chamada lei do deslocamento radioativo: o átomo radioativo que decai pela emissão de uma 
partícula alfa se transforma num elemento químico diferente, com dois prótons a menos em seu 
núcleo e com quatro unidades de massa atômica a menos; se o decaimento resulta da emissão de 
uma partícula beta, seu número atômico se eleva uma unidade. Por exemplo, uma emissão alfa de 
urânio produz tório, que por emissão beta produz um átomo de protactínio. 
 
A instabilidade dos núcleos atômicos, espontânea ou induzida, reduz, por emissão de 
radioatividade, a massa do material radioativo, que se transforma de forma progressiva em outra 
substância. A velocidade de transmutação de um elemento radioativo é determinada pela 
constante de desintegração, ou tempo de vida, valor que mede a probabilidade de um átomo 
radioativo sofrer uma transformação na unidade de tempo considerada, e o tempo de meia-vida 
(semidesintegração), definido como o tempo necessário para que uma quantidade de substância 
radioativa reduza sua massa à metade. 
 
A natureza probabilística da desintegração radioativa conduz à definição do conceito de meia-vida 
dos elementos -- a média aritmética dos tempos de vida dos átomos do elemento radioativo antes 
de sofrerem decaimento. Os períodos de semidesintegração oscilam entre milésimos de segundos 
(por exemplo, nas variedades do polônio e o astato) e bilhões de anos (como nos isótopos mais 
estáveis do urânio e do tório). 
 
As transformações sofridas pelos elementos radioativos, existentes na natureza num total de 
aproximadamente quarenta, permitem agrupá-los em três séries, chamadas séries de desintegração 
radioativa, nas quais os elementos se convertem uns nos outros por sucessivas emissões alfa e beta 
(a emissão gama não produz intrinsecamente alterações nucleares) 
 
Desintegração Radiativa 
 
Quando ocorre a desintegração, os núcleos liberam radiação em forma de partículas alfa (α), beta 
(β) e raios gama (γ). 
 
Desintegração alfa 
 
Consiste na emissão da partícula alfa (α). Esta partícula é carregada positivamente, sendo sua 
carga 2+. É formada por dois prótons e 2 nêutrons expelidos do núcleo. 
 
Primeira Lei da Radioatividade / Lei de Soddy 
 
“Quando um núcleo emite uma partícula alfa (α), seu número atômico diminui duas unidades e 
seu número de massa diminui 4 unidades. ” 
 
Desintegração beta 
 
Consiste na emissão de partícula beta (β). É formada por um elétron que é “atirado” em altíssima 
velocidade para fora do núcleo. Na verdade, o elétron não está no núcleo. O elétron é emitido por 
causa do núcleo instável. 
 
Segunda Lei da Radioatividade / Lei de Soddy-Fajans-Russel 
 
“Quando um núcleo emite uma partícula beta (β), seu número atômico aumenta uma unidade e 
seu número de massa não se altera. ” 
 
 
 
 
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100 
Desintegração gama 
 
As emissões gama (γ) não são partículas. São ondas eletromagnéticas, assim como a luz ou ondas luminosas. 
Possui um poder de penetração maior que a alfa e beta. Conseguem atravessar até 20cm no aço e 
5 cm no chumbo (Pb). Por este motivo, estas emissões são muito perigosas do ponto de vista 
fisiológico. Podem danificar tecidos vivos e até matar. 
 
A emissão gama (γ) não altera nem o número atômico e nem o número de massa. 
 
O rádio-226, por exemplo, se transforma em radônio-222, emitindo radiação gama e também 
partículas alfa. 
 
Decaimento e Meia-Vida 
 
Radioatividade – É a propriedade que os núcleos atômicos instáveis possuem de emitir partículas 
e radiações eletromagnéticas para se transformarem em núcleos mais estáveis. Para este 
fenômeno, damos o nome de reação de desintegração radioativa, reação de transmutação ou 
reação de decaimento. 
 
A reação só acaba com a formação de átomos estáveis. 
 
Exemplos: 
U -238 sofre decaimento até se transformar em Pb-206. 
 
O tempo que os elementos radioativos levam para ficarem estáveis, varia muito. 
 
Meia-Vida – É o tempo necessário para a metade dos isótopos de uma amostra se desintegrar. 
 
Um conjunto de átomos radioativos pode estar se desintegrando neste instante. Outro átomo pode 
se desintegrar daqui há uma hora. Outro, pode desintegrar daqui há três meses. 
O U-235 é o elemento com meia-vida mais longa. Tem cerca de 7,04.108anos. 
 
Exemplo de um gráfico de Meia-vida: Atividade x Tempo 
 
 
Exemplo de decaimento do bismuto- 210 
 
Efeitos da Radioatividade nos Organismos 
 
Os efeitos da radioatividade no ser humano dependem da quantidade acumulada no organismo e 
do tipo de radiação. A radioatividade é inofensiva para a vida humana em pequenas doses, mas, se 
a dose for excessiva, pode provocar lesões no sistema nervoso, no aparelho gastrintestinal, na 
medula óssea, etc., Muitas vezes pode levar a morte (em poucos dias ou num espaço de dez a 
quarenta anos, através de leucemia ou outro tipo de câncer). 
 
Estar em contato com a radiação é algo sutil e impossível de ser percebido imediatamente, já que 
no momento do impacto não ocorre dor ou lesão visível. 
 
A radiação ataca as células do corpo, fazendo com que os átomos que compõem as células sofram 
alterações em sua estrutura. As ligações químicas podem ser alteradas, afetando o funcionamento 
das células. Isso provoca, com o tempo, consequências biológicas no funcionamento do 
organismo como um todo; algumas consequências podem ser percebidas a curto prazo, outras a 
longo prazo. Às vezes vão apresentar problemas somente os descendentes (filhos, netos) da 
pessoa que sofreu alguma alteração genética induzida pela radioatividade. 
 
 
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101 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. Uma solução saturada em hidróxido de cálcio é preparada 
pela dissolução de excesso dessa substância em água na 
temperatura de 25°C. Considere as afirmações seguintes 
relativas ao que acontece nos primeiros instantes (segundos) 
em que dióxido de carbono marcado com carbono quatorze ( 𝐶14 ) 
é borbulhado nesta mistura heterogênea: 
 
I. Radioatividade será detectada na fase líquida. 
II. Radioatividade será detectada na fase sólida. 
III. O pH da fase líquida diminui. 
IV. A massa de hidróxido de cálcio sólido permanece constante. 
V. O sólido em contato com o líquido será uma mistura de 
carbonato e hidróxido de cálcio. 
 
Das afirmações feitas, estão CORRETAS: 
 
a) apenas I, IIe V. 
b) apenas I, III e IV. 
c) apenas II, III e V. 
d) apenas II e IV. 
e) todas. 
 
2. Analise os itens a seguir que fornecem informações a respeito 
das radiações nucleares. 
 
I - As radiações gama são ondas eletromagnéticas de elevado 
poder de penetração. 
II - O número atômico de um radionuclídeo que emite radiações 
alfa aumenta em duas unidades. 
III - As radiações beta são idênticas aos elétrons e possuem 
carga elétrica negativa. 
IV - O número de massa de um radionuclídeo que emite 
radiações beta não se altera. 
V - As radiações gama possuem carga nuclear +2 e número de 
massa 4. 
 
Estão corretas as afirmativas: 
 
a) I, II, e III, apenas. 
b) I, III e IV, apenas. 
c) I, III e V, apenas. 
d) II, III e IV, apenas. e) II, IV e V, apenas. 
 
3. Considere a seguinte série radioativa do urânio-238: 
 
 
Quais são, respectivamente, as partículas emitidas nos espaços 
I, II, III e IV: 
 
a) α, α, β, β. 
b) α, β, α, β. 
c) β, β, α, α. 
d) β, α, β, β. 
e) α, β, α, α. 
 
4. O elemento 86220Rn pertence à qual série radioativa? 
 
a) Do Urânio-238. 
b) Do Urânio-235. 
c) Do Tório-234. 
d) Do Actínio. 
e) Ele não é um elemento radioativo. 
 
5. Numa série radioativa, parte-se do 92238U e chega-se ao 
82206Pb. O número total de partículas alfa e beta, 
respectivamente emitidas, é: 
 
a) 5 e 4 
b) 7 e 6 
c) 8 e 5 
d) 9 e 7e) 8 e 6 
 
6. Em 09/02/96 foi detectado um átomo do elemento químico 
112, em um laboratório da Alemanha. Provisoriamente 
denominado de unúmbio (112Uub), e muito instável, teve tempo 
de duração medido em microssegundos. Em uma cadeia de 
decaimento, por sucessivas emissões de partículas alfa, 
transformou-se em um átomo de férmio, elemento químico de 
número atômico 100. Quantas partículas alfa foram emitidas na 
transformação 112Uub →100Fm? 
 
a) 7 
b) 6 
c) 5 
d) 4 
e) 3 
 
7. A Mecânica Quântica explica ou permite previsões de todas, 
exceto de uma das seguintes características dos átomos. 
Identifique a exceção: 
 
a) a probabilidade de um elétron estar em uma dada região em 
certo instante. 
b) os níveis de energia que o elétron pode ocupar. 
c) a simetria geral dos orbitais eletrônicos. 
d) as freqüências de luz absorvidas ou emitidas por átomos 
gasosos. 
e) o caminho ou trajetória dos elétrons. 
 
8. Os raios catódicos são: 
 
a) constituídos de prótons 
b) constituídos de elétrons 
c) constituídos de nêutrons 
d) constituídos de prótons, nêutrons e elétrons 
e) n.d.a. 
 
9. Rutherford baseou sua Teoria Atômica em experiência na qual 
as partículas a de um feixe incidente sobre uma placa de ouro: 
 
a) não eram desviadas. 
b) eram desviadas na razão 1 : 1. 
c) eram desviadas na razão 1 : 10. 
d) eram desviadas na razão 1 : 100. 
e) eram desviadas na razão 1 : 10000. 
 
10. Assinale a alternativa incorreta. Quando um elemento 
radioativo emite um raio: 
 
a) a, seu número atômico diminui de duas unidades; 
b) b, seu número atômico aumenta de uma unidade; 
c) g, ocorre emissão de onda eletromagnética; 
d) a, seu número atômico diminui de quatro unidades; 
e) b, seu número atômico aumenta de duas unidades; 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.A 2.B 3.D 4.C 5.E 6.B 7.E 8.B 9.E 10.D 
 
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102 
 Unidade 3 
Química Orgânica 
Capítulo 1 
Princípios da Química Orgânica 
 
 Histórico 
 
No século XVIII, os cientistas da época começaram a perceber a diferença entre substâncias 
obtidas de seres vivos e substâncias obtidas de minerais. Os compostos extraídos das plantas e dos 
animais eram difíceis de serem isolados e caracterizados e mesmo quando puros, eram difíceis de 
serem trabalhados. Sendo assim, em 1770, o químico sueco Torbern Bergman propôs a 
diferenciação entre química orgânica e química inorgânica. Assim ficou definido por ele como: 
 
 Química Orgânica: Parte da química que estuda os compostos extraídos de seres vivos. 
 Química Inorgânica: Parte da química que estuda os compostos extraídos dos minerais. 
 
A única explicação que os químicos da época tinham sobre essa diferenciação entre os compostos 
orgânicos e inorgânicos era que os organismos orgânicos deviam conter uma “força vital” por 
serem originados de seres vivos. Sendo assim, acreditava-se que compostos orgânicos não 
poderiam ser sintetizados em laboratório devido a presença dessa “força vital” nesses compostos. 
 
O primeiro abalo sofrido por essa teoria da força vital ocorreu em 1816 quando o físico francês 
Michel Chevreul descobriu que o sabão (resultado da reação de compostos alcalinos com gordura 
animal) poderia ser separado em diversos compostos orgânicos puros, denominados por ele como 
Ácidos Graxos. O principal abalo sofrido pela teoria da “força vital” aconteceu em 1828 quando o 
cientista alemão Friederich Wöhler sintetizou a ureia (composto orgânico encontrado na urina de 
animais) a partir do cianato de amônio (composto inorgânico). 
 
 
Em 1948 o químico inglês William Thomas Brande propôs que não se pode adotar uma linha 
divisória entre as químicas orgânicas e inorgânicas. Hoje em dia se é adotado uma nova definição 
sobre química orgânica. 
 
Química Orgânica: 
Parte da química que se dedica aos estudos dos compostos de carbono. 
(Exceções: HCN; HCNO; CO2; CO) 
 
Postulados De Química Orgânica 
 
Os cientistas Augusto Kekulé, Archebaid Scott Couper e Alexander M. Butlerov propuseram três 
postulados que constituem as bases fundamentais da química orgânica. 
 
 Primeiro postulado : O carbono é tetravalente. 
 Segundo postulado : O carbono faz quatro ligações covalentes. 
 Terceiro postulado : O carbono é capaz de formar cadeias. 
 
Hibridização 
 
Em virtude do carbono utilizar dois tipos de orbitais (2s e 2p) para formar ligações esperava-se 
que o metano tivesse dois tipos de ligações, porém, observou-se que todas as quatro ligações C-H 
eram idênticas e orientadas em direção aos vértices do tetraedro regular. Em 1931, o cientista 
Linus Pauling respondeu essa dúvida mostrando matematicamente a hibridização desses orbitais. 
As três formas de hibridização dos orbitais do carbono são: 
 
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 Hibridização sp : Observa-se apenas duas regiões ao redor do carbono. Apenas um orbital 
p se hibridiza com o orbital s. 
 
 
 Hibridização sp² : Observa-se três regiões ao redor do carbono. Dois orbitais p se 
hibridizam com o orbital s. 
 
 Hibridização sp³ : Observa-se quatro regiões ao redor do carbono. Todos os orbitais p se 
hibridizam com o orbital s. 
 
 
Classificação Das Cadeias Carbônicas 
 
 Cadeia Aberta (ou acíclica ou alifática) ; Cadeia Fechada (ou cíclica ou alicíclica) ; Cadeia Mista: 
 
 
 Cadeia Normal e Cadeia Ramificada: Observar a presença de ramificações na cadeia principal. 
 
 
 Cadeia Homogênea e Cadeia Heterogênea: Observar a presença do heteroátomo na cadeia principal. 
 
 
 Cadeia Saturada e Cadeia Insaturada : Observar a presença de insaturações (duplas e/ou 
triplas ligações) 
 
 
Fórmula Estrutural: 
 
Como a grande maioria dos compostos orgânicos possuem longas cadeias, ficaria trabalhoso representar 
todos os carbonos e hidrogênios dos mesmos. Por isso, os químicos convencionaram uma forma de 
representação específica para cadeias carbônicas. As simplificações são as seguintes: 
 
 Cada vértice da figura geométrica representa um átomo de carbono e a linha entre os 
vértices representa o tipo de ligação entre eles; 
 Átomos de hidrogênio não precisam ser representados, pois fica implícito que as ligações 
que não foram representadas estão sendo feitas por hidrogênio; 
 Os heteroátomos (átomos diferentes de carbono e hidrogênio) devem ser representados 
com as suas respectivas ligações; 
C CH H
sp
sp
H
C
H
O
sp2
C
H
HH
H
sp3
Cadeia Aberta Cadeia Fechada Cadeia Mista
Cadeia Normal Cadeia Ramificada
O
Cadeia Homogênea Cadeia Heterogênea
Cadeia Saturada Cadeia Insaturada
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104 
 
Exemplo: 
Aminoácido Asparagina: 
 
 
Existe ainda uma recomendação quando se temque representar a estrutura orgânica de forma 
espacial. Assim , as ligações onde a sua projeção está direcionada para dentro do plano, esta 
deverá se representada por uma linha tracejada; as ligações onde a sua projeção está direcionada 
para fora do plano, esta deverá ser representada por uma linha mais grossa. 
 
Exemplo: 
Molécula de metano : 
 
Ligações Pí E Sigma: 
 
As ligações do tipo sigma (σ) são aquelas onde os orbitais que realizam as ligações se sobrepõem 
frontalmente de forma mais eficiente, logo são as ligações mais fortes nas moléculas e, por serem 
as mais fortes, são as que são formadas primeiramente. Sendo assim, sempre entre um átomo e 
outro, existirá uma ligação σ entre eles. A ligação pí (π) só ocorre quando já existe uma ligação σ 
formada entre os átomos, ou seja, a segunda e terceira ligação entre dois átomos são ligações do 
tipo π. Essa ligação π é resultado de uma interação lateral entre dois orbitais. Esquematicamente, 
as ligações π e σ são: 
 
 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. O náilon é um polímero de condensação, mais 
especificamente da classe das poliamidas, que são polímeros 
formados pela condensação de um diácido carboxílico com uma 
diamida. Uma das variedades desse polímero pode ser obtida 
por meio de uma matéria-prima denominada de caprolactana, 
cuja fórmula estrutural é: 
 
Fórmula da caprolactana 
 
Analisando essa cadeia, podemos classificá-la em: 
 
a) Fechada, insaturada, heterogênea, mononuclear. 
b) Alicíclica, insaturada, heterogênea, mononuclear. 
c) Fechada alicíclica, saturada, heterogênea, mononuclear. 
d) Fechada alicíclica, insaturada, homogênea, mononuclear. 
e) Fechada, insaturada, homogênea, mononuclear.2. Considere as 
seguintes substâncias, suas fórmulas estruturais e aplicações: 
 
2. Qual(is) dentre essas cadeias carbônicas pode(m) ser classificada 
(s) como uma cadeia alifática, normal, saturada e heterogênea? 
 
1) Cl — CH2 — S — CH2 — CH2 — Cl→ gás mostarda 
2) HS — CH2 — CH — CH2 — OH → antídoto no envenenamento por 
arsênio 
H2N CH C
CH2
OH
O
C
OH
O
OH
O
NH2
O
OH
Fórmula Estrutural Fórmula Estrutural Proposta
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105 
 | 
 SH 
 CH3 
 | 
3) H3C — CH — CH2 — CH2 — SH → cheiro desagradável do 
gambá 
4) → anestésico 
5) → Substância presente na fumaça do 
cigarro 
 Molécula de antraceno 
 O 
 || 
6) H¬3C — CH2 — CH2 — C — O — CH2 — CH3 → essência de 
abacaxi 
 
a) 1, 2, 3, 6. 
b) Todas. 
c) 4,5. 
d) 1 e 6. 
e) Somente 1. 
 
3. O pau-rosa, típico da região amazônica, é uma rica fonte 
natural do óleo essencial conhecido por linalol, o qual também 
pode ser isolado do óleo de alfazema. Esse óleo apresenta a 
seguinte fórmula estrutural: 
 OH 
 | 
H¬3C — C = CH — CH2 — CH2 — C — CH = CH2 
 | | 
 CH3 CH3 
 
Sua cadeia carbônica deve ser classificada como: 
 
a) acíclica, ramificada, saturada e heterogênea. 
b) acíclica, normal, insaturada e homogênea. 
c) alicíclica, ramificada, insaturada e homogênea. 
d) acíclica, ramificada, insaturada e homogênea. 
e) alicíclica, normal, saturada e heterogênea. 
 
4. O ácido etilenodiaminotetracético, conhecido como EDTA, 
utilizado como antioxidante em margarinas, de fórmula 
 
 
Fórmula do EDTA (ácido etilenodiaminotetracético) 
 
Apresenta cadeia carbônica 
 
a) acíclica, insaturada, homogênea. 
b) acíclica, saturada, heterogênea. 
c) acíclica, saturada, homogênea. 
d) cíclica, saturada, heterogênea. 
e) cíclica, insaturada, homogênea. 
 
5. A “fluoxetina”, presente na composição química do Prozac®, 
apresenta fórmula estrutural: 
 
 
Com relação a esse composto, é correto afirmar que ele 
apresenta: 
 
a) cadeia carbônica cíclica e saturada 
b) cadeia carbônica aromática e homogênea 
c) cadeia carbônica mista e heterogênea 
d) somente átomos de carbonos primários e secundários 
e) fórmula molecular C17H16ONF 
 
6. Na fabricação de tecidos de algodão, a adição de compostos 
do tipo N-haloamina confere a eles propriedades biocidas, 
matando até bactérias que produzem mau cheiro. 
 
O grande responsável por tal efeito é o cloro presente nesses 
compostos. 
 
A cadeia carbônica da N-haloamina acima representada pode ser 
classificada como: 
 
a) homogênea, saturada, normal 
b) heterogênea, insaturada, normal 
c) heterogênea, saturada, ramificada 
d) homogênea, insaturada, ramificada 
e) n.d.a. 
 
7. O benzopireno (estrutura representada abaixo) éum potente 
agente cancerígeno, presente na fumaça de cigarros, carvão, e 
também na atmosfera das grandes cidades. 
 
 
 
Analise a estrutura e marque a alternativa correta que classifica 
a cadeia carbônica: 
 
a) hidrocarboneto insaturado. 
b) Hidrocarboneto alicíclico 
c) hidrocarboneto saturado 
d) alqueno insaturado 
e) n.d.a. 
 
8. Considere a fórmula estrutural abaixo: 
 
 
São feitas as seguintes afirmativas: 
 
I. O átomo de carbono 5 forma 4 ligações (sigma) 
II. O átomo de carbono 3 forma 3 ligações (sigma) e 1 ligação (pi). 
III. O átomo de carbono 2 forma 3 ligações (pi) e 1 ligação (sigma) 
IV. O total de ligações (pi) na estrutura é igual a 3. 
 
Assinale a alternativa CORRETA: 
 
a) Todas as afirmativas são corretas. 
b) Apenas as afirmativas I e II são corretas. 
c) Apenas as afirmativas I, II e IV são corretas. 
d) Apenas as afirmativas I e IV são corretas. 
e) Apenas as afirmativas II e III são corretas. 
 
9. Dada a estrutura do pent-2-ino abaixo, quantos átomos de 
carbono sp ela apresenta? 
 
 
 
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 
 
10. Dada a fórmula estrutural do 3-metil-but-1-ino: 
 
 
 
Quantas ligações sigmas do tipo s-sp existem na estrutura? 
 
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 
 
GABARITO: 
1.C 2.D 3.D 4.B 5.C 6.C 7.A 8.C 9.B 10.A 
 
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106 
 Unidade 3 
Química Orgânica 
Capítulo 2 
Análise Orgânica Elementar 
 
 A Análise Orgânica trata dos métodos de separação, purificação e identificação dos compostos de 
carbono obtidos de organismos vivos (metabólitos primários e secundários de plantas e animais), 
de fósseis (carvão, petróleo, gás, sedimentos orgânicos) e de sínteses de laboratório (instituições 
de ensino e pesquisa, indústrias químicas, petroquímica, farmacêutica, alimentos). A metodologia 
utilizada na análise orgânica tem ampla aplicação em determinações laboratoriais diversas 
envolvendo a identificação e quantificação de espécies químicas das mais variadas procedências, 
bem como na pesquisa e desenvolvimento tecnológico. Assim, os princípios básicos da Análise 
Orgânica se faz presente em laboratórios de análises clínicas, indústria farmacêutica, tecnologia 
de alimentos, indústria química, engenharia química, engenharia sanitária, bioquímica, biologia, 
meio ambiente, toxicologia, medicina forense, materiais, controle de qualidade etc. 
 
A Sistemática de Análise Orgânica evoluiu ao longo dos tempos e acompanhou o 
desenvolvimento dos conceitos fundamentais da química orgânica e o conhecimento das reações 
químicas. Desde os tempos mais remotos da Química Orgânica, os compostos orgânicos eram 
identificados através do estudo de suas propriedades físicas e químicas. O estudo destas 
propriedades e de como determiná-las levou a construção de equipamentos de análise os quais se 
tornaram cada vez mais sofisticados com o desenvolvimento tecnológico da ciência. Com a 
descoberta das propriedades espectroscópicas das moléculas e a construção e desenvolvimento de 
equipamentos espectrométricos, uma nova geração de metodologias passam a dominar, a 
espectroscopia aplicada a Análise Orgânica. 
 
Os arranjos estruturais dos compostos orgânicos são virtualmente infinitos. Até meados de 1970,estimava-se que mais de cinco milhões de compostos orgânicos já haviam sido caracterizados. 
Sabemos que a cada ano milhares de novos compostos orgânicos são identificados, assim, a 
análise sistemática é essencial pois através das propriedades de um composto desconhecido pode-
se rapidamente excluir milhares de possibilidades estruturais, ficando algumas poucas para 
estudos mais avançados. 
 
Conheça algumas transformações de elementos químicos que podemos avaliar em Análise Orgânica: 
 
 Hidrogênio se transforma em água (H2O); 
 Nitrogênio se transforma em gás nitrogênio (N2) e amônia (NH3); 
 Enxofre se transforma em sulfetos ou sulfatos (SO4). 
 
Exemplo de análise orgânica elementar: experiência para determinar a presença de Carbono (C) 
 
Coloque uma pequena amostra de álcool (3 ml) num recipiente de porcelana. Em seguinda, molhe 
as paredes internas de um funil de vidro com água de barita. Inflame a amostra e coloque o funil 
sobre o recipiente de álcool, sem tampá-lo completamente. Aguarde 20 segundos e você verá o 
desprendimento de CO2. 
 
 
 
 
http://www.grupoescolar.com/pesquisa/analise-organica-elementar.html
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107 
 Unidade 3 
Química Orgânica 
Capítulo 3 
Funções Orgânicas 
 
 Hidrocarbonetos: 
 
Os hidrocarbonetos correspondem a compostos orgânicos formados apenas por átomos de carbono 
e hidrogênio. Eles são diferenciados entre si em relação as insaturações (duplas e/ou triplas 
ligações) encontradas em suas estruturas. São compostos apolares logo, insolúveis em água. Os 
seus pontos de fusão e ebulição aumentam com o aumento da massa molar. São menos densos que 
a água. Os hidrocarbonetos são classificados em: 
 
 Alcanos (CnH2n+2): Hidrocarbonetos saturados. Também podem ser denominados como 
PARAFINAS por serem pouco reativos. 
 
Nomenclatura: PREFIXO + AN + O 
 
 
 Alcenos (CnH2n): Hidrocarbonetos que apresentam como insaturações apenas ligações 
duplas. São mais reativos que os alcanos e também podem ser denominados como olefinas 
por serem compostos de aspecto mais oleoso. 
 
Nomenclatura: PREFIXO + EN + O 
 
 
 Alcinos (CnH2n-2) : Hidrocarbonetos que apresentam como insaturações apenas ligações 
triplas. Por possuírem duas ligações do tipo π são bastante reativos. 
 
Nomenclatura: PREFIXO + IN + O 
 
 
 Alceninos: Hidrocarbonetos que apresentam como insaturações ligações duplas e triplas 
simultaneamente no mesmo composto. 
 
 
 
 Compostos ciclos: Hidrocarbonetos de cadeia fechada (Cicloalcanos; Cicloalcenos; 
Cicloalcinos). São compostos mais reativos que os seus equivalentes de cadeia aberta e são 
encontrados preferencialmente no petróleo. 
 
Nomenclatura: CICLO + PREFIXO + AN/EN/IN + O 
 
 
1
2
3
4
5
6
7
8
OCT + AN + O = OCTANO
1
2
3
4
5
6
7
8
OCT + 4-EN + O = OCT-4-ENO
1
2
3
4
5 6
7
8
OCT + 4-IN + O = OCT-4-INO
1
2
3
4
5 6
7
8
OCT + 2-EN + 4-IN + O = OCT-2-EN-4-INO
1
2
3
4
5
6
1
2
3
4
5
6
1
2
3
4
5
6
CICLO + HEX + AN + O CICLO + HEX + EN + O CICLO + HEX + IN + O
CICLOHEXANO CICLOHEXENO CICLOHEXINO
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108 
 Compostos Aromáticos: O mais comumente encontrado em química orgânica é o benzeno. 
Pelo fato de todos os elétrons presentes nas ligações do tipo π se encontrarem em um 
mesmo plano, isso permite que ocorra um efeito chamado em química de ressonância. Esse 
efeito permite uma grande estabilidade. 
 
Nomenclatura: 
 
 
 Radicais: Esses hidrocarbonetos podem ser partes secundárias de um composto orgânico, 
ou seja, que não se encontram na cadeia principal e assim são denominados radicais. Os 
mais comumente encontrados são: 
 
Nomenclatura: NOME DA CADEIA + IL 
 
 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. Têm a mesma fórmula molecular C5H10: 
 
a) pentano e metilciclobutano 
b) pent-1-eno e ciclopentano 
c) pent-2-ino e ciclopenteno 
d) 2-metil-butano e dimetil-ciclopropano 
e) 2,2-dimetil-propano e etil-ciclopropano 
 
2. Dadas as estruturas representadas a seguir: 
 
CH2 ─ CH ─ CH3 
│ │ 
CH3 CH3 
CH3 ─ CH ─ CH2 ─ CH3 
 │ 
 CH3 
 CH3 
 │ 
CH3 ─ CH2 ─ CH 
 │ 
 CH3 
 
Os nomes delas, segundo as regras da IUPAC são, 
respectivamente: 
 
a) Dimetil-1,2- propano; metil-2-butano; dimetil-3,3-propano. 
b) Metil-2-butano; metil-2-butano; metil-2-butano. 
c) Metil-3-butano; metil-3-butano; metil-3-butano. 
d) Dimetil-2,3-propano; metil-3-butano; dimetil-1,1-propano. 
e) Dimetil-1,2- propano; dimetil-1,1- propano; metil-2-butano. 
 
3. Pelo sistema IUPAC, a nomenclatura correta para os 
compostos abaixo: 
 
H3C ─ CH ─ CH ─ CH2 ─ CH3 
 │ │ 
 CH2 CH3 
 │ 
 CH3 
e H3C ─ CH2 ─ C ≡ C ─ CH ─CH3 
 │ 
 C6H5 
 
é, respectivamente: 
 
a) 3,4-dimetil-hexano e 2-fenil-3-hexino. 
b) 3,4-dimetil-hexano e 5-fenil-3-hexino. 
c) 3,4-dimetil-hexano e 2-benzil-3-hexino. 
d) 3-metil-2-etil-hexano e 2-benzil-3-hexino. 
e) 3-metil-2-etil-pentano e 2-fenil-3-hexino. 
 
4. Indique a afirmação incorreta referente à substância química 
acetileno. 
 
a) O acetileno é um gás utilizado nos maçaricos de solda. 
b) A fórmula molecular do acetileno é C2H4. 
c) O nome oficial do acetileno é etino. 
d) Na combustão total do acetileno, foram-se CO2 e H2O. 
e) Entre os átomos de carbono do acetileno há uma tripla 
ligação. 
 
5. Embrulhar frutas verdes em papel jornal favorece o seu 
processo de amadurecimento devido ao acúmulo de um 
composto gasoso produzido pelas frutas. Assinale a opção que 
BENZENO NAFTALENO ANTRACENO FENANTRACENO
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109 
indica o composto responsável por esse fenômeno. 
 
a) Eteno 
b) Metano. 
c) Dióxido de carbono. 
d) Monóxido de carbono. 
e) Amônia. 
 
6. A respeito do metano, são feitas as seguintes afirmações: 
 
I) O metano é o primeiro membro da série dos alcanos e 
apresenta-se como um gás incolor e inodoro. 
II) O metano pode formar-se pela fermentação de material 
orgânico em depósitos de lixo e em esgotos sanitários, podendo 
também ser encontrado no gás natural (de 70 a 90%). 
III) Uma das aplicações do metano, e que se tem difundido em 
nosso país, é como combustível para veículos automotivos, 
devido ao seu baixo custo. 
IV) O metano é um composto orgânico de fórmula molecular 
C2H2. 
 
Assinale a alternativa CORRETA. 
 
a) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras. 
b) Somente as afirmativas II, III e IV são verdadeiras. 
c) Somente a afirmativa I é verdadeira. 
d) Somente a afirmativa a II é verdadeira. 
e) Somente as afirmativas I, II e III são verdadeiras. 
 
7. A substância de fórmula C8H16 representa um: 
 
a) alcano de cadeia aberta. 
b) alceno de cadeia aberta. 
c) alcino de cadeia aberta. 
d) composto aromático. 
e) alcino de cadeia fechada. 
 
8. O carbureto (carbeto de cálcio) pode ser obtido pela reação 
entre cal virgem e carvão, em forno elétrico. Um dos gases dos 
gases usados na solda e maçarico pode ser obtido através da 
reação do carbureto com água. Esse gás é o: 
 
a) etileno. 
b) propano. 
c) eteno. 
d) acetileno. 
e) metano. 
 
9. O nome do composto formado pela união dos radicais etil e 
terc – butil é: 
 
a) 2, 2 – dimetil butano. 
b) 2 – metil pentano. 
c) 3 – metil pentano. 
d) n – hexano. 
e) etil propano. 
 
10. Para o composto cujo nome IUPAC é 1,3-dietil-ciclobutano, 
a alternativa falsa é: 
 
a) Possui 2 carbonos quaternários 
b) Possui 2 carbonos terciários 
c) Possui 4 átomos de carbono secundário 
d) Sua fórmula molecular é C8H16 
e) Apresenta cadeia carbônica saturadaGABARITO: 
1.B 2.B 3.A 4.B 5.A 6.E 7.B 8.D 9.A 10.A 
 
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110 
 Unidade 3 
Química Orgânica 
Capítulo 4 
Funções Orgânicas Oxigenadas I 
 
 Álcool 
 
A grande característica do agrupamento álcool é a presença do grupo hidroxila (R-OH) ligado a 
carbono saturado. Apesar da presença desse agrupamento hidroxila, os alcoóis não podem ser 
considerados bases de Arrhenius, já que em meio aquoso não é liberado o agrupamento OH-. 
 
Propriedades 
 
a) Solubilidade: Os álcoois de cadeia curta, que possuem maior tendência polar, são bastante 
solúveis em água, porque suas moléculas realizam ligações de hidrogênio com as moléculas de 
água. Conforme aumenta o tamanho da cadeia carbônica e a tendência apolar, os álcoois vão 
ficando insolúveis em água. Monoálcoois com 4 ou 5 carbonos na cadeia são praticamente 
insolúveis em água. Porém, os poliálcoois possuem mais hidroxilas que realizam ligações de 
hidrogênio com as moléculas de água. Assim, mesmo possuindo uma cadeia carbônica maior, 
quanto mais hidroxilas o poliálcool apresentar, mais solúvel em água ele é. 
b) Estado Físico: Os monoálcoois de 12 carbonos ou menos são líquidos; acima disso, são sólidos. 
Os poliálcoois com 5 carbonos ou menos são líquidos, e com 6 carbonos ou mais são sólidos. 
c) Densidade: A maioria dos monoálcoois é menos densa que a água líquida. Para citar um exemplo, a 
densidade do álcool é de 0,79 g/cm3, sendo que a da água é maior (1,0 g/cm3). A título de 
comparação, a densidade do gelo é 0,92 g/cm3, mais denso que o álcool, porém, menos denso que a 
água. É por isso que um cubo de gelo flutua sobre a água, mas afunda em alguma bebida alcoólica: 
 
a) Nomenclatura: ( SUFIXO: OL) 
 
De acordo com a IUPAC, os álcoois devem ter a terminação OL, quem vem da palavra álcool. A 
cadeia principal é aquela que contém o carbono ligado à hidroxila. A numeração é feita a partir da 
extremidade que contém o grupo OH. O nome do álcool será o do hidrocarboneto correspondente 
á cadeia principal, porém sem a terminação o. deve ser trocado por OL. 
 
 
Fenol 
 
Os fenóis são compostos que apresentam o grupo hidroxila (-OH) ligado DIRETAMENTE a um 
anel aromático. O mais simples de todos é chamado de fenol ou benzenol, de acordo com a 
nomenclatura da IUPAC. 
 
 
Os fenóis podem ser classificados de acordo com o número de hidroxilas em três diferentes tipos: 
 
 Monofenóis: compostos que possuem apenas uma hidroxila na molécula; 
 Difenóis: apresentam duas hidroxilas na estrutura molecular; 
 Trifenóis: esses já contam com três hidroxilas na molécula. 
 
Propriedades 
 
a) Encontram-se na forma sólida e são incolores. A solubilidade dos fenóis em soluções alcalinas é 
muito grande, já na água é menor e em alguns casos chega a ser insolúvel. 
b) Características químicas: em relação à acidez de fenóis, podemos afirmar que são mais ácidos 
que os álcoois. Essa característica é em razão do caráter da hidroxila presente nos fenóis, essa 
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111 
molécula em meio aquoso se desintegra e dá origem à ionização que deixa a solução com 
acidez elevada. 
 
 Nomenclatura: (SUFIXO: FENOL) 
 
a) De acordo com a nomenclatura oficial IUPAC os fenóis podem ser nomeados usando o anel 
aromático como cadeia principal e os grupos ligados a ele como radicais, seguindo a linha: 
radical-fenol ou radical-hidroxi + nome do anel aromático (benzeno, naftaleno e etc). 
 
Exemplo: 
2-metil-fenol ou 2-metil-hidroxibenzeno 
 
b) ORTO, META e PARA: Caso ocorram ramificações, é necessário indicar suas 
posições. Para isso, a numeração 1 dos carbonos do anel aromático é indicada por aquele 
que apresenta o grupo hidroxila, prosseguindo-se de modo que as ramificações sejam 
indicadas pelos menores algarismos possíveis. 
 
 
 
Aldeído 
 
Os aldeídos apresentam o grupo carbonila na extremidade de uma cadeia carbônica, ou seja, em 
um carbono primário. Como o grupo funcional sempre está localizado na extremidade de uma 
cadeia carbônica, não há necessidade de indicar a sua posição. 
 
Propriedades 
 
À temperatura de 25o C, os aldeídos com um ou dois carbonos são gasosos, de 3 a 11 carbonos são 
líquidos e os demais são sólidos. Os aldeídos mais simples são bastante solúveis em água e em 
alguns solventes apolares. Apresentam também odores penetrantes e geralmente desagradáveis. 
Com o aumento da massa molecular esses odores vão se tornando menos fortes até se tornarem 
agradáveis nos termos que contêm de 8 a 14 carbonos. Alguns deles encontram inclusive emprego 
na perfumaria (especialmente os aromáticos). O grupo carbonila confere uma considerável 
polaridade aos aldeídos, e por isso, possuem pontos de ebulição mais altos que outros compostos 
de peso molecular comparável. No entanto, não se formam ligações de hidrogênio 
intermoleculares, visto que eles contêm apenas hidrogênio ligado a carbono. 
 
 Nomenclatura: (SUFIXO: AL) 
 
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112 
Cetona 
 
As cetonas apresentam o grupo carbonila com um carbono secundário. A numeração da cadeia deve ser 
iniciada a partir da extremidade mais próxima do grupo carbonila, quando necessário. 
 
 
Propriedades 
 
Não formam ponte de hidrogênio, portanto o PE é maior do que a dos álcoois de peso molecular 
próximo. Moléculas polares comportam-se como dipolos. 
 
 Nomenclatura: (SUFIXO:ONA) 
 
O nome desses compostos é fundamentado nos hidrocarbonetos, trocando o sufixo o por ona. 
 
 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. Dos compostos representados abaixo, qual pertence somente 
ao grupo dos álcoois? 
 
a) 
b) 
c) 
d) 
e) 
 
2. Classifique os compostos abaixo em álcoois primários, 
secundários ou terciários: 
 
I – 
II – 
III – 
IV – 
V – 
 
a) Secundário – Secundário – Primário – Terciário – Secundário 
b) Secundário – Primário – Terciário – Terciário – Primário 
c) Terciário – Secundário – Primário – Primário – Secundário 
d) Secundário – Primário – Terciário – Terciário – Primário 
e) Terciário – Terciário – Primário – Primário – Secundário 
 
3. Sobre o etanol, cuja fórmula estrutural é H3C ─ CH2 ─ OH, 
identifique a alternativa incorreta: 
 
a) Apresenta cadeia carbônica saturada. 
b) É uma base inorgânica. 
c) É solúvel em água. 
d) É um monoálcool. 
e) Apresenta cadeia carbônica homogênea. 
 
4. O bactericida Fomecin A, cuja fórmula estrutural é: 
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113 
 
apresenta as funções: 
 
a) cetona, fenol e hidrocarboneto 
b) éter, álcool e aldeído 
c) álcool, fenol e éter 
d) álcool, fenol e aldeído 
e) ácido carboxílico e fenol 
 
5. Considere as estruturas moleculares do naftaleno e da 
decalina, representadas pelas fórmulas abaixo: 
 
 
 
Substituindo, em ambas as moléculas, um átomo de hidrogênio 
por um grupo hidroxila (OH), obtém-se dois compostos que 
pertencem respectivamente às funções: 
 
a) álcool e fenol 
b) fenol e álcool 
c) álcool e álcool 
d) fenol e fenol 
e) n.d.a. 
 
6. Marque a alternativa correspondente às características dos 
fenóis: 
 
a) apresentam caráter básico; 
b) compostos totalmente solúveis em água; 
c) possuem ação antibacteriana e fungicida; 
d) apresentam-se no estado líquido e em diversas cores; 
e) foi o último antisséptico a ser comercializado. 
 
7. “Trem descarrila, derrama produtos químicos e deixa cidade 
sem água.” 
Thiago Guimarães da Agência Folha, em Belo Horizonte. 
Acidente envolvendo trem da Ferrovia Centro-Atlântica que 
transportava produtos químicos de Camaçari (BA) a Paulínia 
(SP) causou, na madrugada desta terça-feira, em Uberaba (472 
km de Belo Horizonte), explosão, incêndio e derramamento de 
substâncias tóxicas no córrego Congonhas, afluente do único rio 
que abastece a cidade mineira.O fornecimento de água foi 
cortado por tempo indeterminado na cidade, de 260 mil 
habitantes. A composição tinha três locomotivas e 33 vagões. 
Dos 18 vagões que tombaram, oito transportavam 381 
toneladas de metanol;cinco, 245 toneladas de octanol; dois, 94 
toneladas de isobutanol, e três, 147 toneladas de cloreto de 
potássio. 
 
Com relação às substâncias mencionadas no texto acima, são 
feitas as seguintes afirmações: 
 
I. Todas são substâncias pouco solúveis em água. 
II. O metanol é extremamente tóxico e sua ingestão pode 
causar cegueira e até morte. 
III. No cloreto de potássio, os átomos se unem por ligações 
iônicas. 
IV. Dentre os álcoois, o que apresenta menor ponto de ebulição 
é o octanol. 
V. Isobutanol é um álcool secundário presente em todas as 
bebidas alcoólicas. 
 
Dessas afirmações, apenas: 
 
a) I e II são corretas. 
b) II e III são corretas. 
c) III e IV são corretas. 
d) III, IV e V são corretas. 
e) I, III e V são corretas. 
 
8. Amburosídeo (Phytochemistry 50, 71-74, 2000), cuja 
estrutura é dada abaixo, foi isolada de Amburana cearensis 
(imburana-de cheiro ou cumaru) na busca pelo princípio ativo 
responsável pela atividade antimalárica da mesma. Escolha a 
alternativa que apresenta quatro funções orgânicas presentes no 
Amburosídeo B. 
 
 
a) Fenol; Cetona; Ácido carboxílico; Álcool. 
b) Cetona; Éter; Éster; Álcool. 
c) Cetona; Éter; Ácido carboxílico; Álcool. 
d) Fenol; Éter; Éster; Álcool. 
e) Fenol; Cetona; Éter; Álcool. 
 
9. O antibiótico cloromicetina, utilizado para tratar as infecções 
de olhos e ouvidos, possui a seguinte fórmula estrutural: 
 
 
 
As funções presentes nesse composto, entre outras, são: 
 
a) álcool, cetona e nitrocomposto. 
b) amina, haleto orgânico e álcool. 
c) nitrocomposto, aldeído e cetona. 
d) amida, haleto orgânico e nitrocomposto. 
e) cloreto de ácido, fenol e amina. 
 
10. A estrutura abaixo representa essência de limão, 
largamente utilizada na indústria de alimentos. Em relação a 
essa estrutura, pode-se afirmar: 
 
 
 
a) Apresenta grupamento carboxila. 
b) Tem cadeia aberta e heterogênea. 
c) Possui ligações iônicas e covalentes. 
d) Não possui isômeros. 
e) É um aldeído insaturado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.B 2.A 3.B 4.D 5.B 6.C 7.B 8.E 9.B 10.D 
http://4.bp.blogspot.com/-SI3mbQE3Wyw/Ujx--GSMaiI/AAAAAAAAAYU/EM5gDik-A1M/s1600/a.png
http://1.bp.blogspot.com/-8pNjBWTvJAI/Ujx-iPviX6I/AAAAAAAAAYM/2tEBapDa7p0/s1600/a.png
http://3.bp.blogspot.com/-Fi7a_R1nbEs/Ujx-PPF5BDI/AAAAAAAAAYE/dcfYQmzsxPQ/s1600/a.png
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114 
 Unidade 3 
Química Orgânica 
Capítulo 5 
Funções Nitrogenadas 
 
 Amina 
 
As aminas são compostos orgânicos derivados da amônia (NH3), onde os hidrogênios são substituídos 
por radicais orgânicos. Elas são classificadas em primárias quando há apenas um radical orgânico preso 
ao nitrogênio; secundárias se forem 2 radicais; e terciárias se forem 3 radicais. 
 
Propriedades: 
 
Características físicas: as Aminas podem ser encontradas nos três estados físicos: sólido, líquido 
ou gasoso, as que estão no estado gasoso são as alifáticas: dimetilamina, etilamina e 
trimetilamina. Da propilamina à dodecilamina, se encontram no estado líquido, e as que possuem 
mais de doze carbonos são sólidas. As aminasquase sempre são incolores, cheiro de peixe 
(rançoso), só as metilaminas e as etilaminas que posuem um cheiro semelhante à amônia. Seus 
compostos aromáticos são tóxicos. 
 
Podemos encontrar esta classe orgânica em alguns compostos extraídos de vegetais, ou seja, na 
natureza. Os alcalóides constituem fonte de aminas, elas também podem ser produzidas na 
decomposição de peixes e de cadáveres. A trimetilamina é derivada dos peixes, enquanto que a 
putrescina e cadaverina são encontradas em cadáveres. 
 
As aminas são consideradas bases orgânicas, devido ao par eletrônico disponível no átomo de 
nitrogênio presente nestes compostos. São empregadas em sínteses orgânicas, como por exemplo, 
na vulcanização da borracha, na preparação de corantes, na fabricação de sabões, para produzir 
medicamentos, etc. 
 
 Nomenclatura: (SUFIXO: AMINA) 
 
A IUPAC estabeleceu que a nomenclatura das aminas deve obedecer à seguinte regra: 
 
 
 
 
Essa regra vale somente para aminas primárias, isto é, em que somente um átomo de hidrogênio 
da amônia foi substituído por um radical, apresentando o seguinte grupo funcional: R ─ NH2. 
 
Exemplos: 
H3C ─ NH2: metanamina 
H3C ─ CH2 ─NH2: etanamina 
H3C ─ CH2 ─ CH2 ─ CH2 ─NH2: butan-1-amina 
 
Quando existem ramificações ou insaturações na cadeia, é necessário numerar a cadeia partindo 
da extremidade mais próxima do grupo NH2 e mostrar em qual carbono ocorre: 
 
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115 
 NH2 
 │ 
H3C ─ CH ─ CH2 ─ CH2 ─ CH2 ─CH3: hexan-2-amina 
 NH2 
 │ 
H3C ─ CH2 ─ CH ─ C ═ CH ─CH3: hex-3-en-3-amina 
 CH3 NH2 
 
H3C ─ CH ─ CH ─ CH2 ─CH3: 2-metil-pentan-3-amina 
 CH3 NH2 
 
H3C ─ CH ─ CH2 ─ CH ─CH3: 4-metil-pentan-2-amina 
 
No caso de aminas secundárias e terciárias (que possuem dois e três hidrogênios, 
respectivamente, do grupo amônia substituídos), a regra é outra: 
 
 
 
O nome dessas aminas é precedido pela letra N para indicar que o substituinte está ligado a um 
átomo de nitrogênio e os substituintes na cadeia carbônica costumam ser indicados por números. 
 
Exemplos: 
H3C ─ CH2 ─ CH2 ─ NH ─ CH2: N-metil-propanamina 
 CH3 CH3 
 
H3C ─ CH ─ CH2 ─ N ─ CH2 ─ CH3: N-etil-2,N-dimetil-propanamina 
 
 H3C ─ N ─ CH2 ─ CH3: N-dimetil-etanamina 
 │ 
 CH3 
 
H3C ─ N ─ CH2 ─ CH3: N-metil-etan-1-amina 
 │ 
 H 
 
Amida 
 
A função orgânica das amidas é caracterizada por compostos formados através da substituição 
de átomos de hidrogênio da molécula de amônia (NH3) por radicais acila. Assim como, pela 
ligação direta do nitrogênio com um grupo carbonila (C=O). 
 
 
 
O ligante nitrogenado da molécula de amida pode ser o NH2, NH ou N. O fator que determina a 
participação de cada grupo é o número de radicais da molécula: assim, para um radical acila tem-
se o grupo NH2 (amida primária); para dois radicais, o grupo NH (amida secundária); e para três 
radicais, N (amida terciária). 
 
Propriedades 
 
As amidas possuem um caráter básico muito fraco (mais fraco que o da água), pois o oxigênio do 
grupo carbonila atrai elétrons para si, diminuindo a densidade eletrônica do nitrogênio. 
 
São substâncias bastante polares. Suas moléculas podem fazer várias ligações de hidrogênio entre 
si e com a água. Desse modo, os pontos de fusão e ebulição das amidas são muito elevados, mais 
elevados até que os dos ácidos carboxílicos de massas moleculares correspondentes. 
 
 Nomenclatura: (SUFIXO: AMIDA) 
 
De acordo com a IUPAC, em amidas não-substituídas (primárias), deve-se nomear os radicais da 
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116 
cadeia principal (a exceção do grupo carbonila e do grupo nitrogenado), em seguida nomear a 
cadeia principal de acordo com o número de carbonos (met, et, prop, but...) e a saturação das 
ligações (an), e completar com o sufixo amida. Exemplos: 
 
Etanamida 
 
 
3,3-Dimetil-Butanamida 
Para amidas secundárias, indica-se com um N o número de substituições da molécula de amônia 
antes da nomenclatura dos radicais: 
 
N-Etil-Etanamida 
Para amidas terciárias, indica-se com dois N (separados por vírgula) o número de substituições da 
molécula de amônia antes da nomenclatura dos radicais. Entretanto, se os radicais da amida forem 
diferentes entre si, deve-se particionar a nomenclatura em N-radical 1- N-radical 2. Exemplos: 
 
Observe que, pode-se agrupar os radicais da cadeia principal com os do nitrogênio se os mesmos 
forem iguais. 
 
Nitrocomposto 
 
Os nitrocompostos são caracterizados pela presença do grupo funcional a seguir: 
 
 
 
Dentre seus derivados, o mais conhecido é o nitrobenzeno, que é um líquido amarelo, tóxico, 
insolúvel na água, denso e usado como solvente de substâncias orgânicas. 
 
 
PropriedadesEsses compostos são bastante reativos, por isso são largamente utilizados como explosivos. 
Alguns exemplos muito conhecidos são o 2-metil-1,3,5 – trinitrobenzeno ou 2,4,6-trinitrotolueno 
(TNT), o 2,4,6 – dinitrotolueno (DNG) e a trinitroglicerina (TNG), que, além de ser um explosivo, 
também é usada como vasodilatador coronário em caso de risco de infarto. 
 
http://www.infoescola.com/wp-content/uploads/2010/07/etanamida.jpg
http://www.infoescola.com/wp-content/uploads/2010/07/33-Dimetil-Butanamida.jpg
http://www.infoescola.com/wp-content/uploads/2010/07/N-Etil-Etanamida.jpg
http://www.infoescola.com/wp-content/uploads/2010/07/amidas.jpg
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Os compostos acima são todos aromáticos, sendo que quanto maior a quantidade de NO2 em suas 
moléculas, mais explosivo ele será. Suas preparações e propriedades são muito diferentes das dos 
nitrocompostos alifáticos. Os nitroalcanos são líquidos incolores, polares, também insolúveis em 
água e usados em sínteses orgânicas, como intermediários e como solventes. 
 
 Nomenclatura: (PREFIXO: NITRO) 
 
A nomenclatura dos nitrocompostos obedece à regra abaixo, estabelecida pela União Internacional 
de Química Pura e Aplicada (IUPAC): 
 
 
 
Assim, temos os seguintes nomes para as estruturas de nitrocompostos abaixo: 
 
H3C__NO2: nitrometano 
H3C__CH2__NO2: nitroetano 
H3C__CH2__ CH2__NO2: 1- nitropropano 
 
Observe no último exemplo que foi necessário numerar de onde está saindo o grupo funcional da 
cadeia carbônica. Essa numeração sempre é feita iniciando-se na extremidade mais próxima do 
grupo funcional. Veja como isso é feito no exemplo abaixo: 
 
 
 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. O nome da molécula 
 
H3C – CH – CH2 – NH2 é: 
 │ 
 CH3 
 
a) metil-n-propil amina. 
b) t-butil amina. 
c) sec-butil amina. 
d) metil-3-amino propano. 
e) isobutila amina. 
 
2. No início de 1993, os jornais noticiaram que quando uma pessoa 
se apaixona, o organismo sintetiza uma substância – etilfenilamina, 
responsável pela excitação característica daquele estado. A 
classificação e o caráter químico desta amina são, respectivamente: 
 
a) amina primária – ácido. 
b) amina primária – básico. 
c) amina secundária – neutro. 
d) amina secundária – ácido. 
e) amina secundária – básico. 
 
3. Considerando as seguintes aminas: 
Metilamina 
Dimetilamina 
Fenilamina 
 
Escolha a alternativa que indica a ordem decrescente de basicidade: 
 
a) II > I > III 
b) III > II > I 
c) I > II > III 
d) III > I > II 
e) II > III > I. 
 
4. Um dos episódios da final da Copa da França de 1998 mais 
noticiados no Brasil e no mundo foi "o caso Ronaldinho". 
Especialistas apontaram: estresse, depressão, ansiedade e 
pânico podem ter provocado a má atuação do jogador brasileiro. 
Na confirmação da hipótese de estresse, teriam sido alteradas 
as quantidades de três substâncias químicas excitatórias do 
cérebro - a noradrenalina, a serotonina e a dopamina - cujas 
estruturas estão abaixo representadas: 
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118 
 
 
Essas substâncias têm em comum as seguintes funções 
químicas: 
 
a) Amida e fenol 
b) Amina e fenol 
c) Amida e álcool 
d) Amina e álcool 
 
5. Quando um dos hidrogênios da amônia é substituído por um 
radical arila, o composto resultante é: 
 
a) amida 
b) nitrila 
c) amina 
d) sal de amônio. 
e) nitrocomposto 
 
6. A ureia cuja fórmula estrutural aparece abaixo, está presente 
na urina dos mamíferos, como resultante do metabolismo dos 
aminoácidos. Quanto a função orgânica, essa substância pode 
ser classificada como: 
 
a) Cetona 
b) Amida 
c) Amina 
d) Cianato. 
e) n.d.a. 
 
7. O adoçante aspartame, substituto do açúcar nos alimentos 
dietéticos, apresenta uma molécula mais complexa que a 
sacarose, mostrando maior variedade de grupos funcionais. Essa 
variedade é comprovada pela estrutura abaixo: 
 
Na cadeia lateral do anel aromático, além das funções ácido 
carboxílico e éster, também se observam: 
 
a) Amida e amina 
b) Amina e cetona 
c) Amina e hidrocarboneto 
d) Amida e cetona. 
e) n.d.a. 
 
8. A adrenalina é uma substância produzida no organismo 
humano capaz de afetar o batimento cardíaco, a metabolização 
e a respiração. Muitas substâncias preparadas em laboratório 
têm estruturas semelhantes à adrenalina e em muitos casos são 
usadas indevidamente como estimulantes para a prática de 
esportes e para causar um estado de euforia no usuário de 
drogas em festas raves. A DOPA é uma substância intermediária 
na biossíntese da adrenalina. Observe a estrutura da DOPA. 
Assinale a opção correta. 
 
 
 
a) Identifica-se entre outras as funções fenol e amina. 
b) Existem, entre outros, três átomos de carbono assimétrico 
(carbono quiral). 
c) Verifica-se a existência de cadeia carbônica alifática 
insaturada. 
d) Existem dois isômeros geométricos para a DOPA. 
e) Verifica-se a existência de três átomos de carbono primário e 
de dois átomos de carbono secundário. 
 
9. Nossos corpos podem sintetizar onze aminoácidos em 
quantidades suficientes para nossas necessidades. Não 
podemos, porém, produzir as proteínas para a vida a não ser 
ingerindo os outros nove, conhecidos como aminoácidos 
essenciais 
 
 
 
Assinale a alternativa que indica apenas funções orgânicas 
encontradas no aminoácido essencial fenilalanina, mostrada na 
figura acima. 
 
a) Álcool e amida. 
b) Éter e éster. 
c) Ácido orgânico e amida. 
d) Ácido orgânico e amina primária. 
e) Amina primária e aldeído. 
 
10. Sobre os compostos: 
 
I. H2C = CH - CONH2 
II. CH3 - CH2 - CHO 
III. H2C = CH - NH - CH2 - CH3 
IV. 2ON - O - CH2 - CH3 
V. CH3 - CH2 - CH2OH 
 
São feitas as afirmações abaixo. Assinale a única falsa: 
 
a) I é amida 
b) IV é nitrocomposto 
c) V é álcool 
d) II é aldeído 
e) III é amina. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.E 2.E 3.A 4.B 5.C 6.B 7.A 8.A 9.D 10.B 
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119 
 Unidade 3 
Química Orgânica 
Capítulo 6 
Funções Orgânicas Oxigenadas II 
 
 Ácido Carboxílico 
 
O ácidos carboxílicos são caracterizados pela presença do grupo carboxila. 
 
Propriedades 
 
Como se poderia prever pela estrutura molecular, os ácidos carboxílicos são substâncias polares e 
podem, como os álcoois, formar ligações de hidrogênio entre si ou com moléculas de outra 
espécie. Por essa razão, os ácidos carboxílicos apresentam praticamente o mesmo comportamento 
dos álcoois, quanto à solubilidade. Os ácidos com até 4 carbonos são líquidos incolores, miscíveis 
com a água, os ácidos de 5 a 9 carbonos são líquidos incolores e viscosos, muito pouco solúveis. 
Os ácidos com dez ou mais carbonos são sólidos brancos, semelhante à cera, insolúveis em água. 
O ácido aromático mais simples, o ácido benzóico, por apresentar já elevado número de carbonos, 
não tem apreciável solubilidade em água. Os ácidos carboxílicos são solúveis em solventes menos 
polares, como o éter, o álcool, o benzeno. 
 
O cheiro característico dos ácidos alifáticos mais baixos passa progressivamente de forte e 
irritante nos ácidos fórmico e acético, para extremamente desagradável (semelhante à manteiga 
rançosa) nos ácidos butírico (4C), valérico (5C) e capróico (6C). Os ácidos mais altos não têm 
muito odor, por serem pouco voláteis. 
 
Comparando-se um ácido carboxílico e um álcool, ambos com o mesmo número de carbonos, o 
ácido terá maior ponto de ebulição, devido à formação de duas pontes de hidrogênio e não apenas 
uma, como no álcool. 
 
Os ácidos carboxílicos possuem caráter ácido devido à sua ionização em água. Essa força ácida pode ser 
maior ou menor dependendo do tipo de efeito indutivo causado pelo grupamento ligado à carboxila. 
 
 Nomenclatura (SUFIXO: ÓICO) 
 
De acordo com a IUPAC, sua nomenclatura inicia-se com a palavra ácido e recebe o sufixo óico.Sal de Ácido Carboxílico 
 
Os ácidos carboxílicos quando reagem com bases, originam um sal e água. Esse sal gerado na 
reação é chamado de sal de ácido carboxílico. Na sua estrutura, o hidrogênio da hidroxila é 
substituído por um cátion originado pela base. 
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120 
 
 
Propriedades 
 
Como todos os sais, são sólidos cristalinos e não voláteis. Sais de ácidos carboxílicos de cadeia 
longa (ácidos graxos) são denominados de sabões. 
 
 Nomenclatura: (SUFIXO: OATO) 
 
Dá-se o sufixo OATO ao nome da cadeia de origem (igual aos ésteres), seguido da 
preposição de e o nome do metal. 
 
Éter 
 
Os éteres são composos caracterizados pela presença de um átomo de oxigênio (O), ligado a dois 
grupos orgânicos. Seu grupo funcional, então, pode ser representado da seguinte maneira: 
 
Em que R e R’ são grupos não necessariamente iguais. 
 
Propriedades 
 
Características físicas dos éteres: no estado líquido são muito voláteis, incolores e de cheiro 
agradável, não apresentam solubilidade em água, mas podem ser encontrados também na fase 
sólida ou gasosa. Para saber o estado físico de um éter é só observar a quantidade de carbonos: os 
éteres com até três carbonos se encontram no estado gasoso, os com mais de três carbonos são 
líquidos e os de massa molecular maior são sólidos. 
 
Quanto às propriedades químicas, pode-se dizer que os éteres são altamente inflamáveis, apesar da pouca 
reatividade. A aplicação desses compostos é variada, podem ser usados para fabricar seda artificial, 
celuloide e ainda como solvente na obtenção de gorduras, óleos e resinas. A aplicação de éteres na 
medicina é importante: é usado como anestésico e para preparar medicamentos. 
 
 Nomenclatura (SUFIXO: ÓXI) 
 
A nomenclatura oficial para os Éteres segue uma regra fixa estabelecida pela União Internacional 
de Química Pura e Aplicada (IUPAC), mas em contrapartida existe a chamada regra usual: mais 
conhecida e utilizada nos vestibulares. Observe a diferença entre elas: 
 
 
Exemplos: 
 
Nomenclatura oficial IUPAC: metoxietano 
Nomenclatura usual: éter metil-etílico 
 
 
Nomenclatura oficial IUPAC: etoxietano 
Nomenclatura usual: éter dimetílico 
 
Nota: o composto acima é popularmente conhecido como éter comum. 
 
Estrutura linear de éter: 
 
Nomenclatura oficial IUPAC: metoxipropano 
Nomenclatura usual: éter metil-propílico 
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121 
 
Éster 
 
Os ésteres são compostos orgânicos cujas moléculas possuem o grupo acilato (COO) ligado a 
dois radicais orgânicos (iguais ou não) ou a um radical orgânico e um hidrogênio. O grupo acilato 
dispõe-se na cadeia carbônica como um grupo carbonilo ligado ao oxigênio (heteroátomo). Assim, 
a fórmula geral dos ésteres é RCOOR’: 
 
De modo semelhante á classe dos enóis, muitos ésteres possuem odor agradável característicos de 
frutos e podem ser obtidos através dos extratos de plantas que têm na sua composição ésteres 
de ácidos carboxílicos e alcoóis de baixamassa molecular. 
 
Obtenção 
 
Os ésteres são obtidos pela ação de um ácido orgânico ou inorgânico sobre um álcool, com 
liberação de água. Assim, para que a reação seja catalisada, pode-se adicionar ácido 
clorídrico (HCl) que, a partir da sua dissociação, aumenta a concentração de íons H+ no meio 
e desloca o equilíbrio da reação para o lado da formação do éster: 
 
Observe que a reação de esterificação acima não é 100% completa (assim como nenhuma outra). 
Portanto, coexistem num equilíbrio dinâmico o ácido acético, o álcool etílico, o metanoato de etila 
e a água líquida. 
 
A reação de saponificação, em meio básico, chega muito mais perto de 100% de eficiência que a 
de esterificação. Consistindo na reação de um éster (de origem vegetal ou animal) com uma base 
de Arrhenius: 
 
CH3-COO-CH3 + NaOH → [CH3-COO][Na] + CH3-OH 
 
Na saponificação há formação de um sal orgânico e um álcool. Sendo muito utilizada na indústria 
de produtos de limpeza (sabões e detergentes), alimentícia e de medicamentos. 
 
 Nomenclatura (SUFIXO: OATO de ILA) 
 
Para o radical R sem ramificações, deve-se nomeá-la de acordo com o número de átomos de 
carbono; determina-se a saturação das ligações, para em seguida, completar com o radical R’. 
 
Caso o radical R seja ramificado, deve-se nomear os radicais de acordo com a posição na cadeia 
(numerando-se os átomos de carbono); nomear a cadeia R quanto ao número de átomos de 
carbono; determinar a saturação das ligações e complementar com o radical R’. 
 
Para ambos os casos, deve-se completar a nomenclatura de todo o radical R com o sufixo ATO. 
 
Exemplos: 
 
 
 
 
E X E R C Í C I O S D E F I X A Ç Ã O 
1. O ácido adípico, 
 
que é matéria-prima para a produção de náilon, apresenta 
cadeia carbônica: 
 
a) Saturada, homogênea e ramificada. 
b) Saturada, heterogênea e normal. 
c) Insaturada, homogênea e normal. 
d) Saturada, homogênea e normal. 
e) Insaturada, homogênea e normal. 
 
2. Sobre o ácido 3-fenil propanoico é correto afirmar que: 
 
a) Possui fórmula molecular C9H10O2. 
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http://www.infoescola.com/wp-content/uploads/2010/08/reacao-ester.jpg
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122 
b) Possui átomo de carbono quaternário. 
c) Possui 3 átomos de hidrogênio ionizáveis. 
d) Não é um composto aromático. 
e) É um composto saturado. 
 
3. Os aromas da banana e do abacaxi estão relacionados com as 
estruturas dos dois ésteres dados abaixo. Escolha a alternativa que 
apresenta os nomes sistemáticos das duas substâncias orgânicas. 
 O 
 // 
H3C ─ C Aroma de banana 
 
 OCH2CH2CH2CH2CH3 
 O 
 // 
H3CCH2CH2 ─ C Aroma de abacaxi 
 
 OCH2CH3 
 
a) Acetilpentanoato e etilbutanoato. 
b) Etanoato de pentila e butanoato de etila. 
c) Pentanoato de etila e etanoato de butila. 
d) Pentanoato de acetila e etanoato de butanoíla. 
e) Acetato de pentanoíla e butanoato de acetila. 
 
4. O composto que é usado como essência de laranja tem fórmula: 
 O 
 // 
H3C – C 
 
 O – C8H17 
 
a) butanoato de metila. d) etanoato de n-propila. 
b) butanoato de etila. e) hexanoato de etila. 
c) etanoato de n-octila. 
 
5. Muitos ésteres têm odor agradável e, por isso, são usados 
como essências na fabricação de doces, balas, refrescos e 
perfumes, como os mostrados a seguir: 
 
 
Fórmulas de ésteres usados como essências 
 
Assinale a alternativa que apresenta a nomenclatura oficial 
desses cinco ésteres, respectivamente: 
 
a) butanoato de metila, etanoato de isobutila, butanoato de 
pentila, butanoato de butila e etanoato de butila. 
b) propanoato de etila, metanoato de isobutila, propanoato de 
pentila, propanoato de butila e metanoato de butila. 
c) butanoato de metila, butanoato de pentila, etanoato de 
butila, etanoato de isobutila e butanoato de butila. 
d) etanoato de n-propila, etanoato de sec-butila, butanoato de 
propila e metanoato de octila, metanoato de butila. 
e) metanoato de butila, butanoato de etila, pentanoato de 
butila, butanoato de butila e butanoato de metila. 
 
6. O uso de sabão em pó comum em máquinas de lavar pode danificar o 
equipamento, principalmente por causa da formação de espuma. O 
mercado dispõe de detergentes não iônicos, que não produzem muita 
espuma. Outra vantagem é a capacidade de remoção de material graxo 
e de terra mesmo em água fria. A substância usada para esse fim tem a 
fórmula estrutural representada a seguir: 
 
 
 
Sobre essa substância, pode-se concluir que: 
 
a) Apresenta o grupo ácido carboxílico 
b) É formada por moléculas que apresentam12 átomos de carbono. 
c) É formada por moléculas insaturadas. 
d) Apresenta o grupo anidrido. 
e) Apresenta as funções éter e álcool. 
 
7. O aroma artificial de banana utilizado na produção de balas, 
doces, sorvetes e outros produtos é o etanoato de isopentila. 
Assinale a alternativa que fornece a estrutura desse éster: 
 
a) O 
 // 
H3C – C 
 
 O – CH2CH2CH2CH2CH3 
b) O 
 // 
H3C – C 
 
 O – CH2CHCH2CH3 
 │ 
 CH3 
c) O 
 // 
H3C – C 
 
 O – CH2CH2CHCH3 
 │ 
 CH3 
d) O 
 // 
H3C – CH2 – C 
 
 O – CH2CH2CHCH3 
 │ 
 CH3 
e) CH3 O 
 │ // 
H3CCH CH2CH2 – C 
 
 O – CH2CH3 
 
 
8. O composto 
 CH3 
 │ 
H3C ─ CH2 ─ CH ─ O ─ CH2 ─ CH3 possui: 
 
a) 3 carbonos primários, 2 secundários e 1 terciário. 
b) 1 hidrogênio ligado ao carbono terciário. 
c) Cadeia acíclica, ramificada, saturada e homogênea. 
d) Cadeia alifática, ramificada, saturada e heterogênea. 
e) O grupo funcional (– O –) que caracteriza um álcool. 
 
9. Leia a seguinte estrofe do poeta paraibano Augusto dos Anjos: 
“O oxigênio eficaz do ar atmosférico, 
o calor e o carbono e o amplo éter são 
Valem três vezes menos que este Américo 
Augusto dos Anzóis Sousa Falcão...” 
O nome de uma importante função química orgânica é citado na 
estrofe. Indique a alternativa que contém um composto 
pertencente a essa função: 
 
a) CH3CH2CH3 – propano d) CH3CH2OCH3 – metóxi – etano 
b) CH3COCH3 – propanona e) CH3CH2CHO – propanal 
c) CH3COOCH3 – etanoato de metila 
 
10. Recentemente, o Conselho Nacional do Petróleo (CNP) 
autorizou a Petrobras a aditivar à gasolina o metil-terciobutil-
éter (MTBE), tendo em vista a escassez de álcool combustível. 
Qual a fórmula estrutural correta do aditivo em questão? 
 
a) d) 
b) e) 
c) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1.D 2.A 3.B 4.C 5.A 6.E 7.C 8.D 9.D 10.D