QUÍMICA - GERAL E ORGÂNICA - UNICESUMAR

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QUÍMICA GERAL E 
ORGÂNICA
Professora Dra. Paola dos Santos Gaschi Marques
Professor Me. Thiago Baldasso de Godoi 
GRADUAÇÃO
Unicesumar
Acesse o seu livro também disponível na versão digital.
C397 CENTRO UNIVERSITÁRIO DE MARINGÁ. Núcleo de Educação a 
Distância; MARQUES, Paola dos Santos Gaschi; GODOI, Thiago 
Baldasso de Godoi. 
Química Geral e Orgânica. Paola dos Santos Gaschi Marques; 
Thiago Baldasso de Godoi. 
Maringá-Pr.: Unicesumar, 2020. 
248 p.
“Graduação - EaD”.
1. Química 2. Geral . 3. Orgânica 4. EaD. I. Título.
ISBN 978-85-459-1929-2
CDD - 22 ed. 546
CIP - NBR 12899 - AACR/2
Ficha catalográfica elaborada pelo bibliotecário 
João Vivaldo de Souza - CRB-8 - 6828
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Ilustração Capa
Bruno Pardinho
Editoração
Flávia Thaís Pedroso
Qualidade Textual
Eloisa Dias Lourenço
Ilustração
Marta Sayuri Kakitani
Em um mundo global e dinâmico, nós trabalhamos 
com princípios éticos e profissionalismo, não so-
mente para oferecer uma educação de qualidade, 
mas, acima de tudo, para gerar uma conversão in-
tegral das pessoas ao conhecimento. Baseamo-nos 
em 4 pilares: intelectual, profissional, emocional e 
espiritual.
Iniciamos a Unicesumar em 1990, com dois cursos 
de graduação e 180 alunos. Hoje, temos mais de 
100 mil estudantes espalhados em todo o Brasil: 
nos quatro campi presenciais (Maringá, Curitiba, 
Ponta Grossa e Londrina) e em mais de 300 polos 
EAD no país, com dezenas de cursos de graduação e 
pós-graduação. Produzimos e revisamos 500 livros 
e distribuímos mais de 500 mil exemplares por 
ano. Somos reconhecidos pelo MEC como uma 
instituição de excelência, com IGC 4 em 7 anos 
consecutivos. Estamos entre os 10 maiores grupos 
educacionais do Brasil.
A rapidez do mundo moderno exige dos educa-
dores soluções inteligentes para as necessidades 
de todos. Para continuar relevante, a instituição 
de educação precisa ter pelo menos três virtudes: 
inovação, coragem e compromisso com a quali-
dade. Por isso, desenvolvemos, para os cursos de 
Engenharia, metodologias ativas, as quais visam 
reunir o melhor do ensino presencial e a distância.
Tudo isso para honrarmos a nossa missão que é 
promover a educação de qualidade nas diferentes 
áreas do conhecimento, formando profissionais 
cidadãos que contribuam para o desenvolvimento 
de uma sociedade justa e solidária.
Vamos juntos!
Seja bem-vindo(a), caro(a) acadêmico(a)! Você está 
iniciando um processo de transformação, pois quan-
do investimos em nossa formação, seja ela pessoal 
ou profissional, nos transformamos e, consequente-
mente, transformamos também a sociedade na qual 
estamos inseridos. De que forma o fazemos? Crian-
do oportunidades e/ou estabelecendo mudanças 
capazes de alcançar um nível de desenvolvimento 
compatível com os desafios que surgem no mundo 
contemporâneo. 
O Centro Universitário Cesumar mediante o Núcleo de 
Educação a Distância, o(a) acompanhará durante todo 
este processo, pois conforme Freire (1996): “Os homens 
se educam juntos, na transformação do mundo”.
Os materiais produzidos oferecem linguagem dialógi-
ca e encontram-se integrados à proposta pedagógica, 
contribuindo no processo educacional, complemen-
tando sua formação profissional, desenvolvendo com-
petências e habilidades, e aplicando conceitos teóricos 
em situação de realidade, de maneira a inseri-lo no 
mercado de trabalho. Ou seja, estes materiais têm 
como principal objetivo “provocar uma aproximação 
entre você e o conteúdo”, desta forma possibilita o 
desenvolvimento da autonomia em busca dos conhe-
cimentos necessários para a sua formação pessoal e 
profissional.
Portanto, nossa distância nesse processo de cresci-
mento e construção do conhecimento deve ser apenas 
geográfica. Utilize os diversos recursos pedagógicos 
que o Centro Universitário Cesumar lhe possibilita. 
Ou seja, acesse regularmente o Studeo, que é o seu 
Ambiente Virtual de Aprendizagem, interaja nos fó-
runs e enquetes, assista às aulas ao vivo e participe 
das discussões. Além disso, lembre-se que existe uma 
equipe de professores e tutores que se encontra dis-
ponível para sanar suas dúvidas e auxiliá-lo(a) em 
seu processo de aprendizagem, possibilitando-lhe 
trilhar com tranquilidade e segurança sua trajetória 
acadêmica.
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Professora Dra. Paola dos Santos Gaschi Marques
Graduação em Engenharia Química pela Universidade Estadual de Maringá 
(2010), mestrado em Engenharia Química pela Universidade Federal do Paraná 
(2013) e doutorado em Engenharia Química pela Universidade Estadual de 
Maringá (2018). Atualmente atua como professor de cursos de graduação.
http://buscatextual.cnpq.br/buscatextual/visualizacv.do?id=K4250964E4
Professor Me. Thiago Baldasso de Godoi 
Possui graduação em Engenharia pela Universidade Estadual de Maringá 
(2009), pós-graduação em Engenharia da produção pela Unicesumar (2013) 
e mestrado em Engenharia Química pela Universidade Estadual de Maringá 
(2016). Atualmente é professor mediador do curso de Engenharia de 
Produção na Unicesumar.
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SEJA BEM-VINDO(A)!
Preparamos este livro com o intuito de apresentar os conceitos básicos da Química Geral 
e Orgânica. Em todos os assuntos tratados, temos como objetivo primordial de formar a 
base do conhecimento que nos permitirá entender conteúdos mais complexos de nos-
so curso. E para auxiliar no desenvolvimento, trazemos uma relação entre os conceitos 
estudados e as aplicações do cotidiano e para as áreas de biológicas.
Nosso curso começa descrevendo como a matéria é formada, suas partículas, os modelos 
atômicos que nos explicam, quais saltos quânticos podem desprender energia para o meio, 
o processo que ocorre, por exemplo, na fotossíntese ou na respiração celular. Ainda nesta
análise de caráter microscópica entenderemos que as reações químicas só são possíveis de-
vido ao ganho ou à perda de elétrons, e que estas reações permitem que sejam produzidos 
alimentos, medicamentos, entre outros elementos importantes para a sociedade. 
Em seguida, entenderemos que as transformações químicas podem ser evidenciadas 
pela mudança da coloração, do aroma, do sabor, entre outras características visuais. Per-
ceberemos que também na química a lei da conservação das massas é válida, nos per-
mitindo balancear equações químicas e prever a quantidade de reagentes consumidos 
e produtos produzidos.
Vislumbraremos compostos que possuem propriedades e características semelhantes, as 
funções orgânicas e inorgânicas. Essas funções nos permitem prever o comportamento 
destes compostos em diversas situações. Por exemplo, em um acidente ambiental com 
caráter ácido, perceberemos que o solo, mananciais, rios, poderão ter seu pH alterado, que 
pode gerar prejuízos a fauna e a flora,se não forem adotadas medidas corretivas, reações 
químicas neutralizantes para barrar o caráter ácido deste meio contaminado.
Entenderemos que as transformações químicas podem gerar produtos diferentes, aque-
les que temos o interesse e outros que não se há interesse, chamados de subprodutos. 
Perceberemos a necessidade de conhecer as principais técnicas de separação que são 
empregadas no laboratório, permitindo separar estes compostos muitas vezes com o 
uso de suas propriedades físicas.
Por fim, e não menos importante, estudaremos alguns conceitos importantes a serem 
empregados durante o trabalho com produtos químicos e os cuidados que são reque-
ridos no trabalho em um laboratório de química. O conteúdo deste livro foi distribuído 
em função de sua importância no aprendizado dos futuros profissionais que atuarão 
nos mais variados segmentos.
Convidamos você a participar desta experiência no conhecimento das Química e suas 
aplicações. Para tanto, integraremos ciências como a matemática, a física e a biologia, 
ou seja, são conteúdos complementares. E durante nossos estudos vamos manter em 
mente que na vida o conhecimento nunca se perde, ele se transforma!
APRESENTAÇÃO
QUÍMICA GERAL E ORGÂNICA
SUMÁRIO
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UNIDADE I
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
13 Introdução
14 Modelos Atômicos 
21 Números Atômicos e Números de Massa 
22 Isótopos, Isóbaros, Isótonos e Massa Atômica 
24 Níveis e Subníveis de Energia do Modelo Atômico e Orbital Atômico 
28 Distribuição Eletrônica e Tabela Periódica 
39 Ligações Químicas e Geometria Molecular 
53 Considerações Finais 
60 Referências 
61 Gabarito 
UNIDADE II
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
67 Introdução
68 Transformações Químicas, Estequiometria e Tipos de Reações 
91 Velocidade de Reações Químicas e Equilibro Químico 
97 Funções Inorgânicas 
109 Soluções, Concentrações, Diluições 
116 Considerações Finais 
123 Referências 
124 Gabarito 
SUMÁRIO
09
UNIDADE III
FUNÇÕES ORGÂNICAS
131 Introdução
132 Funções Orgânicas 
149 Importância dos Grupos Funcionais de Cada Função Orgânica 
151 Aplicações das Funções Orgânicas no Cotidiano 
154 Considerações Finais 
159 Referências 
160 Gabarito 
UNIDADE IV
TIPOS DE ISOMERIA E REAÇÕES QUÍMICAS 
162 Introdução
163 Hibridação do Carbono 
165 Isomeria 
180 A Importância da Isomeria e do Carbono Quiral na Natureza 
182 Mecanismos de Reação 
191 Considerações Finais 
198 Referências 
199 Gabarito 
SUMÁRIO
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UNIDADE V
PROPRIEDADES FÍSICAS, MISTURAS, TÉCNICAS DE SEPARAÇÃO, 
TITULAÇÃO E NOÇÕES BÁSICAS DE SEGURANÇA EM UM 
LABORATÓRIO
202 Introdução
203 Propriedades Físicas dos Materiais e Misturas 
214 Técnicas de Separação de Misturas 
220 Titulação, Padronização e Medidas de pH 
227 Noções Básicas de Segurança e Cuidados Laboratoriais 
239 Considerações Finais 
244 Referências 
245 Gabarito 
247 CONCLUSÃO
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Professora Dra. Paola dos Santos Gaschi Marques
Professor Me. Thiago Baldasso de Godoi
ÁTOMOS: O MUNDO 
QUÂNTICO
Objetivos de Aprendizagem
■ Compreender os Modelos atômicos.
■ Estudar os Números atômicos e Números de massa.
■ Enfocar Isótopos, isóbaros, isótonos e Massa atômica.
■ Estudar Níveis e subníveis de energia do modelo atômico e Orbital atômico.
■ Compreender a Distribuição eletrônica e Tabela periódica.
■ Estudar as Ligações químicas e Geometria molecular.
Plano de Estudo
A seguir, apresentam-se os tópicos que você estudará nesta unidade:
■ Modelos atômicos
■ Números atômicos e números de massa
■ Isótopos, isóbaros, isótonos e Massa atômica
■ Níveis e subníveis de energia do modelo atômico e Orbital atômico
■ Distribuição eletrônica e Tabela periódica
■ Ligações químicas e Geometria molecular
INTRODUÇÃO
Você já parou para observar a quantidade de cores, aromas, sabores diferentes 
que temos no mundo? São infinitas as combinações que geram formas, sabores e 
cores imensuráveis. A cor azul esverdeada da água de uma praia, o verde das 
árvores, o ardor da pimenta, o doce do açúcar, enfim são infinitas as possibili-
dades percebidas pelos nossos sentidos. Todas estas diferentes propriedades são 
originadas a partir de um seleto grupo de elementos, cerca de 100 átomos qui-
micamente diferentes. A cada combinação, são geradas propriedades diferentes, 
que nos permitem encontrar as infinitas variedades. 
Quase todas as propriedades químicas da matéria podem ser entendidas em 
termos das propriedades dos átomos que as formam, de modo, que este é o nosso 
ponto de partida para o entendimento da química! A partir de então, ao olhar o 
café quente em uma xícara, você deve pensar que tudo aquilo é com-posto por 
diferentes átomos, e em se tratando de átomos, se permitir imaginar que 
internamente existem outros elementos, ainda menores, que se combinam, se 
rearranjam, interagem e formam a vida! Nessa caminhada, iremos falar um 
pouquinho da história, para entender os desdobramentos dos modelos atômicos 
que formaram a base para o modelo de átomos que temos atualmente. O estudo do 
modelo atômico nos permitirá entender a necessidade que o elemento tem 
em realizar ligações químicas, ou seja, para adquirirem a estabilidade 
energética e atômica, se assemelhando aos gases nobres, elementos que 
existem na natureza de forma isolada.
Verificaremos que a disposição da tabela periódica em linhas, colunas, e 
com uma certa sequência dos elementos não foi um mero formalismo, mas 
aconteceu de forma a agrupar elementos que possuem características 
semelhantes, nos munindo de importantes informações do comportamento 
destes elementos nos rearranjos químicos. E, os rearranjos químicos são 
capazes de formar novos compostos, com propriedades químicas e físicas 
diferentes, ou seja, os elementos individuais, os átomos, realizam ligações 
químicas a fim de obter a estabilidade, e modificam completamente o seu 
comportamento, e nos permitem produzir compostos que nos facilitam a vida
Vamos lá?!
Introdução
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ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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MODELOS ATÔMICOS
Desde o primórdio, filósofos e cientistas acreditavam sobre a natureza do “mate-
rial” fundamental, como sendo partículas sólidas, indivisíveis, que formavam 
todos os outros compostos. Em 460 – 370 a.C., Demócrito e outros filósofos 
da Grécia antiga afirmavam que o mundo era composto por infinitas destas 
partículas indivisíveis, e a elas denominaram átomos, que significa indivisível. 
Posteriormente, Platão e Aristóteles afirmaram em seus estudos que não exis-
tiam as partículas indivisíveis, e a partir de então, a noção “atômica” da matéria 
deixou de ser plausível durante muitos séculos (BROWN et al., 2016).
Foi então que no século XVII, na Europa, os químicos aprenderam a mensu-
rar a quantidade de elementos que reagiam para formar novas substâncias, e tais 
argumentos corroboraram para voltar (digamos, retroceder) para ideia do mate-
rial indivisível. Essa teoria foi evidenciada pelos trabalhos de Dalton (1803-1807), 
que em um de seus postulados, estabelece que “a massa total dos materiais pre-
sentes depois de uma reação química é igual à massa total dos materiais presentes 
antes da reação”, ou seja, explica a proporção constante entre os compostos ou a 
Modelos Atômicos
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conservação da massa. O fato da massa dos reagentes ser a mesma do produto 
acabado tornou-se uma forte evidência da veracidade deste modelo (BROWN 
et al., 2016; BIGATÃO, 2016).
“A Teoria de Dalton, baseada em átomos indivisíveis, explicou satisfatoria-
mente muitos aspectos do comportamento químico” (BIGATÃO, 2016, p. 16). 
Ele “[...] propôs que o átomo era parecidocom uma bola de bilhar, isto é, esfé-
rico, maciço e indivisível, e não poderia ser criado nem destruído. Concluiu 
também que uma alteração química consistia em uma combinação, separação 
ou rearranjo de átomos” (BIGATÃO, 2016, p. 16), nunca na formação de áto-
mos a partir de outros átomos. 
Uma das primeiras evidências da existência do átomo como uma partícula divi-
sível (muito antes do modelo de Dalton) pode ser designada ao filósofo grego Tales 
de Mileto, no ano VI a.C., o qual percebeu que ao atritar um bastão de resina de 
âmbar contra tecidos, couro cabeludo, este bastão atraía objetos de pequena massa, 
como folhas de vegetais secos. Derivou-se então o nome eletricidade, oriundo do 
nome elektron, cuja tradução do grego, significa âmbar (FELTRE, 2004). 
Os resultados de Dalton sobre a indivisibilidade do átomo foram questio-
nados pela realização de alguns experimentos na área do eletromagnetismo, 
por meio de alguns experimentos com eletrólise e tubos com pouca presença 
de gás (com baixa pressão, rarefeitos). Nas extremidades de um tubo de vidro 
com pouco ar foi instalado um eletrodo com polo negativo e na outra, um polo 
positivo. Ao ser aplicada uma alta tensão foi produzida uma radiação entre os 
eletrodos, denominada de raios catódicos. Essa radiação deslocou-se do polo 
negativo para o polo positivo, e era observada pela fluorescência de materiais ali 
presentes. Então, provou-se que na presença de campos elétricos ou magnéticos 
ocorria os desvios dos raios catódicos, e o sentido do movimento (negativo para 
o positivo), demonstrou que havia um fluxo de carga negativa. No entanto, se
no tubo havia ausência da matéria ou de átomos, como explicar tal fenômeno,
se tudo que existia até então era composto por átomos maciços? Foi assim que,
em 1897, o cientista britânico J. J. Thomson, provou que existiam partículas
ainda menores que os átomos, designando como elétron (BROWN et al., 2016).
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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Assim, a grande evolução do modelo de Dalton para Thomson foi que Dalton 
não considerou a existência de partículas elétricas em seu modelo de átomo indi-
visível, enquanto que Thomson, por meio da eletricidade, provou que existiam 
partículas menores que o átomo: o elétron.
Então, para explicar todo o seu experimento, Thomson propôs, em 1903, 
o seu novo modelo de átomo, que era formado por uma “pasta” de carga posi-
tiva que era recheada superficialmente pelos elétrons, com carga negativa. A
interação entre estes dois elementos garantia a neutralidade elétrica do modelo
atômico. Devido a explicação fornecida, o modelo ficou conhecido como “Pudim 
de Passas”, e desta forma, os cientistas passaram a reconhecer que o átomo era
divisível em entidades menores, ao passo que reconheceram a natureza elétrica
destes elementos. Temos no Material Complementar um vídeo interessante sobre 
tal experimento de Thomson, recomendo que acompanhem.
Uma extensão da experiência de Thomson foi a experiência de Eugen 
Goldstein, em 1886, que modificou a ampola e descobriu os raios anôdicos. 
Estes raios seriam o material que “restou” dos átomos sem elétrons, e por não 
conterem elétrons, ficam com a carga positiva, sendo desviadas para determi-
nada direção na presença de um campo elétrico (FELTRE, 2004).
Os campos elétricos são regiões no espaço, como regiões entre placas me-
tálicas eletricamente carregada, que contêm em uma extremidade uma alta 
concentração de partículas negativas (elétrons), e na outra, pouca ausência 
destas cargas, adquirindo o caráter positivo. Um elétron, que possui carga 
negativa, posicionado em um campo elétrico, vai em direção do polo posi-
tivo do campo.
Algo semelhante acontece na atração de imãs eletromagnéticos, atração 
entre cargas de diferentes sinais, que possuem diferentes quantidades de 
elétrons distribuídas em sua superfície.
Fonte: os autores.
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Na evolução entre os modelos atômicos, uma grande descoberta ajudou na pros-
pecção dos modelos. Foi a descoberta da radioatividade, pelo cientista francês 
Henri Becquerel, em 1896. Ele descobriu que compostos de urânio emitem espon-
taneamente radiação de alta energia, sem a necessidade de montar eletrodos, 
polos negativos ou positivos. Estes compostos conseguem emitir naturalmente 
a radiação, com uma alta energia, fenômeno que ele designou de radioatividade. 
As radiações emitidas têm cargas positivas, negativas ou neutras.
As descobertas das propriedades relacionadas com a radioatividade também 
eram estudadas por Rutherford, e serviram de base para postular o mais novo 
modelo atômico. Em seus experimentos, ele utilizava um elemento radioativo 
para emitir radiação com cargas positivas, que eram bombardeadas sob uma placa 
fina de ouro. Em volta da placa de ouro havia uma tela circular fluorescente que 
captava a radiação, demonstrando se ela mudava ou não de direção após o cho-
que com a placa. Foi então que surgiu uma indagação: se o átomo era como um 
pudim de passas, com seu interior contendo cargas positivas e submersas nesta 
massa positiva, haviam os elétrons, negativos, conforme afirmava Thomson, como 
poderia, grande parte da corrente radiativa não sofrer deformação nenhuma na 
sua trajetória quando passavam pela placa de ouro, atravessando-a e atingido a 
tela circular? E porque algumas poucas partículas eram desviadas em ângulos 
diversos (BROWN et al., 2016).
Com base nestas observações, Rutherford foi capaz de propor um novo 
modelo. Ele afirmou que a maior parte do átomo é constituída por vazios, não 
por uma massa positiva. Ele concluiu ainda que algumas poucas partículas foram 
desviadas em direções diversas devido a repulsão entre a carga positiva da radia-
ção com a pequena carga positiva existente no núcleo do átomo (BROWN et al., 
2016). Foi assim, que 
[...] no início do século XX, o físico Ernest Rutherford (1871-1937) 
sugeriu que o átomo era composto de um núcleo muito pequeno, car-
regado positivamente, no centro, e circundado por uma região compa-
rativamente grande, vazia, que continha os elétrons, denominada ele-
trosfera. O átomo seria semelhante ao “sistema solar”, em que o núcleo 
representaria o Sol e os elétrons girando ao redor do núcleo seriam os 
planetas (BIGATÃO, 2016, p. 16). 
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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Conforme demonstra a figura a seguir:
Próton
Nêutron
Elétron
Figura 1 – Modelo atômico de Rutherford 
Fonte: De Boni e Goldani (2007).
De acordo com De Boni e Goldani (2007), o modelo atual do átomo deriva da 
proposição de Rutherford, composto por duas regiões: o pequeno núcleo, que 
compreende toda a carga positiva e praticamente toda a massa do átomo, e a ele-
trosfera, região extranuclear composta de elétrons 
A visão moderna dos átomos nos traz uma estrutura semelhante ao apresen-
tado por Rutherford, contudo, a lista dos elementos que constituem o núcleo do 
átomo continua a crescer. Para o entendimento dos princípios químicos, objeti-
vos de nosso curso, três elementos são importantes: os elétrons, os prótons e os 
nêutrons (BROWN et al., 2016).
O núcleo é então 
[...] composto por dois tipos de partículas: o próton, que tem carga po-
sitiva, e o nêutron, assim chamado porque é neutro, ou seja, não tem 
carga. Como o átomo não tem carga elétrica, o número de prótons no 
núcleo é igual ao número de elétrons que circularam o núcleo em uma 
região chamada de eletrosfera. Além disso, o número de prótons no 
núcleo é igual ao número atômico (BIGATÃO, 2016, p. 18). 
A carga de um elétron é − −1 602 10 19, . C (Coulomb, unidade da carga elétrica
no sistema internacional de unidades SI). A carga do próton tem a mesma mag-
nitude do elétron, mas com sinal trocado.O nêutron não tem carga elementar. 
A quantidade 1 602 10 19, . − C é conhecida na química como Carga Elementar
ou Carga Eletrônica (BROWN et al., 2016). 
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Uma evolução do modelo atômico proposto por Rutherford foi fornecida 
pelos estudos do físico Niels Bohr, que considerou, que a mecânica clássica (parte 
da física que estuda a interação e movimento dos corpos) não era capaz de des-
crever o comportamento destas pequenas partículas que compunham o átomo, 
e nesse sentido, direcionou seus esforços para a compreensão de tais fenômenos 
a luz da mecânica quântica. Complexo, não? Nem tanto! Acompanhe o Reflita 
a seguir a título de curiosidade e para sabermos do que se trata essa ciência.
Mecânica Quântica é uma teoria física que se dedica ao estudo de sistemas 
físicos com dimensões muito pequenas, na escala de tamanho do átomo 
ou até mesmo menores que isso. É capaz de descrever o comportamento 
de moléculas, íons, átomos, elétrons, prótons, nêutrons, entre outros. Você 
consegue imaginar o tamanho destas partículas?
Caros(as) alunos(as), não criemos pânico! Só queremos ter uma leve compre-
ensão do modelo que temos hoje que embasa o conhecimento sobre os átomos. 
E podemos nos perguntar: por que estudar isso? Desejamos um conhecimento 
superficial sobre isso, pois, agora, estes conceitos estão pulsando em seu corpo, 
determinando quais moléculas seu organismo vai absorver, quais reações irão 
acontecer que poderão liberar a energia responsável pela vida! 
Então, continuando, sabemos que as partículas presentes no átomo são regi-
das pela mecânica quântica, e que Bohr foi que adentrou nestes conceitos, certo? 
Mas Bohr, não foi contra o que Rutherford postulou, ele complementou o modelo 
com a luz dos conhecimentos da mecânica quântica. Por meio de seus estudos, 
utilizando espectros eletromagnéticos, ele foi capaz de provar que os átomos 
disponibilizam níveis de energia para o elétron, ou seja, a energia de um elétron 
em um átomo é quantizada, o que posteriormente foi denominada de níveis de 
energia. E essa questão não é tão distante de nossa realidade. Se lembram, do 
Ensino Médio, o diagrama de Linus Pauling, níveis de energia, camadas K, L, 
M etc.? Essa teoria está relacionada a isso, que a depender de onde o elétron se 
encontra, ele possui um nível de energia, que permite com que ele faça um tipo 
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IU N I D A D E20
de movimento ao redor do núcleo. E se você não se lembra, não se preocupe, 
vamos pincelar algo sobre isso mais à frente!
E foi assim que Bohr melhorou o modelo de Rutherford e desenvolveu o 
modelo do átomo que se assemelha ao sistema solar, no qual os elétrons são 
como os planetas e se dispõem na eletrosfera na forma de camadas, em que cada 
camada subsequente tem um nível de energia diferente, conforme demonstra a 
figura a seguir:
Núcleo formado por
prótons e nêutrons
Eletrosfera formada por
elétrons distribuídos
em várias camadas
Figura 2 – Modelo atômico de Rutherford-Bohr 
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Na Figura 2, percebemos que os prótons e nêutrons ficam localizados no pequeno 
núcleo. A maior parte do átomo é a eletrosfera, onde ficam circulando os áto-
mos. Os átomos tem diâmetro entre 1 10 5 1010 10. .− −a m . Por ser um número 
muito pequeno, atribui-se a medida 1 10 10. − m como sendo 1 Angstrom (

A ). 
Os elétrons são atraídos pelos prótons, e tem uma trajetória circular a elíptica na 
eletrosfera em torno do núcleo. O diâmetro do núcleo tem 1 10 4. −

A .
Números Atômicos e Números de Massa
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21
NÚMEROS ATÔMICOS E NÚMEROS DE MASSA
A quantidade de carga positiva presente no núcleo de um átomo denominamos de 
número atômico, com a simbologia “Z”. O número atômico está relacionado com 
a natureza do elemento. Para entender melhor temos como exemplo o átomo oxi-
gênio. Se verificarmos na tabela periódica veremos que o número atômico deste 
elemento é 8. Isso significa dizer que cada átomo de oxigênio (O) tem 8 prótons. 
Não encontramos na natureza nenhum outro átomo com 8 prótons, pois esta carac-
terística é única do oxigênio. Assim, para identificar o átomo de um elemento, 
ou o próprio elemento, basta identificar seu número atômico (BIGATÃO, 2016).
Em relação aos elétrons, sabemos que os átomos não possuem carga elétrica 
líquida, ou seja, tem carga neutra ou zero. Desta forma, em um átomo, o número de 
prótons existentes no núcleo é igual ao número de elétrons existente na eletrosfera. 
“Os prótons e nêutrons presentes no núcleo de um átomo são quase total-
mente responsáveis pela massa do átomo, porque os elétrons têm uma massa 
relativa” (BIGATÃO, 2016, p.18), pequena em relação a estes compostos. Por esse 
motivo, o número de massa, cuja simbologia é “A”, “[...] consiste na soma de pró-
tons e nêutrons presentes no núcleo. Desta forma, se um determinado átomo 
possui 47 prótons e 60 nêutrons” (BIGATÃO, 2016, p. 18), seu número de massa 
A será a soma entre 47 e 60, ou seja 107.
Uma representação comum do átomo qualquer "X", na química, se dá con-
forme segue abaixo:
XAZ ou XAZ
Número de massa
Número atômico
Figura 3 – Representação do átomo
Fonte: Bigatão (2016).
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ISÓTOPOS, ISÓBAROS, ISÓTONOS E MASSA ATÔMICA
Em relação ao número de nêutrons presentes no núcleo do átomo, estes não 
necessariamente têm uma quantidade igual destas partículas, ou seja, um mesmo 
elemento pode conter diferentes número de nêutrons. Isso acontece por exemplo 
com o carbono. O “Carbono 12” tem 6 prótons e 6 nêutrons, sendo represen-
tado por 6
12C . Nesta representação, percebemos que o átomo tem 6 prótons, 6 
elétrons, número de massa 12 e, por conseguinte, 6 nêutrons (12-6). Já o átomo 
“Carbono 14” também é carbono, mas tem a massa atômica 14. Sua represen-
tação é 6
14C . Nesta representação, percebemos que este átomo tem 6 prótons, 6 
elétrons, número de massa 14, e consequentemente, 8 nêutrons (14-6) (BROWN 
et al., 2016). Neste caso citado, em que temos o mesmo átomo com diferentes 
números de massa, denominamos na química de isótopos, ou seja, elementos 
com mesmo número atômico, mas com diferentes números de massa.
É importante salientar que os isótopos de um determinado elemento são 
quimicamente semelhantes, mas podem conter propriedades físicas diferentes. 
Por exemplo, no caso de um outro isótopo do átomo hidrogênio, temos o pró-
prio Hidrogênio 1H , e o Deutério, 2H ou 2D . Ambos têm um próton e um 
elétron, diferindo em relação ao número de nêutrons, e, consequentemente, no 
número de massa. Conforme afirmado, eles têm propriedades químicas seme-
lhantes, reagem com o oxigênio, formando água, mas têm propriedades físicas 
diferentes, o hidrogênio forma a água comum (H O2 ), de densidade igual a 
1 0, / g mL, enquanto o deutério forma a chamada água pesada (D O2 ), pois 
tem densidade igual a 1 1, / g mL (BIGATAO, 2016; RUSSEL, 1982). A seguir 
temos esquematizado os isótopos dos átomos de hidrogênio (H) e hélio (He). 
É demonstrando seu modelo atômico simplificado, em que as partículas pretas 
presentes no núcleo são os prótons, as partículas brancas, também presentes no 
núcleo, os nêutrons, e a região azul escura e azul clara que englobam o núcleo é 
onde circulam os elétrons, na eletrosfera:
Isótopos, Isóbaros, Isótonos e Massa Atômica
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23
H11
He32 He
4
2 He
5
2 He
6
2
H = Deuterium21 H = Tritium
3
1
Figura 4– Isótopos dos átomos hidrogênio e hélio
Fonte: adaptada de Russel (1982).
“Isóbaros são átomos com diferentes números de prótons, ou seja, elementos quí-
micos diferentes, mas que possuem o mesmo número de massa (A)” (BIGATAO, 
2016, p. 20). A exemplo destes casos temos “[...] o Cálcio (Ca, A=40 e Z=20) e 
Potássio (K, A=40 e Z=19). Os isóbaros têm propriedades físicas e químicas dife-
rentes” (BIGATAO, 2016). 
Isótonos são átomos de diferentes elementos químicos, com diferentes 
números de prótons, diferentes números de massa, porém com mesmo 
número de nêutrons (N). Os isótonos possuem propriedades químicas 
e físicas diferentes, como por exemplo, Cloro e Cálcio.
Ex: (Cl, Z=17, A=37 e N=A–Z=20); (Ca, Z=20, A=40 e N=A–Z=20) 
(BIGATAO, 2016, p. 20).
MASSA ATÔMICA
A determinação da massa dos átomos antigamente era de difícil mensuração, 
haja vista seu pequeno tamanho. Com o advento da tecnologia essa determina-
ção ficou mais precisa e exata. Por exemplo, sabemos que a massa do hidrogênio 
é 1 6735 10 24, . − g enquanto que a do oxigênio é 2 6560 10 23, . − g (BROWN et
al., 2016). A representação e o trabalho com pequenos números tornam os cál-
culos mais difíceis e complexos, de forma que ao se utilizar uma escala podemos 
simplificar tal representação. É então empregado a escala “uma” que significa 
unidade de massa atômica.
1 1 66054 10 1 6 02214 1024 23 uma x g ou g x uma= =−, ,
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
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“Uma unidade de massa atômica (1 uma) é definida como sendo exatamente 
um doze avos (1/12) da massa de um átomo de carbono 12 (12C). Isso equivale 
dizer que a massa de um átomo de 12C é 12 uma. Desta forma, a escala de pesos 
atômicos é uma escala relativa” (BIGATÃO, 2016, p. 20).
Na natureza a maioria dos compostos encontrados são isótopos. A massa 
atômica (presente na tabela periódica) é dada como sendo a média da massa dos 
isótopos existentes levando em conta a sua proporção. Não entraremos no detalhe 
das contas, pois não é nosso objetivo e também porque temos estes valores todos 
listados na tabela periódica, mas, já temos o conceito de onde vem aquele número.
NÍVEIS E SUBNÍVEIS DE ENERGIA DO MODELO 
ATÔMICO E ORBITAL ATÔMICO
Há pouco, mencionamos o modelo de 
Rutherford-Bohr, em que os elétrons se 
distribuíam na eletrosfera em diferentes 
níveis de energia, está lembrado? Então, 
agora iremos conhecer um pouco mais 
desses subníveis de energia. Uma camada 
de energia em que se encontram os elétrons 
consiste em um conjunto de um ou mais 
níveis energéticos quantizados, ou seja, 
cada nível tem sua energia potencial. A 
representação mais comum das camadas, 
e provavelmente aquela que aprendemos 
no ensino médio é dada por letras: K, L, 
M, N, O, P e Q (BIGATÃO, 2016).
Níveis e Subníveis de Energia do Modelo Atômico e Orbital Atômico
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Em relação a estas camadas, quanto mais perto do núcleo, mais os elétrons 
são atraídos pelos prótons, e menor será sua energia potencial. Energia poten-
cial? Vamos relembrar este conceito da física? Acompanhe o Saiba Mais!
A energia potencial é a energia armazenada por um corpo. Para entender-
mos este conceito, pensamos em uma maçã presa em uma árvore. Quando 
ela está presa na árvore, ela tem uma energia potencial muito grande, dada 
pela altura e também pela gravidade. Se ela desprender da árvore, a energia 
potencial se transforma em energia de movimento, aumentando sua veloci-
dade de queda, até o ponto em que ela atinge o chão, quando sua energia 
potencial é mínima, e energia cinética é máxima (antes do impacto). 
Neste exemplo, vimos a energia potencial gravitacional. No caso dos elé-
trons, é a energia potencial elétrica, pois eles são atraídos pelos prótons 
positivos existentes no núcleo. Assim, a diferença de cargas entre elétrons 
e prótons gera uma atração, e, consequentemente, uma energia potencial. 
Assim como no caso da maçã, quanto mais distante eles estão do núcleo, 
maior sua energia potencial, ou seja, as camadas externas têm maior ener-
gia potencial.
Fonte: os autores. 
Quanto mais próxima do núcleo está uma camada, seus elétrons per-
manecem mais atraídos pelo núcleo e adquirem menor energia. Por 
outro lado, os elétrons das camadas mais afastadas são menos atraídos 
pelo núcleo, adquirindo maior energia potencial. Assim, os elétrons da 
camada K (n = 1) possuem a menor energia, enquanto a camada Q (n = 
7) possui os elétrons de maior energia (BIGATÃO, 2016, p. 20).
Outro ponto importante é a quantidade de elétron suportada em cada uma des-
tas camadas. A camada K pode suportar até 2 elétrons, a camada L até 8 elétrons. 
A seguir temos demonstrado as camadas de energia da eletrosfera e a quanti-
dade de elétrons existente:
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2 28 18 1832 32
QM
L
K
PM O
Figura 5 – Camadas de energia ao redor do núcleo
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Os elétrons podem receber energia externa, como calor, luz, ficar excitados e 
saltar para uma camada subsequente, que comporta uma maior quantidade de 
energia. Quando ele retorna para sua camada original, a energia extra armaze-
nada é perdida em uma radiação em forma de luz (BIGATÃO, 2019).
Dentro de cada camada destas, existem subcamadas, também classificadas 
pela quantidade de energia que possa armazenar, e onde permanecem um certo 
número de elétrons. São elas as camadas s, p, d, f. No subnível s pode haver até 
2 elétrons, enquanto no subnível p até 6 elétrons; no subnível d até 10 elétrons; e 
no subnível f até 14 elétrons, que são objetivos de nosso próximo tópico.
Níveis e Subníveis de Energia do Modelo Atômico e Orbital Atômico
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Por que neste curso devemos entender os níveis de energia, a região em 
que os elétrons ocupam, sua energia potencial, o desprendimento de ener-
gia quando saltam de um orbital para outro?
A resposta para isso é simples, reações bioquímicas que produzem a energia 
para os corpos animais e vegetais se utilizam de tais mecanismos. Um exem-
plo clássico disso é o Ciclo de Krebs, que consiste em uma série de reações 
químicas que ocorrem na vida da célula e de seu metabolismo. Trata-se de 
uma parte do metabolismo dos organismos aeróbios (que utilizam o oxigê-
nio em seu processo de respiração). Na descrição deste ciclo há um saldo 
de elétrons entre as reações químicas diversas que permitem a geração de 
energia (ATP) para o organismo. Para as plantas podemos citar o processo 
de Fotossíntese, que também há reações químicas complexas, com com-
partilhamento de elétrons, cujo residual se transforma em energia para as 
funções vitais do vegetal. Então, nessa reflexão, concluímos que o estudo 
atômico dos átomos é requisito básico para o entendimento da biologia.
Comida
Célula
Respiração celular
ATP
ATP
2. Ciclo
de Krebs
3.
Transporte
eletrônico
NADH
Glicose
1. Glicolise
Ácido
pirúvico
NADH
ATP
Água
Dióxido de
Carbono
Mitocôndria
Citoplasma
Oxigênio
Figura 6 – Respiração celular
Fonte: os autores. 
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IU N I D A D E28
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA E TABELA PERIÓDICA
De acordo com o físico Werner Heisenberg (1901-1976), é praticamente impos-
sível se prever a posição correta de um elétron na sua eletrosfera. O físico Erwin 
Schrödinger (1887-1961) determinou que a região do espaço que está ao redor do 
núcleo, em que há máxima probabilidade de se encontrar um elétron (BIGATÃO, 
2016, p. 24), é denominada de orbital. Cada orbital comporta no máximo dois 
elétrons, quese encontram emparelhados, ou seja, possuem sentidos de rota-
ção (spin) contrários. 
Cada orbital possui um formato específico. Por exemplo, o orbital do tipo 
s possui um formato esférico, ou seja, os dois elétrons que circulam neste orbi-
tal fazem uma translação no formato de círculo, conforme demonstra a figura 
a seguir. Os seis elétrons que circulam no orbital do tipo p transladam como se 
fosse na forma de uma elipse em torno da eletrosfera, conforme demonstra a 
imagem que segue. Em relação ao tipo d, a forma é semelhante, mas como temos 
uma maior quantidade de elétrons, ela ocupa uma maior região na eletrosfera, 
conforme a figura.
Distribuição Eletrônica e Tabela Periódica
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Figura 7 – Formato do orbital do tipo s, p, d
O formato de como os elétrons transladam no espaço não são objetivos de nosso 
curso, apresentamos apenas para que tenhamos uma ideia desta configuração espacial.
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
A distribuição eletrônica dos orbitais é feita preenchendo-se totalmente um sub-
nível antes de passar para o próximo. No entanto, os elétrons não se acomodam 
primeiro em um subnível para depois acomodar em outro. Eles se acomodam de 
acordo com a quantidade de energia de cada nível, em ordem crescente. Em rela-
ção a isso, “[...] o químico Linus Pauling (1901 – 1994) elaborou um diagrama que 
permite facilmente fazer a distribuição eletrônica segundo essa ordem crescente. 
O dispositivo ficou conhecido como Diagrama de Linus Pauling” (BIGATÃO, 
2016, p. 25). A figura a seguir demonstra essa representação:
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IU N I D A D E30
n=7
n=6
n=5
n=4
n=3
n=2
n=1
7s
6s
5s
4s
3s
2s
1s
s p d f
7p
6p
5p
4p
3p
2p
6d
5d
4d
3d
5f
4f
Figura 8 – Diagrama de Linus Pauling
Fonte: adaptada de Russel (1982).
Para fazer a distribuição eletrônica devemos seguir as setas, iniciando a leitura 
de baixo para cima. Por exemplo, o átomo ferro (Fe), que tem número atômico 
( Z = 26 ), fica:
1 2 2 3 3 4 32 2 6 2 6 2 6s s p s p s d− − − − − − 
O índice 1 representa o nível 1 de energia, ou a camada K, a letra s representa o 
subnível s, que comporta 2 elétrons, conforme o subscrito presente nesta letra. 
Repare que essa distribuição seguiu exatamente a ordem das setas. Ainda, se você 
somar todos os subscritos, 2 2 6 2 6 2 6 26+ + + + + + = . Então, para fazer essa 
distribuição devemos ter em mente quantos elétrons cada subnível comporta, e 
a quantidade de elétrons da última distribuição será o valor que falta para com-
pletar o número atômico do átomo, que é muito importante para conseguirmos 
mensurar a quantidade de elétrons existentes na última camada, pois é por meio 
desta informação que podemos prever quantas ligações o átomo será capaz de 
Distribuição Eletrônica e Tabela Periódica
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realizar para conseguir atingir a estabilidade, objetivos de nossos próximos tópi-
cos. Entretanto, existe uma maneira muito simples e fácil de obter a informação 
da quantidade de elétrons existente na última camada, que é entender as infor-
mações contidas na tabela periódica.
TABELA PERIÓDICA
Como a lista dos elementos descobertos aumentou significativamente no século 
XIX, foi realizado um esforço entre os cientistas para estabelecer alguma perio-
dicidade ou classificação destes elementos. Estes esforços culminaram no 
desenvolvimento da tabela periódica, em 1869 (BROWN et al. 2016), tendo 
destaque os trabalhos de Lothar Meyer e Dmitri Mendeleev. O princípio básico 
da tabela periódica foi agrupar elementos que possuíam certa semelhança, ou 
periodicidade, daí seu nome. Por exemplo, os elementos lítio (Li), sódio (Na) e 
potássio (K) todos se encontram em um mesmo grupo, a apresentam a caracte-
rística de serem metais macios e muito reativos. 
Os elementos são dispostos na tabela em ordem crescente de número atô-
mico. As linhas horizontais são chamadas “períodos”, e são numerados de 1 a 7, 
usando algarismos arábicos. Já as colunas verticais são denominadas de “gru-
pos” ou “famílias”, e cada um representa uma “família de elementos”, sendo 
representados por números romanos (I a VIII), ou arábicos (1 a 8, seguidos de 
A ou B). Estes grupos correspondem ao Grupo 1A (Metais alcalinos), Grupo 2A 
(Metais alcalinos terrosos), Grupo 3A (Família do Boro), Grupo 4A (Família do 
Carbono), Grupo 5A (Família do Nitrogênio), Grupo 6A (Calcogênios), Grupo 
7A (Halogênios) e 8ª (Gases Nobres) (BIGATÃO, 2016).
Os elementos pertencentes aos subgrupos são denominados elementos 
de transição e são todos metais. Os elementos pertencentes ao grupo 
IIIB nos períodos 6 e 7 representam os elementos de transição interna, 
e são chamados lantanídeos e actinídeos, respectivamente. Todos os 
outros metais de transição são chamados elementos de transição exter-
na (BIGATÃO, 2016, p. 32).
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IU N I D A D E32
A seguir, é demonstrado a tabela periódica:
Figura 9 – Tabela Periódica
De acordo com De Boni e Goldani (2007), os elementos presentes na tabela divi-
dem-se em metais, não metais, gases nobres e hidrogênio. Cada tabela periódica 
tem a sua demonstração de cores, que classificam os elementos dentro destas 
características. Em relação aos metais, entre as características comuns, apre-
sentam condutividade elétrica e térmica, possuem em geral elevada densidade, 
possuem brilho, refletindo a luz, tem alto ponto de fusão e ebulição, tem a pro-
priedade de ductilidade (produzem fios), sendo maleáveis permitindo a produção 
de lâminas. Com exceção do mercúrio (Hg), todos os metais apresentam-se no 
estado sólido na temperatura ambiente (BIGATÃO, 2016). 
Os não metais, como Carbono, Nitrogênio, Fósforo, possuem propriedades 
opostas dos metais. Tratam-se dos elementos em maior disponibilidade na natu-
reza, e em termos de suas propriedades, não conduzem bem o calor e a eletricidade 
(BIGATÃO, 2016). No grupo dos gases nobres apresentam-se todos os elemen-
tos que são gasosos na temperatura ambiente, possuído uma baixa reatividade.
Distribuição Eletrônica e Tabela Periódica
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Muitas vezes na tabela periódica encontramos o hidrogênio como um ele-
mento a parte na tabela, pois ele possui propriedades muito diferentes de todos 
os outros elementos, é inodoro, incolor e combina-se tanto com os metais quanto 
com os não metais. Nas condições “ambiente” apresenta-se no estado gasoso 
sendo extremamente inflamável.
Sabia que temos elementos químicos que não são naturais, presentes na 
tabela periódica?
Podemos destacar, dentre estes elementos, dois situados antes do urânio 
(92U), denominados elementos cisurânicos, representados pelo tecnécio 
(43Tc) e o promécio (61Pm). Os demais elementos artificiais, por estarem 
localizados depois do urânio, são chamados elementos transurânicos.
Fonte: Feltre (2004).
 ATENÇÃO
PERIODICIDADE DAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
Uma característica interessante da tabela periódica presente entre os elemen-
tos do mesmo grupo é apresentar a mesma configuração eletrônica presente na 
camada de valência (última camada). 
Atenção! Camada de valência não é necessariamente a camada mais ener-
gética. Ela é a camada mais externa! Para o ferro 
26Fe , sua distribuição 
eletrônica é: 1 2 2 3 3 4 32 2 6 2 6 2 6s s p s p s d� � � � � � . Sua camada mais externa ou 
de valência é 4 2s , enquanto que sua camada mais energética (a última ob-
tida pela distribuição de Linus Pauling é 3 6d .
Fonte: os autores.ATENÇÃO
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
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IU N I D A D E34
Por exemplo, na família 1A , todos os elementos finalizam com a distribuição 
ns1 , em que n representa o número quântico principal, ou seja, a camada mais
externa, conhecida também como camada de valência.
Vejamos a distribuição eletrônica para alguns elementos da família 6A (uti-
lizando o diagrama de Linus Pauling):
8 2 2 4
16 2 2 6 2 4
34
1 2 2
1 2 2 3 3
1
O s s p
S s s p s p
Se s
 
 
 
−
−
−
, , .
, , , , .
22 2 6 2 6 10 42 2 3 3 4 3 4, , , , , ², , . s p s p s d p
Veja que interessante: todos os elementos deste grupo 6A terminam com a confi-
guração p4 . Ainda, o oxigênio pertence ao período 2, e sua camada de valência
é a segunda. O enxofre pertence ao período 3, e sua camada de valência é a ter-
ceira. O selênio pertence ao período 4, e sua camada de valência é a quarta.
As semelhanças não finalizam por aí, vejamos a quantidade de elétrons pre-
sentes na camada de valência. Como fazer isso? Basta somarmos a quantidade 
de elétrons presentes na última camada, assim:
O
S
Se
 
 
 
= + =
= + =
= + =
4 2 6
4 2 6
4 2 6
Todos têm a mesma quantidade de elétrons na camada de valência. E isso traz 
uma informação valiosa para nós, pois conseguimos descobrir quantos elétrons 
eles precisam compartilhar com outros elementos para conseguir estabilidade. 
A regra geral (com exceção do hidrogênio H, Hélio He, e também dos elementos 
da família B – metais, que não obedecem a regra a seguir) é que as substâncias 
formadas atendam a regra do octeto, ou seja, tenham 8 elétrons em sua camada 
de valência, pois assim, adquirem a estabilidade. Neste grupo 6A, por exemplo, 
todos estes elementos tem a camada de valência com 6 elétrons, e para comple-
tar 8 elétrons, precisam receber ou compartilhar 2 elétrons. Analogamente, no 
grupo 7A, eles têm 7 elétrons na camada de valência, e precisam de 1 elétron para 
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adquirir estabilidade. No grupo 8A eles têm 8 elétrons na camada de valência, 
e não precisam de mais elétrons para adquirir a estabilidade, ou seja, os gases 
nobres são bastante estáveis, o que resulta em baixa reatividade desses elementos. 
Essa periodicidade é muito importante quando formos falar sobre as ligações e 
reações químicas para formar novos compostos. Sugiro que você sublinhe, des-
taque estes parágrafos, para que quando entrarmos no assunto reações e ligações 
químicas, vocês possam relembrar este conceito.
Resumindo, vimos que um grupo nos traz a configuração eletrônica da 
camada de valência, a quantidade de elétrons existentes nesta última camada, 
vimos também que cada período nos informa qual o número da última camada 
(número quântico principal) ou camada de valência. Como exercício, sugiro que 
façam a distribuição para outras famílias da tabela periódica para confirmarem 
estas “coincidências”.
A seguir destacamos uma outra coincidência ou periodicidade da tabela 
periódica, vejam na figura:
1s1 1s1
1A 8A
2A
3B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B
3A 4A 5A 6A 7A
2s1
3s1
4s1
5s1
6s1
2p1
3p1
4p1
5p1
6p1
2p2
3p2
4p2
5p2
6p2
2p3
3p3
4p3
5p3
6p3
2p4
3p4
4p4
5p4
6p4
2p5
3p5
4p5
5p5
6p5
2p6
3p6
4p6
5p6
6p6
7s1
2s2
3s2
4s2
5s2
6s2
3d1
4d1
3d2
4d2
5d2
6d2
3d3
4d3
5d3
6d3
3d4
4d4
5d4
6d4
3d5
4d5
5d5
6d5
3d6
4d6
5d6
6d6
3d7
4d7
5d7
6d7
3d8
4d8
5d8
6d8
3d9
4d9
5d9
6d9
3d10
4d10
5d10
6d10
4f
4f1 4f2 4f3 4f4 4f5 4f6 4f7 4f8 4f9 4f10 4f11 4f12 4f13 4f14 5d1
5f1 5f2 5f3 5f4 5f5 5f6 5f7 5f8 5f9 5f10 5f11 5f12 5f13 5f14 6d1
5f7s2
fffff4ffffff5ff
dddd4dddd5dd4dddd4d5dddd6d5dddd
3d
4ddddd5d6d ppppppp
2
2
2
pppppppp3p45p
6
pppppppp3pp45p4pppppppp4ssssssssssssssss4s15s 3s45s2
Figura 10 – Último subnível ocupado em cada elemento da tabela
Fonte: Feltre (2004).
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
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IU N I D A D E36
Vemos que nos grupos ou famílias 1 e 2A temos os elementos cuja distribuição 
eletrônica finaliza no subnível s, nos grupos 3A a 8A, os subníveis terminados 
em p (com exceção do hélio, que termina em s, mas que foi colocado ali devido 
a sua semelhança com os elementos daquele grupo). Dos grupos 1B a 8B, ele-
mentos cuja distribuição eletrônica finaliza em d. E os elementos de transição 
interna que finalizando sua distribuição no subnível f.
PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS 
QUÍMICOS
Além das semelhanças que destacamos anteriormente, podemos ter também 
semelhança em termos das propriedades do raio atômico, eletronegatividade, 
afinidade eletrônica e potencial de ionização, que verificaremos a seguir.
Raio atômico
O raio atômico é a distância do núcleo de um átomo à sua eletrosfera na camada 
mais externa ou camada de valência. Como o elétron orbita em diversas posições, 
este não é um número fixo, e calculamos um valor médio para o raio atômico. 
Para tanto, esta distância é definida “[...] pela média da distância entre os cen-
tros dos núcleos de dois átomos vizinhos de um mesmo elemento numa ligação 
química em estado sólido” (BIGATÃO, 2016, p. 35).
O raio atômico possui uma periodicidade tanto em relação a sua família 
quanto ao seu período. Dentro de uma mesma família, o raio atômico aumenta 
com o incremento do número atômico Z, ou seja, de cima para baixo. A expli-
cação para isso é simples, o raio cresce de acordo com o aumento do número 
de camadas externas. 
Já para um mesmo período, o raio atômico aumenta da direita para esquerda, 
no sentido de decréscimo do número atômico. A explicação para tal fato está no 
fato de todos possuírem o mesmo número de camadas eletrônicas. Neste caso, 
“[...] quanto maior o número de elétrons na camada de valência, maior sua atra-
ção pelo núcleo, diminuindo assim o raio do átomo” (BIGATÃO, 2016, p. 36).
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A seguir é apresentado o que retratamos: 
Raio atômico
Figura 11 – Aumento do raio atômico
Fonte: Feltre (2004).
Eletronegatividade
A eletronegatividade é a capacidade que os átomos têm de atrair elétrons para pró-
ximo de si. Isso é um fenômeno importante para a ocorrência das reações químicas.
A escala de Pauling, bastante empregada nesta propriedade, define que a ele-
tronegatividade cresce nas famílias da tabela de baixo para cima, no sentido em 
que diminui o raio atômico. A explicação para tal fato está no aumento das inte-
rações do núcleo com a eletrosfera. Já em relação aos períodos, o aumento ocorre 
da esquerda para direita, no mesmo sentido do aumento do número atômico.
 A figura a seguir apresenta o sentido de crescimento da eletronegatividade 
dos elementos:
Eletronegatividade
Figura 12 – Aumento da eletronegatividade
Fonte: Feltre (2004).
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IU N I D A D E38
Eletropositividade
Uma característica oposta da eletronegatividade é a eletropositividade, que é a 
tendência que o átomo tem para perder elétrons em uma ligação química. Em 
relação a esta propriedade ela aumenta no sentido contrário da eletronegativi-
dade, seguindo a mesma relação do aumento do raio atômico. A explicação é 
simples, quanto maior o raio do átomo, mais facilmente ele perde seus elétrons 
da camada de valência (BIGATÃO, 2016).
A seguir observamos o sentido do aumento da eletropositividade na tabela periódica:
Eletropositividade
Figura 13 – Aumento da eletropositividade
Fonte: Feltre (2004).
Ligações Químicas e Geometria Molecular
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LIGAÇÕES QUÍMICAS E GEOMETRIA MOLECULAR
De acordo com De Boni e Goldani (2007), na natureza, todos os sistemas bus-
cam alcançar a maior estabilidade possível, árvores buscam ter raízes grandes 
e densas para lhe proporcionar estabilidade, a temperatura de um corpo mais 
quente é trocada com um corpo mais frio para atingir equilíbrio térmico, entre 
outros. Para os átomos não ocorre de forma diferente, a maior parte destes ele-
mentos não se apresentam isoladamente, mas sim ligados com outros átomos, 
atingindo assim uma configuração mais estável. Um exemplo fundamental para 
nossa sobrevivência é o oxigênio, cuja combinação entre átomos do mesmo ele-
mento formam O2 (oxigênio) e O3 (ozônio) ou se ligam a outros elementos, 
formando diversas substâncias: CO (monóxido de carbono), CO2 (dióxido de 
carbono), 2H O (água), SO2 (dióxido de enxofre). Neste ponto, é importante fri-
sarmos que o elemento químico ( O ) não se encontra na natureza em sua forma 
elementar, pois ele não tem estabilidade (BIGATÃO, 2016).
A estabilidade é obtida quando os átomos participantes atingem a regra do 
octeto, ou seja, completam, em sua camada de valência um total de 8 elétrons, 
obtendo uma configuração semelhante dos gases nobres. Em relação a estes gases, 
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
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IU N I D A D E40
presentes na família 8A, que já possuem 8 elétrons em sua camada de valência, 
não precisam realizar ligações químicas pois já são estáveis e podem ser encontra-
dos na natureza em sua forma isolada (He Ne Ar Xe Kr e Rn, , , , ). Ainda, o 
hélio é um elemento que foge à regra do octeto, que fica estável com dois elétrons 
em sua camada de valência e por isso também se encontra nesta mesma família. 
Os demais elementos presentes na tabela não existem no formato isolado e 
precisam realizar ligações químicas para atingir a estabilidade. O tipo desta liga-
ção química vai depender da natureza das configurações químicas dos átomos 
que participam da ligação (BIGATÃO, 2016), que são influenciados por dois 
fatores principais: a força eletrostática existente entre cargas opostas e a tendên-
cia dos elétrons em formar pares.
Os demais elementos presentes na tabela não existem no formato isolado e 
precisam realizar ligações químicas para atingir a estabilidade. O tipo desta liga-
ção química vai depender da natureza das configurações químicas dos átomos 
que participam da ligação (BIGATÃO, 2016), que são influenciados por dois 
fatores principais: a força eletrostática existente entre cargas opostas e a tendên-
cia dos elétrons em formar pares.
Então, durante as ligações químicas, os átomos envolvidos a fim de adquirir 
a estabilidade podem doar seus elétrons, receber elétrons e até mesmo compar-
tilhar elétrons entre si, e a depender da forma como ocorre, teremos um tipo 
específico de ligação, que iremos tratar a seguir.
LIGAÇÃO IÔNICA
A ligação iônica ocorre entre elementos que possuem cargas elétricas opostas, 
chamados de cátions (carga positiva) e ânions (carga negativa), geralmente, obti-
das entre metais e não metais. Os metais têm grande tendência a perder elétrons, 
pois são bastante eletropositivos (lembre-se das propriedades da nossa tabela peri-
ódica), e quando perdem elétrons, ficam desbalanceados em termos do número 
de cargas positivas e negativas, ou seja, ficam com um menor número de car-
gas elétricas negativas, obtendo um caráter positivo, formando um íon positivo 
conhecido como cátion, por exemplo, o Na+ , que é um cátion do átomo sódio. 
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Da mesma forma, um não metal possui grande tendência a ganhar elétrons, 
pois tem uma maior eletronegatividade, e neste caso, se ele ganha elétrons, ele 
fica com um maior número de cargas negativas, formando um íon negativo cha-
mado de ânion, por exemplo, o ânion cloreto Cl−.
Então, quando estes dois íons se encontram (o cátion se encontra com o 
ânion), há uma atração entre as cargas opostas, formando a ligação iônica. Para 
entender melhor vamos explicar melhor com os nossos exemplos tomados acima. 
O metal sódio 11Na e o não metal cloro 17Cl , tem a seguinte distribuição ele-
trônica (pelo diagrama de Linus Pauling):
11 2 2 6 1
17 2 2 6 52
1 2 2 3
1 2 2 3 3
Na s s p s
Cl s s p s p
 
 
 
 
−
−
.
.
Vejam, que através da distribuição eletrônica do cloro, percebemos que na camada 
de valência M (ou camada 3) o sódio tem 1 elétron, e na camada anterior L (ou 
camada 2), ele tem 8 elétrons (2+6). Se ele perder 1 elétron da última camada 
ele fica com 8 elétrons na camada anterior, atinge a regra do octeto e torna-se 
estável. Então, o sódio precisa perder 1 elétron, e sua representação é Na1+, ou 
seja, o cátion sódio. 
Uma alternativa para realizar a mesma análise é utilizar a tabela periódica. Os 
elementos da família 1A e 2A, tendem a perder 1 e 2 elétrons, respectivamente. 
Neste caso, a representação do íon sódio com carga positiva é Na+.
Verificando a distribuição eletrônica do cloro, percebemos que ele tem na 
camada de valência M (ou camada 3) 7 elétrons (2+5), portando, se ganhar 1 
elétron, atinge a regra do octeto, ficando com 8 elétrons e atinge a estabilidade. 
Sua representação é Cl−, ou seja, o ânion cloreto.
Uma alternativa para realizar a mesma análise é utilizar a tabela periódica. 
Os elementos da família 3A, tem três elétrons na camada de valência, precisam 
perde-los para ficar com 8 elétrons na camada anterior. Os elementos da família 
4A, 5A, 6A, 7A precisam de 4, 3, 2 e 1 elétrons para atingirem a regra do octeto 
e atingir a estabilidade. Percebam, que o número da família da tabela periódica 
indica a quantidade de elétrons que precisam ser cedidos ou recebidos para atin-
gir a estabilidade. Então, em nosso exemplo, o cloro pertence à família 7A, e 
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
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IU N I D A D E42
precisa ganhar 1 elétron para adquirir a estabilidade e sua representação é Cl− .
Nesta condição destes dois átomos, o sódio necessitando doar 1 elétron, e o 
cloreto necessitando ganhar 1 elétron, eles realizam uma ligação do tipo iônica, 
que é quando há doação de elétrons de um elemento para o outro e formam o 
composto NaCl , chamado de cloreto de sódio. 
No sólido do tipo iônico formado NaCl , que é chamado de cloreto de 
sódio, os íons sódio e cloreto estão organizados nas três dimensões, conforme 
representação a seguir, onde cada Na+ tem seis Cl− que estão próximos e, de 
maneira análoga, cada Cl− está próximo de seis Na+. Tridimensionalmente, a 
estrutura originada demonstra um retículo cristalino.
Sal NaCl 
Na
Cl-
+
Figura 14 – Retículo cristalino do cloreto de sódio
Fonte: Feltre (2004).
As propriedades deste composto diferem muito dos elementos originais. O sódio 
é um metal brilhante que queima espontaneamente em contato com a água. O 
cloro é um gás venenoso que foi usado durante a 1ª Guerra Mundial. Apesar 
disso, nós utilizamos cloreto de sódio em nossos alimentos. Assim, fica claro 
que as propriedades do átomo mudam quando se tornam íons (UCKO, 1992). 
Neste exemplo do sal de cozinha foi simples construir sua fórmula iônica, e 
para ficarmos expert, vamos treinar com mais um exemplo: a ligação entre o Mg 
(Magnésio) e Cl (cloro). Neste exemplo não iremos fazer a distribuição eletrô-
nica por Linus Pauling e sim usar as regras que conhecemos da tabela periódica. 
Se você ainda não se sentir confortável, faça a distribuição eletrônica, os resul-
tados serão os mesmos.
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O magnésio está na família 2A, conforme mencionamos, os metais desta famí-
lia tendem a perder 2 elétrons para atingir a estabilidade e completar a regra do 
octeto. Sua representação na forma de íon é Mg2+, ou seja, o cátion magnésio.
O cloro está na família 7A, precisa ganhar 1 elétron para atingir a estabili-
dade, e sua representação é Cl1−, ou seja, o ânion cloreto.
Temos então um composto que precisa doar elétrons (metal) e outro que 
precisa receber elétrons (não metal), tratando-se, portanto, de uma ligação do 
tipo iônica.
Agora neste ponto surge uma indagação, um elemento precisa perder dois 
elétrons, e o outro só precisa ganhar 1 elétron, como proceder? Simples, preci-
saremos de 2 íons cloretos, assim, o cátion magnésio consegue doar seus dois 
elétrons. Porém, na fórmula iônica precisamos quantificar o número de átomos, 
que é feito com um subscrito:
Antes da reação: Mg2+ e Cl1−
Depois da reação: MgCl2
Para não sobrar dúvidas, indico utilizar a seguinte regra:
Mg2+ Cl1-
Figura 15 – Regra 
Fonte: os autores.
Ou seja, a carga do ânion desce como a quantidade de cátions que serão neces-
sários, no caso 1, não precisa representar, e a carga do cátion desce como a 
quantidade de ânions que serão necessários, no caso, 2.
Para aniquilar com todas as dúvidas vamos para mais um exemplo, reação 
entre o alumínio (13 Al ) e o oxigênio ( 8O ). O alumínio (metal) está na família 
3A, precisa perder 3 elétrons: Al3+ , cátion alumínio. O oxigênio (não metal) 
está na família 6A, precisa ganhar 2 elétrons: O2− , ânion óxido. Temos um ele-
mento querendo doar, outro querendo receber, ou ainda, uma reação entre um 
metal e um não metal, então, teremos uma ligação do tipo iônica:
Al 3+ O2-
Figura 16 – Ligação do tipo iônica
Fonte: os autores. 
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IU N I D A D E44
E o composto iônico formado será o Al O2 3 , ou seja, o óxido de alumínio.
[...] os compostos iônicos apresentam algumas características em co-
mum: são sólidos na temperatura ambiente e formam retículos crista-
linos; possuem elevados pontos de fusão e ebulição; quando fundidos 
ou em solução aquosa são bons condutores de eletricidade; são solúveis 
em água; são duros e quebradiços (BIGATÃO, 2016, p. 41).
LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR
A ligação covalente ocorre quando dois átomos possuem tendências semelhan-
tes de ganhar. Nestas condições, ao contrário da ligação iônica, a transferência 
total de um elétron não acontece, ocorrendo o compartilhamento dos elétrons 
entre os átomos participantes da reação. Os pares eletrônicos que se formam neste 
processo de compartilhamento são constituídos por um elétron de cada átomo 
e pertencem simultaneamente a ambos os átomos ligados. Portanto, não ocorre 
ganho e perdas de elétrons e as estruturas formadas após a reação são eletrica-
mente neutras (BIGATÃO, 2016). 
Os conjuntos formados por meio de ligações covalentes são “[...] chamadas 
de moléculas, por isso a ligação covalente é também chamada ligação molecular. 
Assim, as substâncias formadas por ligação covalente são chamadas substâncias 
moleculares e podem ser sólidas, líquidas e gasosas” (BIGATÃO, 2016, p. 43). “A 
ligação covalente geralmente ocorre entre não metal e não metal, hidrogênio e 
não metal e hidrogênio com hidrogênio” (BIGATÃO, 2016, p. 43). 
Vamos tomar como exemplo dois átomos de hidrogênio. Este elemento 
encontra-se, geralmente, a parte da tabela periódica, ou acima da família 1A. 
Ele, conforme mencionado acima, é uma exceção, e precisa apenas de 1 elétron 
para ficar com um total de 2 elétrons e adquirir a configuração do Hélio e ficar 
estável. Assim, os dois átomos de hidrogênio compartilham seus elétrons para 
ficar estáveis (BIGATÃO, 2016).
Quanto a representação, a ligação covalente pode ser representada pela fór-
mula estrutural plana: H H − , em que o traço representa o par de elétrons 
compartilhados. A fórmula molecular é H2 (BIGATÃO, 2016).
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É importante frisar que um composto é considerado molecular, ou ainda, 
chamado de molécula somente se possuir ligações covalentes em sua estrutura.
Vamos fazer agora outro exemplo, entre dois átomos de cloro. O cloro (17Cl )
pertence à família 7A, ou seja, precisa ganhar 1 elétron para atingir a regra do octeto 
e adquirir estabilidade. Como temos dois não metais que necessitam ganhar elé-
trons, eles irão compartilhar, cada um 1 elétron, e então, terão a quantidade final 
total de 8 elétrons na camada de valência. Por serem dois não metais e por compar-
tilharem os elétrons, formaram uma ligação covalente, formando a molécula do gás 
cloro Cl2 ou Cl Cl − . Deixamos aqui o desafio para você fazer a distribuição
eletrônica deste átomo e verificar a quantidade de elétrons que existe na camada de 
valência (última camada) e comprovar que ele realmente precisa de 1 elétron para 
ficar com 8 elétrons nesta camada. 
Abaixo temos uma representação didática do compartilhamento de elétrons 
entre os dois átomos de cloro. Para representar desta forma basta distribuir em 
volta do átomo os elétrons presentes na camada de valência e fazer uma ligação 
entre 1 elétron de cada átomo para representar a ligação:
Cl Cl
Figura 17 – Ligação covalente entre o gás cloro
Fonte: Bigatão (2016).
Outro exemplo de ligação covalente é entre átomos diferentes oxigênio (8O) e hidro-
gênio (1 H ). Já vimos acima que o hidrogênio precisa de apenas 1 elétron para ficar 
estável. O oxigênio pertence à família 6A, ou seja, necessita de dois elétrons para 
ficar estável. Então, para isso ser possível, serão necessários dois átomos de hidro-
gênio, formando a molécula da água H O2 . A figura abaixo representa esta ligação:
O
H
HO
H
H
Figura 18 – Ligação covalente entre oxigênio e hidrogênio.
Fonte: Bigatão (2016).
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
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IU N I D A D E46
Podemos verificar que a água faz duas ligações covalentes para atingir a estabilidade 
de seus elementos. A primeira representação é a fórmula estrutural plana, a segunda 
representação é a de Lewis, e a representação H2O é a representação molecular.
LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA OU DATIVA
A ligação covalente do tipo coordenada ou dativa é um caso especial da ligação 
covalente. Continua a ser covalente, pois ocorre entre não metais mediante ao 
compartilhamento de elétrons. A diferença neste tipo de ligação é que um dos 
elementos atinge a regra do octeto, tornando-se estável e ainda assim compar-
tilha elétrons de sua estrutura para o outro elemento para que este também se 
torne estável. Para entendermos melhor este tipo de ligação, vamos tomar como 
exemplo o monóxido de carbono (CO) (BIGATÃO, 2016).
O carbono pertence à família 4A, ou seja, necessita de 4 elétrons para atin-
gir a regra do octeto e adquirir a estabilidade. O oxigênio pertence à família 
6A, e necessita de 1 par de elétrons para ficar estável. Neste exemplo o oxigênio 
compartilha 1 par de elétrons com o carbono, e desta forma, adquiri a 
estabili-dade. O carbono, que compartilhou 1 par de elétrons com o oxigênio, 
fica com um total de 6 elétrons em sua camada de valência, e necessita de 
mais 1 par de elétrons para ficar com 8 elétrons. O oxigênio realiza este 
compartilhamento unilateral, e a molécula monóxido de carbono é formada, 
conforme demonstra a figura abaixo:
C O
Figura 19 – Ligação covalente dativa entre carbono e oxigênio 
Fonte: adaptada de De Boni e Goldani (2007).
Ligações Químicas e Geometria Molecular
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A representação na forma estrutural plana porser feita por um traço que repre-
senta os compartilhamentos de pares de elétrons, conforme é demonstrado a seguir:
C O
112.8 pm
Figura 20 – Ligação covalente dativa entre carbono e oxigênio 
Fonte: adaptada de De Boni e Goldani (2007).
Para treinarmos ainda mais vamos considerar mais um exemplo, a molécula dió-
xido de enxofre (SO2). Tanto o enxofre (S), quanto o oxigênio (O) pertencem 
a família 6A, e como sabemos, necessitam compartilhar 1 par de elétrons para 
completar o octeto e atingir a estabilidade. Entre os pares enxofre e oxigênio, 
há o compartilhamento de um par de elétrons, e ambos, completam a regra do 
octeto, ficando estável. No entanto, ainda há um enxofre que necessita de um par 
de elétrons. Então, o oxigênio compartilha seu par de elétrons com este enxo-
fre, sem receber o par de elétrons do enxofre, formando desta forma, a molécula 
dióxido de enxofre, conforme demonstra a figura abaixo:
O S O
Figura 21 – Fórmula de Lewis para representação do SO2
Fonte: adaptada de De Boni e Goldani (2007).
A representação estrutural é dada conforme segue:
O
S
O
Figura 22 – Fórmula estrutural plana para representação do SO2
Fonte: adaptada de De Boni e Goldani (2007).
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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A seguir, temos o Quadro 1 que demonstra as principais diferenças entre a liga-
ção iônica e covalente:
Quadro 1 – Diferenças entre a ligação covalente e dativa 
LIGAÇÃO IÔNICA LIGAÇÃO COVALENTE
Ocorre entre metal e não metal Ocorre entre não metal e não metal
Transferência de elétrons Compartilhamento de elétrons
Elevados pontos de fusão e ebulição Baixos pontos de fusão e ebulição
Conduz corrente elétrica Não conduz corrente elétrica
Formam retículos cristalinos Formam moléculas
Sólidos a temperatura ambiente Sólidos, líquidos ou gases a temperatura ambiente
Fonte: adaptado de De Boni e Goldani (2007).
LIGAÇÃO METÁLICA
Conforme o próprio nome sugere, este tipo de ligação ocorre entre metais. Os 
metais não exercem uma grande força pelos elétrons que estão presentes em sua 
camada de valência, e assim, quando mais de um metal se liga, os elétrons desta 
última camada ficam livres e percorrem toda a extensão do metal. Daí está a 
explicação dos fios metálicos serem utilizados para conduzir energia. A mobili-
dade eletrônica existente os torna bons condutores de energia. 
Em termos das ligações, os metais tendem a doar seus elétrons para se tor-
narem estáveis, ou seja, são cátions (doam elétrons e adquirem a carga positiva). 
Os elétrons que são perdidos durante a ligação ficam livres e são atraídos por 
outros elementos metálicos, que também desprendem seus elétrons, e assim 
sucessivamente. Portanto, os metais apresentam uma estrutura geral eletrica-
mente neutra (a soma das cargas de todos os elementos presentes se torna nula), 
sendo que são constituídos por cátions em posições ordenadas, que possuem 
seus elétrons na camada de valência livres e que se movimentam por todo o 
metal (BIGATÃO, 2016).
Ligações Químicas e Geometria Molecular
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Alguns autores citam que os metais formam um modelo conhecido como 
sendo um “mar de elétrons”, em que existe um amontoado organizado de cátions 
mergulhados neste mar de elétrons. Assim, a regra do octeto vista até aqui não 
explica este tipo de ligação, ou seja, não se aplica a regra do octeto, conforme 
comentamos anteriormente. 
As características da ligação metálica são o brilho, elevada condutividade 
elétrica e térmica, elevados pontos de fusão e ebulição, alta densidade, maleabi-
lidade e ductilidade e resistência a tração.
Um exemplo de ligação metálica é representado pelo Ferro. Neste tipo de 
ligação representamos os elementos participantes, sem indicar a quantidade, 
pois conforme afirmamos, estes não seguem a regra do octeto.
As ligas metálicas são uniões de dois ou mais metais, podendo ain-
da incluir não metais, mas sempre com predominância dos elementos 
metálicos. Na produção de ligas metálicas, os componentes metálicos 
e não metálicos são fundidos, em seguida, resfriados e solidificados. 
O produto formado apresenta propriedades físicas e químicas muito 
diferentes de seus metais puros, tornando-se mais resistentes para apli-
cações práticas em geral. As ligas de maior aplicação no nosso cotidia-
no são o aço comum (liga de ferro e carbono), o aço inoxidável (liga 
de ferro, carbono, cromo e níquel), o bronze (liga de cobre e estanho), 
entre outras (BIGATÃO, 2016, p. 47).
GEOMETRIA MOLECULAR
Entendemos algumas das reações químicas básicas e agora estamos interessa-
dos em saber como estes átomos se rearranjam no espaço após a ocorrência da 
ligação química. O estudo da geometria molecular é importante pois influencia 
em muitas de suas propriedades físicas e químicas dos compostos, tais como os 
pontos de fusão e ebulição (BIGATÃO, 2016). Além disso, por meio da geome-
tria dos compostos somos capazes de predizer se a molécula é polar (ou seja, tem 
carga positiva ou negativa), ou apolar (é neutra). Este conceito é importante no 
campo da química por nos permitir prescrever a solubilidade de um composto 
em outro, pelo estudo da polaridade.
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
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IU N I D A D E50
Já nos sistemas vivos, as diversas reações químicas que nos fornecem ener-
gia e nos mantém vivos dependem de um entrelaçamento preciso e complexo 
entre as moléculas, justificando nosso interesse em entender a geometria dos 
compostos (BIGATAO, 2016).
Em uma molécula, formada por ligações covalentes, um átomo central, 
ligado a vários átomos ao seu redor, as ligações e os pares de elétrons isolados 
(sem ligação) se orientam no espaço de maneira que as repulsões entre elétrons 
seja a menor possível (repulsões entre cargas iguais), enquanto que as atrações 
entre o elétron e núcleo sejam maximizadas. Este método que determina a orien-
tação no espaço é chamado de Repulsão entre os pares eletrônicos da camada de 
valência ou Método VSEPR (BIGATÃO, 2016).
Um exemplo desta distribuição espacial podemos vislumbrar na molécula 
de metano (CH4). O carbono, pertencente à família 4A necessita de 4 elétrons, 
enquanto que o hidrogênio necessita de apenas 1. Então, 4 hidrogênios fazem 
a ligação com o carbono, e todos eles completam a regra do octeto. A figura a 
seguir demonstra a configuração espacial desta molécula:
Figura 23 – Geometria espacial do metano (CH4)
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
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Neste caso, sem pares eletrônicos livres na camada de valência do átomo cen-
tral (carbono), os átomos de hidrogênio se distanciam de tal maneira que ficam 
mais distantes uns dos outros.
Em outros casos sobram elétrons na camada de valência do átomo central, 
como é o caso da molécula de água. O oxigênio, pertencente à família 6ª, neces-
sita compartilhar um par de elétron. Compartilha 1 elétron com um átomo de 
hidrogênio, e outro elétron com outro hidrogênio. Sobram neste compartilha-
mento, no átomo central, 2 pares de elétrons na camada de valência. Estes pares 
de elétrons ficam distribuídos no espaço de tal forma que ficam em uma distân-
cia que minimiza sua repulsão, conforme demonstra a figura a seguir:
H
O
H
Figura 24 – Estrutura de Lewis e Geometria espacial da água
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
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Essa teoria VSEPR explica a estrutura espacial das moléculas, pois leva em con-
sideração que todas as moléculas possuem geometrias espaciais originadas de 
um conjuntobásico de geometrias diferentes, conforme demonstra a figura a 
seguir, que apresenta o modelo VSEPR:
Linear
2 ligandos
Trigonal Planar
3 ligandos
Tetraedro
4 ligandos
Figura 25 – Modelo VSPER
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
As geometrias observadas na figura dependem do número de átomos que for-
mam a molécula (BIGATÃO, 2016, p. 50-51). 
• Moléculas com dois átomos em torno do átomo central apresentam 
estrutura linear plana, tais como BeH CO BeF CS2 2 2 2, , , .
• Moléculas com três átomos ao redor do átomo central, apresentam 
a estrutura trigonal plana, tais como BF SO BCl3 3 3, , .
• Moléculas com 4 átomos ao redor do átomo central apresentam 
estrutura espacial tetraédrica, tais como CH CCl SiF4 4 4, , .
• Moléculas com 5 átomos ao redor do átomo central apresentam 
estrutura espacial de bipirâmide trigonal (de base triangular), tais 
como PCl MoCl5 5, .
• Moléculas com 6 átomos ao redor do átomo central apresentam 
estrutura espacial octaédrica (bipirâmide de base quadrada), tais 
como SF CrCl6 6
3, − .
• Moléculas com 7 átomos ao redor do átomo central apresentam 
estrutura espacial de bipirâmide pentagonal.
Considerações Finais
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Dessa forma, com base na figura e nas regras anteriores, conseguimos esquema-
tizar as bases do modelo VSEPR, que atendem as condições citadas.
Agora, munidos do conhecimento atômico, dos rearranjos químicos para 
estabelecer a estabilidade dos compostos formados, da forma como os átomos 
ocupam a posição no espaço durante as ligações químicas, estamos prontos para 
estudar as reações químicas entre substâncias distintas, entrando em contato com 
reações básicas do campo da química. Vamos lá?
CONSIDERAÇÕES FINAIS
Caro(a) aluno(a), nesta unidade estudamos como se forma a matéria em níveis 
atômicos. Estudamos um breve histórico dos principais modelos e vimos que o 
átomo é sim divisível em outras unidades menores, os prótons, nêutrons e elé-
trons, e como estes ficam arranjados espacialmente, em um modelo que muito 
se assemelha ao nosso sistema solar. 
Entramos, de forma breve, no campo da quântica, e percebemos que os elé-
trons ocupam posições distintas no espaço, e que a cada nível ocupado há uma 
energia potencial relacionada. Entendemos que esta energia presente nos elé-
trons e nos orbitais permite a ocorrência das ligações químicas, e que a depender 
da natureza da ligação, a energia excedente é utilizada pelos seres vivos para a 
manutenção da vida. Ainda, verificamos como ocorre a distribuição eletrônica 
obedecendo a níveis de energia, em que as camadas mais externas são as mais 
energéticas, devido à energia potencial que é armazenada.
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
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Entendemos como funciona a tabela periódica, que se corretamente utili-
zada, nos traz informações importantes sobre os elementos químicos e que nos 
auxiliam no entendimento das ligações químicas, utilizadas pelos átomos para 
adquirir a estabilidade. Percebemos também que o arranjo dos elementos na 
tabela periódica não ocorre de forma aleatória, e que cada conjunto de elemen-
tos possuem características comuns entre si, permitindo fazer uma classificação 
periódica em termos das propriedades apresentadas.
Por fim, verificamos como as moléculas ficam distribuídas espacialmente 
após a ocorrência das ligações químicas, e que esta geometria auxilia no enten-
dimento da polaridade das moléculas. 
Com todas estas informações estamos prontos a entender como ocorrem as 
interações entre substâncias químicas diferentes, os tipos de ligações que podem 
ser formadas, que é função dos elementos participantes, as novas propriedades 
físicas e químicas destas substâncias, e também a quantificação de reagentes que 
são necessários para a formação de uma determinada quantidade de produto, 
bem como algumas reações que são bastante corriqueiras no campo da química.
Preparados?!
1. O estudo e o entendimento dos modelos atômicos são importantes para a 
compreensão da formação do modelo atômico atual. Por meio do histórico, 
é possível observar cada evidência que auxiliou no desdobramento de uma 
nova propriedade. A seguir são feitas algumas informações sobre os modelos 
atômicos. Associe cada informação com o seu respectivo pesquisador:
I. O átomo não se apresenta como sendo uma estrutura indivisível e a matéria 
possui propriedades elétricas (1897).
II. O átomo é uma esfera maciça e indivisível (1808).
III. O átomo é formado pelo núcleo e também pela eletrosfera (1911).
a) I - Dalton, II - Rutherford, III - Thomson.
b) I - Thomson, II - Dalton, III - Rutherford.
c) I - Dalton, II - Thomson, III - Rutherford.
d) I - Rutherford, II - Dalton, III - Thomson.
e) I - Thomson, II - Rutherford, III - Dalton.
2. O correto entendimento das partículas formadoras do átomo permite a deter-
minação de seu número atômico, número de massa, distribuição eletrônica, que 
nos permite estimar a quantidade de produtos formados em uma reação, até 
mesmo prever se dois elementos em contato têm condições de reagir entre si. 
Considere que o número de elétrons de um determinado cátion X 2+ de um 
elemento é igual ao número de seus elétrons presentes no átomo com caráter 
neutro de um gás nobre. E, ainda, que este átomo de gás nobre tem número 
atômico 10 e número de massa igual a 20. Com estas informações, determine 
o número atômico do elemento X:
a) 8.
b) 10.
c) 12.
d) 18.
e) 20.
55 
56 
3. A cerâmica é um material classificado como supercondutor de eletricidade, 
materiais bastante em evidência nos dias atuais na área de novos materiais. 
Neste tipo de cerâmica, um dos materiais constituintes é o elemento Ítrio, cuja 
distribuição eletrônica é: 1 2 2 3 3 4 3 4 5 42 2 6 2 6 2 10 6 2 1s s p s p s d p s d� � � � � � � � � .
Em relação ao Ítrio, determine qual o número total de camadas e o subnível 
mais energético.
4. A classificação periódica dos elementos nos revela que cada família da tabela 
periódica, que possui um determinado número de elétrons diferentes em sua 
última camada, proporciona propriedades químicas e físicas diferentes para os 
elementos de diferentes famílias. Tendo em mãos uma tabela periódica, consi-
dere o átomo de ferro, e análise as assertivas a seguir classificando-as em ver-
dadeiras ou falsas.
 )( De acordo com sua distribuição eletrônica deste elemento, podemos verifi-
car que este elemento possui 4 níveis com elétrons.
 )( De acordo com a distribuição eletrônica, o subnível “d” possui 8 elétrons.
 )( De acordo com as classificações periódicas, o ferro é mais eletronegativo 
que o potássio.
 )( De acordo com as classificações periódicas, o ferro possui raio atômico 
maior que o do rutênio.
 )( Em um íon do ferro que possui a carga +3, indica a quantidade de 5 elétrons 
presentes na camada 3d.
A sequência correta é: 
a) V – F – V – F – V. 
b) V – V – F – F – F. 
c) F – F – V – V – V. 
d) F – V – V – V – F. 
e) F – F – V – V – V. 
57 
5. O conhecimento das propriedades periódicas dos elementos presentes na ta-
bela periódica, bem como a sua distribuição eletrônica, proporciona informa-
ções rápidas e fáceis sobre os elementos químicos presentes na tabela. Sobre 
este assunto, analise as prerrogativas a seguir:
I. Considere que um elemento X tenha configuração eletrônica igual 
1 2 2 32 2 6 2s s p s� �� � e outro elemento Y possui configuração eletrônica igual 
1 2 22 2 4s s p� � . Em uma ligação do tipo iônica entre esses dois elementos há 
a formação do composto XY2.
II. Sabe-se que os elementos selênio e o enxofre pertencem à família 6A da 
tabela periódica. Entre uma interação entre os dois elementos com o hidro-
gênio (H), há a formação dos compostos H Se e H S2 2 .
III. O dióxido de carbono (CO2 ) presente na atmosfera terrestre apresenta 4 
ligações covalentesem sua molécula.
IV. Os compostos O NH MgCl2 3 2, , apresentam somente ligações iônicas.
Assinale a alternativa correta:
a) I e II estão corretas.
b) II e III estão corretas.
c) I está correta.
d) II, III e IV estão corretas.
e) Nenhuma das alternativas está correta.
A IMPORTÂNCIA DA QUÍMICA NA NOSSA VIDA
A Química é uma ciência experimental, cujos reflexos se percebem, através de distintas 
maneiras em nossa vida cotidiana. Essa grande ciência está presente ativamente em 
vários setores de nossa modernidade. São eles: combustíveis, plásticos, tintas, saúde, 
alimentos, petroquímica, corantes, adesivos, bebidas, materiais de limpeza etc. Sabendo 
aproveitá-la do melhor modo possível, nos trará grandes benefícios, como o aperfei-
çoamento dos confortos humanos, declínio do número de mortes devido a evolução 
da medicina. Ao contrário, com base na extração inadequada das substâncias químicas 
existentes na natureza e visando somente interesses políticos e econômicos, sem se pre-
ocupar com efeitos indesejáveis e prejudiciais, ocasionarão doenças e morte de vidas 
aquáticas, tendo como principal causadora a poluição.
Através disso, comprovamos que essa ciência está presente em praticamente tudo que 
aproveitamos para viver. Basta notarmos embalagens de alimentos, rótulos de produtos 
de limpeza, etiquetas de roupas, bulas de remédio, os quais indicam que contêm subs-
tâncias químicas envolvidas. Muitas empresas ainda querem iludir uma boa parte da 
população, insistindo em vender alimentos isentos de química, uma grande inverdade, 
pois tudo que existe no mundo é formado por matéria química.
Observando nossas atividades diárias, verificamos que ao escovarmos os dentes, nos ali-
mentos, quando utilizamos um meio de transporte, quando necessitamos de algum me-
dicamento, ao ouvirmos uma música, ao usarmos substâncias que permitem a limpeza 
e higienização de nossos ambientes, quando trajamos roupas, quando vamos ao super-
mercado, etc. Em tudo que acabamos de mencionar e muito mais, existem produtos com 
substâncias químicas. Como realizaríamos estas e muitas outras ações mencionadas sem 
empregar princípios, materiais ou elementos químicos? Certamente seria impossível e 
esse trajeto inatingível. Não usaríamos o flúor, o bicarbonato de cálcio, componentes do 
creme dental. Haveria falta de certos nutritivos devido a carência de alguns elementos 
químicos essenciais. Sem a extração de respectivas substâncias químicas na natureza não 
teríamos o remédio. Sem as reações químicas que ocorrem na pilha que se transforma em 
corrente elétrica, nossos eletrônicos não funcionariam. Com a ausência de detergentes, 
alvejantes, desinfetantes, nossos lares não seriam tão limpos. A confecção de roupas seria 
irrealizável sem o algodão e a lã. No supermercado, a maioria dos produtos provém de 
indústrias químicas, sem estas provavelmente só venderiam produtos adquiridos direta-
mente da natureza. Em nossas casas existem também muitos materiais químicos, princi-
palmente no tijolo, na areia, no cimento, na madeira, no vidro, etc.
Fonte: Costa Leal (2012, on-line)1.
58 
Material Complementar
MATERIAL COMPLEMENTAR
Temos a seguir um vídeo interessante e bastante explicativo sobre o funcionamento do experimento 
realizado por Thomson, que descobriu a existência do elétron. Recomendamos assistirem ao vídeo, 
pois é bastante intuitivo e nos auxiliam a compreender melhor sobre os modelos atômicos!
Web: https://www.youtube.com/watch?v=nD66WeEwLBU. 
https://www.youtube.com/watch?v=nD66WeEwLBU
REFERÊNCIASREFERÊNCIAS
BROWN, T. L.; LEMAY JUNIOR, H. E.; BURSTEN, B. E.; MURPHY, C. J.; WOODWARD, P. M.; 
STOLTZFUS, M. W. Química: a ciência central. 13. ed. Rio de Janeiro: Pearson, 2016.
BIGATÃO, D. M. M. M. Química Geral e Inorgânica. Maringá: Unicesumar, 2016.
DE BONI, L. A. B.; GOLDANI, E. Introdução Clássica a Química Geral. Porto Alegre: 
Tchê Química Cons. Educ. LTDA, 2007.
FELTRE, R. Química - Volume 1. Química Geral. 6. ed. São Paulo: Editora Moderna, 2004.
RUSSELL, J. B. Química Geral. São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 1982.
UCKO, D. A. Química: para as ciências da saúde. 2. ed. Barueri: Editora Manole LTDA, 1992.
REFERÊNCIA ON-LINE
1 Em https://costaleal.wordpress.com/2012/01/31/a-importancia-da-quimica-na-
-nossa-vida/. Acesso em: 07 jun. 2019.
https://costaleal.wordpress.com/2012/01/31/a-importancia-da-quimica-na-nossa-vida/
https://costaleal.wordpress.com/2012/01/31/a-importancia-da-quimica-na-nossa-vida/
GABARITO
61
GABARITO
1. A.
2. O átomo neutro do elemento gás nobre tem número atômico 10, revelado no 
enunciado. Isso quer dizer que a quantidade de elétrons também é igual a 10, 
pois, sendo um gás nobre, o número de prótons é igual ao de elétrons (gás no-
bre é neutro, sem carga, da família 8A, da tabela periódica). Então, o número de 
elétrons do cátion X 2+ � é também igual a 10. A carga 2+ indica que o átomo 
perdeu 2 elétrons, por isso tem a carga positiva, tem maior número de prótons 
do que elétrons. Então, no estado fundamental ele tinha 12 elétrons e também 
número atômico igual a 12.
3. No enunciado do exercício nos foi fornecido a distribuição eletrônica, de onde 
conseguimos visualizar que temos um total de 5 camadas, respondendo parte 
de nosso problema. Já em termos do subnível mais energético, percebemos pela 
distribuição eletrônica que se trata do “4d”, que possui um elétron, tratando-se 
da camada mais externa, presente na camada 4.
4. A . 
a) Verdadeira. O ferro possui quatro camadas em que estão distribuídos os seus elé-
trons. Sua distribuição eletrônica é Z s s p s p s d ==( )26 1 2 2 3 3 4 32 2 6 2 6 2 6� � � � � � .
b) Falso. A quantidade correta é seis elétrons.
c) Verdadeira. De acordo com as propriedades periódicas dos elementos, a eletrone-
gatividade aumenta da esquerda para a direita em um mesmo período.
d) Falsa. Para os elementos que pertencem em uma mesma família, o raio atômico 
cresce de cima para baixo. 
e) Verdadeira. O elemento ferro possui dois elétrons em sua camada externa ( 4 2s ) e 
seis elétrons na anterior ( 3 6d ). Para formar o íon de ferro com carga 3+, o elemento 
ferro precisa perde três elétrons. Desta forma, ele perde os dois elétrons presentes 
na última camada (4s) e em seguida um elétron do nível anterior, ficando com 5 
elétrons nesse subnível.
5. B.
I – Falsa. Com a configuração eletrônica do composto X, percebemos que ele 
forma o cátion X 2+ , com tendência para doar dois elétrons para completar a 
regra do octeto.
Já o elemento Y forma um ânion Y 2− , que tem a tendência de ganhar dois elé-
trons. Desta forma, com apenas um átomo dos elementos X e Y as cargas são es-
tabilizadas, e a fórmula do composto é XY, devendo sempre vir primeiro o cátion 
depois o ânion.
GABARITO
II – Verdadeira. Os elementos presentes na família 6A possuam 6 elétrons na ca-
mada de valência, podendo ser utilizado 2 elétrons para formar ligações cova-
lentes (família 6ª, para completar o octeto faltam 2 elétrons). Como o hidrogênio 
compartilha apenas um único elétron que possui para ficar com a mesma confi-
guração do Hélio, é necessário, então, dois átomos de hidrogênio para comparti-
lhar estes dois elétrons em uma ligação do tipo covalente. Desta forma pode ser 
formado o composto H Se2 e H S2 . 
III – Verdadeira. O carbono pertence à família 4A, e para completar a regra do oc-
teto precisa compartilhar 4 elétrons. O oxigênio pertence à família 6A, possuindo 
6 elétrons na camada de valência, podendo compartilhar 2 desses elétrons para 
formar ligações covalentes, completando a regra do octeto. A representação da 
ligação é dada por: O C O = = .
Cada ligação dupla representa duas ligações covalentes, como são duas ligações =, 
temos um total 4 ligações covalentes.
IV – Falsa. O único composto que apresenta ligação iônica é MgCl2 , formado 
por um metal (Mg) que doa elétrons e um não metal (Cl) que recebe elétrons.
ANOTAÇÕES
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N
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E II
Professora Dra. Paola dos Santos Gaschi Marques
Professor Me. ThiagoBaldasso de Godoi
REAÇÕES QUÍMICAS E 
FUNÇÕES INORGÂNICAS
Objetivos de Aprendizagem
 ■ Entender os conceitos relacionados às reações químicas, tais como o mol, 
o balanceamento de reações, a estequiometria de reações, os tipos de 
reações e as transformações de energia envolvidos neste processo.
 ■ Compreender os conceitos relacionados à velocidade das reações químicas 
e equilíbrio químico, envolvendo os parâmetros que interferem na 
velocidade das reações, definidos as reações do tipo reversíveis.
 ■ Entender as principais funções inorgânicas existentes, suas características 
principais e algumas reações envolvidas entre ácidos e bases.
 ■ Compreender os conceitos relacionados a soluções, concentrações, 
diluições, a fim de produzir soluções concentradas, diluídas, até mesmo 
estimar a quantidade de reagente presente em uma solução com 
concentração conhecida. 
Plano de Estudo
A seguir, apresentam-se os tópicos que você estudará nesta unidade:
 ■ Transformações químicas, estequiometria e tipos de reações
 ■ Velocidade de reações químicas e equilíbrio químico
 ■ Funções Inorgânicas
 ■ Soluções, concentrações e diluições
Introdução
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INTRODUÇÃO
Olá, aluno(a)! Na unidade anterior verificamos como funciona a matéria em nível 
microscópico, ou seja, entendemos a estrutura formadora do átomo, suas partícu-
las constituintes, a energia envolvida entre as camadas eletrônicas, a importância 
do conhecimento da periodicidade da tabela periódica, nos trazendo informa-
ções valiosas no âmbito da nossa disciplina. 
Nesta unidade estudaremos os conceitos macroscópicos, e iniciaremos com 
o estudo das transformações químicas, que nos permite produzir compostos de 
interesse comercial, farmacêutico, entre outros. Veremos ainda que as transfor-
mações químicas são regidas por reações, que nos permitem estimar a quantidade 
de reagentes consumidos e produtos formados, em um campo denominado de 
estequiometria de reação. 
Ainda dentro das transformações, seremos capazes de balancear as nossas 
equações químicas, para que consigamos quantificar a quantidade de reagen-
tes que são utilizados bem como a quantidade de produtos que são formados.
E nessa vertente de reações químicas, identificaremos alguns fatores que 
podem contribuir para que as reações químicas sejam aceleradas ou desacele-
radas, entenderemos que podemos ter reações reversíveis, ou seja, a partir dos 
produtos formados, formar novamente os reagentes originais, e que essa taxa de 
conversão pode ser estimada pela constante de equilíbrio.
Veremos ainda algumas funções inorgânicas importantes para química, 
além de entendermos a diferença entre os termos concentração, diluição, tipos 
comuns de concentração entre outros. 
Esperamos que este material lhe ajude a vislumbrar a matéria-prima de sua 
futura profissão, trazer novos e aperfeiçoar os conhecimentos que você já possui. 
Estão preparados(as) para iniciarmos nossa sessão de estudo? Então, vamos lá!
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS, ESTEQUIOMETRIA E 
TIPOS DE REAÇÕES
As transformações químicas ocorrem quando há formação de novas substâncias, 
ou seja, substâncias com propriedades físicas e químicas diferentes das substân-
cias iniciais. Russell (1994) define que, nas transformações químicas, existem 
substâncias que são destruídas, e outras, novas, que são formadas. Como exem-
plo, o autor cita a ferrugem de um prego, ou seja, a exposição do prego de ferro 
ao ar livre e à chuva causa uma transformação química, em que o ferro é com-
binado quimicamente ao oxigênio e a água da atmosfera. Se a exposição for 
longa, o ferro desaparecerá e em seu lugar surgirá uma nova substância, a fer-
rugem. Podemos citar outros exemplos de transformações químicas de nosso 
cotidiano (GODOI, 2017):
 ■ Acender um fósforo.
 ■ Adicionar um comprimido efervescente na água.
 ■ A fotossíntese realizada pelas plantas.
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 ■ Nossa respiração.
 ■ O amadurecimento de uma fruta.
Toda transformação química constitui-se, necessariamente, de uma reação quí-
mica. Nas reações químicas, os compostos presentes no início da reação são 
chamadas de reagentes e os que se formam após as reações químicas de produ-
tos (RUSSELL, 1994; GODOI, 2017).
Como exemplo de reação química podemos citar a aproximação de um fós-
foro aceso a um recipiente com álcool (etanol). O álcool começara a queimar. Essa 
queima trata-se de uma reação química, pois ocorre uma alteração na molécula 
do álcool que, ao entrar em contato com o oxigênio presente no ar, converte-
-se em gás carbônico e água, liberando energia para o meio ambiente (reação 
exotérmica), assim como descrito na reação química a seguir (GODOI, 2017):
C H O O CO H Ol g g l2 6 2 2 23 2 3( ) ( ) ( ) ( )+ → +
No exemplo de reação química anterior, do lado esquerdo, onde temos a molé-
cula de álcool (C H O2 6 ) e oxigênio (O2), estão presentes os reagentes, aqueles 
compostos presentes no início da reação química. Do lado direito, onde temos 
o dióxido de carbono (CO2) e a água (H O2 ), temos os produtos formados por 
esta reação química. Lemos o sinal + como “reage com”, e a seta, como “produz”. 
Neste caso temos: “1 mol de moléculas de etanol reage com 3 mol de molécu-
las de oxigênio e produz 2 mols de moléculas de dióxido de carbono e 3 mol 
de moléculas de água”. Os números presentes na frente das fórmulas químicas, 
denominadas de coeficientes, indicam a quantidade relativa de moléculas de 
cada tipo envolvidas na reação. As letras entre parênteses representam o estado 
físico dos compostos: sólido, líquido ou gasoso. Em diversos casos, os reagentes 
ou produtos estão dissolvidos em água, tratam-se de soluções, e podem vir com 
o subíndice “aq”, que denota que está em meio aquoso (RUSSEL, 1994). Quando 
não há um número à frente da fórmula significa que é 1. Este foi um exemplo 
genérico de reação química para entendermos o conceito de reagente e produto. 
Não se preocupem, a princípio, com os compostos aqui presentes, pois à frente 
iremos estudar as funções inorgânicas e orgânicas e conseguiremos distinguir 
estes compostos (GODOI, 2017).
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
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IIU N I D A D E70
Em termos de definição, uma reação química, que nada mais é do que um 
processo de transformação química, é gerado pela produção ou pela quebra de 
ligações químicas. Estas reações ocorrem quando os átomos ou as moléculas 
colidem entre si com uma posição certeira e com uma energia suficiente que 
possibilitará a formação do novo rearranjo, ou seja, quebra de ligações quími-
cas e formação de novas ligações (GODOI, 2017).
Na figura a seguir temos um exemplo de uma reação química. Percebam 
que temos os mesmos átomos nas mesmas proporções antes após a reação, eles 
apenas se rearranjaram:
2 moléculas de
hidrogênio (H2)
1 molécula de
oxigênio (O2) 2 moléculas de água (H2O)
Figura 1 – Reação química entre o hidrogênio e oxigênio para formar a água
Fonte: Bigatão (2016).
Na Figura 1, percebemos que 2 moléculas de hidrogênio reagiram com 1 molécula 
de oxigênio para formar 2 moléculas de água, conforme a equação química a seguir:
2 22 2 2H O H O+ →
A ocorrência de reações químicas pode ser visualizada, muitas vezes, não obri-
gatoriamente, pela mudança da cor, pela liberação de um gás, pela formação de 
um precipitado (composto insolúvel, que se deposita no fundo do recipiente), 
pelo aparecimento de um odor, pelo desprendimento ou absorção do calor, entre 
outras características(GODOI, 2017).
Você é capaz de pensar em alguma evidência de ocorrência de reações quí-
micas que acontecem em sua casa? A utilização do fermento no preparo de 
bolos seria uma evidência. Fica a pergunta: qual seria essa evidência?
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Figura 2 – Exemplo de reação química em que ocorre a alteração da coloração
Como mencionamos, em alguns casos, essas características visuais ou sensoriais 
não são perceptíveis, como ocorre, por exemplo, quando misturamos ácido clorí-
drico (HCl) com hidróxido de sódio (NaOH), conforme a equação demonstrada 
a seguir (GODOI, 2017):
HCl NaOH NaCl H O+ → + 2
Em seu estado inicial, ambas as substâncias são incolores. Após a mistura, o 
líquido resultante ainda é incolor e, aparentemente, não houve nenhuma alte-
ração. Contudo, não percebemos uma alteração visual, mas foi produzida novas 
substâncias com diferentes propriedades das substâncias iniciais.
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
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Análises Químicas
As reações químicas são as bases para a realização de testes clínicos labora-
toriais. Muitos dos testes são realizados com amostras de sangue, urina e fe-
zes. É por meio das reações químicas que é possível confirmar diagnósticos, 
avaliar a evolução do paciente e controlar a terapia de remédios emprega-
das para determinada enfermidade.
Em uma única amostra são realizadas diversas reações químicas que permi-
tem determinar, por exemplo, os níveis sanguíneos de cálcio, fósforo, creati-
nina, ácido úrico, colesterol, proteína total, albumina, glicose, desidrogena-
se lática, bilirrubina total, fosfatase alcalina, entre outras.
Em um dos aparelhos típicos utilizados para estas análises ou reações, o ana-
lisador pode acrescentar um reagente, que é um componente que irá reagir 
com determinado composto que se deseja identificar ou quantificar. Quan-
do o produto final formado nessa reação tem coloração, usa-se um aparelho 
chamado colorímetro para medir sua concentração através de uma análise 
de absorção de luz.
Fonte: adaptado de Ucko (1992).
O MOL
Antes de adentrar na estequiometria de reação e reações químicas precisamos 
definir uma importante grandeza na área da química, o mol. Esta é a medida para 
a quantidade de matéria, adotada pelo sistema internacional de unidades (SI). 
Como já verificamos a massa dos átomos é muito pequena, e é impossí-
vel medir a massa de uma única molécula ou de um único átomo. Assim, para 
conseguir medir a massa destes compostos devemos pegar uma quantidade 
relativamente grande e medir o conjunto. Desta forma, os químicos costumam 
trabalhar com grandes quantidades destas partículas para contornar este pro-
blema (UCKO, 1992).
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É nesta conjuntura que surge o mol! Ele é uma unidade especial capaz de des-
crever esta grande quantidade. Para entender esta quantidade, Ucko (1992) traz 
uma comparação interessante. Uma dúzia tem 12 unidades de qualquer coisa, 
certo? Então, da mesma forma, 1 mol de qualquer composto tem 6 02 1023, x 
partículas deste composto. Este número, muito grande por sinal, é chamado de 
constante de Avogadro.
Então, um mol de qualquer coisa tem 6 02 1023, x unidades desta coisa. 
Entretanto, a massa ou o peso deste um mol vai depender do que são estas coi-
sas. Uma dúzia de melancias são mais pesadas que uma dúzia de laranjas, não é 
mesmo? A mesma relação acontece com o mol. Um mol de átomos de oxigênio 
contém 6 02 1023, x átomos de oxigênio, enquanto que 1 mol de hidrogênio tem 
6 02 1023, x átomos de hidrogênio, porém, sabemos que o oxigênio tem massa 
maior do que hidrogênio, e 1 mol de átomos de oxigênio será mais pesado que 
1 mol de átomos de hidrogênio.
Outra informação importante é que o número de Avogadro permite cal-
cular a massa ou o peso de um mol de maneira simples. 6 02 1023, x átomos 
de um composto tem exatamente seu peso atômico. Não entendeu muito bem? 
Vamos para um exemplo. Na tabela periódica a massa do carbono é 12g/mol. 
Ou seja, 1 mol de carbono (que contém 6 02 1023, x átomos) com massa de 12 
gramas. Por isso escrevemos a massa atômica desta forma (grama por mol), ou 
seja, naquelas 12 gramas de carbono temos um mol de carbono, que denomina-
mos de massa molar do carbono.
Assim como acontecia com a dúzia, que são 12 unidades de qualquer coisa, 
para o mol, também acontece a mesma relação. Então, 1 mol pode representar 
6 02 1023, x átomos, moléculas, entidades, íons etc. Então, ela vale para além 
de átomos. Vamos pensar no NaCl . A massa do sódio (Na) é 23g mol/ e a do 
cloro (Cl) é 35 5, /g mol . A massa da substância é 58 5, /g mol (23+35,5). Ou 
seja, 1 mol de partículas de sal tem a massa de 58,5 gramas.
E se usarmos 3 mols de sal de cozinha (NaCl)? Qual seria a massa? Simples, 
a massa será 3 x 58,5g. Se usássemos a metade de um mol, ou 0,5 mol, qual seria 
a massa? A massa seria a metade de 58,5g.
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
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IIU N I D A D E74
Exemplo 1: A fórmula molecular do colesterol é C H O27 46 . Se uma amostra 
de sangue testada em um laboratório revelou ter 0,0021g de colesterol, quantos 
mols de colesterol estão presentes neste sangue?
Primeiro, precisamos determinar a massa atômica da nossa molécula, com 
auxílio da massa atômica de cada átomo, encontrada na tabela periódica, da 
seguinte forma:
(Massa carbono) + (Massa hidrogênio) + (Massa do oxigênio) = ?
27 12 46 1 1 16
324
 
 
x g mol x g mol x g mol
g m
/ / / ?
/
( ) ( ) ( )+ + =
ool g mol g mol g mol + + =46 16 387/ / /
Ou seja, um mol de colesterol tem a massa de 387g. Utilizamos uma regra 
de três simples e obtemos nossa resposta:
1 38727 46 mol de C H O g
X
− − − − − − − − −
, .
− − − − − − − − −
= −
 
 
0 0021
5 43 10 6
g
X x mols de colesterol
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS
A estequiometria de uma reação química é o campo de estudo que se dedica a 
examinar a quantidade de substâncias presentes nas reações químicas. Esta ciên-
cia é baseada nos conceitos de massa atômica, que já aprendemos na unidade 
anterior, de fórmulas químicas, também já visto nas ligações químicas e na lei da 
conservação da massa, que ainda é um conceito novo para nós (GODOI, 2017, ). 
O nobre cientista francês Antoine Lavoisier (apud GODOI, 2017) propôs 
essa importante lei da Química no fim do século XVIII, que diz que na natureza 
nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.
No período de desenvolvimento do modelo atômico de Dalton (se lembra lá 
da Unidade 1? O modelo indivisível?), os químicos conseguiram assimilar esta 
lei, e entenderam que em uma reação química os átomos não são destruídos nem 
criados, mais são rearranjados, ou seja, os mesmos átomos presentes no início da 
reação química estarão presentes após a reação química (BROWN et al., 2016).
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De acordo com Brown et al. (2016), para termos uma reação química que res-
peite essa lei, ou seja, balanceada, devemos escrever as fórmulas dos reagentes no 
lado esquerdo da seta e os produtos situados no lado direito. É a partir de então 
que iniciamos o balanceamento da reação química, que nada mais é que deixar 
a quantidade de átomos dos elementos iguais antes e após a reação química (haja 
vista que eles não são destruídos, apenas se rearranjampara produzirem novas 
substâncias). Na maioria das vezes, uma equação química balanceada deve con-
ter os menores coeficientes de números inteiros possíveis (GODOI, 2017, p.164).
Um ponto importante antes de iniciar o balanceamento é entender a dife-
rença entre coeficiente e subscrito. O coeficiente é o número que vai à frente da 
fórmula química e o subscrito, aquele que vai abaixo do elemento. Vejamos o 
exemplo da água (H O2 ). Quando formos balancear alguma reação química que 
contenha água, podemos alterar o coeficiente da molécula, como por exemplo, 
2 2 H O , mas nunca os subscritos, como H O2 2. Se fizermos isso estamos alte-
rando a substância, e o H O2 2 deixou de ser água e é o peróxido de hidrogênio, 
mais conhecido como água oxigenada. Quando alteramos o coeficiente à frente 
da fórmula, estamos mudando apenas a quantidade da substância ali presente, 
então 2 2 H O, são dois mols de moléculas de água (BROWN et al., 2016).
Há diversas maneiras para se balancear as reações químicas. Uma das mais 
utilizadas é pelo método de tentativas e erros. Para ilustrar, iremos balancear 
utilizando o método de tentativa e erro, e nada melhor para entender o método 
do que resolver um exemplo, conforme segue.
Antes disso, precisamos estabelecer algumas regras que facilitam o processo 
de balanceamento. Geralmente, é melhor balancear primeiro os elementos que 
aparecem com o menor número de fórmulas químicas de cada lado da equa-
ção. No exemplo a seguir, percebemos que o carbono aparece em uma molécula 
de reagente e em uma molécula do produto. O hidrogênio aparece apenas em 
apenas uma molécula de reagente, e no produto aparece também em uma molé-
cula. O oxigênio aparece em uma molécula do reagente e em duas moléculas do 
produto, portanto, pela regra, descartamos o oxigênio. Desta forma, por meio 
de nossa regra, podemos escolher iniciar o balanceamento tanto pelo carbono, 
quanto pelo hidrogênio. Começaremos, então, pelo metano CH4. Balanceamos 
cada tipo de átomo sucessivamente, ajustando os coeficientes quando necessá-
rio. Esse método funciona para a maioria das equações químicas (BROWN et 
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
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IIU N I D A D E76
al., 2016).
Exemplo 2: Uma reação típica utilizada diariamente por nós, por exemplo, 
e nossos fogões é a reação de combustão, quando queimamos o gás de cozi-
nha para produzir fogo. Esta reação envolve a presença de gás oxigênio, que 
é denominado comburente, e um outro elemento, o combustível, que é o ele-
mento queimado. Nesta reação, um dos componentes majoritários do gás de 
cozinha, o metano (CH4), sofre a reação produzindo gás carbônico (CO2) e 
água (H O2 ). A seguir, é apresentada a reação química completa de combus-
tão do metano:
++ →CH O CO H Og g g v4 2 2 2( ) ( ) ( ) ( ) 
Indique a alternativa que traz os menores coeficientes que deixam essa equação 
de acordo com a lei de Lavoisier.
a. 1, ½, ½, 1.
b. 1, 2, 1, 4.
c. 2, 1, 1, 2.
d. 1, 2, 1, 2.
e. 13, 13/2, 13/2, 6.
Resolução: para resolver esse problema, iremos utilizar o método da tentativa 
e erro. Se temos um átomo de carbono do lado direito, devemos ter 1 átomo de 
carbono no lado esquerdo. Assim, colocamos na frente do CH4 e do CO2 o 
coeficiente 1. 
Se temos 4 hidrogênios nos reagentes, temos que ter 4 hidrogênios nos pro-
dutos. Para tanto, temos que inserir, na frente da molécula de H O2 , o coeficiente 
2 e assim teremos 4 átomos de hidrogênio na molécula de água.
Se temos 4 átomos de oxigênio nos produtos, devemos ter 4 do lado dos rea-
gentes, assim, o coeficiente do O2 é 2.
A resposta correta é a letra D.
++ →1 4 2 2 2CH O CO H Og g g v( ) ( ) ( ) ( ) 2 1 2
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O método adotado para realizar esse balanceamento é o da tentativa e erro. Neste 
caso, balanceamos cada tipo de átomo individualmente, ajustando os coeficientes 
quando se faz necessário. Esse método funciona para grande parte das equações 
químicas (BROWN et al., 2016). 
Ainda está difícil? Vamos para mais um exemplo!
Exemplo 3: Dê a soma dos menores coeficientes estequiométricos que deixam 
a equação balanceada:
C H C H H6 12 6 6 2→ +
Resolução: Temos o carbono em uma molécula do reagente e em uma molécula 
do produto, parece ser uma boa escolha. Temos o hidrogênio em uma molécula 
do reagente e em duas moléculas do produto, não é uma boa escolha. 
Vamos fazer o balanceamento primeiramente pelo carbono. Temos no rea-
gente 6 átomos de carbono, e no produto há também 6 átomos de carbono, então, 
por tentativa, designamos o coeficiente 1 na frente das duas moléculas:
1 16 12 6 6 2C H C H H→ +
Agora, analisando o hidrogênio no lado dos produtos, temos 12 átomos deste ele-
mento e para estar balanceada também devemos ter 12 átomos no produto. Na 
primeira molécula do produto temos 6 átomos de hidrogênio, logo, na segunda 
molécula deveremos ter mais 6 átomos. Portanto, o coeficiente estequiométrico 
do H2 só pode ser 3. Assim, temos 12 átomos de hidrogênio no reagente e 12 áto-
mos de hidrogênio no produto, e nossa equação ficou balanceada:
1 1 36 12 6 6 2C H C H H→ +
A soma dos coeficientes é 1 + 1 + 3 = 5.
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
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ESTEQUIOMETRIA DE REAÇÃO
Estequiometria é o nome derivado das palavras stoicheion (elemento) e metron 
(medida). A estequiometria é uma ferramenta essencial na química. Problemas 
tão diversos, como medir a concentração de ozônio na atmosfera, determinar 
o rendimento potencial do ouro a partir do mineral e avaliar diferentes proces-
sos para converter carvão em combustíveis gasosos, determinar a quantidade 
de glicose presente em uma amostra de sangue, estimar o teor de colesterol são 
solucionados com princípios de estequiometria (BROWN et al., 2016).
Qualitativamente, uma equação química descreve quais serão os produtos 
que serão formados a partir dos reagentes de uma reação, ou seja, leva em con-
sideração a lei da conservação das massas para a realização dos cálculos. Por 
exemplo, na reação a seguir (RUSSEL,1994; BROWN et al., 2016):
4 3 22 2 3Fe O Fe Os g s( ) ( ) ( )+ →
Nessa equação, temos representada uma reação na qual o ferro reage com oxi-
gênio para formar o óxido de ferro.
Em relação a quantidades, “em uma equação química que está balanceada, 
há uma proporcionalidade entre a quantidades de reagentes e produtos que 
participam da reação. Essas proporcionalidade numérica pode ser convertida 
e, átomos, moléculas, fórmulas unitárias” (RUSSEL, 1994, p. 92) ou, também, 
em quantidades macroscópicas: mols de átomos e moléculas. Na equação dada 
anteriormente, podemos ter a interpretação: 4 mols de átomos de ferro combi-
nam-se com 3 mols de moléculas de oxigênio para formar 2 mols de fórmula 
unitária de óxido de ferro (RUSSEL, 1994), sendo esta última forma de leitura a 
mais empregada pelos autores.
É com base na reação química balanceada que podemos fazer diversos cál-
culos estequiométricos. É possível, por exemplo, a partir de uma determinada 
quantidade de reagente, predizer a quantidade de produto formada, tanto em 
gramas, quanto em mol, número de moléculas até mesmo a quantidade de áto-
mos formados. Interessante, não?
Transformações Químicas, Estequiometria e Tipos de Reações
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Para incorporamos esses conceitos, vamos pensar na reação entre hidrogê-
nio e oxigênio para produzir água:
2 22 2 2H O H O+ →
2 2H + 1 2O → 2 2H O
2 moléculas 1 molécula → 2 moléculas
2 6 02 1023x átomos, .( ) 1 6 02 1023x átomos, .( ) → 2 6 02 1023x átomos, .( )
2 mols 1 mol → 2 mols2 x 2g 1 x 32g → 2 x 18 g
Na primeira linha temos a equação química e abaixo dela a quantidade de cada 
elemento. Na segunda linha quantificamos em termos de número de moléculas. 
Na terceira linha quantificamos em termos de número de átomos, utilizando o 
número de Avogadro. Na quarta linha em termos do número de mols, e por fim, na 
última linha, relacionamos a massa, em que o coeficiente estequiométrico é mul-
tiplicado pela massa molar do composto, obtida com auxílio da tabela periódica.
Vejam quantas informações conseguimos relacionar pela estequiometria da 
reação. Observem que, na última linha, temos o coeficiente estequiométrico mul-
tiplicando a massa molar do composto, ou seja, também relacionamos a massa! 
Por curiosidade, some as massas dos reagentes e dos produtos. Isso nos prova a 
lei de Lavoisier, da conservação das massas. Interessante, não?!
Vamos praticar alguns exemplos para entendermos melhor estes concei-
tos. Para melhor entendimento, separamos exemplos que trabalham com mol, 
outros com massas, porém, podemos ter casos em que necessitamos misturar 
todas as unidades.
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
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IIU N I D A D E80
Estequiometria de Reação: Relação mol x mol
Podemos relacionar as grandezas mol versus mol, conforme o exemplo a seguir. 
Para não sobrar dúvidas, sugiro que na resolução de exercícios, exemplos, façam 
as contas mantendo todas as unidades, assim, podemos averiguar quais unida-
des podem ser cortadas e se teremos um resultado coerente.
Exemplo 4: Na reação descrita a seguir:
N H NHg g g2 2 33 2( ) ( ) ( )+ →
Quantos mols de moléculas de H2 são consumidos e quantos mols de molécu-
las de NH3 são formados quando 1,38 mols de moléculas de �N2 reagem?
Resolução:
Vamos utilizar regra de três:
− − − − − − − − − − −
− − − − − − − − − − −1 3
1 38
2 2
2
 
 
mol de N mols de H
mols de N, X
X molsN molsH
molN
molsH= × =1 38 3
1
4 142 2
2
2
, , � �
Observem, mol de �N2 do numerador cortou com mol de �N2 do denomi-
nador, restando mols de H2, que desejávamos.
Novamente, por outra regra de três:
− − − − − − − − − − −
X
1 2
1 38
2 3 
 
mol de N mols de NH
mols de N, 22 − − − − − − − − − − −
X molsN molsNH
molN
molsNH= × =1 38 2
1
2 762 3
2
3
, , � �
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Estequiometria de Reação: Relação mol x massa
Neste exemplo que segue temos uma relação entre mol e massa, que também é 
possível de trabalharmos.
Exemplo 5: Na reação descrita a seguir:
N H NHg g g2 2 33 2( ) ( ) ( )+ →
Quantos gramas de amônia (NH3) são produzidas a partir de 100 mols de hidro-
gênio (H2)?
Solução:
Vamos utilizar regra de três:
3 2
100
2 3
2
 
 
mols de H mols de NH
mols de H
� � � � � � �− − − − − − − − − − −
�� � � �− − − − − − − − − − − X
X molsH molsNH
molsH
molsNH= × =100 2
3
66 672 3
2
3, � �
Agora, necessitamos transformar este número em massa. Para isso, necessita-
mos da massa molar da amônia (NH3), que podemos calcular fazendo o uso da 
tabela periódica, que é 17 g/mol (massa nitrogênio + massa de hidrogênio = 
14 3 1 17g x g g mol + = / ).
− − − − − − − − − − −
− − − − − − − − − − −
17 13 3 g de NH mol de NH
X ,
. ,=
 
 
66 67
1 133 33
3mol de NH
X g de NHH ou kg de NH3 31 13 , .
Uma outra forma, que conduziria ao mesmo resultado, seria:
− − − − − − − − − − −3 2 17
100
2 3 mols de H mols x g mol de NH( )
 mols de H X2 − − − − − − − − − − −
 
X
molsH mols g mol NH
molsH
g NH=
× ×( )
=
100 2 17
3
1 133 332 3
2
3. , de 
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
Reprodução proibida. A
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IIU N I D A D E82
Veja, mols de H2 do numerador simplifica com o denominador. O mol existente 
no numerador simplifica com o mol presente entre parentes, restando apenas g 
de NH3, que é a resposta que desejamos.
Agora vamos resolver um exemplo de maior complexidade. Além de ser 
necessário balancear a equação (primeiro ponto a ser feito em exercícios de quí-
mica: conferir se a equação está balanceada), iremos trabalhar com massa, mol, 
tudo em um único problema. A princípio parecem difíceis, porém, apenas a prá-
tica pode tornar mais fácil, portanto, sugerimos que utilizem a biblioteca para 
praticar com mais exemplos resolvidos.
Estequiometria de Reação: Relação Massa x Massa
Na estequiometria de reação também podemos relacionar massa com massa. 
Para melhor fixarmos, vamos para mais um exemplo.
Exemplo 7: Determine quantas gramas de água são produzidas na oxidação de 
1,00g de glicose, C H O6 12 6 :
C H O O CO H Os g g l6 12 6 2 2 26 6 6( ) ( ) ( ) ( )+ → +
Resolução:
Primeiramente, conferimos que a reação química se encontra balanceada. 
Agora devemos determinar a massa molecular (MM) da glicose e da água, 
com auxílio da tabela periódica, e que já aprendemos a fazer.
Os valores são: MM C H O6 12 6 = 180 g/mol.
MM H O2 = 18 g/mol.
Então, partimos para as regras de três utilizado a estequiometria da reação. O 
coeficiente estequiométrico multiplica as massas molares:
1 180 6 186 12 6 2mol x g molC H O mols x g mol H O / /− − − − − − − − − − − − −
Rescrevendo, fazendo a simplificação entre numeradores:
180 108
1 00
6 12 6 2
6 12 6
gC H O g H O
g C H O,
− − − − − − − − − − − − −
− − − − − − − − − −
 
 −− − − X
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X gH O
g
gH OgC H O
C H O
=
×
=
1 108
180
0 66 12 6
6 12 6
2
2,
Vimos 3 casos clássicos, porém, com o uso da estequiometria e das equações 
químicas balanceadas podemos quantificar além do número de mol e massa, 
também o número de moléculas, átomos, entre tantos outros. Para minimizar 
as chances de erro, ao montar as regras de três, leve junto as unidades e o nome 
dos compostos. Só simplifique unidades semelhantes e que sejam do mesmo 
composto. Assim, você poderá verificar se chegou em um resultado plausível.
Reagente Limitante
Pode ocorrer nas reações químicas de um reagente estar em uma menor quanti-
dade ou em uma menor proporção e acabar antes do outro reagente. Neste caso, 
a reação química é interrompida e há uma sobra do reagente químico que está 
em excesso (BROWN et al., 2016).
Para entender este conceito, vamos tomar um exemplo de uma reação que 
ocorra entre 10 mols de H2 e 7 mols de O2, para formar a água, conforme a 
equação química:
2 22 2 2H O H O+ →
Vejamos, que de acordo com a estequiometria, 2 mols de H2 reagem com 1 mol 
de O2, para formar a água:
2 1
10
2 2
2
 
 
 
mols H mol O
mols H X
X
� � − − − − − − − − − − − −
− − − − − − − − − − − −
= 5 2mols de O
Seriam necessários 5 mols de O2, mas temos 7 mols disponíveis, portanto, 2 mols 
de oxigênio não irão reagir, está em excesso.
Neste exemplo, os reagentes que são inteiramente consumidos durante a rea-
ção são chamados de limitantes (H2), e aqueles que sobram, são chamados de 
reagentes em excesso (O2). A maior parte das reações químicas ocorrem com o 
excesso de um dos reagentes, porém, a quantidade dos produtos formados está 
condicionada a disponibilidade do reagente limitante (BROWN et al., 2016).
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
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IIU N I D A D E84
Para exemplificamos este caso anterior, vamos dispor nossos dados em uma tabela:
Tabela 1 – Resumo dos dados da reação
2 2H + O2 → H O2
Antes da reação 10 mols 7 mols 0 mol
Reação - 10 mols - 5 mols +10 mols
Após a reação 0 mol 2 mols 10 mols
Fonte: Brown et al. (2016).
Verificamos que o sinal negativo representa o consumo, e o sinal positivo,a pro-
dução. O reagente limitante é aquele que após a reação tem o valor zero.
Exemplo 8: No processo de formação de amônia, o nitrogênio presente no ar reage 
com o hidrogênio a fim de produzir a amônia, conforme a equação a seguir balanceada:
N H NHg g g2 2 33 2( ) ( ) ( )+ →
De acordo com esta equação, quantos mols de amônia podem ser formados a 
partir de 3 mols de N2 e 6 mols de H2 ?
Resolução:
A resolução baseia-se em montar as regras de três para determinar a quan-
tidade de cada composto:
− − − − − − − − − −
− − − − − − − − − −1 3
3
2 2
2
 
 
mol N mols H
mols N X mols 
 
H
X mols de H
2
29= .
Então, seriam necessários 9 mols de H2, mas só temos 6 mols, logo, o H2 é o 
reagente limitante. Precisamos descobrir o quanto é consumido de N2 com ape-
nas estes 6 mols do reagente limitante:
− − − − − − − − − −
− − − − − − − − − −1 3
6
2 2
2
 
 
mol N mols H
X mols N mols 
 
H
X mols de N
2
22= . 
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Portanto, são consumidos apenas 2 mols de N2 , restando 1 mol de N2 . E quan-
tos mols de NH3 são formados? Fazemos uma nova regra de três, partindo do 
reagente limitante:
3 22 3H m
H X
− − − − − − − − − −
− − − − − − − − − −6 2
 
 
mols ols NH
mols mools NH
X mols de NH
 
 
3
34= .
 
A tabela resumo é:
Tabela 2 – Resumo dos dados da reação 
N2 + 3 2H 2 3NH
Antes da reação 3 mols 6 mols 0 mol
Reação - 2 mols - 6 mols +4 mols
Após a reação 1 mol 0 mols 4 mols
Fonte: Brown et al. (2016)
Rendimento Teóricos e Percentuais
O rendimento teórico trata da quantidade teórica de produto formada a partir 
do consumo de todo reagente limitante em uma reação química. A quantidade 
real obtida deste produto é chamada de rendimento real, e na maior parte dos 
casos é menor do que o rendimento teórico (BROWN et al., 2016).
São diversas as razões que explicam o fato de grande parte das reações o 
rendimento real ser menor do que o teórico, por exemplo, parte dos reagentes 
podem reagir de forma diferente do esperado, com reações colaterais, além de 
que na mistura formada entre reagente que não reagiu e produtos formados, nem 
sempre é possível separar 100% do reagente. O rendimento percentual é dado 
pela razão entre o rendimento real e o rendimento teórico, conforme equação 
(BROWN et al., 2016):
Rendimento Percentual Rendimento Real
Re órico
= ×1000% 
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
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IIU N I D A D E86
Exemplo 9: Na produção do náilon é utilizado o ácido adípico (H C H O2 6 8 4), fabri-
cado comercialmente entre uma reação do cicloexano e oxigênio, conforme a reação:
2 5 2 26 12 2 2 6 8 4 2C H O H C H O H O+  → +
a. Considere que foram utilizados 25g de cicloexano, sendo este o reagente 
limitante. Qual o rendimento teórico em relação ao ácido adípico?
Para a solução, montamos uma regra de três, utilizando massa:
2 84
25
2 1466 12
6 12
2 6 8 4× ( )
=
× ( )g mol C H
gC H
g
mol H C H O
X
Observe que 84g/mol e 146g/mol são as massas molares do exano e ácido 
adípico, respectivamente.
X gH C H O= 43 5 2 6 8 4,
b. Se foi obtido 33,5g do ácido, qual será o rendimento percentual da reação?
Neste caso, devemos utilizar a fórmula do rendimento percentual:
Rendimento Percentual Rendimento Real
Re órico
= ×1000%
Rendimento Percentual
43,5g
Rendimento Percentual
= ×
33 5 100, %g
== 77%
Até agora, entendemos diversos conceitos relacionados com a estequiometria 
de reação. Estudamos a conversão entre mol, massa, reagentes limitantes, ren-
dimentos de reações. Agora, nos falta aplicar este conceito em alguns tipos que 
são típicos de reação.
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Tipos de Reações
Agora que entendemos como balancear as reações químicas, realizar cálculos 
estequiométricos para descobrir quantidade de reagentes ou produtos, verifi-
car quais os reagentes limitantes, o rendimento das reações, pode-se aplicar tais 
conceitos em alguns tipos comuns de reações químicas.
a. Reação de combinação
Em uma reação de combinação, também conhecida por síntese, duas ou 
mais substâncias reagem para formar um produto. Um exemplo desse tipo 
de reação acontece quando o magnésio metálico se queima ao ar com uma 
claridade ofuscante para produzir o óxido de magnésio (UCKO, 1992). 
O modelo desse tipo de reação é:
A B C+ →
Ou, ainda:
2 22Mg O MgOs g s( ) ( ) ( )+ →
Essa reação é utilizada para produzir a chama brilhante utilizada em sinais 
luminosos. Veja que se trata de uma reação de combinação, pois os elemen-
tos se combinam para formar um novo composto (GODOI, 2017, p. 175).
b. Reação de decomposição
Em uma reação de decomposição, uma substância produz outra ou mais 
substâncias, ou seja, quebra de compostos em compostos mais simples. 
Os compostos binários simples podem ser decompostos em seus elemen-
tos. É bastante característica em decomposição térmica, que é quando 
materiais se decompõe devido à instabilidade originada com o aqueci-
mento (UCKO, 1992).
Essa reação pode ser caracterizada da seguinte forma:
C A B→ +
Ou também na decomposição térmica do carbonato de cálcio:
CaCO CaO COs s g3 2( ) ( ) ( )→ +
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
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Essa equação é bastante importante comercialmente. Calcário ou con-
chas do mar, que contém esse composto, são aquecidas para a produção 
do óxido de cálcio (CaO), popularmente conhecida como cal ou cal viva 
(GODOI, 2017, p. 175). 
c. Reação de Simples Troca
São aquelas reações em que um elemento ocupa o lugar do outro em um 
composto. Um exemplo disso ocorre se inserirmos o cobre em água con-
tendo nitrato de prata (AgNO3), em que o cobre fica coberto por uma 
camada brilhante, que é a prata (UCKO, 1992). 
Veja na reação a seguir que o cobre ocupa o lugar da prata:
Cu AgNO Ag Cu NO+ → + ( )2 23 3 2
Geralmente, neste tipo de reação, o elemento mais ativo substitui o ele-
mento menos ativo (GODOI, 2017, p. 175).
d) Reação de Dupla Troca
Ocorre quando dois reagentes permutam seus íons para formar dois novos 
compostos. Um exemplo deste tipo de reação ocorre entre o sulfato de sódio 
Na SO2 4 e cloreto de bário BaCl2 para formar um precipitado branco que 
constitui o sulfato de bário BaSO4 e o cloreto de sódio NaCl , de acordo 
com a reação a seguir (UCKO,1992):
Na SO BaCl BaSO NaCl2 4 2 4 2+ → ↓ +
e) Reação de combustão
Esse tipo de reação ocorre rapidamente e produz uma chama. Em grande parte 
delas há a presença do oxigênio (O2) entre os reagentes (BROWN et al., 2016).
Um exemplo desse tipo de reação está na combustão do propano, utili-
zado para cozinhar e aquecer residências:
C H O CO H Og g g g3 8 2 2 25 3 4( ) ( ) ( ) ( )+ → +
Em geral, os produtos das reações químicas de combustão são o dióxido 
de carbono CO2 e água (GODOI, 2017, p. 175).
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Transformações da Energia nas Reações
Todas as reações químicas envolvem a transformação de energia. A energia do 
tipo química é uma energia armazenada entre as moléculas, durante as ligações 
que as mantêm coesas e também nos retículos iônicos. Essa energia é prove-
niente dos elétrons na forma de energia potencial e cinética, presentes no átomo, 
distribuídos em camadas eletrônicas, cada qual com o seu nível de energia, con-
forme vislumbramos na unidade anterior. Quando as ligações são quebradas e 
há a ocorrência de novasreações químicas, há um rearranjo entre os elétrons 
presentes, para que os átomos participantes atinjam a estabilidade. Neste rear-
ranjo, parte desta energia pode ser liberada para o meio externo ou, ainda, pode 
haver um ganho de energia externa, na forma de calor, luz ou eletricidade. Um 
exemplo de tal fato é a fotossíntese realizada pelas plantas. A energia luminosa é 
absorvida durante este processo. Há as reações químicas que requerem eletrici-
dade, e estas têm um nome especial na química, que são as reações de eletrólise, 
que não são objetivos de nosso curso (UCKO, 1992).
Em grande parte das reações químicas a energia envolvida é a térmica, que 
é transferida ou recebida na forma de calor. Se o calor é liberado durante uma 
reação química temos uma reação denominada de exotérmica. Se o calor é 
absorvido, temos uma reação do tipo endotérmica. Essa transferência de calor 
durante as reações químicas é denominada de calor de reação ou variação da 
entalpia (UCKO, 1992).
A combustão é um exemplo de reação química exotérmica. Em geral, as 
reações químicas exotérmicas produzem compostos mais simples, a partir de 
moléculas mais complexas. Exemplos destas reações acontecem em nossos veí-
culos, em que o combustível é queimado gerando a energia necessária para o 
movimento. Um exemplo disso é a combustão do octano, que é um dos compo-
nentes presentes na gasolina. A representação desta reação do tipo exotérmica 
é (UCKO, 1992):
2 25 16 188 18 2 2 2C H O CO H O
octano oxigênio d óxido de carbono Águ
+ → +
aa calor
+1302kcal mol
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
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IIU N I D A D E90
As reações endotérmicas, ao contrário das exotérmicas, necessitam receber calor 
para que possam acontecer, e no geral, produzem compostos mais complexos a 
partir de compostos simples. Um exemplo deste tipo de reação ocorre nas plantas, 
durante a fotossíntese, em que a energia luminosa do sol força a formação da gli-
cose a partir do dióxido de carbono e água, conforme a reação descrita a seguir:
6 6 28702 2 6 12 6CO H O kJ C H O
dió ido de
carbono
Água energia glicos
+ + →
ee oxigênio
+ 6 2O
Neste caso, 2870kJ de energia é armazenado nas ligações recém-formadas por 
mol de moléculas de glicose.
Metabolismo é o complexo conjunto de reações químicas, catalisadas por 
enzimas, que ocorrem no organismo. Por meio deste há a conversão dos ali-
mentos ingeridos em energia. O processo de transformação dos alimentos 
em moléculas mais simples, com liberação de energia é chamada de cata-
bolismo. Em relação do anabolismo, há a produção de grandes moléculas 
a partir de moléculas mais simples, absorvendo-se a energia proveniente do 
catabolismo. A liberação de energia pela degradação de moléculas comple-
xas é armazenada na forma de adenosina trifosfato, ATP.
Em uma reação de fotossíntese, que ocorre nas plantas, a energia luminosa 
é convertida em energia química sendo armazenada na forma de novas liga-
ções que formam as moléculas complexas, como o carboidrato. Por sua vez, 
a energia presente nestas moléculas complexas (carboidrato etc.), quando 
utilizada por organismos superiores é liberada com a formação de compos-
tos mais simples. 
O excesso de energia proveniente destes dois processos é liberado como 
calor, sendo utilizada para manutenção da temperatura corporal.
Fonte: Ucko (1992).
Velocidade de Reações Químicas e Equilibro Químico
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VELOCIDADE DE REAÇÕES QUÍMICAS E EQUILIBRO 
QUÍMICO
Há um interesse especial destinado à velocidade das reações químicas. Existem 
casos que desejamos aumentar a taxa de ocorrência da reação, a fim de, por exem-
plo, tornar a absorção de nutrientes pelo solo mais rápidas. Em outros casos, há 
interesse em inibir as reações, como por exemplo para os produtos alimentícios 
congelados ou resfriados, a fim de reduzir as reações químicas que degradam o 
alimento (GODOI, 2017, p. 244).
Temos reações químicas que ocorrem em frações de segundos, como as que 
ocorrem em explosões, até mesmo as que demoram milhões de anos, como na 
formação de diamantes (BROWN et al., 2016). Este campo de estudo da quí-
mica é denominado de cinética química. 
Como as reações químicas envolvem o rompimento e a formação de novas 
ligações, as velocidades de ocorrência de tais fenômenos dependem da natu-
reza do reagente (BROWN et al., 2016). Para que ocorra uma reação química, é 
preciso que as moléculas participantes colidam de forma efetiva (com orienta-
ção correta e com a quantidade de energia necessária), resultando na quebra das 
antigas ligações e formando novas ligações (GODOI, 2017, p. 244).
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
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IIU N I D A D E92
Existem fatores que podem acelerar ou desacelerar as reações químicas, 
sendo eles o estado físico dos reagentes ou superfície de contato, a temperatura, 
a concentração e a presença ou ausência de catalisadores (GODOI, 2017, p. 244).
ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES OU SUPERFÍCIE DE CONTATO
Para reagir, os reagentes precisam entrar em contato. Quando as reações ocorrem 
entre misturas homogêneas (aquelas que não têm mais de uma fase) o processo 
de contato entre reagentes se torna mais fácil. Quando os reagentes não se mis-
turam e estão em fases diferentes, como por exemplo, água e óleo ou reagente no 
estado gasoso e sólido, a reação fica limitada pela superfície de contato existente 
entre esses dois compostos. Desta forma, para as reações que envolvem sólidos, 
a velocidade é aumentada caso a área de contato também seja aumentada. Um 
exemplo típico são os medicamentos. Um remédio na forma de comprimido se 
dissolverá no estômago e entrará na corrente sanguínea de forma mais lenta que 
o mesmo medicamento na forma de pó (BROWN et al., 2016; GODOI, 2017).
A explicação é que as reações químicas ocorrem entre as moléculas que estão 
localizadas na superfície do reagente, e estão em contato direto com o outro rea-
gente. Então, quanto maior for a superfície de contato, mais moléculas estarão em 
contato umas com as outras e maior será a probabilidade de que ocorram choques 
com uma energia e condição necessária para que aconteça a ligação. Dessa forma, 
a reação química tende a ocorrer de forma mais rápida (GODOI, 2017, p. 244).
TEMPERATURA
Em geral, quanto maior a temperatura, maior a velocidade de ocorrência das 
reações químicas. Neste caso, o aumento da temperatura incrementa a energia 
cinética ou o grau de agitação das moléculas presentes entre os reagentes, ou 
seja, há um maior movimento, aumentando a probabilidade de ocorrência dos 
choques efetivos entre reagentes, e, consequentemente, aumenta a velocidade da 
reação química. Outro fator relacionado a isso é que o aumento da energia das 
Velocidade de Reações Químicas e Equilibro Químico
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moléculas faz com que estas atinjam a energia suficiente para a ocorrência da 
reação, chamada de energia de ativação (BROWN et al., 2016; GODOI, 2017).
CONCENTRAÇÃO
Para uma maior concentração de reagentes químicos, maior será a velocidade da 
reação química. Com grandes concentrações, há um maior número de molécu-
las reagentes confinadas no mesmo espaço e, assim, há uma maior possibilidade 
de as moléculas colidirem umas com as outras de maneira efetiva, aumentando 
a velocidade das reações (BROWN et al., 2016; GODOI, 2017). 
Um exemplo desse fato é quando fazemos o famoso churrasco. Para acen-
der o carvão, ventilamos o ar sobre a brasa, a fim de aumentar a concentração de 
oxigênio presente, e, consequentemente, aumentar a velocidade da reação quí-
mica de combustão, da qual já comentamos (GODOI, 2017,p. 244).
PRESENÇA DE CATALISADORES
Os catalisadores são substâncias adicionais que promovem o aumento da velo-
cidade das reações químicas, e têm a característica de não serem consumidos ao 
final da reação, ou sejam, pode ser recuperado ao final da reação (BROWN et 
al., 2016; GODOI, 2017). Eles aumentam a velocidade das reações pois alteram 
o mecanismo de reação, atuando na redução da energia de ativação necessária 
para a ocorrência da reação química (BROWN et al., 2016; GODOI, 2017, p. 244). 
Os catalisadores presentes nos seres vivos são denominados de enzimas. Estas 
são moléculas muito grandes, chamadas de proteínas. Com a ausência das enzi-
mas as reações químicas de nosso corpo ocorreriam de forma muito lenta. Uma 
característica das enzimas é que elas são específicas para determinados tipos de 
reagentes. Um exemplo disso é a enzima amilase, que quebra as moléculas de 
amido, mas não é capaz de quebrar as moléculas da celulose, mesmo a celulose 
sendo semelhante à amilase (UCKO, 1992).
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REAÇÕES REVERSÍVEIS E EQUILIBRO 
Já sabemos que as reações químicas ocorrem quando há a colisão entre átomos e 
moléculas. Quando há esta colisão, com energia suficiente, ligações são desfeitas 
e novas ligações são formadas. Um exemplo deste processo ocorre na síntese da 
amônia, NH3, a partir do nitrogênio e hidrogênio. À medida que a quantidade 
de amônia formada aumenta, começa a ocorrer também uma reação inversa, ou 
seja, a amônia começa a se decompor em nitrogênio e hidrogênio, conforme a 
reação demonstrada a seguir. Quando isso ocorre, temos uma reação que é cha-
mada de reversível (UCKO, 1992).
N H NH2 2 33 2+
 →← 

reagentes produtos
direta
inversa
Os dois sentidos da seta indicam que há a ocorrência tanto da reação direta 
quanto da reação inversa.
A maioria das reações químicas existentes são reversíveis. De acordo com 
Ucko (1992, p. 138):
Se apenas os reagentes estão presentes no início de uma reação reversí-
vel, suas moléculas colidem entre si e reagem para formar um produto. 
Assim que a reação progride, cada vez mais moléculas do produto es-
tarão presentes. A menos que estas moléculas sejam removidas (como 
um gás ou um precipitado, por exemplo), elas, por sua vez, colidirão 
umas com as outras e algumas reagirão para produzir os reagentes no-
vamente. Eventualmente, a velocidade desta reação inversa ficará igual 
à velocidade da reação direta. Quando estas duas velocidades ficarem 
iguais, diz que a reação atingiu o equilíbrio.
Então, no equilíbrio químico, as reações diretas e inversas ocorrem em uma 
mesma taxa, e não há um saldo positivo novo da produção de produtos, ou seja, 
qualquer novo produto formado é compensado pela formação da mesma quan-
tidade de reagentes por meio da reação inversa (UCKO, 1992).
Velocidade de Reações Químicas e Equilibro Químico
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Quando a reação atinge o equilíbrio químico, aparentemente as reações se 
cessaram, pois as concentrações dos reagentes e produtos não se alteram. No 
entanto, as reações diretas e inversas estão ocorrendo, e nesta situação temos o 
chamado equilíbrio dinâmico. Um fato importante quando se atinge o equilí-
brio é que neste ponto, não necessariamente, a concentração dos reagentes é a 
mesma dos produtos. A única informação que podemos afirmar é que a veloci-
dade de formação dos reagentes é a mesma que a velocidade de formação dos 
produtos (UCKO, 1992).
Para mensurar até que ponto ocorre a formação dos produtos em uma rea-
ção reversível é preciso entender a constante de equilíbrio da reação, simbolizada 
por K. Para reações químicas em que a constante de equilíbrio é muito pequena, 
muito menores que 1, significa que haverá uma baixa produção de produto. Para 
grandes valores de K, a maior parte do reagente foi transformada em produto 
no equilíbrio. Um exemplo disso pode ser a reação da amônia que menciona-
mos acima. A 350°C, o valor do K para esta reação é 9,0, que indica que quando 
atingir o equilíbrio, uma grande parte do reagente foi transformada em molé-
cula do produto (UCKO, 1992).
Para uma reação genérica do tipo:
aA bB cC dD+ +
A constante de equilíbrio é calculada da seguinte forma:
K
C D
A B
c d
a b=
[ ] [ ]
[ ] [ ]
No caso do nosso exemplo da amônia, fica:
K
NH
N H
=
[ ]
[ ] [ ]
3
2
2
1
2
3
A constante de equilíbrio para grande parte das reações químicas é encontrada 
tabelada em handbooks e manuais diversos. Cabe a nós avaliarmos o valor das 
constantes para determinar se no equilíbrio teremos uma maior quantidade de 
reagentes ou produtos, ou seja, a direção da reação (BROWN et al., 2016).
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IIU N I D A D E96
Ainda, o valor da constante de equilíbrio depende dos coeficientes estequiométri-
cos e da concentração dos reagentes e produtos. A constante de equilíbrio não é alterada 
para diferentes valores de concentrações iniciais do reagente (BROWN et al., 2016).
De posse do valor destas constantes, e conhecendo a concentração de reagen-
tes, pode-se determinar, por exemplo, a concentração dos produtos no equilíbrio 
fazendo o uso de tal fórmula (BROWN et al., 2016).
Exemplo 10: O processo Haber é fundamental para a produção de fertilizantes, 
e assim sendo, é essencial para o fornecimento de alimentos ao mundo. Neste 
processo, o nitrogênio e hidrogênio reagem sob alta pressão e temperatura, na 
presença de um catalisador para formar a amônia:
N H NH2 2 33 2+ 
Considere o valor de Kp = ×
−1 45 10 5, , em uma temperatura de 500°C. Nestas 
condições, a pressão parcial do hidrogênio (que é uma medida de concentra-
ção), é 0,928 atm, e do nitrogênio, 0,432 atm. Qual a concentração ou pressão 
parcial da amônia dessa mistura em equilíbrio?
K
NH
N H
NH
NH
=
[ ]
[ ] [ ]
× =
[ ]
[ ] [ ]
[ ] =
−
3
2
2
1
2
3
5 3
2
1 3
3
2
1 45 10
0 432 0 928
5
,
, ,
,,
,
01 10
2 24 10
6
3
3
×
[ ] = ×
−
−NH atm
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FUNÇÕES INORGÂNICAS
Desde o século XVIII, os compostos químicos são classificados em dois gran-
des grupos, os compostos inorgânicos e os compostos orgânicos. Nessa primeira 
classificação, os compostos inorgânicos são aqueles originados a partir de mine-
rais; os compostos orgânicos, a partir de seres vivos. Hoje em dia a classificação 
nos dois grupos se dá de acordo com as características das substâncias, que se 
enquadram em um determinado rol de semelhanças. Dentre os compostos inor-
gânicos, os mais importantes são os ácidos, bases, sais e óxidos.
Cada uma das funções química apresentam propriedades que são semelhan-
tes entre si, que são chamadas de propriedades funcionais.
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ÁCIDOS
De acordo Arrhenius, os ácidos são os compostos que quando estão em solução 
aquosa passam por um processo denominado de ionização, liberando na solu-
ção o cátion H + , que é um íon com carga positiva (BIGATÃO, 2016). De acordo 
com a definição de Bronsted-Lowry, ácido é um doador de prótons H +, uma 
substância que pode transferir um próton para outra substância.
Este composto H + é simplesmente um próton, ou seja, um núcleo positivo 
de um átomo de hidrogênio que perdeu seu único elétron. Esta partícula reativa 
não existe, então, ela fica envolvida por moléculas de água, formando o H O3
+, 
conhecido como hidrônio, ou hidroxônio (UCKO, 1992). Neste livro, por sim-
plicidade, iremos tratar apenas como H +.
As soluçõesque contém ácido têm sabor azedo, como o vinagre (ácido acé-
tico) ou como o limão (ácido cítrico). Além disso, diversos dos ácidos são bastante 
oxidantes, ou seja, podem dissolver substâncias nas quais estão em contato, repre-
sentado um sério risco durante sua manipulação (UCKO, 1992).
Um exemplo desta função é o ácido clorídrico, HCl , que quando em solu-
ção aquosa, se dissocia e libera o cátion H + e o ânion Cl−. A característica mais 
comum para reconhecimento desta função inorgânica, ácidos, é a liberação no 
meio do cátion H + ou H O3
+, assim como exposto na equação (BIGATÃO, 2016):
HCl H O H Cl+ → ++ −2
Um outro exemplo, é o ácido nítrico, HNO3:
HNO H O H NO3 2 3+ → +
+ −
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Dissociação e Fórmula de Ácidos
Para fazermos a dissociação dos ácidos, basta entendermos a regra (BIGATÃO, 2016):
H+1X A
-x
1 H AXou seja:
Figura 3 – Processo de formação ou dissociação dos ácidos 
O subíndice do ânion passa a ser a carga do cátion e o subíndice do cátion passa 
a ser a carga do ânion. Vejamos em alguns exemplos:
 ■ No caso do HCl , como abaixo do H e do Cl não consta nenhum subín-
dice, logo, trata-se de 1, e as cargas parciais do cátion e ânion são +1 e 
-1, respectivamente.
 ■ No caso do HNO3, cuja reação foi descrita, poderíamos o reescrever 
como H NO3( ). O subíndice do hidrogênio é 1, que indica que a carga 
do ânion NO3( )
−
 será -1. Atenção, o 3 é o subíndice apenas do oxigê-
nio. Só temos um grupamento NO3( )
−
, portanto seu subíndice é 1, e a 
carga do hidrogênio é +1.
Vamos fazer mais um exemplo, o ácido sulfúrico, H SO2 4, que poderia ser 
reescrito como H SO2 4( ):
H SO H O H SO2 4 2 4
22+ → ++ −
Veja, o subíndice do hidrogênio é 2, indicando que a carga do ânion sulfato é 2-: 
SO4
2− . O subíndice do sulfato é 1, portanto a carga do cátion hidrogênio é 1+.
Classificação dos Ácidos
Os ácidos podem ser classificados de acordo com a quantidade de hidrogênios 
ionizáveis (liberados pela reação com água), quanto a presença de oxigênio, 
quanto ao grau de ionização e também em relação ao número de elementos 
constituintes (BIGATÃO, 2016).
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a. Número de hidrogênios ionizáveis
 ■ Monoácidos: no processo de ionização, a molécula libera apenas 1 
cátion H + . Ex: HCl , HNO3, HCN . 
 ■ Diácidos: no processo de ionização, a molécula libera 2 cátions H + . 
Ex: H SO2 4, H CrO2 4. 
 ■ Triácidos: no processo de ionização, a molécula libera 3 cátions H + . 
Ex: H PO3 4.
 ■ Tetrácidos: no processo de ionização, a molécula libera 4 cátions H +. 
Ex: H PO4 2 7, H SiO4 4.
 ■ Os ácidos com 4 ou mais hidrogênios ionizáveis são denominados 
poliácidos.
b. Quanto à presença ou ausência de oxigênio na molécula: 
 ■ Hidrácidos: não contêm oxigênio na sua constituição. Ex: 
HCl HCN H S, , 2 . 
 ■ Oxiácidos: apresenta oxigênio em sua constituição. Ex: H SO HNO2 4 3, .
c. Quanto ao grau de ionização:
Esta classificação trata da capacidade do ácido em liberar o seu cátion 
para o meio. Isso nem sempre acontece de forma integral, ou seja, parte 
do cátion é liberada na forma de H + , porém, a outra parte continua no 
formato molecular.
 ■ Ácidos fortes: o grau de ionização está entre 50% < a < 100%. Ex: 
H SO2 4 , HNO3, HClO4, HBr , HCl e HI , sendo estes, os únicos 
ácidos fortes existentes. 
 ■ Ácidos moderados: o grau de ionização está entre 5% < a < 50%. Ex: 
HF , H PO3 4.
 ■ Ácidos fracos: o grau de ionização é menor que 5%. Exemplo: HCN , 
H CO2 3.
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d. Quanto ao número de elementos que constituem o ácido:
 ■ Binários: apresentam dois elementos. Ex: HBr ,HCl , H S2 , HF .
 ■ Ternários: apresentam três elementos. Ex: H SO2 4, H PO3 4.
 ■ Quaternários: apresentam quatro elementos. Ex: HOCN , H Fe CN4 6( ) .
e. Nomenclatura dos ácidos.
A nomenclatura vai depender do tipo do ácido em questão (BIGATÂO, 2016, 
p. 66). É importante ter o conhecimento prévio do nome dos principais ânions 
para maior facilidade na nomenclatura dos ácidos.
a. Hidrácidos: o nome do ácido é escrito sempre com a terminação “ídrico”, 
da seguinte forma: Ácido + nome do ânion + ídrico. 
Ex: HBr– Ácido bromídrico; H S2 – Ácido sulfídrico; HF – Ácido 
Fluorídrico; HCN – Ácido cianídrico.
b. Oxiácidos: existem terminologias diferentes para este tipo de ácido:
b.1. Se o elemento forma apenas um oxiácido, usamos apenas a termina-
ção “ico”, da seguinte forma: Ácido + nome do ânion + ico.
Ex: H CO2 3 – Ácido carbônico; H BO3 3- ácido bórico, H MnO2 4– 
Ácido mangânico; H CrO2 4– Ácido crômico. 
b.2. Se o elemento forma dois oxiácidos, usamos a terminação “ico” para o 
oxiácido com maior número de oxidação e “oso” para o oxiácido com 
menor número de oxidação. 
Ex: 
 ■ H SO2 3– Ácido sulfuroso. - H SO2 4 – Ácido sulfúrico. 
 ■ HNO2– Ácido nitroso. - HNO3 - Ácido nítrico.
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b.3. Quando o elemento formar três ou quatro oxiácidos, a termina-
ção é alterada de acordo com o aumento do número de oxidação do 
elemento. Esse caso acontece com os elementos do grupo VIIA, da 
família dos halogênios. 
Ex: 
 ■ HClO - Ácido hipocloroso.
 ■ HClO2 - Ácido cloroso.
 ■ HClO3 - Ácido clórico.
 ■ HClO4 - Ácido perclórico.
BASES
Arrhenius definiu a base como sendo um eletrólito que em solução aquosa libera 
o ânion OH −, denominado como hidroxila, que é responsável pelas proprieda-
des comuns que existem entre todas as bases. Já de acordo com a definição de 
Bronsted-Lowry, as bases são receptoras de prótons (BIGATÃO, 2016, p. 67). 
Em geral, as bases têm sabor amargo e adstringente, como banana verde, e 
são escorregadias ao tato. As bases fortes são cáusticas, ou seja, podem correr 
materiais, inclusive o tecido vivo. Uma outra característica interessante é que 
elas são capazes de reagir com gorduras e óleos, por esse motivo, são úteis como 
agentes de limpeza (BIGATÃO, 2016, p. 67).
Exemplos de bases, são o hidróxido de potássio, hidróxido de cálcio e o 
hidróxido de alumínio, apresentados, respectivamente:
KOH H O K OH+ → ++ −2
Ca OH H O Ca OH( ) + → ++ −2 2
2 2
Al OH H O Al OH( ) + → ++ −3 2
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Na formação das bases temos um metal, que é o cátion, ligado a um ânion, que 
é a hidroxila OH − . Uma base que foge a esta regra é o hidróxido de amônio 
NH OH4 (BIGATÃO, 2016, p. 67).
Classificação das bases
Existem alguns parâmetros de classificação das bases (BIGATÃO, 2016, p. 67):
a. Quanto ao número de hidroxilas OH − :
 ■ Monobases: possuem apenas 1 hidroxila. Ex: KOH , NaOH , NH OH4 . 
 ■ Dibases: possuem 2 hidroxilas. Ex: Ca OH( )2, Mg OH( )2, Fe OH( )2. 
 ■ Tribases: possuem 3 hidroxilas. Ex: Al OH( )3 , Fe OH( )3.
 ■ Tetrabases: possuem 4 hidroxilas. Ex: Pb OH( )4, Sn OH( )4. 
b. Quanto ao grau de dissociação ou a força da base:
 ■ Bases fortes: quando a dissociação ocorre em taxas próximas a 100%. 
Pertencem a esse grupo as bases formadas por metais alcalinos (famí-
lia 1A) e metais alcalinos terrosos (família 2A). Ex: NaOH , KOH , 
Ca OH( )2, Ba OH( )2. A base Mg OH( )2 representa uma exceção, pois 
apesar do Mg pertencer a tal família, ela é uma base considerada fraca.
 ■ Bases fracas: quando ocorre a dissociação e ela é menor que 5%, ou 
seja, tratando-se de compostos moleculares com baixa solubilidade 
em água. São exemplos desse grupo as bases formadas pelos demais 
metais.Ex: NH OH4 , Al OH( )3.
c. Quanto à solubilidade:
 ■ Solúveis: formadas a partir dos metais alcalinos (família 1A). Ex: NaOH , 
KOH , NH OH4 . 
 ■ Pouco solúveis: formadas a partir dos metais alcalinos terrosos (famí-
lia 2A). Ex: Ca OH( )2, Mg OH( )2, Ba OH( )2.
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 ■ Praticamente insolúveis: demais bases. Ex: Fe OH( )3 , Al OH( )3, 
Pb OH( )4, Sn OH( )4.
Dissociação e Fórmula de Bases
As bases são formadas por um cátion (íon com carga opositiva), que é um metal 
ou a exceção NH4
+, ligado ao ânion hidroxila OH − . Durante a ligação, a carga 
positiva do cátion é neutralizada pela carga negativa total da hidroxila, como ocorre 
com o NaOH Na OH+ −( ); , ou com o Ca OH( )2 Ca OH2 2+ −( ); , entre outros. 
Para representação, vamos considerar o cátion com a letra B e carga (+y), pode-
mos formular uma base ou hidróxido da seguinte forma (BIGATÃO, 2016, p67):
B +Y1 (OH)
-1
Y B(OH)You seja:
Figura 4 – Processo de formação ou dissociação das bases 
Nomenclatura das Bases
De acordo com Bigatão (2016), a nomenclatura das bases é dada de acordo com 
alguns critérios, conforme segue:
a. Quando o elemento forma apenas uma base, o nome é dado da seguinte 
forma: Hidróxido de mais o nome do elemento (BIGATÃO, 2016, p. 67). 
Ex: NaOH - Hidróxido de sódio, Ca OH( )2 - Hidróxido de cálcio, 
NH OH4 - Hidróxido de amônio, Al OH( )3 - Hidróxido de alumínio.
b. Quando o elemento forma duas bases: o elemento apresenta números de 
oxidação distintos, então para o menor número de oxidação acrescenta-
mos o sufixo oso, e para o maior número de oxidação acrescentamos ico 
(BIGATÃO, 2016, p. 67).
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Ex:
Fe OH( )2 - Hidróxido ferroso ou Hidróxido de Ferro II.
Fe OH( )3 - Hidróxido férrico ou Hidróxido de Ferro III.
Sn OH( )2 - Hidróxido estanoso ou Hidróxido de Estanho II.
Sn OH( )4 - Hidróxido estânico ou Hidróxido de Estanho IV.
Sais
Ao misturar um ácido com uma base ocorre uma reação denominada de 
neutralização. Este nome é devido a capacidade de um composto neutralizar 
as propriedades do outro composto. O produto de uma reação de neutralização 
é um sal mais a água. Um exemplo típico de reação de neutralização é dado a 
seguir, na reação entre o ácido clorídrico e o hidróxido de sódio, formando o 
cloreto de sódio, um sal, conhecido popularmente como sal de cozinha mais 
água (BIGATÃO, 2016, p. 67): 
HCl NaOH NaCl H O+ → + 2
Conforme podemos verificar na reação, os sais tratam-se de compostos iônicos, 
por serem formados por meio de ligações iônicas.
Como exemplos de sais, podemos citar: KCl K Cl+ −

; ,
CaCO Ca CO3
2
3
2+ −


; , Al SO Al SO2 4 3
3
4
22 3( )  
+ −; .
A reação é dita de neutralização total quando todo o cátion H + do ácido reage
com a hidroxila OH − da base. Neste caso temos a formação de um sal neutro,
ou seja, que não possui nem caráter ácido, nem básico (BIGATÃO, 2016, p. 67).
Na tabela a seguir temos alguns exemplos de neutralização total:
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Tabela 3 – Neutralização total entre ácido e base
NaCl H2OOH
Ácido Sal normal Água
Na H Cl
OHNa H O HOHNa+ -O
OHNa H O
OHNa H O
Na+ -O
Na+ -O
P O HOH
HOH
3 H2O
HOH
2 H2O
HOH
P O
Abreviadamente:
3 NaOH H3PO4 Na3PO4
Ca2+
NO3-
NO3-
Ca3(NO3)2
Ca
OH H NO3
OH H NO3
Abreviadamente:
Ca(OH)2 2 HNO3
Base
Fonte: Feltre (2004).
Classificação dos Sais
De acordo com Bigatão (2016, p. 73), os sais podem ser classificados, como:
a. Quanto a natureza:
 ■ Sais neutros: resultam da neutralização total do ácido com a base. Na 
formulação não aparecem os íons H + e OH − . Ex: cloreto de sódio, 
NaCl , carbonato de potássio, K CO2 3, cloreto de cálcio, CaCl2, sul-
fato de alumínio Al SO2 4 3( ) .
 ■ Hidrogeno-sal ou sal ácido: resultam da neutralização parcial de seu 
ácido de origem. Apresentam em sua estrutura o cátion H + . Ex: 
NaHSO Na H SO4 4
2 + + −( ) , ou monohidrogenossulfato de sódio, 
NaH PO Na H PO2 4 4
32 + + −( ) ou dihidrogenofosfato de sódio.
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■ Hidroxi-sal ou sal básico: resultam da neutralização parcial de sua
base de origem. Apresentam a hidroxila OH − em sua formulação. Ex:
Ca OH NO Ca OH NO( ) ( )+ − −3 2 3 ou nitrato monobásico de cálcio,
Al OH Cl Al OH Cl( ) ( )+ − −2 3 2 ou cloreto monobásico de alumínio.
b. Quanto ao número de elementos:
■ Binários: sais que possuem apenas 2 elementos. Ex: CaCl KBr NaCl2 , , .
■ Ternários: sais que possuem 3 elementos. Ex: CaSO K CO CaClBr4 2 3, , .
■ Quaternários: sais que possuem 4 elementos. Ex: KNaSO NaCNO4 , .
Fórmula dos Sais
Os sais são provenientes de um cátion By+ que é oriundo da base e o ânion
Ax− que é proveniente do ácido (BIGATÃO, 2016, p. 67):
B +yX A
-x
Y
Figura 5 – Processo de formação dos sais
Os exemplos na figura a seguir demonstram o exposto na figura anterior:
Ca2+1 (NO3)
1-
2 Ca(NO3) 2ou
Na1+3 (PO4)
3-
1 Na3PO4ou
Ca1+2
3
(SO4)2-2
1
CaSO4ou
Figura 6 – Processo de formação dos sais 
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
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Nomenclatura dos Sais
Para De Boni e Goldani (2007), o nome do sal é originado a partir do ácido e 
da base que lhe formou, utilizando-se da seguinte regra: 
Nome do sal = Nome do ânion + de + Nome do cátion.
Para descobrirmos o nome do ânion, podemos utilizar a regra do quadro:
Quadro 1 – Regra para nomenclaturas do ânion 
NOME DO ÁCIDO NOME DO ÂNION EXEMPLOS
Elemento + ídrico Elemento + eto
HCI - ácido clorídrico; CI- - ânion cloreto;
HF - ácido fluorídrico; F- - ânion fluoreto.
Elemento + oso Elemento + ito HNO2 - ácido nitroso; NO2
- - ânion nitrito; 
H2SO3 - ácido sulfuroso, SO3
2- - ânion sulfeto
Elemento + ico Elemento + ato HNO3 - ácido nítrico; NO3
- - ânion nitrato; 
H2SO4 - ácido sulfúrico; SO4
2- - ânion sulfato
Fonte: Bigatão (2016, p. 75). 
Já em termos do cátion, seu nome é originado a partir da base que originou o 
sal. Ex: NaCl - cátion Na+ (sódio); KBr - cátion K + (potássio).
Quando misturamos um ácido com uma base, o nome originado vai depender 
do ácido e da base. Vamos entender isso com os exemplos que seguem a seguir:
■ HCl (ácido clorídrico) + KOH (hidróxido de potássio) → KCl (clo-
reto de potássio) + H O2 (água).
■ HNO2 (ácido nitroso) + NaOH (hidróxido de sódio) → NaNO2 (nitrito 
de sódio) + H O2 (água).
■ H SO2 4 (ácido sulfúrico) + Ca OH( )2 (hidróxido de cálcio) → CaSO4
(sulfato de cálcio) + 2 2H O (água).
Soluções, Concentrações, Diluições
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Em nosso organismo pode ocorrer uma reação de neutralização. Nosso estô-
mago produz diariamente o suco gástrico, uma solução ácida que contém áci-
do clorídrico (HCl ). Se adquirirmos doenças estomacais, tais como gastrite, 
produzimos suco gástrico em excesso, causando o sintoma conhecido como 
azia. Os medicamentos indicados para o tratamento dessa doença possuem 
formulações com bases fracas. Um deles é o leite de magnésia, cujo principal 
constituinte é o hidróxido de magnésio (Mg OH( )2 ). Ao ingerir o medica-
mento, a base presente no leite de magnésia neutraliza o ácido em excesso 
presente no suco gástrico, reduzindo os efeitos da acidez gástrica.
Fonte: Bigatão (2016, p. 71).
SOLUÇÕES, CONCENTRAÇÕES, DILUIÇÕES
As soluções com concentrações conhecidas são importantes emdiversas áreas. 
Por exemplo, para a lavagem de equipamentos em que há a manipulação de ali-
mentos, necessitamos de detergente alcalino clorado, com 130 ppm de cloro, para 
sanitização de uma solução de 25 ppm de iodo, entre outros procedimentos. Em 
laboratórios e indústrias de transformação, na maioria das reações químicas, 
devemos saber a concentração inicial para que possamos identificar a quanti-
dade real de reagentes que ali estão presentes para promover uma determinada 
reação (GODOI, 2017, p. 216).
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
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SOLUÇÕES
A definição de uma solução é uma mistura homogênea de um soluto (substân-
cia sendo dissolvida) em um solvente (substância que efetua a dissolução). O 
soluto, a fase dispersa, é aquele que está em menor quantidade. O solvente é o 
dispersante, é o composto que está em maior proporção. A concentração de uma 
solução é expressa entre a relação da quantidade de soluto e a quantidade de sol-
vente (ou solução) (TRINDADE et al., 2016; GODOI, 2017, p. 216).
As soluções podem ser encontradas em quaisquer dos três estados físicos: 
sólido, líquido ou gasoso (LENZI et al., 2015). Como exemplo de uma solução 
gasosa, podemos citar o ar, que é uma mistura de nitrogênio, oxigênio e quantida-
des menores de outros gases. Quanto às soluções sólidas, temos as ligas metálicas 
como o “níquel” das moedas (25% Ni, 75% Cu). Como exemplo de solução líquida, 
podemos citar água com açúcar ou água com etanol (GODOI, 2017, p. 216).
CONCENTRAÇÃO
A solução entendemos que é a mistura homogênea entre soluto e solvente. O 
termo concentração trata da quantificação deste soluto presente na solução.
Para entendermos melhor o que é a concentração, a definição de soluto, 
solvente e solução, vamos pensar em um exemplo de solução que preparamos 
dissolvendo 2 g do sal de cozinha (NaCl) e completamos/dissolvemos em até 1 
litro de água. Assim, dissolvendo este sal na água, obtemos uma mistura homogê-
nea entre o soluto (sal) e o solvente (água). Dizemos que a concentração de uma 
solução é a relação entre a quantidade do soluto (que seria o sal de cozinha) e a 
quantidade de solvente (quantidade de água) ou a quantidade de solução (que é 
a quantidade do soluto mais a quantidade do solvente) (GODOI, 2017, p. 216). 
De uma maneira mais genérica, concentração é a razão entre a quantidade 
de soluto pela quantidade de solvente ou pela quantidade de solução (LENZI et 
al., 2015), conforme a equação a seguir (GODOI, 2017, p. 216):
Concentração = quantidade de soluto
quantidade de solvente
Soluções, Concentrações, Diluições
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Concentração = quantidade de soluto
quantidade de solução
A IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) recomenda a utili-
zação do mol para representar a quantidade de matéria. No entanto, na prática, 
a quantidade de matéria de um determinado composto continua a ser medido 
por sua massa, volume, entre outros. Em virtude do uso de diferentes unidades, 
apresentaremos, a seguir, os principais tipos de concentração. Alguns dos nomes 
estão em desuso (apenas o nome, não as unidades), como é o caso da molari-
dade (GODOI, 2017, p. 216). 
Concentração Comum (C)
A concentração comum relaciona a massa do soluto (m1) e o volume da solução 
(V), dado de acordo com a expressão a seguir:
C m
V
=
A unidade usualmente utilizada é g/L – isso quando a massa do soluto estiver em 
gramas e o volume estiver em litros (L) (LENZI et al., 2015; GODOI, 2017, p. 216). 
Se temos uma solução com concentração de 2g/L, isso quer dizer que a cada 
litro da solução temos 2g do soluto.
Concentração Molar (M) ou em Quantidade de Matéria (molaridade)
Provavelmente, é a unidade de concentração mais usada em soluções aquosas. 
Relaciona o número de mol do soluto (n) e o volume da solução (V) (RUSSEL, 
1994), dado de acordo com a expressão a seguir (GODOI, 2017, p. 216):
M n
V
=
A quantidade de matéria (n1) é dada em mol e o volume na unidade litro (L).
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Título em Massa (T)
Também conhecida como percentagem em massa, ou massa percentual (RUSSEL, 
1994), relaciona a massa do soluto (m1) com a massa da solução (m), como na 
expressão a seguir (GODOI, 2017, p. 216):
T m
mM
= 1
Essa relação não apresenta unidade de medida por se tratar de uma divisão de 
massas com a mesma unidade, ou seja, anulam-se. 
Exemplo 11: Tem-se uma solução de NaCl a 2% em massa. O que isso quer dizer?
Significa que em 1 quilograma da solução, temos 0,02 quilogramas de NaCl, ou seja:
T kgNaCl
kg NaCl H OM
=
+( )
= × =
0 02
1
0 02 100 2
2
, , %
No exemplo, multiplicamos por 100 para obter a percentagem.
No título em massa, como a massa da solução, é resultante da soma da massa 
do soluto (m1) e a massa do solvente (m2), podemos reescrever a fórmula da 
seguinte maneira:
T m
m mM
=
+
1
1 2
PPM
Essa forma de expressar a concentração é utilizada quando a relação entre a quan-
tidade de soluto e a quantidade de solução é muito pequena. A expressão ppm 
significa partes por milhão, ou seja, uma parte do soluto disperso em um milhão 
de partes da solução. Outros nomes podem ser utilizados, como ppb (parte por 
bilhão), ppt (partes por trilhão) (LENZI et al., 2015; GODOI, 2017, p. 216). 
A expressão é:
ppm parte
partes
=
1
1 000 000. .
Soluções, Concentrações, Diluições
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Também não apresenta unidades de medida por se tratar de uma divisão entre 
números que possuem a mesma unidade. 
Exemplo 12: detergente alcalino clorado, com 130 ppm de cloro, temos 130 par-
tes de cloro em uma milhão de partes de solução. As partes mencionadas podem 
ser: 130 gramas de cloro em 1.000.000 de gramas da solução.
O termo ppm é bastante empregado na indústria de forma geral, então bas-
tante atenção! Um outro exemplo, se for mencionado que a quantidade máxima 
permitida de chumbo nas águas de abastecimento público é de 0,015 ppm, isso 
significa que são 0,015 g ou 15 mg de chumbo em 1 milhão de gramas de solu-
ção. Veja que trabalhamos apenas com os prefixos dos números, que já estudamos 
(GODOI, 2017, p.217).
Exemplo 13: Foi necessário o preparo de diversas soluções de hidróxido de sódio 
(NaOH ) em um laboratório de química. Sobre o conceito de soluções, responda 
as assertivas a seguir:
a. Determine a concentração comum de uma solução que contém 4,0 g de 
NaOH dissolvidos em 500 ml de solução.
Transformando ml para litros:
 
 
1 1000L ml
X
− − − − − − − − − −
− − − −− − − − − − −
=
=
= = =
 
 
 
 
500
500
1000
0 5
4 0
0 5
8 01
ml
X
X l
C m
V
g
l
g
,
,
,
, ll
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b. Se for necessário o preparo de 300 ml de uma solução de hidróxido de 
sódio com a concentração de 5 g/L, qual será a massa necessária de soluto?
1 1000
300
300
1000
0 3
 
 
 
L ml
X ml
X l
− − − − − − − − − −
− − − − − − − − − −
= = ,
CC m
V
g l m
l
m g l l 
 m =1,5g NaOH
= → = → = ( )×( )
,
,1 1 1
1
5
0 3
5 0 3
c. Determine o volume necessário de uma solução aquosa com concentra-
ção de 240g/l de NaOH que contém 1 mol dessa substância? Dados: 
MM g molNaOH = 40 .
Veja, pela massa molar, 1 mol de NaOH contém 40g de mols de NaOH , 
ou seja, utilizando-se a concentração comum:
240 1000
40
166 7
g ml
g X
X ml
− − − − − − − − −
− − − − − − − − − −
=
 
 
 ,
Diluições
A palavra diluição é usada quando uma solução pode ser mais diluída pela adi-
ção demais solvente (RUSSEL, 1994). Em grande parte dos casos práticos, não 
temos uma substância pura para o preparo de uma solução. Temos uma solução 
com alta pureza ou concentração, chamada de solução estoque; e para o preparo 
de soluções com concentrações mais baixas, deve ser adicionada água, no pro-
cesso de diluição (BROWN et al., 2016; GODOI, 2017, p. 216). 
O ácido sulfúrico, por exemplo, é comumente comercializado em frascos de 
soluções concentradas com título de 96% (96 cg/g). Para relembrar, o título de 
96% em massa significa: 96 centigramas de ácido sulfúrico em 1 grama de solu-
ção ou, ainda, 0,96 gramas de ácido sulfúrico em 1 grama de solução (água mais 
ácido) (BROWN et al., 2016; GODOI, 2017, p. 216).
Soluções, Concentrações, Diluições
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A técnica da diluição nada mais é do que pegarmos um volume dessa solu-
ção concentrada que será misturada com um volume de água, a fim de diluir 
essa solução. Por exemplo, temos um copo com 30 gramas de sal dissolvido em 
água, se pegarmos um pequeno volume desse copo e colocarmos em outro copo, 
completando com água, essa nova mistura estará menos salgada, pois efetua-
mos uma diluição.
A fórmula da diluição é (BROWN et al., 2016; GODOI, 2017, p. 216):
C V C Vi i f f× = ×
Em que Ci é a concentração da solução inicial (mais concentrada), Vi é volume inicial 
que tem que ser utilizado dessa solução para o preparo de uma solução diluída, C f 
a concentração final desejada e Vf o volume final desejado (BROWN et al., 2017).
Exemplo 14: Qual o volume necessário de solução de ácido sulfúrico (H SO2 4) 
com concentração de 1766,33 g/l são necessários para preparar 250 mL de uma 
solução de ácido sulfúrico com a concentração de 150 g/l?
Para fazer essa diluição, devemos pegar uma alíquota dessa solução concen-
trada para diluir em água e produzir a nova solução.
Os dados que temos até o momento:
 ■ Concentração solução estoque (inicial): 1766,33 g/l
 ■ Volume da solução comercial (inicial): desconhecido
 ■ Concentração desejada (final): 150 g/l
 ■ Volume desejado (final): 250 ml
Substituímos esses dados na fórmula da diluição:
C V C V
V
V mL
i i f f
i
i
× = ×
× = ×
=
1766 33 150 250
21 23
,
,
Resumindo: para preparar 250 ml de solução de ácido sulfúrico, com concentração 
de 150 g/l, devemos separar 21,23 ml da solução de ácido sulfúrico concentrada 
(1766,33 ml), que deve ser diluída até o volume de 250 ml.
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
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CONSIDERAÇÕES FINAIS
E assim, aluno(a), vamos chegando ao fim de mais uma unidade. Desta vez, 
conseguimos verificar as transformações que a matéria sofre. Percebemos que 
essas transformações químicas são capazes de transformar a estrutura da maté-
ria e produzir novos compostos, que ocorrem por meio das reações químicas, 
e são capazes de produzir produtos de interesse comercial, farmacêutico, entre 
outros. Além disso, pudemos vislumbrar algumas evidências da ocorrência das 
transformações químicas. 
Entendemos ainda como balancear as equações químicas e que o correto 
balanceamento nos permite estimar a quantidade de reagentes consumidos, e 
de produtos que são formados, demonstrando alguns tipos especiais de reações 
conhecidas no campo da química.
Estudamos ainda os conceitos relacionados à velocidade das reações quími-
cas, que possuem fatores que interferem na sua velocidade, nos possibilitando 
acelerar ou desacelerar determinada reação.
Ainda, nesta unidade, conceituamos importantes funções inorgânicas pre-
sentes na química, tais como os ácidos, bases e sais. Percebemos que os elementos 
que constituem estas funções possuem características semelhantes entre si, que 
permite sua classificação de acordo com suas características. Vimos também a 
reação de neutralização entre um ácido e uma base, capaz de produzir uma nova 
função inorgânica, os sais.
Por fim, estudamos os conceitos de soluções. Entendemos que uma solu-
ção possui uma quantidade finita de reagentes presentes, nos tornado capazes 
de estimar esta quantidade. Ainda, verificamos como diluir soluções com altas 
concentrações, que a depender do composto, se utilizada em altas concentra-
ções, pode gerar riscos à saúde e ao meio ambiente, justificando sua diluição.
Na próxima unidade entraremos no campo das funções orgânicas, que assim 
como as funções inorgânicas, têm características comuns que nos permite clas-
sificar em um mesmo grupo. Preparados?
117 
1. A seguir é apresentado uma reação química industrial não balanceada utiliza-
da para a produção do sulfato de sódio Na SO2 4 . Trata-se de uma reação do 
tipo ácido-base, também conhecida como reação de neutralização.
NaOH H SO Na SO H O+ → +2 4 2 4 2
É desejado a produção de 335,00 kg de sulfato de sódio por hora. Calcule a 
quantidade de mols por dia de hidróxido de sódioNaOH e ácido sulfúrico 
H SO2 4 que deverão ser utilizados para essa produção.
Dados:
MM (Na SO2 4) = 142,04 g/mol.
MM (NaOH ) = 40,0 g/mol.
MM (H SO2 4) = 98,0 g/mol.
2. O hidrogênio gasoso é posto em contato com o iodo também na fase gasosa 
para formar o ácido iodídrico ou iodeto de hidrogênio, de acordo com a reação 
química não balanceada:
H I HIg g g2 2( ) ( ) ( )+ →
Se 1 mol do hidrogênio é posto inicialmente em contato com 1 mol de iodo, 
em uma temperatura de 500°C, qual será a concentração molar do iodeto de 
hidrogênio formado no equilíbrio? Dados: Kc = 49 .
a) 2,31.
b) 5,42.
c) 1,56.
d) 3,29.
e) 4,32.
118 
3. A água, conhecida como solvente universal, está presente em diversas reações 
químicas. Sua aplicação é desde solvente, empregada para dissolução de com-
postos até mesmo como reagente, quando participada da reação. A seguir temos 
listados algumas reações químicas em que a água é empregada como reagente:
I. HNO H O NO H O2 2 2 3� �
�+ → + + .
II. NH H O NH OH3 2 4�
� �+ → ++ .
III. O H O OH OH2 2
� � ��� �+ → + .
De acordo com as teorias de Brönsted-Lowry sobre as classificações de ácidos 
e de bases, a correta classificação de I, II e III é:
a) Base, base e ácido.
b) Base, ácido e ácido.
c) Base, ácido e base.
d) Ácido, base e ácido.
e) Ácido, base e base.
4. As reações de neutralização são importantes no campo da química, pois são 
capazes de neutralizar os efeitos ácidos e básicos das funções destes elemen-
tos. Em acidentes envolvendo ácidos corrosivos, em alguns casos são utilizados 
alguma base específica para produzir a neutralização, produzindo um sal de 
caráter neutro e menos agressivo.
A seguir são apresentados elementos ácidos e básicos pertencentes entre os 
reagentes. Escreva a equação de neutralização balanceada e informe o nome 
do sal formado.
a) HNO KOHaq aq3( ) ( )+ .
b) HCl Ca OHaq aq( ) ( )+ ( )� 2 . 
c) H SO NaOHaq aq2 4( ) ( )+ .
d) H SO Mg OHaq aq2 4 2( ) ( )+ ( ) . 
e) H PO Ba OHaq aq3 4 2( ) ( )+ ( ) .
119 
5. No processo de tratamento de água há um processo denominado de fluore-
tação, que é uma tecnologia de saúde pública utilizada para a prevenção da 
cárie. Neste processo é adicionado a água uma determinada quantidade do 
íon fluoreto. 
Em uma determinada rede de abastecimento de água foi identificado a con-
centração de íons fluoretos de 5 0 10 -5, · mol l . Se um indivíduo ingerir 3,0 
litros dessa água no dia, qual será a massa de fluoreto (mg), que foi ingerida?
Dados: (massa molar do fluoreto: 19,0 g/mol)
a) 0,95.
b) 1,35.
c) 2,85.
d) 5,75.
e) 15,5.
120 
A IMPORTÂNCIA DOS PROCEDIMENTOS OPERACIONAIS PADRÃO (POPS) 
PARA OS CENTROS DE PESQUISA CLÍNICA
Os Procedimentos Operacionais Padrão (POPs) são instruções detalhadas descritas para 
alcançar a uniformidade na execução de uma função específica. Basicamente, a impor-
tância do estabelecimento de POPs em um Centro de Pesquisa reside em: melhor prepa-
ro na condução deestudos, harmonização dos processos em pesquisa no Centro de Pes-
quisa, treinamentos, profissionalismo, credibilidade e garantia da qualidade por meio da 
padronização e da rastreabilidade do processo em auditorias e inspeções.
A Instrução Normativa no 4 da Agência Nacional de Vigilância Sanitária (Anvisa) dispõe 
sobre o Guia de Inspeção em Boas Práticas Clínicas (BPC) no qual lista alguns POPs que 
serão exigidos durante a inspeção do estudo clínico no Centro de Pesquisa.
Cada uma das etapas de elaboração do POP deverá ter a participação da equipe envol-
vida, que poderá avaliar e validar seus procedimentos, e, se necessário, contratar pessoal 
especializado para esta função. Nesses casos, é importante que a equipe detenha o co-
nhecimento do setor e interaja com o grupo do centro, conhecendo cada um dos seus 
processos e discutindo cada novo POP elaborado.
O POP deve ser escrito de forma detalhada para a obtenção da uniformidade, seja na 
produção ou na prestação de um serviço. Cada documento deverá fazer parte de uma 
relação-padrão. Alguns itens devem estar contemplados em seu formato, tais como: cabe-
çalho contendo o tipo do documento, título, código, logotipo da empresa ou instituição, 
área responsável, responsáveis, datas da elaboração, aprovação e autorização, objetivos, 
campo de aplicação, abrangência ou aplicabilidade, responsabilidades, abreviações, defi-
nições, descrição dos procedimentos, referências e anexos. A paginação, a versão e o nú-
mero da última revisão podem estar no rodapé. O acesso aos POPs, quer em papel ou em 
formato eletrônico, deve ser controlado e limitado aos seus usuários, e eventuais revisões 
e atualizações devem ser devidamente aprovadas antes da implementação.
O processo de inspeção pela Anvisa será composto pelas seguintes etapas: comunica-
ção da inspeção ao patrocinador/organizações representativas de pesquisa clínica e 
investigador principal do estudo clínico, reunião de abertura, entrevista com a equipe 
do estudo, visita às instalações, análise documental e reunião de fechamento. Na eta-
pa de análise documental será checada a disponibilidade dos documentos essenciais 
nas fases do estudo clínico. Entre eles, diversos POPs são requeridos. Dependendo do 
relatório da inspeção e da manifestação do patrocinador, a Anvisa poderá declarar no 
Parecer Final da Inspeção que o estudo está ou não sendo conduzido de acordo com as 
121 
BPCs. Em casos de não conformidade, poderá determinar a interrupção temporária da 
pesquisa, a suspensão das atividades de pesquisa clínica do investigador envolvido ou 
mesmo o cancelamento definitivo de uma pesquisa clínica no Centro em questão ou em 
todos os Centros no Brasil. Concluímos que a elaboração e a aderência de POPs por meio 
de treinamentos são essenciais para garantir a qualidade e a uniformidade de todos os 
processos envolvidos na condução de estudos, devendo os Centros de Pesquisa Clínica 
preparar seus serviços com a elaboração destes POPs, que serão exigidos durante as 
inspeções da Anvisa.
Fonte: Barbosa et al. (2011, on-line)1.
MATERIAL COMPLEMENTAR
Química Geral e Experimental
Ervin Lenzi, Luzia Otilia Bortolli Favero, Aloísio Sueo Tanaka, Evilásio de 
Almeida Vianna Filho, Manoel Jacó Garcia Gimmenes 
Editora: Freitas Bastos
Sinopse: esta obra foi elaborada por uma equipe de professores universitários, 
mestres e doutores, que ministram essa matéria há vários anos no 1º ano de 
vários cursos: Química, Engenharia Química, Zootecnia, Farmácia, Bioquímica, 
Agronomia, Biologia etc. O livro é feito em unidades didáticas, de forma a facilitar a atividade 
acadêmica e tem como ênfase a relação entre a teoria e a prática. Obra verdadeiramente inovadora 
e sem paralelo no Brasil. 
Texto apresentado em 27 unidades, dos quais 7 tratam da introdução do aluno(a) ao laboratório 
e a obtenção de medidas com caráter científico, 2 orientam na preparação e calibração da 
instrumentação, 3 ensinam as técnicas de obtenção, separação e purificação de substâncias, 2 
evidenciam a forma de determinação de propriedades das substâncias, 3 apresentam os princípios 
de Química Analítica, preparação de soluções padrões e padronização, 3 orientam para o estudo da 
reação química, 4 são destinadas ao estudo do equilíbrio químico, 1 ao estudo da cinética química, 
1 ao estudo da termoquímica, e 1 ao estudo da eletroquímica.
A seguir, temos um vídeo bastante interessante, do Manual do Mundo, que traz algumas transformações 
químicas, tais como a combustão do magnésio metálico, uma reação do permanganato de potássio 
(KMnO4) com a glicerina (C3H5(OH)3), uma outra do carbeto de cálcio (CaC2) com a água (H2O), 
entre outras reações. Nestes casos visualizamos a formação de novos compostos, que caracteriza a 
ocorrência de uma transformação química. Vamos acompanhar? 
Web: https://www.youtube.com/watch?v=OpO7541XQwo.
https://www.youtube.com/watch?v=OpO7541XQwo
REFERÊNCIAS
BIGATÃO, D. M. M. M. Química Geral e Inorgânica. Maringá: Unicesumar, 2016.
BROWN T. L.; LEMAY JUNIOR. H. E.; BURSTEN B. E.; MURPHY C. J.; WOODWARD P. M.; 
STOLTZFUS M. W. Química: a ciência central. 13. ed. Rio de Janeiro: Pearson, 2016.
DE BONI, L. A. B.; GOLDANI, E. Introdução Clássica a Química Geral. Porto Alegre: 
Ed. Tchê Química Cons. Educ. LTDA, 2007.
FELTRE, R. Química - Volume 1. Química Geral. 6. ed. São Paulo: Editora Moderna, 2004.
GODOI, T. B. Química experimental. Maringá: Unicesumar, 2017.
LENZI, E. et al. Química Geral Experimental. Rio de Janeiro: F. Bastos, 2015.
RUSSELL, J. B. Química Geral. São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 1994.
TRINDADE, D. F. et al. Química Básica Experimental. São Paulo: Ícone, 2016.
UCKO, D. A. Química: para as ciências da saúde. 2. ed. Barueri: Editora Manole LTDA, 1992.
REFERÊNCIA ON-LINE
1 Em: <http://www.scielo.br/pdf/ramb/v57n2/v57n2a07>. Acesso em: 07 jun. 2019. 
123
http://www.scielo.br/pdf/ramb/v57n2/v57n2a07
GABARITO
1. Primeiro, devemos converter 335,0 kg /hora de sulfato de sódio nas unidades de 
mol/hora, para isso, utilizamos a massa molar:
( )
− − − − − − − −
− − − − − − − − −g N O m142 04 1
335000
2 4
2 4
a S ol
g Na SO( ) − −
= ( ). ,
X
X mol Na SO por hora 2 358 49 2 4
Em seguida, devemos balancear equação, pelo método das tentativas, conforme 
demonstrado a equação balanceada:
2 22 4 2 4 2NaOH H SO Na SO H O+ → +
Então, pela estequiometria da reação, devemos calcular o número de mols de 
hidróxido de sódio e ácido sulfúrico:
− − − − − − − −
− − − − − − − −
− − − − − − − −
1 2
2 358
2 4 mol Na SO mol de NaOH
. ,
− − − − − − − −
449
4716 98
1
2 4 
 
mol h Na SO X
X mol NaOH por hora,=
 mol Na SO mol de H SO2 4 2 41
2 358. ,449
2358 49
2 4
2
 
 
mol h Na SO X
X mol por hora de H,= SSO4
Obtemos a quantidade por hora, mas nos foi solicitado a quantidade por dia, 
que por meio de uma regra de três, calculamos facilmente: 
− − − − −
− − − − −
− − − − −4716 98 1 mol NaOH hora
X
. , /
,
=
 
 
 
24
113 207 52
2358 49
h
X mol dia de NaOH
mool de H SO hora
X
 2 4 1− − − − −
. , /=
 
 
24
56 603 76 2 4
h
X mol dia de H SO
GABARITO
GABARITO
125
2. C. 
Temos a concentração inicial, mas desejamos a concentração no equilíbrio. Nes-
te caso, montamos uma tabela para facilitar nosso raciocínio (obs: é necessária 
balancear a equação química anteriormente): 
H2 + I2 → 2HI
Antes da reação 1 mol 1 mol 0 mol
Reação x mol x mols 2x mols
Após o equilíbrio 1-x mol 1-x mols 2x mols
Veja, não sabemos o quanto reagiu, pois se há uma constante de equilíbrio, isso 
quer dizer que a reação não ocorre a uma taxa de 100%. Então, como não sabe-
mos a quantidade que reage, chamamos de “x”. Em relação aos reagentes com 
coeficiente estequiométrico 1, temos apenas 1x, e em relação ao produto, coefi-
ciente estequiométrico 2, forma 2x.
Agora, inserimos estes valores na fórmula da constante do equilíbrio:
x x
x x
K
HI
H I
x
x x
=
=
− −
[ ]
×
( )
( )×( )
[ ] [ ]
2
2 2
2
1 1
49
2
1 1
49 ==
+=
=
,
,
4
1 2
45 98 49 0
1 4
0 78
2
2
2
1
2
x
x mol l
x
 
 
mmol l
+ =−
Veja, o primeiro resultado (1,4) não tem sentido físico, pois se tínhamos 1 mol no 
início, é impossível reagir uma quantidade maior que 1 dos reagentes. Portanto, 
o segundo resultado é mais plausível.
Mas ainda não obtivemos a resposta, a concentração no equilíbrio de HI confor-
me consta em nossa tabela é 2x, ou seja, 2x0,78 = 1,56mol/l.
GABARITO
3. E.
O primeiro item não estão correto porque o elemento é classificado como um 
ácido de Arrhenius se na reação produzir o hidrônio (H O3
+ ) ou ( H + ). Os de-
mais itens apresentam a hidroxila (OH − ), caracterizando uma base.
4. 
HNO KOH KNO H Oaq aq aq l3 3 2( ) ( )+ → + ( ) ( ) - Nitrato de potássio
2 22 2 2HCl Ca OH CaCl H Oaq aq aq l( ) ( )+ → +( ) ( ) ( ) - Cloreto de cálcio
H SO NaOH Na SO H Oaq aq aq l2 4 2 4 22( ) ( )+ → + 2 ( ) ( ) - Sulfato de sódio
H SO Mg OH MgSO H Oaq aq aq l2 4 2 4 22( ) ( )+ → +( ) ( ) ( ) - Sulfato de magnésio
2 63 4 2 3 4 2 2H PO Ba OH Ba PO H Oaq aq aq l( ) ( )+ +( ) → ( ) 3 ( ) ( ) - Fosfato de bário.
5. C. 
Temos que a concentração é de 5 0 10 5, · mol l , ou seja:
5 10 1
3
15 1
5×
= ×
− mol L
X L
X
 ---------- 
 ---------- 
00 5 2− −mol F 
Pela massa molar (19,0 g/mol), descobrimos a massa em gramas:
19 1
15 10
2 85 10
5
3
g mol
X mol
X g F
 ---------- 
 ---------- 
 
×
= ×
−
−, 22 22 85− −= , mg F 
ANOTAÇÕES
127
U
N
ID
A
D
E III
Professora Dra. Paola dos Santos Gaschi Marques
Professor Me. Thiago Baldasso de Godoi
FUNÇÕES ORGÂNICAS
Objetivos de Aprendizagem
 ■ Conhecer os compostos químicos quanto a sua função química.
 ■ Compreender a importância química das diversas funções apresentadas. 
 ■ Aprender a aplicação de diversos compostos em nosso dia a dia.
Plano de Estudo
A seguir, apresentam-se os tópicos que você estudará nesta unidade:
 ■ Funções Orgânicas
 ■ Importância dos grupos funcionais de cada função orgânica
 ■ Aplicações das funções orgânicas no cotidiano
INTRODUÇÃO
Caro(a) aluno(a), iniciaremos nosso estudo sobre a química orgânica, contem-
plando as funções orgânicas e seus aspectos mais relevantes. A classificação das 
funções orgânicas é fundamental para diferenciar o comportamento que existe 
entre elas para serem utilizadas e identificadas no dia a dia.
O carbono é um elemento químico tão importante que existe um ramo da 
ciência específico para estudá-lo: a química orgânica. Desde antes de Cristo, a 
humanidade já utilizava em sua rotina muitos compostos orgânicos que estão 
presentes, por exemplo, na fabricação de bebidas alcoólicas, vinagre e corantes. 
Atualmente, estes compostos continuam presentes em nosso cotidiano e 
outros compostos mais complexos foram descobertos por pesquisadores, como 
os remédios, hormônios, proteínas e vitaminas que possuem em sua fórmula quí-
mica estrutural alguns compostos orgânicos que serão estudados neste módulo.
Neste capítulo abordaremos os grupos funcionais que estão presentes nas 
principais funções orgânicas, que compreendem os hidrocarbonetos, álcoois, 
fenóis, aldeídos e cetonas, aminas e amidas, ácidos carboxílicos. A partir das 
características encontradas nestes grupos funcionais, há a formação de uma 
variedade de compostos orgânicos presentes no nosso dia a dia, e também em 
vários setores da indústria.
Além de apresentar os grupos funcionais com suas principais funções orgâ-
nicas, ainda iremos apresentar como alguns compostos que pertencem a estas 
funções orgânicas citadas neste capítulo estão presentes no nosso dia a dia, e a 
importância dos mesmos em nossas vidas.
A partir das funções orgânicas citadas anteriormente, é possível obter um 
conhecimento prévio na área de química orgânica que possibilita identificar as 
estruturas químicas, conhecer sua nomenclatura formal e usual, além das suas 
características gerais e do comportamento químico que cada função orgânica 
possui em função da sua estrutura molecular e química. Além disso, você será 
capaz de relacionar algumas dessas funções orgânicas aos compostos que fazem 
parte do seu dia a dia e que são muito importantes do ponto de vista da área bio-
lógica. Boa leitura!
Introdução
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FUNÇÕES ORGÂNICAS
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
IIIU N I D A D E132
FUNÇÕES ORGÂNICAS
Nesta unidade vamos conhecer alguns fundamentos teóricos sobre a Química 
Orgânica, que é a parte da ciência que estuda o comportamento de compostos 
que contém carbono, com exceção de alguns compostos, por exemplo, carbo-
natos e bicarbonato, cianeto, assim como os alótropos do carbono grafite, como 
o grafeno, e o diamante. Além do carbono, as moléculas orgânicas podem ter 
outros elementos, por exemplo, o nitrogênio, o oxigênio, enxofre, fósforo, boro, 
halogênios entre outros elementos. Portanto, estes compostos orgânicos repre-
sentam cerca de 90% de todas os compostos atualmente conhecidos. 
Podemos notar que estes compostos estão presentes na composição de ali-
mentos, vestuários, combustíveis, além de compor o organismo de todos os seres 
vivos e participar das suas funções orgânicas. Neste capítulo daremos início ao 
estudo das principais funções orgânicas que estão presentes no nosso dia a dia.
Funções Orgânicas
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133
HIDROCARBONETOS
Os hidrocarbonetos são compostos formados por carbono e hidrogênio, apenas 
sendo considerados a função mais simples da química orgânica. Estes compos-
tos são de grande interesse, pois, a partir da sua estrutura simples, é possível a 
formação de todas as outras funções orgânicas, ou seja, estes servem de modelo 
básico que englobam todas as funções.
De acordo com a forma da cadeia principal podem ser classificados, como 
abertos ou fechados.
 ■ Abertos (Alifáticos ou Acíclicos): não formam ciclos.
Nomenclatura IUPAC: Buta-1,3-dieno
Nomenclatura antiga: 1,3-butadieno
CH2 CH CH CH2
Figura 1 - Nomenclatura dos compostos alifáticos
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
 ■ Fechados (Cíclicos): formam um ciclo. 
C
C
C C
C
H
H
H
H
H
H
C
ou
Benzeno
Figura 2 - Nomenclatura dos compostos cíclicos
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
FUNÇÕES ORGÂNICAS
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
IIIU N I D A D E134
 ■ Cadeia mista: possuem as duas formas.
4-fenil-2, 4-dimetil-hex-2-eno
CH3
CCHCH3 CH2 CH3C
Figura 3 - Nomenclatura dos compostos de cadeia mista
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Podem ser classificados conforme o tipo de ligação, sendo saturados ou 
insaturados.
 ■ Cadeia saturada: as ligações são simples entre os átomos de carbono da 
molécula principal.
Exemplo: molécula de butano.
Butano
CH2CH2CH3 CH3
Figura 4 – Molécula de butano
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Funções Orgânicas
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135
 ■ Cadeia Insaturada: o componente possui ao menos uma ligação múltipla 
(dupla ou tripla) cadeia principal.
Exemplo: molécula de 1-Butino
CH2CHC CH3
1 2 3 4
Nomenclatura IUPAC: Buta-1-ino
Nomenclatura antiga: 1-butino
Figura 5 – Molécula de 1-butino
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
ALCANOS
São conhecidos como hidrocarbonetos de cadeia simples (alifáticos), que possuem 
apenas ligações simples entre os átomos de carbono (saturados). Sua fórmula 
molecular é: C H n2 2 2+ em que n é o número de átomos de carbono da molécula.
Representam uma classe extensa e diversificada de compostos encontrados na 
natureza, por exemplo, o petróleo e seus derivados, que são utilizados para pro-
dução de energia, e em ceras minerais, utilizadascomo lubrificantes e no preparo 
de cosméticos. O exemplo mais simples de alcano é o metano, fonte de energia 
muito utilizada por sua queima ser menos poluente que a queima do petróleo. 
Os alcanos são nomeados adicionando o sufixo ano ao prefixo que carac-
teriza o número de átomos de carbono que formam somente uma cadeia, por 
exemplo, o CH CH CH3 2 3 é denominado de propano.
De acordo com Feltre (2004), os alcanos são compostos mais estáveis, ou seja, 
que possuem pouca reatividade se comparado a outros compostos que possuem 
elétrons livres na camada de valência. Em decorrência do comportamento, os 
alcanos foram denominados de parafinas, que vem do vocabulário grego (parum 
affinis = pouco afim). Assim, podemos dizer que são bastante estáveis, por isso 
só reagem com reagentes energéticos em condições energéticas.
FUNÇÕES ORGÂNICAS
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rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
IIIU N I D A D E136
ALCENOS E ALCINOS
Os Alcenos são compostos insaturados que possuem uma ligação dupla entre 2 
átomos de carbono C C= . Sua formula molecular é: CnH n2 .
Os alcenos são nomeados adicionando o sufixo eno ao prefixo que carac-
teriza o número de átomos de carbono que formam somente uma cadeia, por 
exemplo, o CH CHCH2 3 é denominado de propeno.
Eteno ou etileno é o alceno mais simples, formado por apenas 2 carbonos, 
porém é considerado um composto muito importante na agricultura por ser 
um hormônio vegetal responsável pela germinação das sementes e no amadu-
recimento das frutas.
Os Alcinos são compostos insaturados que possuem uma única tripla liga-
ção entre 2 átomos de carbono C C≡ .
CnH n2 2−
Os alcinos são nomeados adicionando o sufixo ino ao prefixo que caracteriza o número 
de átomos de carbono, por exemplo, o CHCCH3 é denominado de propano.
HIDROCARBONETOS AROMÁTICOS
São compostos que possuem em sua molécula um ou mais anéis aromáticos ou 
benzênicos. O benzeno é o composto precursor e mais simples desta classe de 
hidrocarbonetos e pode ser representado como:
Benzeno
C
C
C C
C
H
H
H
H
H
H
C
ou ou
Figura 6 - Fórmula estrutural do benzeno
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Funções Orgânicas
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Para nomear um composto aromático é utilizado o sufixo benzeno, precedido 
pelo nome das ramificações, sendo que a numeração dos carbonos do anel ini-
cia-se a partir da ramificação mais simples, resultando na menor numeração 
possível. Por exemplo:
Metil-benzeno
(nome mais usado: tolueno)
CH3
3-etil-1, 2-dimetil-benzeno
CH2 CH3
CH3
CH3
3
4 2
5
6
1
Figura 7 – Composto aromático
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Em casos de mais de uma ramificação é utilizado os prefixos orto (o), meta (m), 
e para (p), com a finalidade de indicar as posições.
O benzeno é um composto tóxico, que em baixas concentrações (cerca de 
1 ppm) pode ocasionar uma intoxicação crônica (denominada de benze-
nismo), quando a exposição a este composto é prolongada. Os sintomas 
de benzenismo são: dores de cabeça, tonturas, cansaço e hemorragias; e 
a longo período pode causar anemia (redução dos glóbulos vermelhos no 
sangue), leucopenia (redução dos glóbulos brancos no sangue) e até leuce-
mia (câncer no sangue). 
Fonte: Feltre (2004).
FUNÇÕES ORGÂNICAS
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
IIIU N I D A D E138
HIDROCARBONETOS AROMÁTICOS 
São compostos que possuem em sua molécula um ou mais anéis aromáticos ou 
benzênicos. O benzeno é o composto precursor e mais simples desta classe de 
hidrocarbonetos e pode ser representado como:
Benzeno
C
C
C C
C
H
H
H
H
H
H
C
ou ou
Figura 8 - Fórmula estrutural do Benzeno
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Para nomear um composto aromático é utilizado o sufixo benzeno, precedido 
pelo nome das ramificações, sendo que a numeração dos carbonos do anel ini-
cia-se a partir da ramificação mais simples, resultando na menor numeração 
possível. Por exemplo:
Metil-benzeno
(nome mais usado: tolueno)
CH3
3-etil-1, 2-dimetil-benzeno
CH2 CH3
CH3
CH3
3
4 2
5
6
1
Figura 9 – Nomenclatura do composto aromático
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
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Em casos de mais de uma ramificação é utilizado os prefixos orto (o), meta (m), 
e para (p), com a finalidade de indicar as posições.
Para
Meta
Orto
Meta
Orto
R
1
6 2
5
4
3
Figura 10 – Nomenclatura das ramificações
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Alguns exemplos:
1,2 - dimetil-benzeno 
ou o-dimetil-benzeno
ou o-xileno
CH3
CH3
1,3 - dimetil-benzeno
ou m-dimetil-benzeno
ou m-xileno
CH3
CH3
1,4 - dimetil-benzeno
ou p-dimetil-benzeno
ou p-xileno
CH3
CH3
Figura 11 – Exemplos de nomenclaturas de compostos
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Os hidrocarbonetos que possuem o anel benzeno são denominados de aromáti-
cos devido ao seu aroma agradável. Segundo Martins (2011, on-line)1: 
[...] antes da década de 1920, o benzeno era frequentemente usado 
como um solvente industrial, especialmente para desengraxe de me-
tais. Como sua toxicidade tornou-se óbvia, benzeno foi suplantado por 
outros solventes, especialmente tolueno (metil-benzeno), o qual tem 
propriedades físicas similares, mas não é um carcinogênico.
FUNÇÕES ORGÂNICAS
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IIIU N I D A D E140
ÁLCOOIS
São compostos oxigenados que contêm um ou mais grupos hidroxila (OH ) liga-
dos diretamente a átomos de carbonos saturados (que realiza simples ligações), 
sendo que é a hidroxila ou oxidrila (OH ) é a responsável pelas características 
deste composto orgânico. 
Para nomear um álcool é trocado o sufixo O por OL ao hidrocarboneto de 
cadeia principal, por exemplo:
Etanol
CH3 CH2 OH
Metanol
CH3 OH
Figura 12 – Nomenclatura dos álcoois
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Ou também pode ser normalmente denominado por:
-Álcool + Grupo orgânico sufixo ico
Álcool etílico
CH3 CH2OH
Figura 13 – Nomenclatura usual dos álcoois
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Os álcoois podem ser classificados de acordo com a posição da hidroxila: 
 ■ Álcool primário: RCH OH2
EtanolCH3 CH2 OH
Figura 14 – Exemplo de álcool primário
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
 ■ Álcool secundário: R COH2
CH3
OH
CH CH3
Figura 15 – Exemplo de álcool secundário
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Funções Orgânicas
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 ■ Álcool terciário: R COH3
CH3 OH
CH3
C
CH3
Figura 16 –Exemplo de álcool terciário
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
O metanol (CH OH3 ) é o álcool mais simples encontrado na natureza e tam-
bém é o mais tóxico deste grupo orgânico, sendo muito usado industrialmente 
como solvente e na produção do aldeído fórmico, também conhecido como 
formol. Pode ser produzido a partir do gás natural, por meio da reação de oxi-
dação do metano. 
FENÓIS
São compostos que contêm um ou mais grupos hidroxila (OH) ligados diretamente 
ao anel aromático, ou seja, se a hidroxila estiver ligada a uma cadeia carbônica 
fechada (que não seja um anel aromático), o composto é considerado um álcool. 
Pela IUPAC ([2019], on-line)2, os fenóis podem ser nomeados por meio do 
prefixo Hidroxi ou pela terminação OL, conforme apresentado a seguir:
OH
Benzenol ou
hidróxi-benzeno ou
fenol comum
Figura 17 – Nomenclatura dos fenóis 
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Os fenóis têm ação fungicida e bactericida, por isso são muito empregados 
como desinfetantes.
FUNÇÕES ORGÂNICAS
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
IIIU N I D A D E142
ÉTERES
São compostos que possuemum átomo de oxigênio ligado diretamente a duas 
cadeias carbônicas, com fórmula estrutural ROR. Estes podem ser simétricos 
ou assimétricos de acordo com o grupo alquila ligada ao átomo de oxigênio, 
por exemplo:
CH3 CH3O CH3 O
simétrico assimétrico 
Figura 18 – Compostos simétricos e assimétrico
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
De acordo com a IUPAC ([2019], on-line)2, os éteres podem ser denominados 
utilizando a palavra oxi entre os dois grupos que formam o éter. Já a forma usual 
combina o prefixo éter aos dois grupos que formam o éter, seguido do sufixo 
ílico, por exemplo:
CH3 CH3CH2 O CH2
Etóxi-etano (Nomenclatura IUPAC)
éter dietílico ou simplesmente
éter etílico (Nomenclaturas usuais)
Figura 19 – Nomenclatura dos éteres
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Os éteres são mais voláteis que os álcoois de cadeia carbônica ou massa molar 
semelhante. Isto ocorre devido a impossibilidade da molécula de um éter não 
poder formar ligações de hidrogênio. Assim, são muito utilizados como solven-
tes apolares tanto em indústrias como em laboratórios.
ALDEÍDOS E CETONAS
São compostos que possuem a cadeia carbônica principal ligada ao grupo fun-
cional CHO, denominados de aldeídos, e C O= denominados cetonas.
Funções Orgânicas
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Para denominar um aldeído podemos utilizar a forma usual e a forma deter-
minada pela IUPAC ([2019], on-line)2. De acordo com a IUPAC ([2019], on-line)2, 
o sufixo AL é acrescentado a denominação da cadeia principal. Já a forma usual 
utiliza a palavra aldeído seguida pelo ácido correspondente, por exemplo:
H C
O
H
H CHOou Metanal ou aldeído fórmico
ou formaldeído
Figura 20 – Nomenclatura dos aldeídos
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
De forma semelhante podemos utilizar a forma usual e a forma determinada 
pela IUPAC ([2019], on-line)2, para denominar uma cetona. De acordo com 
a IUPAC ([2019], on-line)2, o sufixo ONA é acrescentado a denominação da 
cadeia principal. Já a forma usual utiliza a palavra cetona seguida pelo nome da 
cadeia principal ligada à carbonila, com terminação ílica correspondente, como:
CH3CH3 C
O
321 propan-2-ona (Nomenclatura IUPAC)
propanona ou
cetona dimetílica(Nomenclatura usual)
Figura 21 – Nomenclatura de cetonas
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
De acordo Feltre (2004), a acetona por ser um composto solúvel em água e tam-
bém em solventes orgânicos, pode ser utilizada como solvente de esmaltes, tintas, 
na extração de óleos de sementes vegetais, na fabricação de anidrido acético.
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS
São compostos que possuem o grupo funcional COOH (carboxila), ligados à 
cadeia carbônica principal.
FUNÇÕES ORGÂNICAS
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
IIIU N I D A D E144
Podemos utilizar a forma usual e a forma determinada pela IUPAC ([2019], 
on-line)2, para denominar um ácido carboxílico. De acordo com a IUPAC ([2019], 
on-line)2, é utilizado a palavra ácido antes da denominação da cadeia principal 
seguido pelo sufixo óico. Já a forma usual utiliza uma relação com o local onde 
foram encontrados estes ácidos “in natura”, como por exemplo:
H COOH
Ácido metanóico ou
ácido fórmico
(lembrando “formiga”)
CH3 COOH
Ácido etanóico ou
ácido acético
(do latim ������, vinagre)
Figura 22 – Nomenclatura do ácido carboxílico
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Segundo Feltre (2004), os ácidos carboxílicos são ácidos fracos, constituem uma 
grande variedade de compostos encontrados na natureza, como em óleos e gor-
duras, de origem animal e vegetal. Na indústria são utilizados na produção de 
inseticidas, plásticos, solventes, perfumes etc.
AMINAS E AMIDAS
De acordo com Feltre (2004), aminas são compostos derivados da amônia, pela 
substituição de um, dois ou três hidrogênios por um grupo alquila (radical orgâ-
nico derivado de um hidrocarboneto saturado) ou arila (radical orgânico derivado 
de um anel aromático). Então as aminas podem ser:
� NH2
��������������
�
�� NH
����������������
�
�
��
NH
���������������
Figura 23 – Exemplos de amina primária, secundária e terciária
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Funções Orgânicas
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Para nomear uma amina, é utilizado o sufixo AMINA ao nome da cadeia prin-
cipal, por exemplo:
CH3 NH2 CH3CH3 N
CH3
Metilamina
NH2
Fenilamina ou anilinaTrimetilamina
Figura 24 – Nomenclatura das aminas
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
As aminas têm uma função essencial em nossas vidas, são compostos formado-
res de vários tipos de proteínas pela união de vários aminoácidos: 
� CH
NH2
COOH � CH
NH2
NH CH CO...CO
��
Aminoácido Proteína
Figura 25 – Formação da Proteína
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
De acordo com Feltre (2004), as amidas também possuem compostos nitro-
genados, os quais são diretamente ligados a um grupo carbonila (carbono que 
realiza uma ligação dupla com o oxigênio). O nitrogênio pode ligar-se a dois 
átomos de hidrogênio. 
Em amidas não é comum a substituição de dois ou três radicais acila no 
mesmo nitrogênio, como no caso das aminas (secundárias e terciárias). Contudo, 
o que é naturalmente encontrado são radicais alquila ou arila no nitrogênio:
�
��
CH
NH
O
�
��
���
C
N
O
������������������������ �������������������������
Figura 26 – Exemplo de aminas secundárias e terciárias
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
FUNÇÕES ORGÂNICAS
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
IIIU N I D A D E146
Para nomear uma amida, utiliza-se os ácidos carboxílicos correspondentes, subs-
tituindo o sufixo óico ou ico pelo sufixo amida.
CH C
NH2CH3
CH3
O
CH2 C
NH CH3
CH3
O
2-metil-propanamida ou
2-metil-propionamida
N-metil-propanamida ou
N-metil-propionamida
Figura 27 – Nomenclatura das amidas
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Um exemplo de amida muito presente no nosso cotidiano é a ureia, que é uma 
diamida do ácido carboxílico estável:
O C
NH2
NH2
Diamida do ácido carbônico
ou ureia (estável)
Figura 28 – Molécula de ureia
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
A ureia, por ser um composto solúvel em água é eliminada pela urina dos ani-
mais, como produto final do metabolismo de proteínas. Este composto é utilizado 
como fertilizante na agricultura e também na ração para alimentar o gado.
Funções Orgânicas
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Por que os hidrocarbonetos que possuem um anel benzênico são denomi-
nados hidrocarbonetos aromáticos? 
Os hidrocarbonetos que possuem um anel benzênico também são deno-
minados por hidrocarbonetos aromáticos, pois, no século XIX e no início do 
século XX, benzeno era usado como uma loção pós-barba devido ao seu 
aroma agradável.
(Ricardo Feltre)
QUIRALIDADE
Muitos objetos encontrados em nosso dia a dia não possuem simetria, ou seja, 
não são sobreponíveis com a sua imagem especular. Um exemplo disto é a sobre-
posição de um garfo, com a sua imagem no espelho, a imagem é simétrica ao 
objeto, mas o mesmo não acontece com as nossas mãos ou pés.
A mão direita é a imagem no espelho da mão esquerda, mas quando tentamos 
sobrepô-las, podemos notar que não há sobreposição. Por isto, não é possível 
calçar uma luva da mão direita na mão esquerda e vice-versa.
Alguns compostos orgânicos são exemplos de quiralidade, em decorrência 
da ligação química, que no carbono situam segundo os vértices de um tetraedro.
Um exemplo clássico é o ácido lático, proveniente do leite. O carbono cen-
tral é assimétrico, e possui estrutura tetraédrica do carbono.
CH3
H
COOH
OH
CH3
H
COOH
OH
Espelho
Figura 29 – A imagem da molécula de ácido láticoe sua imagem no espelho
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
FUNÇÕES ORGÂNICAS
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
IIIU N I D A D E148
Então se tentarmos “encaixar” uma molécula na outra, não será possível, pois 
nem todos os grupos irão se sobrepor. Assim, podemos concluir que se tratam 
de duas moléculas diferentes:
 ■ Uma representa o ácido lático dextrogiro, denominado de ácido d-lático 
ou ácido (+) lático.
 ■ A outra representa o ácido lático levogiro, denominado de ácido l-lático 
ou ácido (-) lático.
COOH
H
CH3
OH
CH3
H
COOH
OH
Figura 30 – Sobreposição das moléculas de ácido lático dextrogiro e levogiro
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Importância dos Grupos Funcionais de Cada Função Orgânica
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IMPORTÂNCIA DOS GRUPOS FUNCIONAIS DE CADA 
FUNÇÃO ORGÂNICA
APLICAÇÃO DO HIDROCARBONETO NA PRODUÇÃO ENERGÉTICA
De acordo Micha ([2019], on-line)3 “o petróleo é a base principal para a pro-
dução de energia e fonte de matérias-primas inúmeras para diferentes tipos de 
indústrias em nossa sociedade. É uma mistura constituída principalmente de 
hidrocarbonetos e impurezas ou contaminantes presentes nos poços dos quais 
são extraídos. Estes hidrocarbonetos, após separados do petróleo, podem ser 
utilizados em diferentes tipos de motores para geração de energia devido a uma 
característica comum destes compostos, a combustão”.
FUNÇÕES ORGÂNICAS
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
IIIU N I D A D E150
Podemos observar que os hidrocarbonetos, de modo geral, apresentam sem-
pre as terminações “ano” para alcanos, “eno” para alcenos e “ino” para alcinos. 
Os radicais se repetem, sendo “met” para um carbono, “et” para dois carbonos, 
“prop” para três carbonos, “but” para quatro carbonos, “pent” para cinco carbo-
nos, “hex” para seis carbonos, e assim por diante.
DECOMPOSIÇÃO DE PROTEÍNAS
Como estão presentes no organismo humano e nos animais, na composição 
estrutural, na formação de hormônios e vitaminas, as proteínas e aminoácidos 
são essenciais à vida. Assim, quando um organismo humano morre, as proteí-
nas são decompostas, exalam um odor bastante desagradável. De acordo com 
Feltre (2004), a putrescina e a cadaverina são proteínas que se formam na decom-
posição de cadáveres humanos, e a trimetilamina é encontrada no peixe podre, 
causando um odor desagradável.
CH3
CH3CH3 N
CH2
NH2 NH2
CH2 CH2 CH2
Trimetilamina
(odor de peixe podre)
1,4-diamino-butano
(putrescina)
CH2
NH2 NH2
CH2 CH2 CH2 CH2
1,5-diamino-pentano
(cadaverina)
Figura 31 – Exemplos de proteínas que possuem odor forte
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Aplicações das Funções Orgânicas no Cotidiano
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APLICAÇÕES DAS FUNÇÕES ORGÂNICAS NO COTIDIANO
APLICAÇÕES MAIS COMUNS DO ETANOL
O etanol (CH CH OH3 2 ) é o álcool comum, utilizado como combustível nos 
postos de gasolina, no uso doméstico, e em bebidas alcoólicas. Sua aplicação 
também se estende como solvente em tintas, vernizes e perfumes e na síntese de 
compostos orgânicos, como acetaldeído, ácido acético e éter. No Brasil, o etanol 
é produzido industrialmente por fermentação do açúcar da cana, e em outros 
países, por fermentação do açúcar da beterraba, do milho e do arroz, e recebe o 
nome de “álcool de cereais”. 
FUNÇÕES ORGÂNICAS
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
IIIU N I D A D E152
APLICAÇÕES NA INDÚSTRIA E LABORATÓRIO
Outra função orgânica muito utilizada na indústria e em laboratório como sol-
ventes orgânicos são as cetonas, sendo que a acetona é amplamente utilizada, 
pois dissolve uma variedade de substâncias.
APLICAÇÃO NA INDÚSTRIA ALIMENTÍCIA
De acordo com Atkins e Jones (2012), muitos aldeídos de cadeia longa são usa-
dos em indústrias alimentícias, de corantes e de perfumes. Segundo Solomons 
e Fryhle (2001), o formaldeído ou formol pode ser empregado como antissép-
tico em ambientes ou na composição de medicamentos e dentre outras aplicações. 
O acetaldeído ou etanal está presente na síntese de ácido acético, anidrido acé-
tico dentre outras aplicações.
A acetona pode ser formada no organismo humano devido à decomposição 
incompleta de gorduras, sendo identificada por meio da urina ou até mes-
mo do hálito.
Fonte: Feltre (2004).
Aplicações das Funções Orgânicas no Cotidiano
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O petróleo é uma mistura constituída de hidrocarbonetos e impurezas pre-
sentes nos poços, sendo que os hidrocarbonetos podem ser utilizados para 
geração de energia devido a uma característica comum destes compostos, 
a combustão.
Fonte: os autores. 
O aldeído fórmico, também conhecido como formol é muito utilizado para 
conservar cadáveres e peças anatômicas para o estudo da anatomia humana e 
também de animais. 
Um dos compostos responsáveis pelo odor característico que é produzido 
pelo corpo humano quando transpiramos (denominado de “cheiro de corpo”) é 
proveniente de um ácido carboxílico, o ácido 3-metil-2-hexenoíco.
O colesterol é um álcool bioquímico encontrado no corpo humano, pouco 
solúvel em água devido à molécula ser grande, e o grupo funcional OH for-
mar somente uma pequena parte na molécula. Em quantidades excessivas, 
pode contribuir para problemas cardiovasculares.
Fonte: os autores.
Todos os compostos que possuem o grupo hidroxila (OH) são álcoois? A resposta 
é simples: não! Pois os fenóis são compostos orgânicos que possuem o grupo 
hidroxila, assim como os álcoois, porém, no caso dos fenóis, o grupo hidroxila 
está diretamente ligado ao um anel benzênico.
FUNÇÕES ORGÂNICAS
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
IIIU N I D A D E154
CONSIDERAÇÕES FINAIS
Nesta unidade classificamos os compostos químicos de acordo com suas fun-
ções orgânicas. Estas funções foram agrupadas com relação à sua composição 
química, de acordo com os compostos de carbono e hidrogênio, compostos con-
tendo carbono, hidrogênio e oxigênio e compostos nitrogenados.
Também foram abordadas as formas utilizadas para nomear cada uma das 
funções orgânicas de acordo com a UIPAC ([2019], on-line)2 e com relação aos 
nomes usuais, mais conhecidos e utilizados do nosso dia a dia. 
As funções orgânicas estão presentes desde a constituição dos seres (como 
nas proteínas, hormônios etc.), até em reações bastante complexas realizadas em 
laboratórios de química e também nas indústrias nos setores da petroquímica 
e química, ou seja, estão presentes em uma ampla variedade de compostos que 
fazem parte de nossas vidas.
Além disso, muitos compostos fizeram parte da evolução da 
humanidade, por exemplo, o formol que até os dias de hoje é utilizado como 
conservante de peças anatômicas de humanos e animais para estudo, 
desenvolvimento e formação de profissionais da medicina e de várias outras 
áreas relacionadas à saúde de humanos e também de animais. Além dos 
conservantes, muitos compostos estão presentes em medicamentos ou como 
solventes orgânicos tanto em indústrias quanto em laboratórios de química. 
Ainda podemos citar compostos que são empregados para estimular o cui-
dado com o corpo e a vaidade, como os componentes que estão presentes em 
perfumes e em uma variedade de cosméticos, que fazem parte do dia a dia de 
muitas mulheres. E não podemos esquecer dos compostos que são utilizados 
como corantes na indústria de vestuário, que há muito tempo são utilizados pelo 
homem com o intuito de despertar e estimular o consumo da moda.
Baseado nas funções orgânicas apresentadas, é possível compreender bemas funções orgânicas com relação a sua estrutura química e como cada função 
pode apresentar um comportamento orgânico diferente em consequência da sua 
composição e estrutura química dos compostos presentes no nosso dia a dia. 
155 
1. Quando estamos praticando alguma atividade física de alta intensidade, normal-
mente transpiramos muito. Na transpiração ocorre a liberação de várias subs-
tâncias químicas, dentre elas algumas são responsáveis pelo odor característico 
denominado de “cheiro de corpo”. O ácido 3-metil-2-hexenoíco é um dos com-
postos mencionados. Qual é a função orgânica que caracteriza este composto?
a) Um hidrocarboneto de cadeia simples.
b) Um fenol.
c) Um ácido carboxílico de cadeia mista.
d) Um hidrocarboneto de cadeia mista.
e) Um álcool terciário.
2. As ligações químicas presentes nos compostos podem ser um indicativo da 
volatilidade de um composto. Uma ligação do tipo ponte de hidrogênio é con-
siderada mais forte do que ligações do tipo dipolo induzido. Qual das funções 
orgânicas contendo o mesmo número de carbono é considerada mais volátil 
e por quê?
a) Um álcool devido a impossibilidade da molécula de um éter não poder for-
mar ligações de hidrogênio.
b) Um fenol, pois possui um anel benzênico.
c) Um ácido carboxílico, pois é um ácido fraco.
d) Um hidrocarboneto, pois possui somente carbono e hidrogênio.
e) Um éter devido a impossibilidade da molécula de um éter não poder formar 
ligações de hidrogênio.
3. Alguns combustíveis, como a gasolina e o álcool, estão presentes na matriz 
energia do Brasil. A gasolina é um combustível derivado do petróleo, portanto, 
como o petróleo não é uma fonte energética renovável, a gasolina deve ser 
utilizada de forma consciente. O álcool é proveniente da cana-de-açúcar, que é 
uma fonte renovável e assim torna o processo de produção do álcool dependo 
somente do ciclo de plantio da cana. A cerca disto, complete a frase: No Brasil 
o etanol (álcool comum) é obtido a partir da:
a) Alcoólise da cana-de-açúcar.
b) Transesterificação do milho.
c) Fermentação do açúcar da beterraba.
d) Alcoólise do amido do arroz.
e) Fermentação da cana-de-açúcar.
156 
4. Quando água dos rios perde muito oxigênio por causa de rejeitos contaminan-
tes de industrias, ocorre a morte de muitos peixes que pertencem a este rio. O 
odor desagradável da decomposição dos peixes é causado por uma proteína 
chamada de trimetilamina. Qual é a classificação orgânica desta proteína?
a) Uma amina primária.
b) Uma amida primária.
c) Um ácido carboxílico de cadeia longa e saturada.
d) Uma amina terciária.
e) Uma amida terciária.
5. A morfina é um composto extraído da flor da papoula, utilizada há séculos 
como medicamento, para aliviar dores intensas e induzir o sono. Atualmente 
é utilizada em pacientes de câncer em estágio terminal, pois esta substância 
causa dependência química. A morfina pode ser classificada como?
N
HO
HO
O
CH3
Mor�na
Fonte: Feltre (2004).
a) Álcool. 
b) Fenol.
c) Ácido carboxílico.
d) Amina.
e) Amida.
157 
ÁCIDOS IMPORTANTES ENCONTRADOS NO NOSSO DIA A DIA
Os ácidos carboxílicos estão presentes no nosso dia a dia e podem passar despercebidos 
por apresentarem uma nomenclatura usual. A seguir vamos citar alguns exemplos:
• Ácidos carboxílicos alifáticos:
COOHCH3
Ácido acético
(alifático)
Fonte: Feltre (2004).
O ácido acético é usualmente conhecido como vinagre e está presente em nossas mesas 
para temperar saladas e também pode estar presente em uma garrafa de vinho quando 
este é oxidado.
• Ácidos carboxílicos monocarboxílicos (monoácidos): 
CH2CH3
Ácido butanóico ou ácido butírico
(do inglês ������, manteiga)
CH2 COOH
Fonte: Feltre (2004).
É um ácido orgânico encontrado na manteiga rançosa, sendo um dos responsáveis pelo 
seu odor e sabor desagradável. É formado após a ação de micro-organismos sobre mo-
léculas de gordura (triglicerídeos) presentes na manteiga. Está presente tanto em alguns 
queijos, quanto no vômito, o que caracteriza o odor azedo dos dois.
Fonte: Feltre (2004, p. 92).
MATERIAL COMPLEMENTAR
Química Orgânica
Graham Solomons
Editora: LTC
Sinopse: com linguagem fácil e acessível, esse livro auxilia o(a) aluno(a) 
a compreender a teoria para aperfeiçoar seu desenvolvimento na área 
cientifica, o que é almejado para o estudante. Todos os capítulos do livro 
possuem aplicações da teoria na pratica, em forma de exemplos e também 
com ilustrações para facilitar o entendimento do aluno.
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
FELTRE, R. Química. 6. ed. Moderna. São Paulo,2004.
SOLOMONS, T. W. G.; FRYLE, C. B. Química Orgânica. 7. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2001.
REFERÊNCIAS ON-LINE
1 Em: http://educacaodigital2011.posthaven.com/benzenosabrina. Acesso em: 12 
jun. 2019. 
2 Em: https://iupac.org/. Acesso em: 17 jun. 2019. 
3 Em: http://educacao.globo.com/quimica/assunto/quimica-organica/hidrocarbo-
netos.html. Acesso em: 12 jun. 2019.
REFERÊNCIAS
159
http://educacaodigital2011.posthaven.com/benzenosabrina
https://iupac.org/
http://educacao.globo.com/quimica/assunto/quimica-organica/hidrocarbonetos.html
http://educacao.globo.com/quimica/assunto/quimica-organica/hidrocarbonetos.html
GABARITOGABARITO
1. C. 
2. E. 
3. E. 
4. D. 
5. D.
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A
D
E IV
Professora Dra. Paola dos Santos Gaschi Marques
Professor Me. Thiago Baldasso de Godoi
TIPOS DE ISOMERIA E 
REAÇÕES QUÍMICAS 
Objetivos de Aprendizagem
■ Conhecer os tipos de ligações que existem em um orbital.
■ Compreender os tipos de isomeria.
■ Aprender a importância da isomeria em nosso dia a dia.
■ Conhecer os tipos de reações orgânicas mais importantes.
Plano de Estudo
A seguir, apresentam-se os tópicos que você estudará nesta unidade:
■ Hibridação do carbono
■ Isomeria
■ A importância da isomeria e do carbono quiral na natureza
■ Mecanismos de reação
INTRODUÇÃO
Caro(a) aluno(a), iniciaremos nosso estudo sobre a química orgânica, contem-
plando a hibridação do carbono, a isomeria em química orgânica e seus 
aspectos mais relevantes, além das reações orgânicas mais importantes que 
encontramos em compostos envolvendo o carbono. É de fundamental 
importância conhecer alguns aspectos com relação as ligações do carbono 
para entender como este composto se comporta na natureza.
Hibridação é a formação de orbitais eletrônicos misturados, dando origem a 
orbitais híbridos, assim a hibridação nos auxilia a entender como são formados 
alguns tipos de ligações e também a disposição geométrica de algumas moléculas.
Em química orgânica é comum que os átomos que constituem a mesma fór-
mula química se agrupem de forma diferente, produzindo estruturas químicas 
diferentes e, consequentemente, compostos diferentes também. Denominamos 
este fenômeno de isomeria, sendo muito utilizado também na Bioquímica, pois 
muitas proteínas e hormônios animais e vegetais são formados a partir de uma 
estrutura química bem definida. 
Estas estruturas químicas bem definidas (compostos orgânicos) podem 
realizar diversas reações. Compostos apolares são pouco reativos e os 
composto polares são bastante reativos, o que continua sendo observado 
tanto na química orgânica quanto na inorgânica. Alguns conceitos observados 
nas reações químicas estudadas, neste capítulo, serão muito importantes, 
pois estão presentes em vários setores da indústria, por exemplo, na indústria 
de alimentos.
Neste capítulo abordaremos um estudo sobre a isomeria e a relevância 
da isomeria em nosso dia a dia. A partir do estudo sobre isomeria, podemos 
observar a formação de uma variedade de compostos orgânicos quirais 
presentes no nosso dia a dia, e, também, em vários setores da indústria. Além 
disso, as principais reações químicas serão apresentadas e sua importância sobre 
alguns aspectos serão mencionados.
Boa Leitura!
TIPOS DE ISOMERIA E REAÇÕES QUÍMICAS 
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
IVUN I D A D E162
Hibridação do Carbono
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163
HIBRIDAÇÃO DO CARBONO
De acordo com a Secretaria da Educação 
([2019], on-line)1, segundo Feltre (2004), a 
formação de orbitais eletrônicos híbridos, 
em que os orbitais dos subníveis atômicos 
s e p se misturam, dando origem a orbitais 
híbridos sp , sp2 e sp3, é denominado de 
hibridação ou hibridização. Este processo 
explica a formação de algumas ligações que 
seriam impossíveis, bem como a disposição 
geométrica de algumas moléculas. 
ORBITAIS DO TIPO sp3
 ■ Os quatro elétrons da camada de valência do carbono (2 2s p− ), conforme 
apresentado na Figura 1a, podem dar origem a quatro orbitais híbridos, 
denominados sp3, que são equivalentes entre si e orientados para os vér-
tices de um tetraédrico regular imaginário.
 ■ O orbital sp3 podem atrair os orbitais s, formando orbitais moleculares 
sigmas, conforme apresentado na Figura 1b e 1c:
��
��
��
������������������������
������������������²���²��
²��
���������	���������
�	������	��������������
� � ��
�
���
���
��
��� ���
�
�
�
� �

���������	������
�
�
�
� �
σs-sp³
σs-sp³
σs-sp³ σs-sp³
Figura 1 – Orbitais do tipo sp3
Fonte: Feltre (2004).
TIPOS DE ISOMERIA E REAÇÕES QUÍMICAS 
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rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
IVU N I D A D E164
Quando o carbono faz uma dupla ligação com outro carbono, por exemplo, é 
preciso lembrar que as duas ligações não são equivalentes, ou seja:
C C
σ
π
=
 ■ Uma das ligações é denominada de ligação sigma e é mais forte se com-
parada à outra, pois necessita de 348 kJ/mol para ser quebrada;
 ■ Uma das ligações é denominada de ligação π (pi) e é considerada mais 
fraca, pois necessita de 267kJ/mol para ser quebrada.
ORBITAIS DO TIPO sp2
De acordo com Solomons, Fryle, Snyder (2018), este tipo de ligação explica 
a ligação dupla entre os átomos de carbono:
 ■ Apenas 3 elétrons da camada de valência do carbono (2 2s p− ), conforme 
apresentado na Figura 2a, podem formar três orbitais híbridos, denomi-
nados sp2, equivalentes entre si, situados num mesmo plano, o quarto 
elétron permanece num orbital do tipo p.
 ■ Este tipo de orbital é obtido apenas na formação da dupla ligação.
��
��
��
������������������������
���²���²���²�
� �
��² ��²
��
��
Figura 2 – Orbitais do tipo sp2
Fonte: Feltre (2004).
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ORBITAIS DO TIPO sp
Conforme apresentado por Morrison e Boyd (1994), este tipo de ligação explica 
a ligação tripla entre os átomos de carbono:
 ■ Apenas dois elétrons da camada de valência do carbono (2 2s p− ), con-
forme apresentado na Figura 3a, podem formar 2 orbitais híbridos, 
denominados sp , equivalentes entre si, situados no mesmo plano.
 ■ Este tipo de orbital é obtido apenas na formação da tripla ligação.
��
��
��
��������������������������������
�������
�������
�������
���������
�������������������
�
�
�
� �
�
�
��
��
��ºπ
π
π
π
σsp-sp
Figura 3 – Orbitais do tipo sp
Fonte: Feltre (2004).
ISOMERIA
Na natureza é comum que os átomos que 
constituem a mesma fórmula química 
se agrupem de forma diferente, produ-
zindo estruturas químicas diferentes e, 
consequentemente, compostos diferentes 
também. Denominamos este fenômeno 
de isomeria, sendo muito utilizado em 
Química Orgânica e na Bioquímica, 
pois as enzimas e hormônios animais e 
vegetais são formados a partir de uma 
estrutura química bem definida.
TIPOS DE ISOMERIA E REAÇÕES QUÍMICAS 
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IVU N I D A D E166
Para exemplificar, vamos considerar que existem duas 
substâncias, que denominaremos de 1 e 2, que possuem a 
mesma fórmula molecular C H O2 6 :
 ■ A substância 1 é um líquido incolor, com um ponto de 
ebulição próximo a 78°C e apresenta uma certa reativi-
dade química.
 ■ A substância 2 é um gás incolor, que se liquefaz próximo 
a -23°C e tem reatividade química muito baixa.
O motivo pelo qual as duas substâncias são diferentes 
mesmo possuindo a mesma fórmula química é devido à 
posição dos átomos na estrutura química:
 ■ A substância 1 é um álcool:CH CH OH3 2− − ;
 ■ A substância 2 é um éter: CH O CH3 3− − .
Portanto podemos dizer que 1 e 2 são isômeros.
A palavra isômero vem do idioma grego e quer dizer- isos, igual; mero, parte. 
Este fenômeno pode ser exemplificado como a existência de palavras diferentes, 
mas formadas pelas mesmas letras, mudando apenas a posição das delas, por 
exemplo, AMOR e ROMA. Na química temos: 
 ■ A fórmula química C H5 12 possui 3 isômeros;
 ■ A fórmula química C H10 22 possui 75 isômeros.
ISOMERIA PLANA
Na isomeria plana os compostos envolvidos apresentam a mesma fórmula mole-
cular e podem ocorrer devido a alguns tipos, por exemplo:
 ■ Isomeria de função.
 ■ Isomeria de posição.
A B
Iguais ou
diferentes?
B
C2H6O
C2H6O
Figura 4 – Exemplo de substâncias isômeras
Fonte: Feltre (2004).
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167
 ■ Isomeria de compensação.
 ■ Isomeria de cadeia.
 ■ Tautomeria.
Isomeria de cadeia: os isômeros possuem mesma fórmula, porém a diferença 
está na forma da cadeia, conforme apresentado a seguir:
1º exemplo: C4H10
2º exemplo: C5H10
CH3 CH2 CH2 CH3 CH
CH2 CH2 CH2 CH2 CH2
CH2
H2C H2C
CH2H2C
CH3
CHH2C CH3
CH
CH3
CH3
CH3 e
e ou ainda
Figura 5 – Exemplo de isomeria de cadeia
Fonte: Feltre (2004).
Como podemos observar, estes isômeros diferem entre si somente porque a cadeia 
ou núcleo apresentam diferenças, ou seja, aumenta ou diminui, de acordo com 
uma compensação na quantidade e tamanho das ramificações. Também pode 
ocorrer a isomeria entre um composto cíclico ou acíclico.
Isomeria de posição: ocorre quando os isômeros diferem apenas pela posição 
de ramificações ou de ligações duplas ou triplas, numa mesma cadeia carbônica. 
Um exemplo é apresentado a seguir:
1º exemplo: C3H8O
2º exemplo: C4H8
CH2 CH2 CH3 CH3 CH
CH2 CH2 CH3 CH3 CH3CH CHCH
CH3
OHOH
e
e
Figura 6 – Exemplo de isomeria de posição
Fonte: Feltre (2004).
Assim, para este tipo de isomeria, os compostos isômeros possuem a mesma 
função orgânica.
TIPOS DE ISOMERIA E REAÇÕES QUÍMICAS 
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IVU N I D A D E168
Isomeria de Compensação (ou Metameria): este tipo de isomeria ocorre quando 
há diferença na posição de um heteroátomo dentro da cadeia carbônica. Um 
exemplo é apresentado a seguir:
2º exemplo: C4H10O CH3 O CH2 CH3CH3CH2 CH2 O CH2 CH3e
Figura 7 – Exemplo de isomeria de compensação
Fonte: Feltre (2004).
Neste caso, o heteroátomo é o oxigênio, e os dois compostos possuem a mesma fun-
ção orgânica, denominada éter. A diferença está na posição do heteroátomo, que 
para o primeiro composto está na posição 2 e no segundo composto está na posi-
ção 3. O heteroátomo também pode ser nitrogênio, cloro, dentre outros elementos.
Isomeria de Função (ou funcional): neste caso, os isômeros vão possuir mesma 
fórmula química, porém, vão possuir funções orgânicas diferentes. 
Alguns casos ocorrem com mais frequência como, por exemplo:
 ■ Álcoois e éteres.
 ■ Aldeídos e cetonas.
 ■ Ácidos carboxílicos e ésteres.
 ■ Álcoois aromáticos, éteres aromáticos e fenóis.
A seguir são apresentados alguns exemplos deste tipo de isomeria:
1º exemplo: C2H6O
2º exemplo: C7H8O
CH3 CH2 OH CH3 O CH3e
CH2OH OCH3 CH3
OH
Álcool
aromático
Álcool Éter
Éter
aromático
Fenol
Figura 8 – Exemplo de isomeria de função
Fonte: Feltre (2004).
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Tautomeria: ocorre quando os isômeros se encontram em equilíbrio químico 
dinâmico, ou seja, o composto é considerado instável devido à nuvem eletrô-
nica que existe no oxigênio.
Pode ocorrer entre:
 ■ Aldeído e enol.
 ■ Cetona e enol.
A seguir serão apresentados estes exemplos:
C C
HH
H
H
O
C C
HH
H
OH
Aldeído
Equilíbrio aldo-enólico
Enol
Tautômeros
Figura 9 – Exemplo de Tautomeria
Fonte: Feltre (2004).
ISOMERIA ESPACIAL (OU ESTEREOISOMERIA)
É o tipo de isomeria que pode ser descrita por meio de estruturas espaciais, ou 
seja, só é possível de “enxergar” a diferença que há entre os isômeros se forem 
apresentados os modelos espaciais dos compostos.
Este tipo de isomeria pode ser dividido em:
 ■ Isomeria cis-trans (ou geométrica).
 ■ Isomeria óptica.
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IVU N I D A D E170
ISOMERIA CIS-TRANS 
Vamos demonstrar a isomeria cis-trans por meio do exemplo da molécula 
ClCH CHCl= , apresentada a seguir:
C C
Cl
H
Cl
H
Cis-1, 2-dicloro-eteno
(molécula polar)
C C
Cl
HCl
H
Trans-1, 2-dicloro-eteno
(molécula apolar)
Figura 10 – Exemplo de isomeria Cis-Trans
Fonte: Feltre (2004).
A diferença pode ser notada:
 ■ No composto da esquerda, os dois átomos de cloro estão do mesmo lado 
do plano que divide a molécula ao meio, sendo denominado de forma 
cis (do latim cis, aquém de);
 ■ No composto da direita, os dois átomos de cloro estão em lados opostos 
do plano que divide a molécula ao meio; sendo denominado de forma 
trans (do latim trans, para além de).
Uma consequência bastante importante da decorrência da isomeria cis-trans é 
que as estruturas cis e trans possuem propriedades diferentes. Estas proprieda-
des são: ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, propriedades químicas, 
dentre outras, ou seja, os isômeros se comportam de forma diferente do ponto 
de vista da química de propriedades.
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171
ISOMERIA ÓPTICA 
Para entender o fenômeno deste tipo de isomeria, precisamos antes rever alguns 
conceitos fundamentais.
 ■ Luz natural e luz polarizada:
A luz natural ou comum é composta por ondas elétricas e magnéticas, que vibram 
em planos diferentes, ou seja, as ondas vibram perpendiculares entre si, con-
forme apresentada na figura a seguir:
Plano de vibração da onda elétrica
Plano de vibração da onda magnética
90º
Eixo de propagaçãodo raio luminoso
Rotação dos planos
Figura 11 – Plano de vibração da luz
Fonte: Feltre (2004).
Em 1808, Malus descobriu a luz polarizada e, logo depois, Biot descobriu que 
certos cristais de quartzo desviam o plano de polarização da luz. Esses cristais 
que fazem girar o plano de polarização da luz são opticamente ativos, ou seja, 
possuem atividade óptica, que pode ser observado colocando o cristal na posi-
ção III do polarímetro apresentado a seguir:
TIPOS DE ISOMERIA E REAÇÕES QUÍMICAS 
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IVU N I D A D E172
Fonte de
luz (I)
Luz
natural Luz
polarizada
Tubo com
amostra (III)
Analisador (IV)
Observador
Desvio da luz
polarizada
Luz polarizada
e desviada
pela amostra
Polarizador (II)
Figura 12 – Experimento realizado por Biot 
Fonte: Feltre (2004).
Estes cristais de quartzo, que possuem formas geométricas assimétricas, ou seja, 
a forma de um deles é igual à imagem do outro num espelho plano. 
Desvio
Plano original
de vibração
Novo plano
de vibração
Cristais de quartzo assimétricos
Figura 13 – Exemplo do desvio 
Fonte: Feltre (2004).
Pode-se observar que um dos cristais desloca a luz polarizada para a direita, e o 
outro desloca a luz polarizada para a esquerda.
A assimetria que existe entre os cristais de quartzo pode ser melhor explicada 
se compararmos esses cristais a outros objetos que possuem formas geométricas 
“opostas”, como nossas mãos, pés, luvas e sapatos. Pode-se observar que estes 
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objetos não são sobreporíeis, isto é, colocando a mão esquerda sobre a mão direita, 
elas não coincidem, por isto a luva da mão esquerda não serve na mão direita.
Figura 14 – Exemplo de assimetria no corpo humano
Fonte: adaptado de Feltre (2004).
Pode-se observar que o composto que desvia a luz polarizada para a direita é deno-
minado de substância dextrogira, enquanto o outro, que desvia a luz polarizada 
para a esquerda, é denominado de substância levogira, com a mesma angulação. 
+α
Substância
dextrogira (d) (+)
Substância
levogira (l) (-)
-α
Figura 15 – Desvio da luz polarizada
Fonte: Feltre (2004).
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IVU N I D A D E174
Em seus estudos, Biot descobriu que algumas substâncias encontradas na natu-
reza (açúcar, cânfora, entre outras), possuem atividade óptica mesmo quando 
se encontram na forma cristalizada e também em solução. A partir desta com-
provação, ficou claro para Biot que estes compostos possuem uma assimetria 
do tipo quiral.
ISOMERIA ÓPTICA COM CARBONO ASSIMÉTRICO OU 
CARBONO QUIRAL
 ■ Compostos com um carbono assimétrico:
Um exemplo clássico de carbono quiral é o ácido lático (ou ácido 2-hidró-
xi-propanóico) que está presente no leite:
H
OH
C*CH3 COOH
Figura 16 – Exemplo de carbono assimétrico
Fonte: Feltre (2004).
Neste caso, o carbono central é assimétrico, pois estão ligados nele quatro 
radicais: H , CH3, OH e COOH . Assim, a molécula do ácido lático, que 
apresenta um carbono quiral, pode ser representado a seguir:
H
OH
CCH3 CH3
H
OH
CCOOH HOOC
Espelho plano
Figura 17 – Exemplo de carbono assimétrico central
Fonte: Feltre (2004).
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Então se tentarmos sobrepor uma molécula na outra, não haverá o encaixe 
de todos os grupos. 
COOH
H
CH3
OH
CH3
H
COOH
OH
Figura 18 – Exemplo de sobreposição de moléculas
Fonte: Feltre (2004).
Assim, de acordo com Feltre (2004), pode-se perceber que se trata de 
moléculas diferentes:
 ■ Uma delas representa o ácido lático dextrogiro, denominado também 
por ácido d-lático ou ácido (+) lático;
 ■ A outra é o ácido lático levogiro, denominado também por ácido l-lático 
ou ácido (-) lático ( SECRETARIA DA EDUCAÇÃO, [2019], on-line)2. 
Ambos os ácidos láticos (ácido d-lático e ácido l-lático) possuem pro-
priedades iguais, como ponto de fusão e densidade, e terão o desvio com 
relação ao plano da luz polarizada, diferentes. 
Quadro 1 - Propriedades do ácido lático
COMPOSTO PONTO DE FUSÃO (°C) DENSIDADE (G/ML) ROTAÇÃO
Ácido (+) lático 52,8 1,2485 +2,6
Ácido (-) lático 52,8 1,2485 -2,6
Fonte: Feltre (2004).
Uma mistura racêmica ou racêmico é definida como uma combinação que 
contém o isômero dextrogiro e seu levogiro na mesma proporção. Por-
tanto, a mistura racêmica não desvia o plano da luz polarizada, devido à 
molécula de dextrogiro neutralizar a molécula de levogiro e vice-versa. 
Devido a este fato, o racêmico não possui atividade óptica. Além disso, 
TIPOS DE ISOMERIA E REAÇÕES QUÍMICAS 
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IVU N I D A D E176
algumas propriedades físicas dos racêmicos são diferentes dos seus enan-
tiomorfos, por exemplo, no caso do ácido lático racêmico, que possui 
ponto de fusão igual a 16,8°C, sendo inferior ao ponto de fusão dos seus 
enantiomorfos, apresentados no quadro anterior.
 ■ Compostos com vários carbonos assimétricos:
Um exemplo clássico de composto que possui vários carbonosassimétri-
cos é o ácido α-hidróxi-β-metil-succínico
H
CH3
C*
H
OH
C* COOHHOOC
1 4
2 3
Figura 19 – Exemplo de composto com vários carbonos assimétricos
Fonte: Feltre (2004).
Este ácido possui quatro isômeros opticamente ativos e distintos entre si, 
pois existem grupos diferentes ligados aos carbonos 2 e 3, o que os torna 
carbonos assimétricos diferentes entre si.
Espelho plano
A B DC
Espelho plano
COOH
COOH
C*H OH OHHO HO
C*H
H
HCH3 CH3
COOH
COOH
C* H
C*H CH3
COOH
COOH
C*
C*
H
HCH3
COOH
COOH
C*
C*
Figura 20 – Exemplo de isômeros de compostos com vários carbonos assimétricos
Fonte: Feltre (2004).
Para este caso, temos quatro compostos diferentes, sendo que os isôme-
ros serão compostos por A e B, e por C e D. Então teremos duas misturas 
racêmicas de A+B e C+D. Podemos utilizar o termo diastereoisômeros 
para identificar os isômeros ópticos que não são enantiomorfos entre si, 
sendo que neste caso temos os pares A e C; A e D; B e C; e B e D.
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Assim, podemos determinar o número de isômeros ópticos e da mistura 
racêmica por meio número de carbonos assimétricos, de acordo com as 
seguintes relações:
 ■ Número de carbonos assimétricos: 1, 2, 3,.... n.
 ■ Número de isômeros ópticos diferentes entre si: 21, 22, 23, 2n.
 ■ Número de misturas racêmicas diferentes entre si: 2 2 2 1n n: = − .
ISOMERIA ÓPTICA SEM CARBONO ASSIMÉTRICO OU CARBONO 
QUIRAL
A isomeria óptica ocorre quando uma molécula orgânica é assimétrica, porém 
o carbono que está presente na molécula não precisa necessariamente ser assi-
métrico também: 
C C C
H
H
H
H
Figura 21 – Exemplo de isomeria óptica sem carbono quiral
Fonte: Feltre (2004).
C C C
R3
R4
R1
R2
R3
R4
R1≠
R2≠
Figura 22 – Exemplo de isomeria óptica sem carbono quiral com diferentes radicais
Fonte: Feltre (2004).
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IVU N I D A D E178
Se a molécula for colocada em frente a um espelho, poderíamos ver seu isômero, 
conforme apresentado na figura a seguir.
C C C
Primeira
ligação π
Segunda ligação π
(perpendicular à 1ª)
Isômero dextrogiro Mistura racêmica Isômero levogiro
R1
R3 R3
R4 R4
R2
R1
R2
Espelho plano
CCC
Figura 23 – Exemplo de isomeria de óptica quando a molécula é colocada em frente a um espelho
Fonte: Feltre (2004).
Espelho plano
Cl Cl Cl
Cl Cl
Cl
CIS TRANSDEXTROGIRO TRANSLEVOGIRO
(inativo)
Isômeros geométricos ou cis-trans
Antípodas ópticos
Figura 24 – Exemplo de moléculas que possuem isomeria geométrica e óptica em frente ao espelho
Fonte: Feltre (2004).
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Vimos que uma mistura racêmica possui a mesma proporção dos compos-
tos dextrogiros e levogiros, porém separar estes compostos não é uma tare-
fa simples, devido as suas propriedades físicas serem iguais, como o ponto 
de ebulição. Assim, não é possível utilizar o processo de destilação para se-
parar a mistura. Por causa desta dificuldade, Pasteur, no século XIX, desco-
briu uma outra forma para separar uma mistura racêmica de ácido tartárico, 
a partir de um processo biológico. Pasteur observou que quando era adi-
cionado o microrganismo - Penicillium glaucum (bolor verde) - na mistura 
racêmica de ácido tartárico, o microrganismo tinha preferência por atingir a 
forma dextrogira, persistindo somente a forma levogira.
Figura 25 – Tipo de bolor verde encontrado no pão
Por que os experimentos de isomeria óptica fazem o uso de um “polaroide”?
Foram utilizados os “polaroides” para identificar os compostos isômeros, 
pois somente são considerados isômeros ópticos se desviarem o plano de 
vibração da luz polarizada. 
TIPOS DE ISOMERIA E REAÇÕES QUÍMICAS 
Reprodução proibida. A
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IVU N I D A D E180
A IMPORTÂNCIA DA ISOMERIA E DO CARBONO 
QUIRAL NA NATUREZA
De acordo com Feltre (2004), na natureza são encontrados vários compostos 
que são formados a partir de carbonos assimétricos ou quirais, que vão desde 
os alimentos que ingerimos diariamente a proteínas, enzimas e hormônios que 
estão presentes em nosso organismo, realizando funções orgânicas de extrema 
importância para nosso desenvolvimento. 
O mecanismo do tipo ‘chave-fechadura’ que ocorre nas reações bioquími-
cas é o que permite a formação de substâncias que agem fisiologicamente no 
organismo humano. Portanto, as substâncias orgânicas que participam destas 
reações bioquímicas e possuem assimetria irão possuir o isômero que permite 
o ‘encaixe’ na molécula reagente para realizar a reação.
A Importância da Isomeria e do Carbono Quiral na Natureza
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181
C
Este isômero
se encaixa.
C
Este não consegue
se encaixar.
Encaixe
impossível
Figura 26 – Exemplo de mecanismo de encaixe da molécula
Fonte: Feltre (2004).
Conforme mencionado anteriormente, sobre as reações bioquímicas no orga-
nismo, podemos citar um exemplo importante que é o do metabolismo completo 
dos alimentos em nosso corpo. Para que os alimentos sejam aproveitados em 
nosso organismo para nossa sobrevivência, há várias reações metabólicas até o 
metabolismo completo desses alimentos e a formação de CO2 e H O2 . Uma das 
etapas finais do metabolismo dos alimentos é a formação do ácido (+) lático (
CH CHOH COOH3 − − ) dextrogiro apenas, em nosso sangue e músculos (que 
pode provocar fortes dores musculares quando em excesso depois de um grande 
esforço muscular num tempo relativamente curto).
Outro exemplo importante sobre substâncias quirais foi consequência de um 
medicamento quiral utilizado na Europa por gestantes na década de 60, conhe-
cido como talidomida, um tipo de tranquilizante. Várias gestantes que utilizaram 
este medicamento tiveram bebês com membros atrofiados. Após estes episó-
dios, os pesquisadores descobriram que apenas a (-) talidomida é teratogênica, 
enquanto a (+) talidomida é a que possui o efeito tranquilizante. Como existe o 
risco deste composto se transformar no seu isômero dentro do organismo, este 
medicamento ainda é contraindicado para gestantes.
TIPOS DE ISOMERIA E REAÇÕES QUÍMICAS 
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
IVU N I D A D E182
Talidomida
N
N
N O
H
O
O
Carbono quiral
Figura 27 – Molécula de Talidomina e uma criança vitimada por esta molécula
Fonte: Tabloide, A.E.S.C. Mamaô (2013, on-line)3.
Com isto, a produção de medicamentos passou a ser melhorada pela indústria far-
macêutica, devido aos riscos encontrados em compostos quirais. Os medicamentos 
quirais contribuem com uma parcela muito significativa no mercado farmacêutico.
MECANISMOS DE REAÇÃO
Existem vários tipos de reações químicas possíveis que podem ocorrer em substâncias 
orgânicas. Nesta sessão vamos mencionar algumas delas e suas principais funções.
REAÇÃO DE SUBSTITUIÇÃO 
Ocorre quando um ou mais átomos da molécula orgânica é substituído por outro 
átomo (ou átomos), conforme mostrado a seguir:
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H C H
Molécula-alvo
Cl Cl+ H Cl+
H
H
H C Cl
H
HAtacante
Luz
Nesta reação, o H do CH4 foi 
substituído pelo Cl. É uma reação 
lenta, que somente se processa 
com a ajuda externa da luz.
Figura 28 – Reação de substituição
Fonte: Feltre (2004).
As substituições mais importantes nos alcanos estão apresentadas a seguir:
• halogenação: CH3 CH3H + +ClCl Cl H Cl
Cloro Clorometano
Alcano Haleto
Figura 29 – Reação de halogenaçãoFonte: Feltre (2004).
• nitração: CH3 CH3H + +NO2HO NO2 H2O
Ácido nítrico Nitrometano
Alcano Nitroalcano
Figura 30 –Reação de nitração
Fonte: Feltre (2004).
• sulfonação: CH3 CH3H + +SO3HHO SO3H H2O
Ácido sulfúrico Ácido
metano-sulfônico
Alcano Ácidoalcano-sulfônico
Figura 31 – Reação de sulfonação
Fonte: Feltre (2004).
TIPOS DE ISOMERIA E REAÇÕES QUÍMICAS 
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
IVU N I D A D E184
Essas reações são bastante lentas de um modo geral e ocorrem com o aumento 
de temperatura e auxílio de luz ultravioleta. Os alcanos possuem ligações C C− e 
C H− , relativamente fortes, por isto são pouco reativos. Este fato é devido os alca-
nos serem apolares, assim o outro reagente tem mais dificuldade de atacar o alcano. 
REAÇÃO DE ADIÇÃO
Este tipo de reação ocorre quando há a adição de um reagente em uma molé-
cula orgânica: 
CH2 CH2 CH2
H
CH2 + HCl
Cl
A B CH2 CH2
A B
CH2 CH2 +
Figura 32 – Reação de adição
Fonte: Feltre (2004).
Esta reação ocorre devido a dupla ligação ser formada por ligação sigma e uma 
ligação π. A ligação π é mais fraca comparada à ligação sigma e se quebra com 
mais facilidade, permitindo a adição de átomos aos carbonos. 
A seguir vamos apresentar as adições mais comuns:
a. Adição de hidrogênio (hidrogenação): denominada de reação de Saba-
tier-Senderens, que é utilizada para a produção de margarinas a partir 
de óleos vegetais. 
CH2 CH2 CH3 CH3H2+
Alceno Alcano
Pressão, calor
Catalisador (Ni ou Pt)
Figura 33 – Exemplo de isomeria de cadeia
Fonte: Feltre (2004).
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b. Adição de halogênios (halogenação): a ordem de reatividade para os halo-
gênios é Cl Br I2 2 2  .
CH2+ CH2
Cl
CH2 CH2
Cl
Cl
Alceno Di-haleto
Figura 34 –Reação de halogenação
Fonte: Feltre (2004).
A solução de bromo é utilizada para testar a presença de ligações duplas, 
pois havendo a reação, a coloração vermelho-castanho (cor do bromo) 
irá desaparecer.
c. Adição de halogenidretos HCl, HBr, HI (hidro-halogenção): a ordem de 
reatividade é: HI>HBr>HCl, que é a ordem de força destes ácidos.
CH2+ CH2
Br
CH2 CH2
H
HBr
Alceno Haleto
Figura 35 – Reação de hidro-halogenação
Fonte: Feltre (2004).
d. Adição de água (hidratação): 
CH2+ CH2
OH
CH2 CH2
H
HOH
Alceno Álcool
Figura 36 – Reação de hidratação
Fonte: Feltre (2004).
TIPOS DE ISOMERIA E REAÇÕES QUÍMICAS 
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
IVU N I D A D E186
A reação de adição é uma reação muito importante, pois consiste em adi-
cionar hidrogênio às ligações duplas ou triplas, transformando compostos 
insaturados em saturados. Esta reação foi estudada durante muitos anos 
pelo cientista Paul Sabatier (1854-1941). Estas reações são fáceis de realizar, 
e devido ao estudo de catalizadores desenvolvido por Sabatier, foi possível 
inovar as técnicas utilizadas nas sínteses orgânicas, o que lhe concedeu o 
Prêmio Nobel de Química em 1912. 
Figura 37 – Imagem do Pesquisador Paul Sabatier
Fonte: Feltre (2004).
REAÇÃO DE ELIMINAÇÃO
De acordo com McMurry (2005), estas reações ocorrem quando alguns átomos 
ou grupos de átomos são eliminados da molécula orgânica, conforme o exem-
plo apresentado a seguir.
Mecanismos de Reação
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Esses átomos de cloro são
eliminados (arrancados)
da molécula orgânica.
H2C CH2
ClCl
+ CH2 CH2Zn + ZnCl2
Figura 38 – Reação de eliminação
Fonte: Feltre (2004).
Podemos notar que a reação de eliminação é uma reação inversa a reação de adição.
a. Eliminação de hidrogênio (desidrogenação): um exemplo muito impor-
tante ocorre na indústria petroquímica, pois a partir de alcanos (presentes 
no petróleo) podemos obter alcenos: 
H2C CH2
H
CH2 CH2 H2+
H
Calor
Catalisador
Alcano Alceno
Figura 39 – Reação de desidrogenação
Fonte: Feltre (2004).
b. Eliminação de halogênios (de-halogenação): nesta reação, a eliminação 
do halogênio é facilitada pela adição de um metal. 
H2C CH2
BrBr
Di-haleto
Zn+ ZnBr2+
Álcool
CH2 CH2
Alceno
Figura 40 – Reação de de-halogenação
Fonte: Feltre (2004).
TIPOS DE ISOMERIA E REAÇÕES QUÍMICAS 
Reprodução proibida. A
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IVU N I D A D E188
c. Eliminação de halogenidretos, HCl, HBr, HI (desidro-halogenação): esta 
reação ocorre na presença de KOH em solução alcoólica, devido a esta 
base conseguir eliminar o ácido (HBr) de uma molécula orgânica. 
H2C CH2
BrH
Haleto
ZnBr2+KOHÁlcool CH2 CH2
Alceno
Figura 41 – Reação de desidro-halogenação
Fonte: Feltre (2004).
Por que certas reações químicas são denominadas na indústria de “Química fina”?
Certas reações químicas realizadas na indústria necessitam de reagentes 
que possuem o preço comercial elevado, limitando seu uso para produtos 
específicos, como exemplo, medicamentos e cosméticos, que também terão 
os preços elevados devido aos custos de produção.
(Ricardo Feltre)
É importante notar que existe uma competição entre as reações de subs-
tituição e a eliminação: 
HX+CHCH
H
���
Alceno
KX+CHCH ���
OH
H
CHCH ���
X
Álcool
����������
����������
���
��������
�����
��
��	����	�
�������
Figura 42 – Exemplo da diferença entre reações
Fonte: Feltre (2004).
Mecanismos de Reação
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Quais foram as dificuldades encontradas por Pasteur no processo de separa-
ção de uma mistura racêmica? 
Podemos citar duas dificuldades neste processo: 
• A primeira é encontrar o microrganismo adequado que tenha afinidade 
por um dos compostos isômeros. 
• A segunda é que o microrganismo irá consumir um dos compostos, ou 
seja, vamos perder um composto, e aproveitar somente um deles.
Fonte: Feltre (2004).
Pode-se notar que a reação de eliminação é facilitada pelo uso de bases 
fortes (KOH, NaOH, etc.) em solução alcoólica, enquanto a substituição 
ocorre mais facilmente na presença de bases fracas (AgOH) ou bases for-
tes em soluções diluídas. Além disto, pode notar que:
Haletos primários Haletos secundários Haletos terciários
Há predomínio da eliminação
Há predomínio da substituição
Figura 43 – Exemplo de condições específicas para as reações
Fonte: Feltre (2004).
d. Eliminação da água (desidratação): partindo-se de álcoois de cadeias 
longas, podemos verificar a reação de desidratação apresentada a seguir:
H2C CH2
OHH
Álcool
H2O+170°CH2SO4 CH2 CH2
Alceno
Figura 44 – Reação de desidratação
Fonte: Feltre (2004).
TIPOS DE ISOMERIA E REAÇÕES QUÍMICAS 
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
IVU N I D A D E190
É importante notar que na desidratação dos álcoois de duas formas:
 ■ Desidratação intramolecular: quando a reação ocorre na própria molé-
cula de álcool: 
CH2 CH2
OHH
Álcool
H2O+170°CH2SO4 CH2 CH2
Alceno
Figura 45 – Exemplo de desidratação intramolecular
Fonte: Feltre (2004).
 ■ Desidratação intermolecular: quando a reação ocorre entre duas molé-
culas de álcool: 
CH3 CH2 CH2 CH3OH HO+ CH3 CH3CH2 CH2O
Álcool Álcool
H2O+140°CH2SO4
Éter
Figura 46 – Exemplo de desidratação intermolecular
Fonte: Feltre (2004).
Esta reação é muito importante para a produção de éteres e é mais comum 
em álcoois primários. Já os álcoois secundários e terciários tende a desi-
dratar-se intramoleculamente, formando alcenos correspondentes.
Considerações Finais
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CONSIDERAÇÕES FINAIS
Nesta unidade conhecemos alguns tipos de ligações químicas formadas a par-tir da união (mistura) de orbitais eletrônicos, que denominamos de processo de 
hibridação ou hibridização. Muitos compostos orgânicos que fazem parte do 
nosso dia a dia fazem este tipo de ligação e, devido a isto, apresentam caracte-
rísticas especificas devido a força que existe entre os tipos de ligações químicas.
Também estudamos as principais formas de isomeria encontradas na natu-
reza e sua importância. Com isto, entendemos que é comum que os átomos que 
constituem a mesma fórmula química se agrupem de forma diferente, produ-
zindo estruturas químicas diferentes e, consequentemente, compostos diferentes 
também. Vimos a importância da isomeria na Bioquímica, pois muitas proteínas 
e hormônios animais e vegetais são formados a partir de uma estrutura química 
bem definida, que em muitos casos são compostos isômeros. Como as reações 
para formação de compostos são bastante especificas, podemos observar que ape-
nas um dos compostos isômeros possuem afinidade para a reação e o outro não. 
A partir das estruturas químicas bem definidas (compostos orgânicos) obser-
vamos que a quantidade de reações químicas possíveis é muito grande para 
composto polares, ou seja, bastante reativos, e que para compostos apolares é pre-
ciso utilizar algum tipo de catalizador para que a reação ocorra. Algumas reações 
estudadas, por exemplo, a reação de hidrogenação, são muito importantes, pois 
estão presentes em vários setores da indústria, como na indústria de alimentos.
A partir do conhecimento acerca do que foi abordado neste capítulo, podemos 
observar a formação de uma variedade de compostos orgânicos quirais presen-
tes no nosso dia a dia, e também em vários setores da indústria. Além disso, as 
principais reações químicas foram apresentadas e sua importância sobre alguns 
aspectos foram mencionados, por exemplo, na produção de margarina a partir 
da reação de hidrogenação.
192 
1. Em nossa cozinha, ao preparar uma deliciosa refeição, utilizamos óleo para co-
zinhar vários tipos de alimentos. Os óleos são compostos insaturados, ou seja, 
a ligação entre os átomos de carbono são duplas ligações. Com relação à dupla 
ligações entre carbonos é correto afirmar que:
a) Existem duas ligações do tipo sigma.
b) Existem duas ligações do tipo p .
c) A ligação do tipo sigma é mais fraca que a ligação do tipo p .
d) A ligação do tipo sigma é mais forte que a ligação do tipo p .
e) Todas as alternativas estão erradas.
2. Utilizamos a reação de desidratação para eliminar a água de algumas substân-
cias, por exemplo, do álcool. Sobre a reação de desidratação do composto a 
seguir, podemos afirmar que:
H2C CH2
BrH
Haleto
ZnBr2+KOHÁlcool CH2 CH2
Alceno
a) Trata-se de uma reação de alcoólise. 
b) Trata-se de uma reação de desidratação intermolecular.
c) É uma reação de desidratação intramolecular.
d) É uma reação de eliminação de hidrogênio. 
e) Todas as afirmativas estão corretas. 
193 
3. Quando ingerimos uma bela refeição, seja no café da manhã ou almoço, estes 
alimentos passam por várias reações metabólicas até virar energia para nosso 
organismo desempenhar funções biológicas, e uma infinidade de atividades. 
Qual a substância presente no sangue e nos músculos que pode provocar do-
res musculares após um esforço físico prolongado?
a) Uma amina primária.
b) O ácido (-) lático.
c) O ácido (+) lático.
d) O ácido (+) lático e o ácido (-) lático.
e) Uma amida terciária.
4. Quando deixamos um pão por um tempo exposto a temperaturas próximas 
dos 30°C e umidade alta, verificamos a presença de um bolo verde. Pasteur 
observou que quando era adicionado o microrganismo - Penicillium glaucum 
(bolor verde) - na mistura racêmica de ácido tartárico, o microrganismo tinha 
preferência por atingir a forma dextrogira, persistindo somente a forma levogi-
ra. Com relação à mistura racêmica é correto afirmar que:
a) É composta somente pelo composto na forma levogira.
b) É composta somente pelo composto na forma dextrogira.
c) É composto pela mesma proporção do isômero dextrogiro e levogiro.
d) A separação de uma mistura racêmica não destrói nenhum dos componen-
tes isômeros.
e) Todas as afirmações estão corretas.
194 
5. Quando acordamos pela manhã e preparamos um café matinal de pão com mar-
garina, estamos consumindo um produto proveniente de um óleo vegetal. A re-
ação que ocorre para a produção de margarina é realizada a partir da adição de 
hidrogênio, transformando um composto insaturado (óleo vegetal) em um com-
posto saturado (margarina). Qual é a reação utilizada na produção de margarina?
a) Reação de Substituição-halogenação.
b) Reação de Eliminação.
c) Reação de Eliminação-desidratação.
d) Reação de Adição-hidrogenação.
e) Reação de Substituição-desidratação.
195 
REAÇÃO DE SUBSTITUIÇÃO- MECANISMO DE RADICAIS LIVRE
De acordo com Atkins (2012), a grande preocupação dos cientistas não era somente 
com a reação em si, mais como ela ocorre, por que algumas são mais rápidas e outras 
mais lentas. Assim, começaram a estudar o mecanismo da reação, na forma de etapas 
que a reação ocorre. Vamos ver como se processa a seguinte reação:
CH4 + Cl2 HCl+Luz CH3Cl
Figura 47 – Exemplo de substituição.
Fonte: Feltre (2004).
As duas moléculas reagentes são apolares, porém a luz promove a quebra da ligação:
ClCl Cl21ª etapa(iniciação)
Elétron isolado ou
desemparelhado
(Reação lenta - lembre-se 
que a velocidade de uma 
reação depende da etapa 
lenta.)
Figura 48 – Exemplo da primeira etapa da reação 
Fonte: Feltre (2004).
O processo de reação continua e os radicais formados pelas duas moléculas de Cl (de-
nominados de radicais livres), são muito instáveis e, pois o elétron desemparelhado pro-
cura outra molécula para se agrupar. Portanto, a reação continua:
C
H
HH
H
+ Cl2 + HClC (Reação rápida)
H
H
H
2ª etapa
(Propagação)
Molécula-
alvo
Verdadeiro
atacante
Novo radical
livre
Figura 49 – Exemplo da segunda etapa da reação 
Fonte: Feltre (2004).
196 
O novo radical formado H C3 procura por uma outra molécula para continua a reação:
C
H
H
H
+ Cl Cl + ClClC (Reação rápida)
H
H
H
3ª etapa
(Propagação)
Molécula �nal
desejada
Novo radical
livre
Figura 50 – Exemplo da terceira etapa da reação
Fonte: Feltre (2004).
Novamente há a formação do radical Cl , que irá reagir com outra molécula. 
ou+
+
Cl
(Reação rápida)
HC3 CH3 CH3 CH3 etc.
Cl Cl2
4ª etapa
(Finalização)
Figura 51 – Exemplo da quarta etapa da reação
Fonte: Feltre (2004).
Esta não é uma finalização desejada, porém sempre ocorre. Assim, as reações apresenta-
das são um exemplo de reação denominada de mecanismo de radicais livres. Este tipo 
de mecanismo ocorre em muitas reações de bioquímicas, como por exemplo no proces-
so de envelhecimento do nosso organismo.
Fonte: Feltre (2004).
Material Complementar
MATERIAL COMPLEMENTAR
Química Orgânica: Funções e isomeria
Luciana da Conceição Pavanelli
Editora: Érica
Sinopse: com exercícios de aplicação, este livro busca definir os conceitos 
básicos pertinentes à química orgânica e apresentar os compostos orgânicos 
mais utilizados no cotidiano. Apresenta conceitos e propriedades da isomeria 
plana e da espacial em compostos orgânicos, permitindo entender as 
diferenças entre as estruturas e as funções das substâncias. Pode ser usado nos cursos técnicos 
em Análises Clínicas, Análises Químicas, Controle Ambiental, Farmácia, Meio Ambiente, Química, 
entre outros.
REFERÊNCIASREFERÊNCIAS
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
FELTRE, R. Química. 6. ed. São Paulo: Moderna, 2004.
MCMURRY, J. Química Orgânica. 6. Ed. [S.l]: Editora Thomson, 2005. vol. 1 e 2
MORRISON, R. T.; BOYD, R. N. Química Orgânica. 11. ed. [S.l]: Editora Fundação Ca-
louste Gulbenkian, 1994.
PAVANELLI, L. C. Química Orgânica: Funções e isomeria. São Paulo: Érica 2014.
SOLOMONS, T. W. G.; FRYLE, C. B.; SNYDER, S. A Química Orgânica. 12. ed. Rio de 
Janeiro: LTC, 2018.
REFERÊNCIAS ON-LINE1 Em: http://www.quimica.seed.pr.gov.br/modules/galeria/detalhe.php?foto=1807&e-
vento=5. Acesso em: 17 jun. 2019.
2 Em: http://www.quimica.seed.pr.gov.br/modules/galeria/detalhe.php?foto=1807&e-
vento=5#menu-galeria. Acesso em: 17 jun. 2019. 
3 Em: <http://tabloideaescmamao.blogspot.com/2013/08/talidomida-medicamento-
-que-causa_2.html>. acesso em: 22 jul. 2019.
198
http://www.quimica.seed.pr.gov.br/modules/galeria/detalhe.php?foto=1807&evento=5
http://www.quimica.seed.pr.gov.br/modules/galeria/detalhe.php?foto=1807&evento=5
http://www.quimica.seed.pr.gov.br/modules/galeria/detalhe.php?foto=1807&evento=5#menu-galeria
http://www.quimica.seed.pr.gov.br/modules/galeria/detalhe.php?foto=1807&evento=5#menu-galeria
http://tabloideaescmamao.blogspot.com/2013/08/talidomida-medicamento-que-causa_2.html
http://tabloideaescmamao.blogspot.com/2013/08/talidomida-medicamento-que-causa_2.html
GABARITO
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1. D.
2. C.
3. C.
4. C.
5. D.
GABARITO
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Professora Dra. Paola dos Santos Gaschi Marques
Professor Me. Thiago Baldasso de Godoi
PROPRIEDADES FÍSICAS, MISTURAS, 
TÉCNICAS DE SEPARAÇÃO, 
TITULAÇÃO E NOÇÕES BÁSICAS DE 
SEGURANÇA EM UM LABORATÓRIO
Objetivos de Aprendizagem
 ■ Entender os conceitos e as propriedades físicas dos materiais, tais como 
ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, solubilidade, que interferem 
no processo de formação e separação de misturas homogêneas e 
heterogêneas.
 ■ Compreender as principais técnicas experimentais de separação de 
misturas homogêneas e heterogêneas, presentes nas diversas fases.
 ■ Entender a determinação experimental da concentração de soluções ácidas 
e básicas por meio de titulações e medidas de pH.
 ■ Verificar os principais cuidados que devem ser observados antes de 
adentrar em um laboratório de química. 
Plano de Estudo
A seguir, apresentam-se os tópicos que você estudará nesta unidade:
 ■ Propriedades físicas dos materiais e misturas
 ■ Técnicas de separação de misturas
 ■ Titulação, padronização e medidas de pH
 ■ Noções básicas de segurança e cuidados laboratoriais
INTRODUÇÃO
Olá aluno(a), nas unidades anteriores, vislumbramos diversos conceitos bási-
cos da química tanto das funções inorgânicas quanto das funções orgânicas. 
Nesta unidade entenderemos que os compostos químicos em sua grande maio-
ria se encontram misturados a outros compostos, e que as delimitações dessas 
misturas podem ou não ser visíveis a olho nu, e que isso é influenciado por pro-
priedades físicas dos materiais, como a solubilidade, polaridade das moléculas, 
que interfere na formação de misturas homogêneas e heterogêneas. Estudaremos 
também o ponto de fusão, ebulição e a densidade dos materiais que são proprie-
dades características dos mesmos, sendo empregadas desde o dimensionamento 
de equipamentos industriais até mesmo no controle de qualidade, para identifi-
cação de fraudes, qualidade de produtos fabricados, entre outros. Ainda, dentro 
do campo da mistura, estudaremos algumas das principais técnicas experimentais 
empregadas no laboratório para a separação das misturas, sejam entre compos-
tos orgânicos ou inorgânicas, que também se utilizam das propriedades físicas 
dos materiais para promover tal separação. Por meio da densidade, por exemplo, 
é possível realizar o tratamento da água potável nos sistemas de abastecimento 
público do país, e por meio do ponto de fusão é possível separar a água do álcool 
e permitir que utilizemos o etanol como combustível em nossos veículos. No 
contexto experimental, verificaremos a forma de se determinar a concentração 
de soluções com caráter ácido ou básico, utilizando-se de práticas muito comuns 
na química, a titulação, a padronização e também por meio de medidas de pH, 
aprendendo um pouco sobre os aparelhos utilizados e colocando em prática os 
conceitos teóricos estudados sobre as funções ácidos, bases e sais. Citaremos, 
ainda, algumas regras e condutas a serem tomadas para a preservação da segu-
rança nos laboratórios. Entenderemos que existem equipamentos de proteção, 
denominados de equipamentos de proteção individual e coletivo, que nos pro-
porcionam maior segurança em relação aos fatores de riscos físicos (como a 
temperatura, superfícies cortantes), químicos (causados pela manipulação de 
reagentes químicos) e biológicos (causados pelos riscos atrelados a presença de 
microrganismos) presentes em um laboratório proporcionando uma redução 
dos danos causados em casos de eventuais acidentes.
PROPRIEDADES FÍSICAS, MISTURAS, TÉCNICAS DE SEPARAÇÃO, TITULAÇÃO E NOÇÕES BÁSICAS DE SEGURANÇA EM UM LABORATÓRIO
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
VU N I D A D E202
Propriedades Físicas dos Materiais e Misturas
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PROPRIEDADES FÍSICAS DOS 
MATERIAIS E MISTURAS
Conforme mencionamos nas unidades anterio-
res, as transformações químicas são de grande 
interesse para a química, pois nos permite pro-
duzir novos compostos. Vimos também, que 
em diversas circunstâncias, as transformações 
químicas não formam um único produto, mas 
uma mistura de compostos, em que os produ-
tos de interesse estão formando uma solução 
com outros produtos que não são desejados, 
chamados de subprodutos. Desse impasse, nos 
surgirá a necessidade do conhecimento dos 
processos de separação, que se utilizam das 
propriedades físicas da matéria, tais como den-
sidade, ponto de ebulição, solubilidade, entre outras, para separar o produto que 
é de interesse daqueles subprodutos da reação (GODOI, 2016, p. 163). 
Para ilustrar tal situação, podemos citar como exemplo o processo de pro-
dução de queijos. As proteínas do leite possuem uma “capa” protetora, chamadas 
de micelas (que deixam a proteína estável) e que são desestabilizadas pela ação 
da cultura láctica (cultura bacteriana) e ficam expostas ao meio reacional. Essas 
proteínas possuem uma carga parcial negativa, e quando estão desestabilizadas 
ligam-se com o cátion Cálcio (Ca2+) para atingir a estabilidade, produzindo um 
coágulo insolúvel (o nosso queijo), formando, assim, uma mistura heterogênea 
com o soro do leite. Este coágulo, mais denso, precipita-se no fundo do tanque 
reacional. Em seguida, são empregados técnicas de separação para separar a mis-
tura (coágulo e soro de leite). Então, o coágulo, após processos adicionais, irá 
formar o famoso queijo que tanto apreciamos (GODOI, 2016, p. 163). 
Agora que exemplificamos a importância dos processos de separação, precisa-
mos definir as misturas. Antes disso, é preciso conhecer um conceito importante, 
chamado de fase.
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VU N I D A D E204
FASES
De acordo com Russel (1994), fase é definida como sendo uma região distinta, 
onde todas as propriedades naquela região são as mesmas. Para exemplificar tal 
situação, podemos citar um copo de água pura. Nesta amostra, temos apenas uma 
única fase, pois em qualquer região dessa amostra, as propriedades, tempera-
tura, composição, densidade, viscosidade, entre outras, são idênticas. No entanto, 
ainda de acordo com o autor, se adicionarmos cubos de gelo nesse copo de água, 
iremos formas duas fases: a fase sólida e a fase líquida. Neste mesmo sistema, se 
adicionarmos óleo de cozinha, este, por ser insolúvel, não irá se misturar com a 
água e com o gelo, formando três fases (GODOI, 2016, p. 163).
Quais outros sistemas bifásicos (com mais de 
uma fase) podemos destacar em nosso dia a 
dia? Ora, se misturarmos uma grande quan-
tidade de sal na água, o sal não dissolvido, 
depositado no fundo, forma uma nova fase. 
No processo de preparação do café, também 
temos duas fases: a água que contém a cafeína 
dissolvida formando uma fase e o pó do café 
formandooutra fase (GODOI, 2016, p. 163).
E o que aconteceria se misturarmos água 
com álcool? Quantas fases teríamos? Ora, a 
água e o álcool são miscíveis, misturam-se por 
completo, formando apenas uma única fase, 
conforme veremos adiante. As fases podem ser 
sólidas, líquidas ou gasosas. Quase todas as com-
binações de fases são possíveis, exceto quando há 
a presença de uma única fase gasosa (RUSSELL, 
1994; GODOI, 2016, p. 163).
Figura 1 - Mistura com duas fases: água e gelo
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MISTURAS HOMOGÊNEAS E HETEROGÊNEAS
A mistura é uma reunião ou uma combinação física de duas ou mais substâncias, 
nas quais cada uma mantém sua própria identidade química (ou seja, quando 
não ocorre uma transformação química entre os compostos para produzir novos 
produtos com outras identidades químicas) (LENZI et al., 2015; GODOI, 2016).
Em relação ao aspecto, as misturas são classificadas em homogêneas e heterogê-
neas. A mistura homogênea apresenta uma única fase, enquanto que as heterogêneas 
apresentam mais de uma fase. Para exemplificar, pensemos em algumas mistu-
ras homogêneas: a água salgada (composta principalmente por água e cloreto de 
sódio), a gasolina (composta principalmente por hidrocarbonetos e água), o vinagre 
(composta principalmente por ácido acético e água), o aço-carbono (ferro, car-
bono, manganês, silício e fósforo), o ar atmosférico (oxigênio, nitrogênio e dióxido 
de carbono), entre outros. Os componentes podem estar presentes nessas mistu-
ras em qualquer número (RUSSELL, 1994; GODOI, 2016).
A mistura homogênea, com uma única fase, é usualmente chamada de solu-
ção. Para distinguir solução de substância pura, nos laboratórios, podemos utilizar 
a propriedade física de temperatura de mudança de fase, ponto fusão, ebulição 
etc. Uma substância pura, como a água, ferve e muda de fase em uma tempe-
ratura fixa. Já uma solução, ou uma mistura homogênea, como a água salgada, 
tem a temperatura de ebulição aumentada gradualmente. Isso ocorre devido ao 
fato do ponto de ebulição da solução depender da composição da mistura, ou 
seja, o quanto temos de cada um dos produtos que formam a mistura (RUSSELL, 
1994; GODOI, 2016). 
As misturas heterogêneas "são mais fáceis de serem identificadas, pois for-
mam mais de uma fase. São exemplos de misturas heterogêneas: água com óleo, 
água e gelo, areia e pedra, entre outros" (GODOI, 2016, p. 163).
Agora que já entendemos os conceitos de misturas, estamos aptos a iniciar 
os estudos das técnicas de separação, que nos permite separar os componentes 
de uma mistura. Antes disso, iremos apresentar algumas propriedades físicas das 
substâncias, tais como ponto de fusão e ebulição, densidade, solubilidade, mis-
cibilidade que nos auxilia no processo de separação de misturas.
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VU N I D A D E206
PONTO DE FUSÃO E PONTO DE EBULIÇÃO 
O ponto de fusão e de ebulição de um composto orgânico irá depender forte-
mente de dois fatores:
 ■ Forças intermoleculares que existem entre as moléculas do composto. 
 ■ Tamanho ou massa molecular das moléculas do composto.
Esta relação ocorre da seguinte forma, quanto maior a massa molecular ou tama-
nho da molécula de um composto orgânico, maior será a temperatura de fusão e 
de ebulição. Podemos observar esse comportamento em alcanos normais: 
300
200
100
0
-100
-200
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16
Número de átomos de carbono
Te
m
pe
ra
tu
ra
 d
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eb
ul
iç
ão
 (º
C)
Estado gasoso
Temperatura ambiente
Estado líquido
C4H10
C3H8
C2H6
CH4
Figura 2 – Temperaturas de ebulição dos alcanos normais
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Para os alcanos normais, apresentados neste exemplo, pode-se notar que a molé-
cula de butano possui uma temperatura de ebulição maior que a molécula de 
metano. Isto é devido ao tamanho ou peso molecular da molécula de butano ser 
maior que a molécula de metano. 
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Outro fator que pode ter influência na temperatura e fusão e ebulição é o 
tipo de ligação que une as moléculas. No caso dos alcanos normais temos apenas 
ligações do tipo Van der Waals, que são consideradas ligações fracas compara-
das com outros tipos de ligação como as de hidrogênio, por exemplo. Assim, 
a força de interação entre as moléculas que possuem ligações do tipo Van der 
Waals são pequenas, o que reflete no baixo ponto de ebulição destes compostos. 
Já os haletos orgânicos possuem maior eletronegatividade, e com isto tor-
nam-se mais polares que os alcanos, devido à molécula de halogênio formar uma 
maior densidade eletrônica ao seu redor. Então o tipo de ligação que ocorre nos 
haletos orgânicos é do tipo dipolo-dipolo, que é mais forte se comparada as for-
ças de Van der Waals. 
H3C Cl
δ+
μ = 1,87 D
δ-
Figura 3 – Momento dipolar do clorometano
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Assim, as moléculas dos haletos possuem maior atração, o que influencia nas 
propriedades físicas, como ponto de fusão e ebulução. Portanto, o ponto de fusão 
e ebulição nos haletos são mais altos do que nos alcanos correspondentes con-
forme apresentado na tabela a seguir:
Tabela 1 - Ponto de Ebulição dos compostos
COMPOSTO PONTO DE EBULIÇÃO (°C)
CH4 -161,5
CH3F -78,2
CH3Cl -23,8
CH3Br 4,5
CH3l 42,4
Fonte: Feltre (2004).
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VU N I D A D E208
DENSIDADE
A densidade de um material é a razão entre a massa (m) da substância e o 
volume (V) desta substância, em uma dada condição de temperatura e pressão. 
Sendo sua representação matemática dada por (GODOI, 2016, p. 121):
d m
V
=
No sistema internacional, a unidade da densidade é kg m/ 3, sendo amplamente 
utilizada as unidades g/cm3. É comum encontrarmos, na literatura, diversos valo-
res de densidade para uma grande variedade de compostos na pressão atmosférica 
(1 atm) e temperatura ambiente (20 ou 25 °C) (GODOI, 2016, p. 121).
Em relação ao significado físico da densidade, ela nos revela o quanto a massa 
está comprimida dentro do corpo. Por exemplo, para dois corpos de mesmo 
volume, no primeiro corpo, com a presença de algodão, temos uma massa de 
1 kg de algodão, enquanto que para o mesmo volume, ocupado por ferro, tere-
mos 100 kg de ferro.
1 kg de 
algodão que 
ocupa um 
volume V1
100 kg de 
ferro que 
ocupa um 
volume V1
Figura 4 - Substâncias com densidades diferentes e mesmo volume
Fonte: os autores.
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Segundo a teoria do Big Bang, toda a matéria, do universo inteiro, estava 
concentrada em um único ponto, menor que a cabeça de um alfinete. Você 
consegue imaginar a densidade deste ponto?
A densidade é uma técnica muito empregada para se determinar o grau de pureza 
de diversas substâncias. Por exemplo, a densidade é um parâmetro de qualidade 
utilizado em indústrias de laticínios para a análise da qualidade do leite; em 
postos de combustíveis para avaliar a qualidade do álcool e a quantidade de eta-
nol presente na gasolina. Além disso, ela também é empregada na indústria de 
transformação, como na produção do álcool ou açúcar, em uma das etapas, há 
a fermentação do caldo de cana para produção do álcool pela ação de determi-
nada cultura de bactérias.Para separação do álcool formado, isso pode ser feito 
por meio da densidade. A cultura de bactérias, geralmente, possui maior densi-
dade e se deposita no fundo, podendo o composto líquido ser retirado na parte 
superior para ser concentrado em processos posteriores (GODOI, 2016, p. 121). 
Outra aplicação está em reações químicas que produzem uma mistura de 
compostos imiscíveis, ou seja, que não se misturam. Pode ser empregada a pro-
priedade das diferenças das densidades para se promover a separação, ou seja, 
o composto com menor densidade fica na parte superior e os de menores den-
sidades na parte de baixo, facilitando o processo de separação. Isso é verificado 
na produção do sabão sólido a partir de óleos de cozinha usados, em que há a 
produção de uma “pasta” menos densa que fica na superfície, permitindo sua 
separação (GODOI, 2016, p. 121).
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VU N I D A D E210
Variáveis que Influenciam a Densidade
A seguir, iremos mencionar algumas variáveis que podem interferir nos valores 
experimentais da densidade dos compostos:
 ■ Temperatura: para substâncias líquidas puras, a densidade é influenciada pela 
temperatura e pressão (LENZI et al., 2015). Em geral, o aumento da tempera-
tura aumenta a energia das moléculas (agitação), aumentando o espaçamento 
entre elas que, consequentemente, aumenta o volume. Na fórmula da densi-
dade, o volume encontra-se no denominador, fazendo com que a densidade 
diminua com o aumento da temperatura (GODOI, 2016, p. 121). 
A densidade para grande parte dos compostos sólidos é influenciada em 
pequena escala com a variação da temperatura (GODOI, 2016, p. 121). 
 ■ Pressão: em relação à pressão, a variação dessa propriedade afeta muito 
pouco nos valores da densidade de líquidos e sólidos. Isso é explicado 
pelo fato das moléculas, nesses estados, estarem muito próximas umas 
das outras e um aumento da pressão externa não promove uma aproxi-
mação substancial que seja capaz de alterar significativamente o volume 
e, consequentemente, os valores da densidade. Para se ter uma ideia, é 
necessário um grande aumento na pressão para uma pequena mudança 
na densidade da água (GODOI, 2016, p. 121).
 ■ Composição: para misturas, soluções, a densidade é função, também, da 
composição. Pensemos, por exemplo, em uma mistura de dois líquidos 
miscíveis, ou seja, aqueles que se misturam e formam apenas uma única 
fase. Um dos componentes tem uma menor densidade e o outro tem 
maior densidade. Ao se adicionar, na mistura, uma maior quantidade do 
componente de maior densidade, aumentamos a densidade da mistura 
formada, pois teremos uma maior proporção do componente com maior 
densidade na mistura formada. Esta regra é clara para grande parte dos 
casos usuais (GODOI, 2016, p. 121).
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Exemplo 1: para a produção de queijos, há a necessidade de se adicionar um 
composto conhecido, como coalho ou cultura láctica, que nada mais é do que 
bactérias que utilizam como alimento o leite, produzindo em conjunto com 
processos adicionais, um composto sólido e insolúvel de cor clara, o queijo. Um 
determinado laticínio recebeu amostras de coalho com um melhor preço do que 
o fornecedor atual. No rótulo desse novo produto consta que deve ser adicio-
nado 100 g do coalho para cada 100 kg de leite. Contudo, o leite adicionado nos 
tanques de fabricação é medido em volume (L). Como deve se proceder para 
determinar a quantidade exata de coalho a ser adicionado? (Suponha que a 
temperatura é de 15 °C e pressão de 1 atm.)
Para determinar a relação correta, é preciso conhecer a densidade do leite nas 
condições especificadas. Como a densidade é uma relação de massa por volume, 
de posse desse valor, pode-se determinar qual o volume de leite que corresponde 
aos 100 kg que são necessários.
Suponha que a densidade do leite nas condições especificadas é de 1,032 
g por mL. Isto é, cada 1,032 g de leite, nas condições especificadas, ocupa um 
volume de 1 mL. 
Por meio de uma regra de três e sabendo que 1 kg = 1.000 g ou, ainda, 100 
kg = 100.000 g:
1 032 1
100 000
96 899 22
,
.
. ,
g mL
g
X mL
 -------- 
 -------- x
 = de leite ou L de leite, ,96 90
Densidade Relativa 
Uma das aplicações do conceito de densidade relativa está relacionado a mis-
turas de compostos imiscíveis (aqueles que não se misturam, que formam duas 
fases distintas, ou seja, misturas heterogêneas), sendo empregado para determi-
nar qual das substâncias fica na parte superior ou na parte inferior. No caso da 
mistura de dois líquidos, aquele com a menor densidade fica na parte superior. 
Isso explica o motivo do óleo ficar acima da água, ou o gelo boiar na água, ou 
seja, por possuírem densidades menores que da água (GODOI, 2016, p. 121). 
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VU N I D A D E212
A densidade relativa é definida pela razão entre a densidade 
de duas substâncias, ou seja (LENZI et al., 2015):
densidade relativa densidade A
densidade
 
 B
=
Por ser uma divisão de duas unidades iguais (g/mL / g/mL), 
o resultado gerado é um número adimensional, ou seja, sem 
unidades. 
Quando o resultado da divisão é um número menor que 
1, o composto B se deposita no fundo. Quando é maior que 
1, o composto A se deposita no fundo.
Exemplo 2: considere que a densidade do óleo de cozinha comercial é 0,891 g/
cm3, e que da água é 1,000 g/cm3, em uma dada condição de temperatura e pres-
são. Se for realizada a mistura destes dois líquidos em um béquer, determine, 
nessas condições, qual será o líquido que ficará na parte superior e qual ficará 
na parte inferior do béquer. 
Para resolver esse problema basta calcular a densidade relativa:
densidade relativa densidade A
densidade
 
 B
=
densidade relativa g cm
g cm
g cm = =0 891
1 000
0 891
3
3
3,
,
,
Como a densidade relativa foi menor que 1, pela regra anteriormente apresen-
tada, o composto B, ou seja, a água, ficará abaixo do óleo.
SOLUBILIDADE
De acordo com Lenzi et al. (2015), a solubilidade de um soluto sólido é a capa-
cidade que uma substância no estado sólido possui de dissolver-se em uma 
determinada quantidade de solvente líquido, em uma dada condição de tempe-
ratura e pressão, formando uma solução. Um exemplo seria a solubilidade do sal 
Figura 5 - Densidade relativa 
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de cozinha em água. Na temperatura de 0 ºC, a solubilidade é de 35,7 g em 100 
mL de água. Essa é a quantidade máxima de NaCl que pode ser dissolvida em 
água para produzir uma solução em equilíbrio estável. Este número é chamado 
de coeficiente de solubilidade e para grande parte dos compostos, é disponível 
na literatura (GODOI, 2016, p. 163).
Fatores que Afetam a Solubilidade
A seguir, iremos ilustrar os fatores que afetam a solubilidade e/ou miscibilidade 
dos compostos:
 ■ Interação soluto solvente: as forças de atração e repulsão relativas entre 
as moléculas do soluto e do solvente têm um papel muito importante no 
processo de dissolução (BROWN et al., 2016) e, consequentemente, afe-
tam a solubilidade e também a miscibilidade dos compostos. Quanto mais 
forte as atrações entre as moléculas de soluto e do solvente, maior a solu-
bilidade. Em outras palavras, um composto é solúvel/ miscível em outro 
quando existem forças que permitem que suas moléculas fiquem próxi-
mas umas das outras.Caso contrário, os compostos são insolúveis e não 
se misturam (GODOI, 2016, p. 163). 
Miscibilidade
De acordo com Brown et al. (2016), o exame de diferentes combinações de 
solventes e solutos nos leva a uma importante generalização: substâncias 
com forças atrativas similares tendem a ser solúveis entre si, que é bastan-
te conhecida, como “semelhante se dissolve em semelhante”. Dessa forma, 
substâncias apolares (que não possuem carga) são mais prováveis de serem 
solúveis em solventes apolares; solutos iônicos e polares são mais prováveis 
de serem solúveis em solventes polares. Como exemplo, óleo e água não se 
misturam porque a água é polar (formam-se polos de acúmulo de cargas 
positivas e negativas na molécula) e o óleo apolar (não se formam estes po-
los), por este motivo, são chamados de compostos imiscíveis.
Fonte: os autores.
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VU N I D A D E214
 ■ Efeitos da pressão: a pressão tem pouca interferência na solubilidade de 
sólidos e líquidos. Ela influência de forma mais pronunciada na solubili-
dade de gases (BROWN et al., 2016; GODOI, 2016). 
 ■ Efeitos da temperatura: a solubilidade da maioria dos solutos sólidos na 
água aumenta à medida que a temperatura da solução aumenta (BROWN 
et al., 2016; GODOI, 2016). 
TÉCNICAS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS
Considere a transformação química a seguir, dada pela seguinte reação:
A B C D+ → +
Nessa transformação, há a formação dos produtos C e D. Contudo, se apenas o 
produto C é o de interesse comercial, como proceder para promover essa sepa-
ração? Para isso, devemos utilizar das técnicas de separação. Essas técnicas nos 
permitem separar componentes de misturas homogêneas, heterogêneas, utilizan-
do-se de propriedades físicas e químicas dos materiais (GODOI, 2016, p. 163). 
Se são utilizadas propriedades físicas, não há alteração da estrutura das subs-
tâncias que ali estão presentes. Por exemplo, imaginemos um dos processos do 
tratamento de água para consumo humano que utiliza a água de rios. Uma das 
técnicas iniciais consistem em grades ou peneiras que segregam as sujidades, 
ou seja, relacionado ao tamanho do material. Em seguida, existem tanques de 
decantação que permitem a sedimentação de parte da “terra” arrastada, separa-
ção possível devido a diferença de densidade (GODOI, 2016, p. 163). 
Técnicas de Separação de Misturas
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SEPARAÇÃO DE MISTURAS HETEROGÊNEAS
Para a separação de misturas do tipo sólido-sólido, podemos destacar os seguin-
tes processos (GODOI, 2016, p. 163):
 ■ Catação: é um método rudimentar, o qual a separação pode ser feita 
manualmente com as mãos ou com uso de instrumentos, como pinças, 
em que são separados os componentes sólidos de interesse: extração de 
pedras preciosas, separação da sujidade do feijão, ervilhas, entre outros.
 ■ Ventilação: separam-se a parte sólida (mais leve), pelo uso de uma cor-
rente de ar (ventilação). Isso ocorre, por exemplo, na separação da casca 
de amendoim.
 ■ Levigação: com a passagem de água corrente, o componente de menor 
densidade é arrastado e separado. Podemos citar, por exemplo, o pro-
cesso de separação de areia e ouro: o ouro, que tem maior densidade, fica 
retido, enquanto que a areia é separada.
 ■ Separação magnética: processo utilizado em microescala e também em 
grande escala industrial, realizado por um ímã para a separação de metais 
contaminantes. É muito utilizado por empresas extrativistas de minério 
de ferro, indústrias de alimentos para separação de contaminantes metá-
licos, entre outras.
 ■ Dissolução fracionada: ocorre quando um componente sólido, presente 
em uma mistura entre sólidos é solúvel em um determinado líquido. Neste 
caso, um dos componentes é dissolvido no solvente, formando uma solu-
ção, e o componente insolúvel é separado, por decantação, filtração, entre 
outros. Industrialmente, esse processo é conhecido como extração por 
solventes. Um exemplo deste caso está no processo de separação do sal 
da areia. O sal, solúvel em água, é dissolvido na água e, por meio de uma 
filtração, utilizando um filtro, consegue separar a areia, restando apenas 
a água e sal. Então, por meio de um processo de evaporação, em que a 
água é evaporada, é separado o sal no estado sólido.
PROPRIEDADES FÍSICAS, MISTURAS, TÉCNICAS DE SEPARAÇÃO, TITULAÇÃO E NOÇÕES BÁSICAS DE SEGURANÇA EM UM LABORATÓRIO
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VU N I D A D E216
Ainda dentro do sistema de separação de misturas heterogêneas, iremos ver o 
sistema de separação sólido-líquido (GODOI, 2016, p. 163):
 ■ Decantação: é quando a fase sólida, de maior densidade, sedimenta-se, 
ou seja, assenta-se no fundo do recipiente. Nas estações de tratamento 
de água, após chuvas volumosas, a água coletada pode estar barrenta. 
É, então, deixada em repouso para que seus sedimentos se assentem no 
fundo do tanque. Esse processo é chamado de decantação, pois a fase de 
maior densidade irá separar das demais. Pode ser, ainda, adicionado com-
postos floculantes que se agregam às sujidades, tornando-as ainda mais 
densas, acelerando o processo de decantação.
Sedimentação
Água
barrenta
Líquido
separado
Líquido
separado
Decantação
Mangueira
Sifonação
Figura 6 - Decantação
Fonte: adaptada de Peripato ([2019], on-line)1.
 ■ Centrifugação: é utilizada a força centrípeta (força devido à aceleração 
em torno de alguma curva) ou de rotação para acelerar o processo de 
decantação. Utilizada para misturas com diferenças de densidade não 
tão significativas. Neste processo, as partículas de maior densidade são 
arremessadas para a lateral do equipamento. Por exemplo: indústria de 
laticínios - o leite passa por centrífugas de alta rotação para separar a 
gordura presente no leite. Este processo é chamado de padronização e a 
gordura é utilizada como matéria-prima na produção de requeijão. 
Técnicas de Separação de Misturas
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Figura 7 - Centrifugação do sangue humano
 ■ Filtração: a separação é feita por meio de um meio poroso capaz de reter 
a fase sólida e permitir a passagem da fase líquida, por exemplo, papel 
filtro, membrana etc. Os filtros possuem a porosidade adequada para a 
aplicação que se é desejada. 
Figura 8 - Filtração a vácuo
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VU N I D A D E218
Temos também o processo de separação entre misturas líquidas heterogêneas (líqui-
do-líquido). Para esse tipo de separação, destacamos a seguir (GODOI, 2016, p. 163):
 ■ Decantação: neste processo, estão incluídos os líquidos imiscíveis (por 
exemplo, o óleo, lubrificantes, gorduras, entre outros) por apresenta-
rem uma densidade diferenciada, proporcionando a separação de fases. 
Nos laboratórios, essa separação pode ser realizada por meio de funis de 
separação ou funis de decantação. A separação dos compostos pode ser 
realizada a olho nu, onde o líquido com menor densidade fica na parte 
superior e o com maior densidade na parte inferior. 
Figura 9 - Funil de separação
Outra separação de misturas heterogêneas envolve misturas entre gases e sóli-
dos. Esse processo é utilizado por indústrias cujo processo forma uma grande 
quantidade de poeiras. 
Técnicas de Separação de Misturas
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SEPARAÇÃO DE MISTURAS HOMOGÊNEASUma mistura homogênea ocorre, por exemplo, no processo de produção do etanol. 
Após a fermentação, em uma das etapas finais do processo, restam, majoritaria-
mente, dois compostos: a água e o etanol. Para comercialização e atendimento 
aos padrões de qualidade, deve-se purificar o etanol. Utiliza-se, por exemplo, o 
processo de destilação, capaz de separar os componentes de uma mistura homo-
gênea, devido às diferenças existentes no ponto de ebulição da água e etanol.
As principais técnicas são destacadas a seguir (GODOI, 2016, p. 163):
 ■ Evaporação: é um processo físico para separar componentes de uma mis-
tura homogênea. Normalmente, a fase líquida, o solvente, vaporiza sob a 
ação do calor, deixando a fase sólida que é o soluto. Na evaporação, não 
há o interesse em se coletar o vapor que se desprende da mistura.
 ■ Destilação simples: a propriedade física em 
que cada substância líquida tem um valor 
específico de temperatura de ebulição é o que 
permite a destilação e separação da mistura 
homogênea. Pode ser separado sal dissolvido 
na água, até mesmo álcool e água. A condição 
para que ocorra a separação é que a substân-
cia a ser destilada (separada) deve ter um 
ponto de ebulição mais baixo do que o res-
tante da mistura. A mistura (presente em um 
balão de fundo redondo) é aquecida (por uma 
manta ou bico de Bunsen) e os vapores são 
conduzidos por meio de uma tubulação de vidro (cabeça de destilação) 
até um condensador em que os vapores quentes trocam calor, condensam-
-se e se liquefazem. Esse líquido é chamado de destilado, sendo separado 
em um béquer ou erlenmeyer.
 ■ Liquefação fracionada: trata-se da aplicação de um processo que envolve 
a liquefação dos gases contidos na atmosfera. Assim, esse processo é 
denominado de liquefação fracionada, pois ocorre a separação dos com-
ponentes gasosos. Esse processo é empregado para obter gases com altas 
concentrações de nitrogênio, oxigênio, entre outros.
Figura 10 - Destilação simples
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VU N I D A D E220
TITULAÇÃO, PADRONIZAÇÃO 
E MEDIDAS DE PH
A titulação é um processo muito utilizado 
para a determinação da concentração desco-
nhecida de soluções que possuam o caráter 
ácido ou básico. Quando a solução com con-
centração desconhecida é um ácido, usamos 
uma base com concentração conhecida para 
determinar a concentração do ácido e vice-
-versa. O princípio da titulação é uma reação 
química do tipo ácido/base, denominada de 
neutralização, que já aprendemos nas unida-
des anteriores (RUSSEL, 1994; GODOI, 2017). 
TITULAÇÃO E PADRONIZAÇÃO
No processo de titulação, a substância com concentração desconhecida fica em um 
dispositivo do laboratório chamado de erlenmeyer e é chamado de titulado. Acima 
do erlenmeyer, é disposto uma bureta, equipamento que permite a transferência e 
medida de líquidos, que contém a substância com concentração conhecida, cha-
mada de titulante. Ao titulado é adicionado um indicador de ácido/base, que altera 
a cor quando ocorre a neutralização. No processo de titulação, é adicionado lenta-
mente o titulante sobre o titulado, até a mudança da coloração do titulado. Neste 
momento, é possível medir o volume do titulante gasto (da solução com concen-
tração conhecida), e a partir da estequiometria da reação entre o ácido e a base, 
determinar a concentração desconhecida (GODOI, 2016, p.233). 
O indicador que foi adicionado ao titulado possui a característica de apre-
sentar determinada coloração em uma solução ácida, básica ou neutra. A seguir, 
temos alguns indicadores ácido/base que são comumente empregados.
Titulação, Padronização e Medidas de pH
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Quadro 1 - Indicadores ácido-base
INDICADOR MEIO ÁCIDO MEIO BÁSICO
Papel Tornassol Róseo Azul
Fenolftaleína Incolor Vermelho
Alaranjado de Metila Vermelho Amarelo
Azul de Bromotimol Amarelo Azul
Fonte: o autor.
Conforme mencionado, no processo de titulação ocorre uma reação química cha-
mada de neutralização entre o ácido e a base, que se estende até que todo o ácido 
ou toda a base seja consumida (ponto em que o número de mols de íons H + do 
ácido é igual ao número de mols de íons OH − da base). Este ponto é visível pela 
mudança de cor (devido à presença do indicador que adicionamos inicialmente), 
ou seja, o ponto de viragem ou ponto de equivalência (GODOI, 2016, p. 233). 
Na figura a seguir temos demonstrado o aparato experimental utilizado no 
processo de titulação:
Bureta
com o 
titulante
Erlenmeyer
com o titulado
e com o 
indicador
ácido-base
Figura 11 - Sistema de titulação
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VU N I D A D E222
A solução que deve ser usada em processos de titulação é chamada de solução 
padrão, que provém da dissolução de uma quantidade exata de uma substância 
padrão (ácido ou base) num volume conhecido de solução total. Esta solução 
é chamada de padrão primário. No caso de não ter certeza quanto à confiabili-
dade da solução, haver incertezas quanto ao reagente utilizado, pode ser realizado 
uma operação denominada de padronização, que nada mais é que uma titula-
ção adicional para conferir a concentração da solução que será utilizada como 
padrão. Soluções padronizadas são chamadas de padrão secundário (LENZI et 
al., 2015; GODOI, 2016).
Para exemplificar o conceito de titulação: temos uma solução de hidróxido 
de sódio (NaOH ) que desconhecemos a concentração. Para determinar sua 
concentração, iremos dispor essa solução no erlenmeyer, com a presença de um 
indicador ácido/base, por exemplo, a fenolftaleína. O hidróxido de sódio, por 
ser uma solução com água, contém íons dispersos de Na+ e OH − . Na bureta, 
iremos dispor uma solução de ácido, com concentração conhecida, por exem-
plo, o ácido clorídrico (HCl). Vagarosamente, vamos adicionando o ácido sobre 
a base, agitando o erlenmeyer, ocorrendo a reação de neutralização descrita a 
seguir (GODOI, 2016, p. 233):
NaOH HCl NaCl H O+ → + 2
Perceba que a reação entre a base e o ácido forma um sal e água. No erlenmeyer, 
tínhamos, inicialmente, uma solução que era básica, por causa da presença do 
íon OH − . Na presença do indicador fenolftaleína, ela se torna rosa. Quando 
adicionamos o ácido clorídrico, estamos neutralizando essa solução, devido à 
ocorrência da reação química mencionada. No ponto de viragem, quando toda a 
hidroxila (OH −) presente no NaOH foi consumida, ou seja, reagiu com o H + 
presente no ácido (HCl ), produzindo o sal NaCl , o meio se torna neutro e o 
indicador muda de cor, passando para transparente (consulte a tabela dos indi-
cadores apresentada anteriormente) (GODOI, 2016, p. 233).
Titulação, Padronização e Medidas de pH
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Exemplo 3: Em um laboratório de química há uma solução de ácido sulfúrico 
H SO2 4 sem identificação da concentração. Então, o laboratorista realiza uma 
titulação para determinar a concentração do ácido. Neste processo foram utili-
zados 25 ml de hidróxido de sódio NaOH com concentração de 0,2 mol/L para 
titular um volume de 50 ml de solução de H SO2 4 . Qual a concentração molar 
do ácido sulfúrico nesta solução?
Solução: primeiramente, devemos escrever a equação entre o ácido e a base:
2 22 4 2 4 2 NaOH H SO Na SO H O+ → +� �
Foram gastos 25ml de NaOH com concentração de 0,2 mol/l, ou seja:
0 2 1000, mol ml
x mol ml
x
 NaOH ---------- 
 NaOH ---------- 25
== 0 005, mol NaOH 
Pela estequiometria da reação, percebemosque 2 mols H SO2 4 reagem com 1 
mol de NaOH , ou seja:
2 1
0 005
2 4mol NaOH mol H SO
mol x
x
 ---------- 
 ---------- ,
= 00 0025 2 4, mol H SO
A concentração molar é dada por:
C n
VM
=
O número de mols de H SO2 4 acabamos de calcular e é 0,0025mol, que está pre-
sente em 50ml de solução de ácido desconhecida, então a concentração é:
C mol
l
mol l H SOM = ( )
=
0 0025
50 1000
0 05 2 4
, , 
PROPRIEDADES FÍSICAS, MISTURAS, TÉCNICAS DE SEPARAÇÃO, TITULAÇÃO E NOÇÕES BÁSICAS DE SEGURANÇA EM UM LABORATÓRIO
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VU N I D A D E224
MEDIDAS DE PH
A medida de pH nada mais é do que mensurar a quantidade de íons H + pre-
sente na solução. Ou seja, determinar o seu caráter ácido ou básico, ou ainda, a 
acidez ou a basicidade de uma solução qualquer. O pH pode ser determinado 
com auxílio de indicadores ácido-base, dos quais citamos alguns no quadro de 
indicadores ácido/base, e também por soluções-padrão ácido e padrão básico, 
por meio da comparação das cores. Estas são medidas aproximadas. Medidas 
mais precisas podem ser realizadas com o uso do pHmetro (LENZI et al., 2015), 
que consiste em um par de eletrodos conectados a um medidor capaz de medir 
pequenas voltagens da solução, na ordem de milivolts. Uma voltagem que varia 
com o pH é gerada quando os eletrodos são colocados em certa solução. Essa 
voltagem é lida pelo medidor, que é calibrado para fornecer um valor de pH 
(BROWN et al., 2016; GODOI, 2016).
Em soluções que contém caráter ácido, há a presença de íons H + , respon-
sáveis pelo caráter ácido da solução e baixos valores de pH. Em soluções com 
caráter básico, há a presença do íon OH − , responsável pelo caráter básico do 
meio e por altos valores de pH (LENZI et al., 2015; GODOI, 2016).
Para a água pura, a concentração é de H OH x mol L+ − −





= = 1 00 10
7, / 
e dizemos que a solução é neutra (BROWN et al., 2016). Para uma solução de ácido 
acético, por exemplo, podemos ter a concentração de H x mol L+ −

 = 1 32 10
3, / .
São todas concentrações muito baixas, expressas em potências de 10. As 
operações com números pequenos tendem a ser complicadas, para simplificar, 
aplicou-se algumas propriedades de logaritmos a essa representação, que é o 
cologaritmo na base 10 de H + (BROWN et al., 2016; GODOI, 2016). 
Vejamos a regra, por exemplo, para o caso da água, em que a concentração 
de H OH x mol L+ − −= = 1 00 10 7, / .
Titulação, Padronização e Medidas de pH
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pH log H
log x
pOH log
 
pH 
 
= −
= − =
= −








+
−1 00 10 7 007, ,
 
 
OH
pOH log x
−
−







= − =1 00 10 7 00
7, ,
Este é o pH neutro, da água pura, quando a concentração de H O OH3
+ −






= 
(BROWN et al., 2016). Ou seja, a água, um composto neutro tem pH igual a 7.
No caso do ácido acético, que citamos anteriormente, temos:
pH log H log x = − = − =






+ −1 32 10 2 883, ,
Ou seja, esta solução de ácido acético tem pH de 2,88. As soluções com cará-
ter ácido têm o pH menor que 7,00. As soluções com caráter básico ou alcalino 
têm o pH maior que 7,0. As soluções neutras, como a água, têm o pH igual a 7,0. 
A escala de pH é mostrada a seguir, demonstrado para alguns elementos 
de uso comum:
Figura 12 - Algumas soluções comuns e o seu pH
Fonte: Godinho (2012, on-line)2.
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VU N I D A D E226
A medida do pH é uma das análises mais comuns realizadas em laboratórios 
de química. Por exemplo, a água potável tem um pH adequado para consumo 
humano, por isso é constantemente realizada essa análise. Na produção de lei-
tes e queijos, também é testado o pH do leite “in natura”, a fim de se determinar 
o estado de conservação e armazenamento. Se o leite é velho, se foi armaze-
nado em temperaturas maiores que 3 °C ou se está contaminado, o pH do leite 
é afetado, atingindo valores menores que o normal. Nessas condições, há a pro-
liferação de bactérias que degradam as proteínas do leite. Entre os subprodutos 
dessa reação, há o ácido láctico, que reduz o pH do leite e permite que seja rea-
lizada essa análise (GODOI, 2016, p. 233). 
Chuva Ácida
A chuva ácida é um fenômeno que começou a surtir efeito com o grande 
crescimento das cidades e com alto nível de industrialização. As substâncias 
poluentes, compostas por dióxido de enxofre SO2 e óxido de nitrogênio 
NO2 , geradas por carros, indústrias, usinas energéticas, se combinam com 
o vapor de água presente na atmosfera, formando compostos ácidos. Os 
ácidos nítricos, sulfurosos e sulfúricos são formados, respectivamente, pelas 
equações químicas abaixo:
Áci
Áci
Áci
 ( do nítrico)
 ( do sulfur
NO H O HNO
SO H O H SO
2 2 3
2 2 2 3
+ →
+ → ooso)
 ( do sulfórico)SO H O H SO3 2 2 4+ →
A chuva é considerada ácida quando o seu pH é menor que 5,6. A chuva com 
essa característica ácida causa grande impacto ambiental, gerando danos a 
rios, lagos, alterando a composição química de solos e das águas, interferem 
nas cadeias alimentares, corroem estruturas metálicas, monumentos histó-
ricos e podem desestabilizar edificações.
Fonte: os autores.
Noções Básicas de Segurança e Cuidados Laboratoriais
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NOÇÕES BÁSICAS DE SEGURANÇA E CUIDADOS 
LABORATORIAIS
O trabalho em um laboratório de química, física, biologia exige o conhecimento 
de algumas regras de conduta e segurança atreladas na manipulação de produ-
tos químicos. Assim, nesta unidade buscamos fornecer, para você, as principais 
regras a serem seguidas no laboratório, algumas medidas de segurança comu-
mente adotadas por grande parte dos laboratórios, além do conhecimento de 
alguns equipamentos que nos auxiliam em nossa proteção, preservando nossa 
integridade física e saúde (GODOI, 2016, p. 16). 
Ao entrar em um laboratório de química, caro(a) aluno(a), você deve conside-
rar que os produtos existentes podem ser inflamáveis, explosivos, corrosivos e, até 
mesmo, tóxicos, devendo evitar o contato com substâncias das quais não temos o 
devido conhecimento. Assim, a manipulação de produtos químicos, recipientes frá-
geis (vidros) e superfícies aquecidas geram os fatores capazes de causar acidentes, 
com danos leves e graves à nossa saúde e, também, de todas as pessoas que trabalham 
nesse espaço, podendo afetar, inclusive, ao meio ambiente (GODOI, 2016, p. 16).
PROPRIEDADES FÍSICAS, MISTURAS, TÉCNICAS DE SEPARAÇÃO, TITULAÇÃO E NOÇÕES BÁSICAS DE SEGURANÇA EM UM LABORATÓRIO
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VU N I D A D E228
O risco existente na manipulação de produtos químicos, em muitos casos, não 
é visível ou aparente. Vidrarias, que se encontram quentes, não apresentam uma 
característica diferenciada, sendo que pessoas desavisadas podem sofrer danos, 
como queimaduras. Contudo, mesmo substâncias que visualmente parecem 
ser inofensivas, como o caso de substâncias inodoras (sem cheiro) ou incolores, 
quando inaladas ou por meio do contato físico, podem ocasionar doenças nos 
trabalhadores desprotegidos (GODOI, 2016, p. 16). 
De acordo com Bessler e Neder (2011), os principais acidentes em laborató-
rios de química devem-se a ferimentos que são causados por vidros quebrados, 
pelo contato direto com substâncias cáusticas, incêndios com líquidos inflamáveis 
e, até mesmo, explosões. Ainda de acordo com os autores, no caso de acidentes, 
o responsável pelo laboratório deve proceder adequadamente, com o intuito deminimizar suas consequências (GODOI, 2016, p. 16). 
Além dos riscos relacionados a agentes químicos, existem riscos relacionados 
à manipulação de agentes biológicos. Os riscos biológicos estão atrelados à exis-
tência de vírus, bactérias, protozoários, parasitas, fungos, bacilos, entre outros. 
Estes microrganismos, em contato com as pessoas, podem provocar inúmeras 
doenças. Este tipo de risco é acentuado para pessoas que trabalham em indústrias 
de alimentação, em hospitais e clínicas de análises clínicas, em setores de limpeza, 
entre outros. Dessa forma, nestes ambientes, se faz necessário medidas preven-
tivas para que as condições de higiene e segurança reduzam os fatores de risco.
Antes de adentrar em laboratório que manipulam agentes químicos e biológicos, 
deve-se conhecer previamente os riscos a que se estará exposto. Estes riscos estão 
associados a essa atividade laboral e se deve ao fato dos indivíduos ficarem cons-
tantemente expostos a situações potencialmente perigosas (GODOI, 2016, p. 16). 
Com o intuito de diminuir a frequência e a gravidade com que esses aciden-
tes ocorrem, é extremamente necessário o atendimento de uma série de normas 
que podem ser preestabelecidas por Engenheiros de Segurança no Trabalho (para 
o atendimento da legislação nacional e/ou internacional) ou por conhecedores 
técnicos desse assunto. Essas regras são específicas para cada tipo de laboratório, 
ou seja, depende do ramo de atividade, dos produtos químicos manipulados, dos 
agentes biológicos envolvidos, das leis trabalhistas, entre outros. De forma geral, 
destacam-se algumas medidas comuns aos laboratórios de química e biologia, 
Noções Básicas de Segurança e Cuidados Laboratoriais
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sendo elas (BESSLER; NEDER, 2011; FONSECA; BRASILINO, 2007; MARTINS 
et al., 2013; ABREU; SILVA, 2016; GODOI, 2016):
 ■ O laboratório envolve diversos riscos, então se deve trabalhar com aten-
ção, calma e prudência.
 ■ Verifique o local e o funcionamento dos dispositivos de segurança do 
laboratório, tais como: extintores de incêndio, chuveiros de emergência, 
lavadores de olhos e saída de emergências. Crie registros para checagem 
periódica do funcionamento desses equipamentos.
 ■ Vista-se com roupas e calçados adequados (fechados), utilizando jalecos 
preferencialmente de algodão, calça comprida, sapatos fechados. Cabelos 
compridos devem ser mantidos presos.
 ■ Todas as substâncias, sem prévio conhecimento, devem ser consideradas 
nocivas e perigosas. Evite o contato direto e nunca faça a mistura de rea-
gentes dos quais não tenha o devido conhecimento. 
 ■ Não se deve comer ou beber em um laboratório. Os alimentos podem ser 
contaminados, por exemplo, por vapores tóxicos ou por agentes biológi-
cos, podendo prejudicar a saúde dos trabalhadores.
 ■ Mantenha sua bancada de trabalho organizada e limpa.
 ■ Se algum produto químico for acidentalmente derramado, na pele ou no 
ambiente, deve-se verificar nas fichas de segurança de produtos químicos 
(FISPQ) sobre os procedimentos corretos a serem adotados.
 ■ Todos os colaboradores do laboratório devem ter acesso às FISPQ dos 
produtos químicos manipulados antes de iniciar suas atividades, e estas 
devem ser dispostas em locais de fácil acesso para todos.
 ■ Não descarte as substâncias químicas já utilizadas, na pia ou esgoto. 
Consulte a ficha de segurança de produtos químicos, sobre a maneira 
correta de se fazer o descarte ou as orientações de conhecedores e técni-
cos da área de segurança, sobre as medidas para descarte. Lembre-se que 
durante o descarte, se houver a mistura de reagentes químicos incompa-
tíveis, podem ocorrer acidentes, explosões, entre outros.
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 ■ Evite o contato de qualquer substância com a sua pele. Evite passar os 
dedos na boca, nariz, olhos e ouvidos. Caso alguma substância química 
respingue em sua pele, deve ser lavada imediatamente a área afetada com 
água em abundância. 
 ■ A manipulação de produtos químicos e tóxicos deve ser cautelosa, pre-
ferencialmente, no caso de manipulação de ácidos, bases concentrados 
e produtos tóxicos.
 ■ Tenha cuidado no manuseio e transporte de vidrarias. Peças de vidro que-
bradas podem causar sérios acidentes.
 ■ Nunca tente saber o sabor de um produto químico que não tenha grau 
alimentício.
 ■ Quando houver a necessidade de se detectar o desprendimento de gases 
pelos produtos químicos ou reações químicas, nunca coloque seu rosto 
próximo ao frasco ou recipiente que contém o produto. Desloque, com 
sua mão, os vapores desprendidos em direção ao seu nariz. Só realize 
esta operação de for extremamente necessário e se houver conhecimento 
das propriedades toxicológicas dos gases desprendidos, que podem ser 
encontradas na FISPQ.
Figura 13 – Odor de compostos químicos.
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 ■ Não deixe materiais e vidrarias quentes sem mensagens de advertência. 
Outros colaboradores podem pegá-los inadvertidamente, podendo cau-
sar queimaduras, quebras e corte de membros.
 ■ Certificar-se de que a válvula de segurança do gás metano (gás de cozi-
nha) está fechada quando não estiver utilizando esse produto.
 ■ Os reagentes inflamáveis devem ser manipulados longe de fontes de igni-
ção, tais como: tomadas, bico de Bunsen, fogo, entre outros.
 ■ Ao realizar aquecimento de tubos de ensaio em bico de Bunsen, realizar 
esse aquecimento pela lateral da parede do tubo, e não pelo fundo, para 
promover um aquecimento uniforme. Não deixe a boca do tubo voltado 
para seu rosto, pois o desprendimento de produtos químicos pode cau-
sar acidentes.
Figura 14 – Aquecimento de tubo de ensaio
 ■ Existem diversos frascos de reagentes químicos semelhantes. Certifique-se de 
utilizar o reagente correto pela identificação do rótulo do frasco. Despeje o 
líquido presente no frasco com a parte oposta do rótulo para não o inutilizar 
(escorrer sobre o rótulo) e prejudicar na identificação do produto químico.
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Reprodução proibida. A
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 ■ Todos os procedimentos que envolvam a liberação de vapores, sejam 
eles voláteis, corrosivos, tóxicos ou inflamáveis, devem ser realizados na 
capela de exaustão, bem como a manipulação de agentes microbiológi-
cos com potenciais riscos à saúde, que devem ser realizados em capelas 
ou cabines de segurança biológica, em que há sucção dos componentes 
presentes para fora do laboratório, em um sistema de coleta e tratamento 
destes resíduos.
Figura 15 – Cabine de segurança biológica
Substâncias corrosivas: as substâncias mais utilizadas que possuem caráter 
corrosivo são os ácidos, as bases e os compostos halogenados. Quando o 
efeito corrosivo dessas substâncias atinge a pele ou os tecidos vivos, o pro-
cesso é chamado de queimadura química. Neste processo, há a desnatu-
ração das proteínas e a hidratação, que remove a água dos tecidos em um 
processo exotérmico, contribuindo para a queimadura. 
Substâncias inflamáveis: aquelas que liberam vapores inflamáveis, que na 
presença de uma fonte de calor, pode gerar fogo e explosão. Devem ser ma-
nipulados longe de chamas e em local ventilado ou aberto. Ex: etanol, o éter 
etílico, hidrogênio, metano, propano, entre outros.
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Compostos tóxicos: os compostos tóxicos, como o próprio nome diz, são 
tóxicos ao ser humano; dependendo da concentração a que se é exposto, 
pode ser letal. 
Compostos voláteis: são compostos que passam facilmente do estado líqui-
do para a fase vapor na temperatura ambiente, ou seja, sem a necessidade 
de aquecimento. Ex: éter, álcool, acetona, entre outros. Devem ser mantidos 
em embalagens fechadas para que não evaporem rapidamente para o am-
biente. Podem ou não ser inflamáveis ou tóxicos.
Fonte: Godoi (2016, p. 16).
 ■ Sempre que for efetuar a diluição de um ácido concentrado, principalmente 
o ácido sulfúrico, adicione lentamente o ácido concentrado sobre a água. 
Nunca faça o contrário. O processo inverso pode desprender moléculas 
de gás hidrogênio de forma violenta, que podem carregar junto partícu-
las de ácidos, podendo atingir sua pele, olhos, entre outros.
 ■ Atenção na diluição de substâncias. No caso da diluição de ácidos con-
centrados, grande parte dos processos são exotérmicos, ou seja, liberam 
calor, deixando os recipientes quentes, podendo causar queimaduras.
 ■ Na manipulação de frascos de reagentes químicos, deixe as tampas vol-
tadas para cima para evitar contaminações cruzadas.
 ■ Não deixe frascos de reagentes abertos quando não estiverem sendo 
manipulados. Alguns reagentes são voláteis e podem perder as proprie-
dades desejadas.
 ■ Retire do frasco do reagente somente a quantidade que for necessária 
para a prática química. Não retorne ao frasco original restos de reagen-
tes não utilizados, pois estes podem ser contaminados por vidrarias mal 
lavadas, entre outros.
 ■ Não introduza pipetas, conta-gotas, em frascos de reagentes químicos. 
Para correta manipulação, retire a alíquota necessária em um recipiente, 
por exemplo, um béquer, e então realize a transferência para o equipa-
mento desejado.
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 ■ Identifique os extintores de incêndio presentes no laboratório. Veja em 
seu rótulo quais as indicações de uso, ou seja, para quais tipos de incên-
dios são destinados.
 ■ Use corretamente os instrumentos de proteção individual (EPI) e de pro-
teção coletiva (EPC). Para saber quais são os aparelhos corretos a serem 
usados, verifique as fichas de segurança de produtos químicos e siga as 
orientações do Engenheiro de Segurança no Trabalho. 
 ■ Atenção para o uso de lentes de contato. Em geral, não é recomendado o 
uso no laboratório, pois o respingo de produtos químicos nos olhos com 
lentes pode dificultar a sua retirada dos olhos. Elas podem ficar aderi-
das na retina.
 ■ Não utilize roupas de natureza sintética. Dê preferência para roupas de algo-
dão. Roupas sintéticas, em caso de incêndios, podem ficar aderidas na pele.
 ■ Lave as mãos após encerrar as atividades no laboratório.
 ■ Evite trabalhar sozinho no laboratório. Em caso de acidentes, a pessoa 
pode ficar inconsciente.
Alguns cuidados devem ser tomados quanto houver a manipulação de agentes 
biológicos, por exemplo:
 ■ Descrição dos produtos, materiais e resíduos: visa detalhar os produtos 
resultantes de cada processo de trabalho;
 ■ Descrição das equipes de trabalho: tem por objetivo um detalhamento de 
todas as equipes de trabalho, bem como seu vínculo empregatício com a 
empresa. A caracterização permite identificar o perfil da mão de obra do 
determinado setor, como: quantidade de mão de obra, sexo, faixa etária, 
grau de escolaridade e tempo de trabalho;
 ■ Descrição das atividades dos trabalhadores: consiste num levantamento 
das atividades e tarefas executadas por cada trabalhador, a frequência que 
são exercidas e os locais. É importante realizar um levantamento com o 
trabalhador sobre o nível de responsabilidade e atenção;
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 ■ Preenchimento da tabela: grupos de riscos; local/atividade: sintomas/sinais; 
acidentes/doenças; recomendações: consiste na confecção de uma tabela 
ou quadro de condições de trabalho do processo estudado. Para seu pre-
enchimento é fundamental a participação dos colaboradores;
 ■ Preenchimento dos documentos da Norma Regulamentadora NR-5: esta 
etapa consiste na representação gráfica dos riscos que deverá ser feita com 
a base no layout do espaço físico do local de trabalho conforme o anexo 
IV da Norma Regulamentadora nº 5 – NR-5 e da Portaria 3214 do MTb 
(BRASIL, 2001). Os riscos devem ser indicados com círculos de diferen-
tes tamanhos e cores, de acordo com sua gravidade.
EQUIPAMENTOS DE PROTEÇÃO INDIVIDUAL E COLETIVA
A Norma Regulamentadora (NR) n° 6, do Ministério do Trabalho e do Emprego 
(MTE), determina que todo e qualquer tipo de empresa é obrigada a fornecer 
aos seus trabalhadores, de forma gratuita, os equipamentos de proteção indivi-
dual (EPI) e equipamentos de proteção coletiva (EPC) adequadas ao risco e em 
perfeitas condições de uso. Essa mesma regulamentação considera equipamento 
de proteção individual todo dispositivo ou produto de uso individual, utilizado 
pelo trabalhador, destinado à proteção de riscos suscetíveis de ameaçar à segu-
rança e a saúde no trabalho (GODOI, 2016, p. 16). 
Já o equipamento de proteção coletiva (EPC) trata-se de todo dispositivo, sis-
tema ou produto de uso coletivo que é destinado à proteção e promoção da saúde 
em um ambiente de trabalho. Em outras palavras, trata-se de um equipamento que 
pode ser utilizado por mais de um trabalhador para promover a segurança no local 
de trabalho ou oferece a proteção a um grupo de pessoas (GODOI, 2016, p. 16).
A seguir, são relacionados alguns equipamentos de proteção mais comuns 
nos laboratórios (GODOI, 2016, p. 16):
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VU N I D A D E236
Óculos de segurança: é um EPI utilizado para a 
proteção dos olhos, podendo ser fabricado por 
diversos materiais, dentre eles acrílico ou plástico 
rígido. Recomenda-se utilizar óculos com proteção 
lateral, a fim de cobrir uma maior região dos olhos. 
No laboratório de química, protege principalmente 
contra o respingo de produtos químicos.
Luvas: utilizada para a proteção das mãos de agen-
tes corrosivos, cortantes, térmicos e biológicos, ou 
seja, existe um tipo adequado de luva conforme o 
risco e a atividade exercida. Ela pode ser fabricada 
por diversos materiais, como couro ou algodão, 
para proteção térmica e mecânica; metal para pro-
teção de materiais cortantes; e nitrílicas, PVC ou 
látex para a proteção contra reagentes diversos e 
riscos microbiológicos.
Jalecos ou guarda-pós: recomendado o uso de 
jalecos compridos e mangas compridas para pro-
teção dos membros superiores e corpo. É aconse-
lhado o uso do jaleco de algodão, já que os de fibra 
sintética são altamente inflamáveis. É importante o 
uso desse EPI para proteger o corpo contra eventu-
ais produtos químicos e biológicos que, acidental-
mente, possam entrar em contato com o corpo do 
trabalhador (GODOI, 2016). 
Sapatos de segurança: utilizado para a proteção 
dos pés em atividades diversas. Para a proteção 
contra reagentes químicos, pode ser utilizado sa-
patos fechados em geral. Para ambientes de traba-
lho úmido e escorregadios, é indicado o uso das 
botas de PVC.
Máscara: o uso de máscaras em laboratórios de 
química é muito comum, principalmente para usu-
ários que trabalham com produtos químicos que 
são voláteis, como ácidos, ou com agentes bioló-
gicos que oferecem riscos à saúde. Para produtos 
que são tóxicos, devem ser usadas máscaras com 
carvão ativado, presenteno refil, que absorve os 
compostos tóxicos.
Figura 16 – EPIs: óculos de segurança, luvas, jaleco, botas de PVC, respirador
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Em geral, os equipamentos, listados anteriormente, são de uso individual, ou 
seja, tratam-se de EPIs. Os equipamentos de proteção coletiva tratam-se de todos 
os dispositivos ou sistemas que promovem a proteção coletiva, para assegurar a 
integridade física e da saúde de um grupo de trabalhadores. São exemplos de equi-
pamentos de proteção coletiva: sinalizações de segurança, proteção de partes móveis 
de máquinas, corrimão de escadas, ventilação de locais de trabalho, extintores de 
incêndio, kit de primeiros socorros, dentre outros. Nos laboratórios, alguns dos 
principais equipamentos de proteção coletiva são (GODOI, 2016, p. 16):
Cabines de exaustão química/biológica e cape-
la de fluxo laminar (capela): a capela de exaus-
tão química/biológica é utilizada para manipu-
lação de compostos químicos que desprendem 
vapores, por exemplo os compostos tóxicos, que 
podem causar danos à saúde, e também para 
manipulação de agentes biológicos que possam 
representar riscos à saúde. Os vapores são exau-
ridos para a parte externa, sendo destinadas a 
equipamentos específicos que fazem a recupera-
ção deste produto e, posteriormente, tratamen-
to. Quando os agentes químicos e biológicos 
não fornecem riscos à saúde pode ser utilizado 
uma capela do tipo fluxo laminar. Neste caso, há 
interesse em proteger o produto que está sendo 
manipulado, e o fluxo de ar é direcionado para 
fora da capela pelo espaço existente na abertura 
frontal, indo em direção do usuário.
Lava-olhos: utilizados para lavar os olhos de 
pessoas que possam ter o contato acidental com 
produtos químicos.
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VU N I D A D E238
Sprinkler: são chuveiros automáticos para a ex-
tinção de incêndio.
Chuveiros de emergência: utilizados para remo-
ver produtos químicos que possam entrar em con-
tato com o corpo dos trabalhadores.
Figura 17 - Chuveiro de segurança, capela de fluxo laminar, lavatório de olhos, sprinkler
 ■ Manta ou cobertor: utilizada para abafar ou envolver a vítima de incên-
dio, sendo indicada a confecção em lã ou algodão grosso.
 ■ Mangueira de incêndio: utilizada para apagar incêndios.
 ■ Detectores de gases: detectam a presença de determinados tipos de gases 
(tóxicos, cáusticos, entre outros) e emite avisos sonoros para alertar os 
usuários do laboratório sobre os perigos.
Até então, aluno(a), obtivemos uma visão geral das regras de segurança em um 
laboratório, que devem ser conhecidas antes de se adentrar a esse ambiente, 
para evitar acidentes. Regras específicas surgem da necessidade de cada labora-
tório, de acordo com os produtos que são manipulados, grau de periculosidade, 
entre outros. Por exemplo, para um laboratório que manipula materiais que são 
radioativos, existem outras normas que são muito específicas para esse tipo de 
aplicação (GODOI, 2016, p. 16). 
Muitos dos laboratórios possuem em sua entrada a informação sobre os riscos 
envolvidos naquele ambiente, bem como a proporção do risco. Podem trazer tam-
bém uma indicação prévia dos EPIs recomendados para o uso. Apresentamos nesta 
seção regras básicas e comuns, que são adaptadas para cada realidade e que podem 
ter um maior ou menor grau de rigor, que irá depender do grau de risco envolvido.
Considerações Finais
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239
CONSIDERAÇÕES FINAIS
Chegamos ao fim desta unidade! Nela, incorporamos conceitos importantes dos 
materiais, tais como miscibilidade e solubilidade que interferem no processo de 
formação de misturas. Em termos das misturas, vislumbramos que elas podem 
ser homogêneas e heterógenas, e que sua formação em uma destas classes vai 
depender da interação entre os compostos participantes, ou seja, a polaridade 
entre as moléculas. Entendemos a regra geral e generalista que define que “seme-
lhante dissolve semelhante”, nos permitindo explicar o motivo da água e o óleo 
de cozinha não se misturarem: a água é um composto polar (há cargas parciais 
em suas moléculas), enquanto que o óleo é apolar (é uma molécula neutra), e 
pela ausência de forças atrativas, não se misturam, formando uma mistura hete-
rogênea. Vislumbramos ainda que um outro processo que interfere na formação 
de misturas homogêneas e heterogêneas é a solubilidade. Se dissolvermos uma 
quantidade excessiva de soluto em um solvente, acima de seu coeficiente de solu-
bilidade, parte do soluto não irá se dissolver, formando uma mistura heterogênea.
Além destas propriedades físicas estudas (solubilidade e miscibilidade), 
estudamos também o ponto de fusão, o ponto de ebulição e a densidade. Estas 
são propriedades fundamentais para permitir separar as misturas. Em unidades 
anteriores estudamos as transformações da matéria, entre elas, as transformações 
químicas, regidas por reações químicas. Em uma reação química são formados 
compostos de interesse comercial, farmacêutico, biológico, mas formam-se com-
postos de pouco interesse, chamados de subprodutos. Estes compostos formados 
ficam imersos em uma mistura homogênea ou heterogênea, e há a necessidade 
de separação dos compostos de interesse. 
Em seguida, passamos a ter um contato com técnicas experimentais da 
química. Entendemos o processo de titulação e padronização, utilizada para ave-
riguar a concentração de soluções com caráter ácido e básico, e que se utilizam 
de conceitos vistos em outras unidades: a neutralização, que é uma reação entre 
um ácido e uma base. E por fim vislumbramos algumas regras básicas para atu-
ação no laboratório, destacando os mecanismos disponíveis para a proteção, tais 
como o uso dos EPIs e EPCs. Até a próxima!
240 
1. Durante o recebimento de amostras para a aprovação do leite “in natura” de 
um determinado laticínio, o responsável pelo laboratório precisa decidir so-
bre o recebimento do leite. Uma das análises realizadas por esse laticínio, para 
aprovação ou reprovação, é a de densidade. No laboratório, foi utilizada uma 
proveta de 500,0 mL, previamente tarada na balança. Completou-se todo o vo-
lume da proveta, o leite a ser analisado, e se obteve uma massa de 542,05 g. 
Com base nesses valores, considerando que os limites de densidade aceitáveis 
para recebimento são 1,023 – 1,040 g/mL a 15°C e 1 atm. Determine se esse 
recebimento foi aprovado ou reprovado.
2. As misturas têm grande importância na rotina das pessoas. Os automóveis uti-
lizam-se dos combustíveis, que é uma mistura homogênea entre seus consti-
tuintes. Sobre este assunto, leia as afirmações a seguir e marque a alternativa 
que reúne as afirmações corretas.
a) A mistura homogênea ocorre quando temos mais de dois componentes e 
não é possível fazer a sua separação.
b) A mistura homogênea ocorre quando temos, apenas, um componente, sen-
do possível realizar sua separação.
c) A separação de uma mistura homogênea, contendo água e sal, pode ser 
realizada por meio de um processo de filtração simples.
d) Uma mistura heterogênea composta de sal e areia pode ser separada me-
diante um processo de levigação e isso só é possível devido à diferença na 
densidade desses dois compostos.
e) Dentre as propriedades que caracterizam as misturas, tanto homogêneas 
quanto heterogêneas, pode-se destacar o ponto de fusão, ponto de ebuli-
ção, a densidade, solubilidade, entre outras.
241 
3. O ácido clorídrico HCl é muito utilizado em análises laboratoriais para neu-
tralização de soluções, para isso, há necessidade de se conhecer sua real con-centração, que pode ser feito por titulação. Em uma titulação ácido-base, você 
utilizou 30,0 mL de HCl para titular 80,0 mL de uma solução de Na CO2 3 
com concentração 0,0350 M (GODOI, 2016). A reação é apresentada a seguir:
HCl Na CO NaCl H O CO + → + +2 3 2 2�
Determine a concentração da solução de HCl (em g/L) e assinale a alternati-
va correta. Não esqueça de balancear a equação. 
a) 0,00280 g/L.
b) 0,204 g/L. 
c) 6,81 g/L.
d) 20,4 g/L.
e) 28,0 g/L. 
4. Um biólogo, fazendo trabalho de campo, necessitou coletar uma amostra de 
um determinado afluente. Na análise titulométrica realizada, constatou que a 
quantidade de íons H + presentes era igual a 10 6� �mol L . Os parâmetros 
aceitáveis de pH para aquela região testada variam entre 4 e 9. Calcule o valor 
do pH da água amostrada.
a) 3.
b) 8.
c) 11.
d) 13.
e) 6.
5. Antes de entrar em um local que manipula ou armazena produtos químicos, 
é necessário seguir algumas medidas para a garantia da segurança. Cite cinco 
medidas de conduta comuns em laboratórios químicos.
242 
NOVAS TECNOLOGIAS: PROCESSOS DE SEPARAÇÃO POR MEMBRANAS
Uma membrana pode ser descrita como uma barreira semipermeável de separação física 
entre duas fases, evitando contato íntimo entre elas. Processos de separação por membra-
nas caracterizam-se pela passagem de uma suspensão ou solução através de uma mem-
brana, ocorrendo separação seletiva dos componentes, sob o efeito de uma força motriz 
que proporcione o transporte de matéria (BHAVE; RAMESH, 1991; SANTOS, 1999). 
Existem duas configurações possíveis para a realização dos processos de filtração por 
membranas. Nos processos clássicos de filtração, o fluido se movimenta na direção 
perpendicular à superfície da membrana, sendo o processo denominado por filtração 
normal. Desta forma, pode ocorrer rapidamente o acúmulo de partículas na superfí-
cie da membrana, diminuindo subitamente a eficiência da mesma. Por este motivo é 
comum em processos contínuos optar-se pela filtração tangencial, na qual o fluido se 
movimenta paralelamente à superfície da membrana sob ação de uma intensa força 
motriz, minimizando, em condições determinadas, o acúmulo de matéria na superfície 
da membrana (SANTOS, 1999). 
Uma das principais propriedades pertencentes a uma membrana é conhecida por se-
letividade, sendo determinante na eficiência e qualidade dos processos de separação a 
serem realizados. A seletividade de uma membrana pode ser definida como sua capaci-
dade de semipermeabilidade, sendo descrita em suas características de separação e de 
permeação (BHAVE; RAMESH, 1991). 
As forças motrizes mais comumente utilizadas para promover processos de separação 
por membranas são gradientes de pressão, de campo elétrico, ou ainda de potencial 
químico. Na realidade, o que caracteriza o tipo de separação envolvida é o conjunto de 
características de uma determinada membrana, combinado com o tipo de força motriz 
utilizada para promover o fluxo de matéria através da mesma, determinando assim qual 
será sua aplicação.
Fonte: adaptado de Armoa e Jafelicci Junior (2011, on-line)3.
Material Complementar
MATERIAL COMPLEMENTAR
O vídeo é bastante cômico, mas retrata as consequências em realizar procedimentos no 
laboratório dos quais não se tem o devido conhecimento.
Disponível em: https://www.youtube.com/watch?v=6aK2CKrdjbE. 
https://www.youtube.com/watch?v=6aK2CKrdjbE
REFERÊNCIAS
ABREU, D. G.; SILVA, G. M. Química básica experimental. São Paulo: Universidade 
de São Paulo, 2016.
BRASIL. Norma regulamentadora 5 - NR 5. Comissão interna de prevenção de aci-
dentes – CIPA. 2011. Disponível em: http://www.guiatrabalhista.com.br/legislacao/
nr/nr5.htm. Acesso em: 17 jun. 2019. 
BRASIL. Norma regulamentadora 6 - NR 6. Equipamento de proteção individu-
al – EPI. Disponível em: http://www.guiatrabalhista.com.br/legislacao/nr/nr6.htm. 
Acesso em: 17 jun. 2019. 
BESSLER, K. E.; NEDER, A. V. F. Química em tubos de ensaio: uma abordagem para 
principiantes. São Paulo: Blucher, 2011.
BROWN T. L.; LEMAY JR. H. E.; BURSTEN B. E.; MURPHY C. J.; WOODWARD P. M.; STOLT-
ZFUS M. W. Química: a ciência central. 13. ed. Rio de Janeiro: Pearson, 2016.
FONSECA, M. G.; BRASILINO, M. G. A. Química básica experimental. João Pessoa: 
Universidade Federal da Paraíba, 2007.
GODOI, T. B. Química experimental. Maringá: Unicesumar, 2016.
RUSSELL, J. B. Química Geral. São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 1994.
LENZI, E. et al. Química Geral Experimental. Rio de Janeiro: F. Bastos, 2015.
MARTINS, G. A. V. et al. Laboratório de química geral experimental. Brasília: Uni-
versidade de Brasília, 2013.
REFERÊNCIAS ON-LINE
1 Em: <https://www.portalsaofrancisco.com.br/quimica/decantacao>. Acesso em: 
14 jun. 2019.
2 Em: <http://andre-godinho-cfq-8a.blogspot.com.br/2012/12/escala-de-ph.html>. 
Acesso em: 14 jun. 2019. 
3 Em: <http://www.citec.fatecjab.edu.br/index.php/files/article/view/13/14>. Aces-
so em: 14 jun. 2019.
REFERÊNCIAS
http://www.guiatrabalhista.com.br/legislacao/nr/nr5.htm
http://www.guiatrabalhista.com.br/legislacao/nr/nr5.htm
http://www.guiatrabalhista.com.br/legislacao/nr/nr6.htm
https://www.portalsaofrancisco.com.br/quimica/decantacao
http://andre-godinho-cfq-8a.blogspot.com.br/2012/12/escala-de-ph.html
http://www.citec.fatecjab.edu.br/index.php/files/article/view/13/14
GABARITO
245
1. O problema é muito simples de ser resolvido, bastando aplicar a fórmula da densidade:
d m
V
=
A massa é de 542,05 g e o volume de 500,0 mL, assim, a densidade nas condições 
acima estabelecida fica da forma:
d g
mL
g mL= =542 05
500 0
1 084,
,
,
Como esse valor está acima do limite máximo estipulado (1,040 g/mL), o leite 
deve ser reprovado.
2. E. 
Segue a justificativa das alternativas incorretas: 
a) É possível separar os componentes de uma mistura homogênea.
b) Para ser mistura, necessariamente, devemos ter dois ou mais componentes.
c) Não, filtração é capaz de separar misturas heterogêneas.
d) Primeiro deve ser realizado uma dissolução, para dissolver o sal, então deve 
ser realizado uma filtração, para separar a areia e, em seguida, uma evaporação, 
para recuperar o sal.
e) Correto.
3. C. 
Antes de iniciar, devemos balancear a equação:
2 22 3 2 2 HCl Na CO NaCl H O CO+ → + +� �
A solução de carbonato de sódio tem a concentração de 0,0350 mol/L:
0 0
0 0350 10002 3, ................. molNa CO mL
x .................. 80 mL x = ,,00280 2 3 molNa CO
 
Pela estequiometria da reação:
2 1 2 3 molHCl molNa CO
x .................... 0 00280 0mol x = 000560 mol de HCl
 
Pela massa molar do HCl :
x x
1 36 5
0 00560
 
 
mol HCl g HCl
mol
................. ,
, .................. = 0 2044, g de HCl
 
GABARITO
GABARITO
Mas temos essa quantidade de HCl em um volume 30,0 mL, precisamos des-
cobrir a quantidade em 1 L:
0 2044 30 0, ........... ,
.....
 
 
g HCl mL
x .
, 
1000 0
6 81
mL
x g L HCl=
4. E. 
Como o exercício forneceu a concentração em quantidade de matéria do hidrô-
nio, basta utilizar a expressão do pH:
pH log H
pH log
pH log
pH
p
 
 [
 
 
= −
= −
= −
= −
+[ ]
], .1 0 10
6 1
6 0
6
HH = 6
5. I - Vista-se com roupas e calçados adequados (fechados). Cabelos compridos de-
vem ser mantidos presos. II - Não se deve comer ou beber em um laboratório. 
Os alimentos podem ser contaminados, por exemplo, por vapores tóxicos, po-
dendo prejudicar a saúde dos trabalhadores. III - Evite o contato de qualquer 
substância com a sua pele. Evite passar os dedos na boca, nariz, olhos e ouvidos. 
Caso alguma substância química respingue em sua pele, deve ser lavada imedia-
tamente a área afetada com água em abundância. IV - Todos os procedimentos 
que envolvam a liberação de vapores, corrosivos, tóxicos ou inflamáveis devem 
ser realizados na capela de exaustão. V - Não utilize roupas de natureza sintética. 
Dê preferência para roupas de algodão. Roupas sintéticas, em caso de incêndios, 
podem ficar aderidas na pele.
CONCLUSÃO
247A disciplina de Química Geral e Orgânica tem como principal objetivo apresentar os 
conceitos fundamentais da química, com a finalidade de promover o aprendizado e 
correlacionar este conhecimento com nosso cotidiano.
Abordamos de forma gradativa as principais áreas da química que são necessárias à for-
mação dos futuros profissionais deste segmento. Introduzimos os conceitos básicos da 
química orgânica, definindo a matéria, os modelos atômicos que nos explicam, para 
descrever o processo que ocorre tanto na fotossíntese quanto na respiração celular. 
Posteriormente, conhecemos a lei da conservação de massa que nos permiti balan-
cear equações químicas e calcular a quantidade de reagentes consumidos e produ-
tos produzidos num processo químico.
Também foram identificadas algumas funções orgânicas de grande importância em 
nosso dia a dia, e suas principais características relacionadas a seu grupo funcional. 
Com isto, conseguimos vislumbrar as diversas propriedades destes compostos or-
gânicos, por exemplo, conservantes, solventes, corantes aplicadas a vários produtos 
encontrados na indústria.
Por meio de mecanismo de reação, estudamos vários tipos de reações químicas, 
como as chamadas reações de eliminação (desidratação), que resultam na produ-
ção de margarina, a partir de óleos vegetais, que é um produto que está inserido em 
nossa alimentação diária há muitos anos.
Finalmente, por meio do conhecimento das características dos produtos químicos 
e os cuidados que são requeridos no trabalho em um laboratório de química, pode-
mos realizar pesquisas em laboratório com maior segurança.
Concluímos, portanto, que os conceitos abordados de forma simples e didática nes-
te livro, serão de grande importância para o estudante, devido a este conteúdo estar 
inserido e aplicado em várias situações nosso cotidiano.
CONCLUSÃO
ANOTAÇÕES
	UNIDADE I
	ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
	Introdução
	Modelos Atômicos
	Números Atômicos e Números de Massa
	Isótopos, Isóbaros, Isótonos e Massa Atômica
	Níveis e Subníveis de Energia do Modelo Atômico e Orbital Atômico
	Distribuição Eletrônica e Tabela Periódica
	Ligações Químicas e Geometria Molecular
	Considerações Finais
	Referências
	GABARITO
	UNIDADE II
	REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
	Introdução
	Transformações Químicas, Estequiometria e Tipos de Reações
	Velocidade de Reações Químicas e Equilibro Químico
	Funções Inorgânicas
	Soluções, Concentrações, Diluições
	Considerações Finais
	Referências
	GABARITO
	UNIDADE III
	Funções Orgânicas
	Introdução
	Funções Orgânicas
	Importância dos Grupos Funcionais de Cada FunçÃo Orgânica
	Aplicações das Funções Orgânicas no Cotidiano
	Considerações Finais
	Referências
	GABARITO
	UNIDADE IV
	Tipos de Isomeria e Reações Químicas 
	Introdução
	Hibridação do Carbono
	Isomeria
	A Importância da Isomeria e do Carbono Quiral na Natureza
	Mecanismos de Reação
	Considerações Finais
	Referências
	GABARITO
	UNIDADE V
	PROPRIEDADES FÍSICAS, MISTURAS, TÉCNICAS DE SEPARAÇÃO, TITULAÇÃO E NOÇÕES BÁSICAS DE SEGURANÇA EM UM LABORATÓRIO
	Introdução
	Propriedades Físicas dos Materiais e Misturas
	Técnicas de Separação de Misturas
	Titulação, Padronização e Medidas de pH
	Noções Básicas de Segurança e Cuidados Laboratoriais
	Considerações Finais
	Referências
	GABARITO
	Conclusão
	Botão 1: