QUÍMICA GERAL

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QUÍMICA GERAL
PROF. LUCAS MIRANDA MOCHI
Reitor: 
Prof. Me. Ricardo Benedito de 
Oliveira
Pró-Reitoria Acadêmica
Maria Albertina Ferreira do 
Nascimento
Diretoria EAD:
Prof.a Dra. Gisele Caroline
Novakowski
PRODUÇÃO DE MATERIAIS
Diagramação:
Edson Dias Vieira
Thiago Bruno Peraro
Revisão Textual:
Camila Cristiane Moreschi
Danielly de Oliveira Nascimento
Fernando Sachetti Bomfim
Luana Luciano de Oliveira
Patrícia Garcia Costa
Renata Rafaela de Oliveira
Produção Audiovisual:
Adriano Vieira Marques
Márcio Alexandre Júnior Lara
Osmar da Conceição Calisto
Gestão de Produção: 
Cristiane Alves
© Direitos reservados à UNINGÁ - Reprodução Proibida. - Rodovia PR 317 (Av. Morangueira), n° 6114
 Prezado (a) Acadêmico (a), bem-vindo 
(a) à UNINGÁ – Centro Universitário Ingá.
 Primeiramente, deixo uma frase de 
Sócrates para reflexão: “a vida sem desafios 
não vale a pena ser vivida.”
 Cada um de nós tem uma grande 
responsabilidade sobre as escolhas que 
fazemos, e essas nos guiarão por toda a vida 
acadêmica e profissional, refletindo diretamente 
em nossa vida pessoal e em nossas relações 
com a sociedade. Hoje em dia, essa sociedade 
é exigente e busca por tecnologia, informação 
e conhecimento advindos de profissionais que 
possuam novas habilidades para liderança e 
sobrevivência no mercado de trabalho.
 De fato, a tecnologia e a comunicação 
têm nos aproximado cada vez mais de pessoas, 
diminuindo distâncias, rompendo fronteiras e 
nos proporcionando momentos inesquecíveis. 
Assim, a UNINGÁ se dispõe, através do Ensino a 
Distância, a proporcionar um ensino de qualidade, 
capaz de formar cidadãos integrantes de uma 
sociedade justa, preparados para o mercado de 
trabalho, como planejadores e líderes atuantes.
 Que esta nova caminhada lhes traga 
muita experiência, conhecimento e sucesso. 
Prof. Me. Ricardo Benedito de Oliveira
REITOR
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01
SUMÁRIO DA UNIDADE
INTRODUÇÃO ................................................................................................................................................................5
1 EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS ..................................................................................................................6
1.1 MODELO ATÔMICO DE DALTON ............................................................................................................................6
1.2 MODELO ATÔMICO DE THOMSON ....................................................................................................................... 7
1.3 MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD .................................................................................................................8
1.4 MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR ....................................................................................................................9
1.5 MODELO ORBITAL ................................................................................................................................................. 10
1.5.1 NÚMEROS QUÂNTICOS E DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA ................................................................................ 10
2 CONCEITOS FUNDAMENTAIS ................................................................................................................................. 13
3 TABELA PERIÓDICA E SUAS PROPRIEDADES ...................................................................................................... 14
3.1 CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS ..................................................................................................................... 16
ENSINO A DISTÂNCIA
DISCIPLINA:
QUÍMICA GERAL
ATOMÍSTICA, TABELA PERIÓDICA 
E LIGAÇÕES QUÍMICAS
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EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA
3.1.1 METAIS ................................................................................................................................................................. 16
3.1.2 AMETAIS .............................................................................................................................................................. 16
3.1.3 SEMIMETAIS OU METALOIDES ........................................................................................................................ 16
3.1.4 GASES NOBRES .................................................................................................................................................. 17
3.2 PROPRIEDADES PERIÓDICAS ............................................................................................................................. 17
3.2.1 RAIO ATÔMICO ................................................................................................................................................... 17
3.2.2 RAIO IÔNICO ...................................................................................................................................................... 17
3.2.3 ENERGIA DE IONIZAÇÃO ................................................................................................................................... 18
3.2.4 AFINIDADE ELETRÔNICA .................................................................................................................................. 18
3.2.5 ELETRONEGATIVIDADE ..................................................................................................................................... 19
3.2.6 ELETROPOSITIVIDADE ...................................................................................................................................... 19
4 LIGAÇÕES QUÍMICAS ..............................................................................................................................................20
4.1 LIGAÇÃO IÔNICA ................................................................................................................................................... 21
4.2 LIGAÇÃO COVALENTE ...........................................................................................................................................22
4.3 LIGAÇÃO METÁLICA..............................................................................................................................................23
CONSIDERAÇÕES FINAIS ...........................................................................................................................................24
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INTRODUÇÃO
Seja bem-vindo(a) ao estudo da Química, a ciência que estuda a composição da matéria 
e suas transformações.
Você já parou para pensar onde você encontra química no seu dia a dia? Neste exato 
momento em que você está lendo este material, o seu computador, o celular, a energia elétrica, 
o ar que respira, a sua roupa, o alimento que consumiu... todos possuem química e, por sua vez, 
cada um com uma característica, transformação diferente.
Neste curso de Química Geral, você terá acesso aos conteúdos primordiais para a 
compreensão básica do estudo da Química.
Para um melhor aproveitamento do conteúdo desta Unidade 1, é necessário retomarmos 
alguns conceitos sobre matéria, elementos, átomos e moléculas.
Matéria é tudo o que possui massa e ocupa lugar no espaço, por exemplo: sofá, copo, 
roupa, livro, gases, dentre outros.
Elemento é do que se constitui a matéria, por exemplo: a matéria água (H2O) é constituída 
pelos elementos Hidrogênio (H) e Oxigênio (O).
Átomos são partículas extremamente pequenas que compõem um determinado elemento, 
por exemplo: o elemento Carbono (C) é composto por inúmeros átomos de carbono.
Moléculas são a combinação de dois ou mais átomos que são ligados de forma específica, 
por exemplo: a molécula de gás carbônico (CO2) é composta por um átomo de carbono e dois 
átomos de oxigênio.
Tendo esses conceitos em mente, nesta unidade, estudaremos: os diferentes modelos 
atômicos no decorrer da história; em seguida, como os elementos são classificados na tabelaperiódica e as propriedades desses elementos; e, por fim, como se dão as ligações entre os átomos.
Bons estudos a todos(as)!
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1 EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS
A necessidade de compreensão da composição da matéria é algo debatido há muito tempo. 
Filósofos antigos tentavam encontrar soluções a respeito da composição da matéria. Demócrito 
(460-370 a.C.) e outros filósofos acreditavam que toda matéria era constituída por partículas 
indivisíveis, chamadas de átomos. Contudo, Platão e Aristóteles acreditavam que partículas 
indivisíveis não poderiam existir, com isso, a ideia de átomo ficou, por séculos, sem ser discutida.
1.1 Modelo Atômico de Dalton
Após algum tempo, químicos viram a necessidade de medir a quantidade de matéria que 
seria produzida, ou gasta, em uma determinada reação química. Começaram a utilizar, então, a 
teoria atômica, a qual se desenvolveu durante o trabalho do inglês John Dalton, em 1803-1807. 
Após vários experimentos e observações dos resultados, Dalton propôs os postulados expostos 
na Figura 1.
Figura 1 – Postulados da teoria atômica de Dalton. Fonte: Brown e Holme (2015).
Analisando os postulados de Dalton, foi possível explicar algumas leis da época, como 
a lei de conservação de massa, segundo a qual um átomo em uma reação química não pode ser 
criado ou destruído. Essa lei é a base do postulado 3. Outra lei era a lei da composição constante, 
segundo a qual, em determinado composto, o número de átomos e tipos é constante. Essa lei é a 
base do postulado 4.
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1.2 Modelo Atômico de Thomson
Posteriormente, por volta do século XVII, alguns cientistas estudavam a descarga elétrica 
em tubos evacuados, onde uma voltagem produzia uma radiação dentro do tubo. A radiação 
ficou conhecida como raios catódicos por se tratar de eletrodos negativos. Nos experimentos, 
era possível verificar que os raios catódicos se desviavam por campos elétricos ou magnéticos, 
caracterizando, assim, a presença de carga elétrica. O cientista britânico J.J. Thomson, em suas 
análises sobre os tubos de raios catódicos, identificou que, independentemente do material do 
cátodo e da lâmina metálica exposta aos raios, sempre se adquiriam cargas negativas (elétrons). 
Assim, em 1897, Thomson publicou um artigo a respeito desses experimentos, o qual ficou 
conhecido como a descoberta do elétron.
Figura 2 – (a) Os elétrons se movem do eletrodo negativo (cátodo) para o eletrodo positivo (ânodo).
(b) Tubo de raios catódicos com tela fluorescente, mostrando o caminho dos raios. (c) O caminho dos raios
catódicos desviados com a presença de uma placa metálica. Fonte: Adaptado de Brown e Holme (2015).
Com a descoberta dos elétrons, foi possível verificar que a ideia de Dalton sobre partícula 
indivisível já não era mais válida. Com o tempo, foi-se descobrindo que o átomo era composto 
por partículas ainda menores; assim, Thomson acreditava que o átomo seria uma esfera positiva 
uniforme, na qual os elétrons estavam incrustados, sendo chamado de modelo “pudim de ameixa”.
Figura 3 – Modelo atômico de Thomson (“pudim de ameixa”). Fonte: Fogaça (2021a).
 
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1.3 Modelo Atômico de Rutherford
O cientista britânico Ernest Rutherford, em estudos sobre a radioatividade, propôs três 
tipos de radiações: alfa (α), beta (β) e gama (γ). Em seus experimentos, mostrou que as radiações 
alfa e beta se movimentavam de forma rápida, nomeadas de partículas (α) e (β). Nos experimentos, 
notou que as partículas (β), por possuírem cargas negativas, eram atraídas para a placa positiva. 
As partículas (α), por possuírem cargas positivas, eram atraídas para a placa negativa.
Em 1910, o modelo atômico de Thomson foi contestado por Rutherford e seus 
colaboradores em um experimento de bombardeamento de partículas (α) em uma folha de ouro 
(Figura 4). Nesse experimento, descobriu-se que quase todas as partículas passavam diretamente 
através da folha, sem dispersão. Porém, algumas partículas se dispersavam em grandes ângulos 
e, até mesmo, para trás da folha.
Figura 4 – Experimento de Rutherford sobre espelhamento de partículas α. Fonte: Brown et al. (2008).
O filme Radioativo (2020) conta a história da física Marie 
Curie, uma fabulosa cientista. Assim como Rutherford, Curie 
investigava o comportamento de partículas alfa, beta e gama. 
Em suas pesquisas, juntamente com seu marido Pierre Curie, 
descobriu dois elementos químicos, o rádio e o polônio, 
ganhando merecidos prêmios pela descoberta.
Com o filme, é possível nos aproximar da forma como 
aconteciam as descobertas de elementos químicos na época, 
assim como a evolução dos modelos atômicos, os benefícios 
e as consequências de certas descobertas.
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Com isso, em 1911, Rutherford explicou que a maior parte da massa de um átomo e 
toda carga positiva existente nele se encontravam em uma única região, extremamente pequena e 
densa, a qual nomeou de núcleo. Rutherford e seus colaboradores acreditavam que a maior parte 
do átomo era de espaço vazio, pois a maioria das partículas alfa conseguia atravessar por esses 
espaços. Entretanto, quando a partícula alfa entrava na vizinhança do núcleo, este, por possuir 
maior densidade e carga positiva, sofria uma repulsão muito grande, sendo refletida em outros 
ângulos.
Estudos posteriores levaram à descoberta de outras duas partículas presentes no núcleo: 
as partículas positivas, prótons, descobertas por Rutherford em 1919; e as partículas neutras, 
nêutrons, descobertas por James Chadwick em 1923.
O modelo atômico de Rutherford ficou conhecido como modelo planetário, em que o 
núcleo do átomo seria o Sol, e os elétrons seriam os planetas girando em torno do Sol, em órbitas 
circulares. Essas órbitas onde se encontravam os elétrons foi chamada de eletrosfera.
Figura 5 – Modelo atômico de Rutherford. Fonte: Gomes Neto (2008).
1.4 Modelo Atômico de Niels Bohr
Com base na mecânica clássica, a qual diz que toda partícula carregada em movimento 
emite energia na forma de onda eletromagnética, o elétron (de acordo com o modelo atômico 
de Rutherford, por ser uma partícula com carga negativa orbitando pela eletrosfera ao redor do 
núcleo) em algum momento deveria perder energia e, assim, cair sobre o núcleo. Pensando nisso, 
em 1913, Niels Bohr, após analisar o comportamento dos espectros de Hidrogênio, aprimorou o 
modelo atômico de Rutherford.
Bohr propôs que os elétrons se moviam em torno do núcleo em órbitas circulares 
definidas, em um número limitado, chamadas de níveis de energia. Bohr foi além, afirmando 
que um elétron em tal órbita encontra-se em um estado de energia constante ou permitido. Um 
elétron em estado de energia permitido não absorve nem emite energia: isso ocorrerá apenas 
quando o elétron muda de um estado de energia permitido para outro.
Essa correção do modelo atômico de Rutherford por Bohr fez com que o modelo atômico 
ficasse conhecido como Modelo de Rutherford-Bohr.
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1.5 Modelo Orbital
Bohr começou a verificar que um elétron em uma mesma camada apresentava diferentes 
energias, com isso, pode verificar que as camadas eletrônicas (níveis de energia) eram formadas 
por subcamadas (subníveis). Em 1924, Louis Victor de Broglie, em seus experimentos, classificou 
o elétron como uma partícula dualística, ou seja, se comportava tanto como onda quanto como 
partícula. Posteriormente, em 1927, Erwin Schrödinger desenvolveu uma equação (um cálculo 
extremamente complexo) conhecida como equação de ondas, que fornecia como resultado a 
probabilidade de encontrar o elétron em uma dada região. Essa região com a máxima probabilidade 
de se encontrar o elétron ficou conhecida como orbital.
1.5.1 Númerosquânticos e distribuição eletrônica
 
• Número quântico principal (n)
O número quântico principal determina em qual nível se encontra o elétron. Até então, 
têm-se definido sete níveis de energia, também chamados de camadas eletrônicas. Os sete níveis 
de energia são designados pelos números quânticos principais, simbolizados pela letra n (de 1 a 
7), e associados aos níveis de energia dos elétrons, simbolizados pelas letras K a Q.
Número Quântico Principal (n) 1 2 3 4 5 6 7
Níveis de Energia 
(camada eletrônica) K L M N O P Q
 
Cada nível de energia possui valor diferente, aumentando para cada nível, ou seja, K é o 
nível de menor energia, e Q, o nível de maior energia.
 
Figura 6 – Valores de m1. Fonte: Slide Player (2015).
O modelo atômico de Rutherford-Bohr é capaz de explicar as diferentes cores nos 
fogos de artifício, pois o elétron recebe energia saltando de um nível para outro 
mais externo. Ao retornar ao nível de origem, o elétron emite essa energia em 
forma de onda eletromagnética, podendo, assim, verificar a luz colorida. Em cada 
nível, é necessária uma energia diferente e, consequentemente, as cores emitidas 
serão diferentes, como: o sódio emite cor amarela; o cobre, a cor azul-esverdeado; 
estrôncio, cor vermelha; dentre outros. A pólvora dos fogos de artifício é uma 
mistura de sais, fornecendo as variadas cores.
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• Número quântico secundário (l)
Determina os subníveis de energia dos elétrons. Pode assumir os seguintes valores: l = 0, 
l = 1, l = 2, l = 3, representados pelas letras s, p, d e f, respectivamente.
Nº quântico secundário (l) 0 1 2 3
Subnível s p d f
Nº máximo de e- 2 6 10 14
• Número quântico magnético (m1)
Fornece o orbital do elétron, e o seu valor é referente ao número de cada subnível (l). 
–l ≤ m1 ≤ +l
Os orbitais podem ser representados por quadrículas para melhor compreensão, e cada 
quadrícula assumirá um valor dependendo do subnível.
Figura 7 – Representação por quadrículas. Fonte: Fogaça (2021b).
• Número quântico spin (ms)
Spin indica o movimento de rotação do elétron, produzindo efeitos magnéticos, ou seja, 
de atração e repulsão. Assim, em um mesmo orbital, dois elétrons repelem-se, ficando com spins 
contrários. Os valores de spin são -1/2 e +1/2. Observe a representação a seguir:
Ali, as setas representam os elétrons em um mesmo orbital, podendo classificar o valor de 
ms = +1/2 para a seta para cima e ms= -1/2 para a seta para baixo, ou vice-versa.
Hund enfatizou também que, em um subnível, os elétrons sempre ocuparão os orbitais 
vazios e, posteriormente, os orbitais semipreenchidos.
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• Distribuição eletrônica
Linus Pauling elaborou um diagrama que permitia a distribuição dos elétrons de um 
átomo em ordem crescente de energia.
Figura 8 – Diagrama de distribuição eletrônica. Fonte: El Químico (2021).
A distribuição deve acontecer sempre na ordem crescente de energia. O subnível mais 
energético será sempre o último subnível da distribuição, e a camada de valência é o nível mais 
externo do átomo.
A representação do nível e subnível é dada da seguinte forma:
Nela, 3 é o nível, p é o subnível e 5 é o número de elétrons no subnível. Tomemos o 
oxigênio como exemplo: tendo 8 elétrons, a distribuição fica:
8O – 1s2 2s2 2p4
Logo, 2 é o nível (camada) mais externo do átomo. O p é o subnível mais energético, com 
4 elétrons.
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2 CONCEITOS FUNDAMENTAIS
Como vimos até aqui, cada átomo possui um núcleo, onde se encontram duas partículas 
pesadas: os prótons (partículas com carga elétrica positiva) e os nêutrons (partículas com carga 
elétrica neutra); sendo assim, o núcleo é o responsável praticamente por toda a massa do átomo. 
Além do núcleo, temos a eletrosfera, onde se encontram os elétrons (partículas com carga elétrica 
negativa).
Tomemos como representação os seguintes símbolos:
 Elétron – e- Próton – p Nêutron – n
Cada átomo possui uma identidade diferente, chamada de Número Atômico (Z). O 
número atômico corresponde à quantidade de prótons existente no núcleo de determinado átomo.
Z = p
Por exemplo, o átomo de berílio (Be) possui 4 prótons em seu núcleo; logo, Z é igual a 4.
A massa de um átomo (A) é dada pela somatória do número de prótons com o número 
de nêutrons.
A = Z + n
Por exemplo, o sódio (Na) possui 11 prótons e 12 nêutrons em seu núcleo; logo, a sua 
massa será:
A = 11 + 12
A = 23
Elemento químico é o conjunto de átomos iguais, ou seja, o conjunto de átomos que 
possuem o mesmo número atômico. Atualmente, são conhecidos 118 elementos químicos. A 
representação de um elemento químico é dada pelo seu símbolo (X) junto com a massa (A) e o 
número atômico (Z).
zXA
Por exemplo, o elemento químico Carbono tem o símbolo C, possui 6 prótons, 6 nêutrons 
e sua representação é dada por:
6C12
Todo átomo é eletricamente neutro, ou seja, o número de prótons é igual ao número de 
elétrons (p = e-). Contudo, um átomo pode ganhar elétrons (ficando, assim, com carga negativa) 
ou perder elétrons (ficando, assim, com carga positiva). Ao ganhar ou perder elétrons, o átomo 
torna-se o que chamamos de ÍON. São classificados em dois tipos: o íon de carga positiva, cátion; 
e o íon de carga negativa, ânion.
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A Figura 9 mostra a formação de um cátion sódio (Na+) e a formação de um ânion cloro (Cl-).
Figura 9 – Esquema de formação de íons. Fonte: Adaptado de Brown (2008).
3 TABELA PERIÓDICA E SUAS PROPRIEDADES
A tabela periódica é muito famosa quando o assunto é química, pois é nela onde 
encontramos todos os elementos químicos conhecidos até então. Antes de chegarmos à tabela 
atual, vale lembrar um pouco da história de sua criação. Mendeleev e Meyer, aproximadamente 
em 1869, foram os primeiros a elaborarem a primeira tabela periódica. Nela, os elementos 
conhecidos à época (poucos até então) eram classificados em ordem crescente de massa atômica. 
Acreditava-se que as propriedades químicas e físicas dos elementos variavam periodicamente em 
função de suas massas atômicas.
Posteriormente, Moseley, em 1913, propôs um aperfeiçoamento da tabela de Mendeleev, 
em que, ao invés das massas atômicas, as propriedades físicas e químicas dos elementos variavam 
de acordo com o número atômico, classificando os elementos em ordem crescente de número 
atômico. Essa lei periódica é a que prevalece até os dias de hoje.
A tabela periódica atual é formada por períodos/séries, que são as linhas da tabela (1 a 
7), e por grupos/famílias, que são as colunas da tabela (1 a 18, ou também 0 a 8, subdivididas 
em A e B). Os períodos estão relacionados às camadas dos átomos. Os elementos que possuem 
o mesmo número de camadas (níveis) estão localizados no mesmo período. Por exemplo, sódio 
(Na) e alumínio (Al).
Como pode ser visto na distribuição eletrônica dos dois elementos, ambos possuem 3 
camadas (1, 2 e 3 ou também camada K, L e M); logo, ambos estão localizados no terceiro período 
da tabela periódica (terceira linha). Agora, os grupos ou famílias da tabela apresentam elementos 
com mesmo número de elétrons na camada de valência e apresentam propriedades químicas 
semelhantes. Por exemplo, os elementos Lítio (Li) e Sódio (Na).
Como podemos perceber, ambos apresentam 1 (um) elétron na camada de valência 
(camada mais externa do átomo); logo, são classificados no grupo 1 (ou Família IA) da tabela 
periódica. Ademais, possuem propriedades semelhantes, pois ambos são metais.
As famílias recebem alguns nomes especiais na tabela periódica, como metais alcalinos 
(grupo 1/família 1A), metais alcalinos-terrosos (grupo 2/família 2A), metais de transição 
(grupo 3 a 12), família do boro (grupo 13/família 3A), família do carbono (grupo 14/família 4A), 
família do nitrogênio (grupo 15/família 5A), calcogênios(grupo 16/família 6A), halogênios 
(grupo 17/família 7A) e gases nobres (grupo 18/família 8A).
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Figura 10 – Tabela periódica atual. Fonte: Batista (2021).
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A tabela também pode ser dividida de acordo com a configuração eletrônica dos 
elementos, levando em consideração o subnível em que o elétron mais externo se encontra. Fica, 
assim, dividida em s, p, d e f.
Figura 11 – Divisão da tabela por subnível mais energético. Fonte: O autor.
Os elementos cujos elétrons de valência encontram-se nos subníveis s ou p são chamados 
elementos representativos. Quando localizados nos subníveis d ou f, são chamados elementos de 
transição.
Por exemplo, o oxigênio, 8O – 1s
2 2s2 2p4, é um elemento representativo, pois o elétron de 
valência encontra-se no subnível p. É um elemento que apresenta duas camadas eletrônicas (1 e 
2, ou, K e L); logo, encontra-se no segundo período (2ª linha). A sua camada de valência (2s2 2p4) 
apresenta 6 elétrons, logo, encontra-se na família 6ª (grupo 16) ou família dos calcogênios, como 
pudemos ver na Figura 10.
3.1 Classificação dos Elementos
Os elementos são classificados em quatro classes: metais, não metais (ametais), semimetais 
e gases nobres.
3.1.1 Metais
Representam, aproximadamente, 70% dos elementos que compõem a tabela periódica, 
tendo como características brilho, altas condutibilidades térmica e elétrica, são maleáveis 
e geralmente são sólidos à temperatura ambiente, com exceção do Mercúrio (Hg). Os metais 
possuem alto grau de eletropositividade, ou seja, tendem a doar elétrons, tornando-se positivos, 
cátions.
3.1.2 Ametais
Com caraterísticas contrárias aos metais, não são maleáveis e possuem alto grau de 
eletronegatividade. Tendem a receber elétrons, tornando-se, assim, negativos, ânions. Podem 
aparecer nas formas sólida (C, P, S, Se, I), líquida (Br) e gasosa (H, N, O, F, Cl), por exemplo.
 
3.1.3 Semimetais ou metaloides
Por apresentarem propriedades de metais e não metais, são categorizados como 
semimetais. Todos sólidos à temperatura ambiente.
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3.1.4 Gases nobres
Por possuírem grande estabilidade em suas camadas de valência, como 8 elétrons (com 
exceção do Hélio, com 2 elétrons), geralmente não se ligam a outros elementos para formarem 
compostos. Os gases nobres se encontram no grupo 18 ou família 8ª.
3.2 Propriedades Periódicas
Como vimos, a tabela periódica é organizada à medida que aumenta o número atômico 
dos elementos, com isso, foi possível verificar algumas propriedades periódicas que, com esse 
aumento de número atômico, variam de forma crescente ou decrescente. São elas: raio atômico, 
raio iônico, potencial de ionização, afinidade eletrônica, eletronegatividade e eletropositividade.
3.2.1 Raio atômico
É dado pela distância do núcleo ao elétron mais externo do átomo. Em um grupo/família, 
o raio tende a aumentar de cima para baixo uma vez que, quanto maior o número atômico, maior 
a quantidade de elétrons e, consequentemente, maior o número de camadas, resultando, assim, 
em maior raio atômico. Em um período, o raio atômico tende a crescer à medida que decresce 
o número atômico. Isso ocorre devido à carga nuclear afetiva: quanto menor o número atômico, 
menor a atração do núcleo com os elétrons.
Figura 12 – Representação do aumento do raio atômico em relação à tabela periódica. Fonte: Toda Matéria (2019).
3.2.2 Raio iônico
É definido para cada tipo de íon. No íon cátion (carga positiva), para se tornar um cátion, 
o átomo perdeu elétrons do seu último nível; com isso, a atração do núcleo com os elétrons 
restantes é maior, havendo uma diminuição do raio atômico. Já no íon ânion (carga negativa), um 
ou mais elétrons é recebido/adicionado na camada de valência do átomo, fazendo com que haja 
repulsão entre o núcleo e os elétrons. Com isso, há um aumento do raio atômico.
Podemos definir da seguinte forma:
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3.2.3 Energia de ionização
É a energia mínima necessária para retirar um elétron de um átomo ou íon gasoso. Nas 
famílias/grupos, o número atômico aumenta de baixo para cima, ou seja, diminuem os níveis de 
energia. Assim, os elétrons desses átomos estão mais próximos do núcleo, contudo, a energia de 
ionização aumenta.
Nos períodos, o número atômico aumenta da esquerda para a direita, com isso, aumenta 
também o número de elétrons, fazendo com que a atração do núcleo com os elétrons seja maior, 
havendo raios menores. Logo, a energia de ionização num mesmo período aumenta da esquerda 
para a direita.
Podemos dizer que a energia de ionização é o inverso do raio atômico, ou seja, quanto 
menor o raio atômico, maior a atração núcleo-elétron, como isso, a energia de ionização será 
maior.
Figura 13 – Representação do aumento da energia de ionização em relação à tabela periódica.
Fonte: Brown (2008).
3.2.4 Afinidade eletrônica
É a energia que um átomo ou íon libera ao receber um elétron em sua camada de valência. 
É a força com que o núcleo do átomo atrai o elétron recebido. Nos grupos/família, quanto menor 
o número atômico (de baixo para cima), menor o raio e maior a afinidade eletrônica, pois, quanto 
maior a atração do núcleo com o elétron recebido, maior a energia liberada. Nos períodos, à 
medida que aumenta o número atômico (da esquerda para a direita), há um aumento da atração 
do núcleo com o elétron e, consequentemente, maior será a energia liberada ao receber elétron.
Quanto menor o raio atômico, maior a afinidade eletrônica.
Quanto aos gases nobres, por não receberem elétrons, essa propriedade periódica não se 
aplica a eles.
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Figura 14 – Representação do aumento da afinidade eletrônica em relação à tabela periódica.
Fonte: Araújo (2021).
3.2.5 Eletronegatividade
É a capacidade de um átomo atrair elétron de outro átomo, numa ligação entre eles. Os 
não metais possuem essa capacidade maior que os metais. Quanto menor o raio de um átomo, 
maior a eletronegatividade, ou seja, em uma família/grupo, a eletronegatividade aumenta de cima 
para baixo e, num período, a eletronegatividade aumenta da esquerda para direita. Não é definida 
a eletronegatividade para os gases nobres, logo, eles são excluídos dessa propriedade.
Figura 15 – Representação do aumento da eletronegatividade em relação à tabela periódica.
Fonte: Araújo (2021).
3.2.6 Eletropositividade
É a capacidade de um átomo perder um elétron para outro átomo, em uma ligação entre 
eles. Essa é uma característica maior para os metais do que para os não metais. À medida que o 
raio atômico aumenta, maior o número de camadas e, consequentemente, mais distante está o 
elétron da última camada com o núcleo; assim, mais fácil de ceder esse elétron. Logo, em uma 
família, a eletropositividade aumenta de cima para baixo e, num período, a eletronegatividade 
aumenta da direita para esquerda. Não é definida a eletropositividade para os gases nobres, logo, 
são excluídos dessa propriedade.
 
Figura 16 – Representação do aumento da eletropositividade em relação à tabela periódica.
Fonte: Laifi (2011).
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4 LIGAÇÕES QUÍMICAS
Para a formação das substâncias, os átomos estão unidos entre si, e a essa união 
denominamos ligações químicas. A maior parte das características de uma determinada 
substância é determinada pelo tipo de ligação química que ela possui. Estudaremos três tipos 
gerais de ligações químicas: iônica, covalente e metálica.
A ligação química ocorre com os elétrons de valência de um átomo ou íon. Com isso, 
um químico americano, Lewis, propôs uma forma de representarmos os elétrons de valência 
de um determinado átomo e o trajeto desse elétron aofazer uma ligação com outro átomo. Ele 
representou cada elétron de valência como um ponto ao redor do símbolo químico do elemento, 
ficando conhecido como símbolos de Lewis. Vejamos o Enxofre como exemplo. Na distribuição, 
podemos perceber que há 6 elétrons na sua camada de valência (camada mais externa), logo, seu 
símbolo de Lewis terá 6 pontos (elétrons) representados ao redor do seu símbolo.
Os pontos são atribuídos em todos os lados do símbolo, e cada lado pode acomodar até 
dois elétrons. A seguir, alguns elementos e seus símbolos de Lewis.
Figura 17 – Símbolos de Lewis para os elementos nos primeiros três períodos da tabela periódica.
Observe as similaridades entre os elementos no mesmo grupo. As estruturas de Lewis ajudam a manter
o rastro dos elétrons envolvidos nas ligações químicas. Fonte: Brown e Holme (2015).
Átomos em uma ligação buscam estabilidade eletrônica, seja compartilhando, recebendo 
ou doando elétrons. Contudo, vimos anteriormente que os gases nobres não recebem, 
compartilham nem doam elétrons, pois são eletronicamente estáveis. Todos os gases nobres, com 
exceção do Hélio, possuem 8 elétrons de valência, e outros átomos, ao sofrerem transformações 
durante uma ligação, também terminam com 8 elétrons de valência. A partir dessa observação, 
surgiu a regra do octeto.
 
É importante ressaltar que existem várias exceções à regra do octeto, porém, ela é muito 
importante, pois consegue introduzir muitos conceitos a respeito de ligações químicas. 
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4.1 Ligação Iônica 
É a ligação resultante de uma força, de natureza elétrica, entre dois íons, um cátion 
(positivo) e um ânion (negativo). Essa ligação ocorre através da transferência de elétrons entre 
esses íons, ou seja, o cátion irá perder elétron, e o ânion receberá esse elétron. Normalmente, 
essa ligação ocorre entre um metal, que tende a perder elétron, e um ametal, que tende a receber 
elétron. Tomemos como exemplo um composto que utilizamos diariamente, o sal de cozinho, 
conhecido como cloreto de sódio. Nele, há a ligação do metal Sódio (Na) e do ametal Cloro (Cl).
Ao perder o elétron, o sódio fica com carga positiva (Na+) e, quando isso ocorre, podemos 
perceber que a sua camada de valência passa a ser a 2 (2s22p6), com oito elétrons de valência.
Ao ganhar o elétron, o cloro fica com carga negativa (Cl-) e, quando isso ocorre, esse 
elétron recebido vai para sua camada de valência, ficando com oito elétrons nela (3s23p6).
Ou seja, ambos os átomos nessa ligação obedeceram à regra do octeto.
Usando símbolos de Lewis, podemos representar a reação da seguinte forma:
A representação de forma de íon fica Na+Cl-, ou simplesmente como NaCl. 
Figura 18 – Estrutura cristalina do cloreto de sódio. Fonte: Brown (2008).
Os compostos iônicos possuem algumas características específicas, como:
- Altos pontos de fusão e ebulição. Devido à grande atração elétrica entre os íons, é 
necessário fornecer uma grande quantidade de energia para conseguir rompê-las.
- À temperatura ambiente, são sólidos e cristalinos.
- São solúveis em água.
- Em soluções aquosas ou em líquidos, são bons condutores de eletricidade devido à grande 
liberdade de movimentação dos íons (cargas positivas e negativas), favorecendo a passagem de 
corrente elétrica entre eles.
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4.2 Ligação Covalente
É a ligação resultante de compartilhamento de elétrons. Nessa ligação, o elétron não 
é perdido ou recebido por um dos átomos, mas, sim, compartilhado, passando a ser dos dois 
átomos ao mesmo tempo. Por exemplo, quando dois átomos de hidrogênio estão próximos o 
suficiente, há tanto uma repulsão dos elétrons quanto do núcleo; porém, quanto mais próximos 
um do outro, o elétron de um acaba sendo atraído pelo núcleo do outro, e vice-versa, acontecendo 
um compartilhamento desses elétrons e formando a ligação da molécula H2.
Figura 19 – Quando dois átomos se aproximam um do outro, as nuvens eletrônicas carregadas negativamente são 
atraídas pelo núcleo carregado positivamente do outro átomo. Essa interação potencial atrativa é enormemente 
responsável pela redução de energia na formação de uma ligação química. Fonte: Brown e Holme (2015).
A ligação covalente pode ser representada também pelos símbolos de Lewis, chamados 
de estrutura de Lewis.
Os elétrons de cada átomo são representados por pontos e, em seguida, na ligação, são 
representados um próximo ao outro. Chamamos um par de elétrons compartilhados na ligação 
como par ligante, podendo ser representados também como “traço”. Por exemplo, a molécula de 
H2 possui um par de elétrons ligantes.
Aos elétrons que sobram durante a ligação chamamos elétrons não ligantes, ou pares 
solitários. Por exemplo, a molécula de flúor (F2) possui 1 par ligante e 6 pares não ligantes. 
Ao compartilhamento de um par de elétrons chamamos de ligação simples. Quando há 
dois pares compartilhados, ligação dupla. E, quando há três pares compartilhados, ligação tripla, 
como nas moléculas de CO2 (o carbono com dois pares de elétrons compartilhados com cada 
oxigênio) e N2 (com três pares compartilhados).
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Geralmente, os elementos que participam de ligações covalentes são entre não metal, 
semimetal e hidrogênio. Pode ser dada da seguinte forma: 
Não metal + Não metal
Não metal + Semimetal
Não metal + Hidrogênio
Semimetal + Semimetal
Semimetal + Hidrogênio
4.3 Ligação Metálica
Quanto aos metais, como vimos anteriormente, uma de suas propriedades periódicas 
é o baixo potencial de ionização, ou seja, tendem a doar elétrons, formando-se cátions. Com 
isso, a ligação entre metais é dada por esses elétrons “livres” entre eles, formando uma nuvem de 
elétrons, ou também chamados de mar de elétrons. A atração entre esses elétrons os torna unidos.
Os metais possuem características específicas por conta dessa ligação entre eles, como 
brilho característico, maleabilidade, ductibilidade e uma das principais, a condutividade, tanto 
de calor quanto de eletricidade, justamente por possuírem um mar de elétrons em sua ligação.
Figura 20 – Exemplo de onde são encontradas ligações metálicas. Fonte: Brown (2008).
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CONSIDERAÇÕES FINAIS
Nesta unidade, conseguimos fazer um breve levantamento histórico da evolução dos 
modelos atômicos e como cada cientista contribuiu para o aperfeiçoamento desse modelo até os 
dias de hoje.
Estudamos também a estrutura da tabela periódica, podendo identificar a forma como 
nela estão distribuídos os elementos químicos e como as propriedades periódicas crescem ou 
decrescem em um grupo ou família com o aumento do número atômico.
Por fim, vimos os tipos de ligação que podem ocorrer entre dois átomos (iônica, covalente 
e metálica) e algumas características específicas de compostos que possuem determinado tipo de 
ligação.
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02
SUMÁRIO DA UNIDADE
INTRODUÇÃO ...............................................................................................................................................................27
1 MASSA MOLECULAR, MASSA MOLAR E MOL ......................................................................................................28
2 REAÇÕES QUÍMICAS E CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO ......................................................................................29
2.1 REAÇÕES QUÍMICAS .............................................................................................................................................29
2.2 LEIS PONDERAIS ..................................................................................................................................................30
2.3 BALANCEAMENTO DE REAÇÕES ........................................................................................................................31
2.4 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO ...........................................................................................................................32
3 MISTURAS, SOLUÇÃO E DILUIÇÃO.........................................................................................................................33
3.1 MISTURAS ..............................................................................................................................................................33
3.2 SOLUÇÕES .............................................................................................................................................................34
3.2.1 ESTADO DE AGREGAÇÃO ...................................................................................................................................34
REAÇÕES QUÍMICAS, 
ESTEQUIOMETRIA E SOLUÇÕES
ENSINO A DISTÂNCIA
DISCIPLINA:
QUÍMICA GERAL
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EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA
3.2.2 PREPARO DE SOLUÇÕES E CONCENTRAÇÃO ................................................................................................35
3.3 DILUIÇÃO ...............................................................................................................................................................36
CONSIDERAÇÕES FINAIS ...........................................................................................................................................39
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INTRODUÇÃO
De acordo com a unidade anterior, pudemos concluir que a uma quantidade de matéria 
contendo átomos, moléculas ou íons iguais, que apresentam certas propriedades físicas definidas, 
chamamos de substância pura. Por exemplo, a substância pura da água (H2O), a uma pressão 
e temperatura constantes, apresenta pontos de fusão e de ebulição bem definidos, bem como 
outras características, como condutividade, densidade e cor; por isso, conseguimos classificá-la 
como substância pura. Há duas classificações para substâncias puras: a substância pura simples 
(ou substância simples) e a substância pura composta (ou substância composta).
Substância simples é aquela que não é possível ser decomposta em substância mais 
simples, ou seja, é formada por um mesmo elemento. Exemplos de substâncias simples são o gás 
oxigênio (O2), gás hidrogênio (H2) e ferro sólido (Fe). Pode-se perceber que são formados apenas 
por um elemento. Substâncias compostas são formadas por dois ou mais elementos, por exemplo, 
a água (H2O), formada por dois átomos de hidrogênio com um átomo de oxigênio.
A partir desta unidade, vamos aprofundar nosso conhecimento a respeito dessas 
substâncias, como massa, moléculas e mols. Estudaremos também sobre a forma como uma 
substância reage com a outra, os tipos de reações químicas e os cálculos envolvendo tais reações. 
Ademais, veremos os tipos de misturas que podem ser encontradas, o preparo de soluções e sua 
diluição.
Bons estudos!
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1 MASSA MOLECULAR, MASSA MOLAR E MOL
Na tabela periódica, vista na unidade anterior, cada elemento possui uma massa atômica, 
que é fornecida por experimentos feitos através da proporção de cada isótopo que compõe 
determinado elemento. Contudo, uma vez já conhecida a massa atômica dos elementos, estes, 
quando ligados entre si e formando moléculas, nos fornecem o que chamamos de massa molecular. 
Tomemos a água (H2O) como exemplo. O Hidrogênio possui massa atômica 1u (u = unidade de 
massa atômica), e o Oxigênio possui massa atômica 16u. Logo, a molécula de H2O possui dois 
átomos de hidrogênio (1u x 2) e um átomo de oxigênio (16u). Somando a massa de ambos, temos 
a massa molecular da água, que é 18u.
A partir de experimentos, cientistas determinaram uma constante que buscava a 
proporção direta entre a quantidade de átomos de uma substância e a sua massa. Ficou conhecida 
como Constante de Avogadro, em homenagem ao químico Amadeo Avogadro. Atualmente, a 
constante utilizada tem o valor de 6,02 x 1023 das partículas (átomos, moléculas, íons, elétrons).
Através do estudo realizado com a constante de Avogadro, foi possível concluir que o 
número de átomos referente à constante é numericamente igual à massa atômica expressa em 
gramas (g), ou seja:
6,02 x 1023 átomos de H é igual a 1g
6,02 x 1023 átomos de O é igual a 16g
Logo:
6,02 x 1023 moléculas de H2O é igual a 18g
No nosso dia a dia, é comum usarmos dúzia como unidade de contagem. Por exemplo, uma 
dúzia de ovos contém 12 ovos; meia dúzia, 6; e assim por diante. Na Química, para expressarmos 
uma quantidade de partículas (átomos, moléculas, íons), utilizamos como unidade o mol. Um 
mol é a quantidade que expressa o tanto de partículas em número, e esse número, por sua vez, é 
a constante de Avogadro. Por exemplo:
1 mol de átomos de H = 6,02 x1023 átomos de H
1 mol de moléculas de H2O = 6,02 x 10
23 moléculas de H2O
1 mol de íons Na2+ = 6,02 X 1023 moléculas de Na2+
A constante de Avogadro é aceita atualmente como 6,02214086 x 1023, contudo, 
para utilização em cálculos, usa-se a sua forma simplificada, como 6,02 x 1023.
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Figura 1 – Relações molares. Fonte: Brown (2008).
Com isso, podemos definir massa molar como a massa de 1 mol de certa substância em 
gramas, com unidade g/mol.
Ou seja, a molécula de NaCl possui 58,5 u, logo, sua massa molar é 58,5 g/mol.
A massa molar pode ser empregada no cálculo de quantidade de matéria (n) quando 
necessitamos calcular a quantidade de mols de determinado átomo em uma amostra. Utilizamos 
a seguinte fórmula: , na qual n é a quantidade de matéria (ou número de mols), m é a 
massa da amostra em grama (g) e M é a massa molar (g/mol). Por exemplo:
Qual o número de átomos de Oxigênio em 18g de uma amostra de água pura?
O cálculo de número de mols, ou quantidade de matéria, é muito utilizado para 
calcularmos concentração de soluções, que veremos ainda nesta unidade.
2 REAÇÕES QUÍMICAS E CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
2.1 Reações Químicas
Reações químicas são aquelas em que a matéria envolvida na reação sofre uma 
transformação em sua composição. As reações químicas são representadas por equações químicas, 
cuja matéria inicial é denominada reagente e as substâncias formadas são denominadas produtos. 
Podemos considerar, de forma genérica, uma equação por:
A + B → C + D
Onde A e B são os reagentes e C e D, os produtos.
Uma forma de classificar os tipos de reações químicas é através do número de substâncias 
formadas ou consumidas na reação. São elas:
- Reação de Adição (Síntese) 
Ocorre quando dois ou mais reagentes se combinam e formam apenas um único produto. 
A + B + C → D
- Reação de Decomposição (Análise)
Ocorre quando, através de um único reagente, são formadas duas ou mais substâncias.
A → B + C + D
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- Reação de Simples Troca (Deslocamento)
Ocorre quando uma substância simples reage com uma substância composta, produzindo 
duas novas substâncias: uma simples e outra composta.
A + BC → AC + B
- Reação de Dupla-Troca
Ocorre quando duas substâncias compostas reagem e formam duas novas substâncias 
compostas, havendo uma troca dupla de elementos.
AB + CD → AD + CB
Há outras classificações de reações, que serão trabalhadas no decorrer da disciplina. 
2.2 Leis Ponderais
Cientistas que estudavam as reações químicas no século XVIII começaram a identificar 
que, em algumas reações, a massa final dos produtos diminuía e, em outros casos, aumentava. 
Com isso, começaram a investigar as reações químicas a fundo. Posteriormente, Antoine Laurent 
Lavoisier, através de experimentos, constatou que, antes e depois de uma reação química, a 
massa permanece inalterada. Lavoisier realizou seus experimentos em ambientes fechados e logo 
conseguiu concluir isso, pois não se perdia nenhum produto na forma degás.
Figura 2 – Antoine Laurent Lavoisier. Fonte: Ventura (2019).
Esses resultados deram origem à Lei de Conservação de Massa, ou Lei de Lavoisier, 
segundo a qual na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma. Ou, em termos 
químicos, podemos dizer que, em toda reação química que ocorre em ambiente fechado, a 
soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. Por exemplo:
Carbono + Oxigênio → Gás Carbônico
12g + 32g 44g
Ou seja, a somatória das massas dos reagentes (12g + 32g) é igual à massa total dos 
produtos (44g).
Lavoisier, durante vários anos, dedicou-se a estudar as reações químicas, 
realizando-as em sistemas fechados, pois, assim, as massas dos elementos da 
reação se conservam. Abriu portas para demais pesquisadores apresentarem 
novos conceitos. Durante a Revolução Francesa, foi guilhotinado.
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Após o trabalho de Lavoisier, vários cientistas continuaram o estudo a respeito das reações 
químicas. Um deles foi Joseph Louis Proust, que, com seus experimentos, concluiu que as reações 
químicas ocorrem com uma proporção constante. Ou seja, ao aumentar a massa de um reagente, 
é necessário aumentar a massa do outro reagente na mesma proporção; logo, a massa do produto 
também aumentará na mesma proporção.
Figura 3 – Joseph Louis Proust. Fonte: Science Photo Library (2021).
Vejamos no mesmo exemplo anterior:
Carbono + Oxigênio → Gás Carbônico
12g + 32g 44g
Se dobrarmos a quantidade de carbono, consequentemente, será necessário dobrar a 
quantidade de oxigênio. Assim, a massa do produto, gás carbônico, dobrará também.
Carbono + Oxigênio → Gás Carbônico
24g + 64g 88g
A Lei de Proust foi enunciada como Lei das Proporções Definidas, segundo a qual a 
proporção na qual os compostos reagem e se formam é sempre constante.
2.3 Balanceamento de Reações
Como vimos nas Leis de Lavoisier e de Proust, as reações químicas devem conservar as 
quantidades de átomos dos elementos na equação química (reagentes e produtos). Para que a 
quantidade de certo elemento nos reagentes seja mantida nos produtos, usamos o balanceamento 
de reações. No balanceamento de uma reação, determinamos os coeficientes que fornecem 
números iguais de cada tipo de átomo de cada lado da equação. Peguemos o exemplo a seguir:
CH4 + O2 → CO2 + H2O (reação não balanceada)
A equação não está balanceada, pois, nos reagentes, temos 4 átomos de H e 2 átomos 
de O. Já os produtos contêm 2 átomos de H e 3 átomos de O. Assim, é necessário fazermos o 
balanceamento, inserindo coeficientes numéricos. Ao colocarmos o coeficiente 2 diante de H2O, 
teremos 4 H nos reagentes e 4 H nos produtos.
CH4 + O2 → CO2 + 2H2O
Feito isso, os produtos possuem 4 átomos de Oxigênio (dois no CO2 e dois da 2H2O). 
Assim, se colocarmos o coeficiente 2 diante de O2, teremos 4 átomos de Oxigênio nos reagentes 
também.
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O (reação balanceada)
Podemos concluir que a reação está balanceada, pois a quantidade de átomos nos reagentes 
(1 Carbono, 4 Hidrogênio, 4 Oxigênio) é igual à quantidade de átomos nos produtos. 
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2.4 Cálculo Estequiométrico 
Cálculo estequiométrico é o cálculo das quantidades das substâncias envolvidas nas 
reações químicas. A relação sobre as quantidades dos reagentes e dos produtos pode ser descrita 
em mols, massa, moléculas e volume, como vimos no início desta unidade.
 
Utilizaremos a reação de síntese da água como exemplo:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
Como a equação já está balanceada, podemos elaborar um quadro a respeito das relações 
de proporção.
 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
Em mols 2 mols 1 mol 2 mols
Em moléculas 2 x 6x1023 moléculas 6x1023 moléculas 2 x 6x1023 moléculas
Em massa 4g (2 x 2g) 32g 36g (2 x 18g)
Em volume 44,8 L (2 x 22,4L) 22,4L 44,8 L (2 x 22,4L)
Com relação a cálculos estequiométricos, podem-se envolver várias situações. Vejamos a 
seguir alguns exercícios a respeito das proporções do quadro anterior.
- Quantos mols de água podem ser obtidos a partir de 3 mols de Oxigênio?
1 mol de O2 ---- 2 mols de H2O
3 mols de O2 ---- X 
X = 6 mols de H2O
- Quantos mols de Hidrogênio são necessários para consumir 3,0 x 1023 moléculas de 
Oxigênio?
2 mols de H2 ---- 6 x 10
23 moléculas de O2
 X ---- 3,0 x 1023 moléculas de O2
X = 1 mol de H2
- Calcule a massa de O2 necessária para a produção de 7,2g de H2O.
32 g O2 ---- 36 g de H2O
 X ---- 7,2 g de H2O
X = 6,4g de O2
- Calcule o volume, em litros, de H2 necessário para consumir completamente 0,32 kg de O2.
44,8 L de H2 ---- 32 g de O2 
 X ----- 320 g de O2 
X = 448 L de H2. 
Antes de qualquer cálculo realizado em uma reação química, é necessário que ela 
esteja balanceada para que, assim, obtenha a proporção correta da quantidade de 
cada substância na reação.
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Como vimos, podemos relacionar cálculos estequiométricos em várias relações, massa e 
mols, mol e mol, massa e volume, massa e massa.
3 MISTURAS, SOLUÇÃO E DILUIÇÃO
3.1 Misturas
Mistura é a união de duas ou mais substâncias puras, sejam elas simples sejam compostas. 
Água do mar, por exemplo, é uma mistura de substâncias, como água, sal e oxigênio. A gasolina que 
utilizamos também é uma mistura, que contém tanto gasolina quanto álcool em sua composição. 
Existem dois tipos de misturas: a heterogênea e a homogênea.
Numa mistura homogênea, as substâncias presentes são uniformemente misturadas entre 
si, não há uma distinção das substâncias presentes. Por exemplo, água e sal, após ele ser dissolvido 
na água, não conseguimos distingui-lo, caracterizando uma mistura homogênea contendo uma 
única fase.
Na mistura heterogênea, as substâncias não estão uniformes na mistura, podendo ser 
identificada cada uma. Por exemplo, água e óleo, em que, nitidamente, conseguimos distinguir o 
óleo da água, caracterizando uma mistura heterogênea com duas fases.
Figura 4 – Misturas homogêneas e heterogêneas . Fonte: O autor.
 
Com o conhecimento a respeito dos tipos de misturas, podemos agora definir o que é 
uma solução.
O vídeo “Como se faz o cimento” nos mostra a importância do 
conhecimento estequiométrico para a produção de cimento, a 
quantidade ideal das proporções dos seus componentes, bem 
como a quantidade ideal de água para a formação do concreto. 
No vídeo, podemos perceber que os componentes são devidamente 
calculados e pesados nos laboratórios para que a proporção fique 
correta. Assista a ele em:
https://www.youtube.com/watch?v=FPri-id5LkE.
https://www.youtube.com/watch?v=FPri-id5LkE
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Com isso, podemos classificar a matéria como:
Figura 5 – Classificação da matéria . Fonte: Brown e Holme (2015).
3.2 Soluções
Como vimos, solução é uma mistura homogênea de uma ou mais substâncias que 
apresentam uma única fase quando misturadas. De forma geral, uma solução contém o soluto 
e o solvente. O soluto é aquele em menor quantidade e que, na solução, é a substância que será 
dispersa. O solvente, por sua vez, está em maior quantidade e é o dispersante da solução. Por 
exemplo, em uma solução de água com sal, o solvente é a água, e o sal é o soluto.
Podemos classificar soluções em soluções moleculares, que apresentam moléculas como 
partículas dispersas. Por exemplo, água com açúcar (glicose):
C6H12O6 (s) → C6H12O6 (aq)
As moléculas de glicose estão no estado aquoso. Uma característica desse tipo de solução 
é não conduzir corrente elétrica.
Temos também a solução iônica, que apresenta íons como partículas dispersas. Com 
exemplo, vamos utilizar cloreto de sódio e água:NaCl → Na+ + Cl-
Por ser um composto iônico, o sal, quando em solução com a água, se dissolve na forma 
de íons, caracterizando, assim, uma grande capacidade de condução elétrica.
3.2.1 Estado de agregação
A maior parte das soluções é encontrada em estado líquido, contudo, soluções podem ser 
encontradas nos três estados de agregação: sólido, líquido ou gasoso. O estado de agregação do 
solvente é o que determina o estado de agregação da solução, como pode ser visto na Figura 6.
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Figura 6 – Classificação da matéria . Fonte: Brown (2008).
Há dois termos quando se fala em soluções: soluções diluídas e soluções concentradas. 
Essa classificação em diluída ou concentrada se refere à quantidade de soluto dissolvida em um 
determinado solvente. Essa dissolução é determinada pela solubilidade do soluto em determinado 
solvente. A solubilidade é a característica de as substâncias se disseminarem em outra. Ao 
dissolvermos um sólido em líquido, tem-se um limite de solubilidade, que é determinado por 
um coeficiente de solubilidade, o qual é um dado experimental tabelado em referenciais teóricos. 
Quando, nessa solução, a quantidade de soluto dissolvida em determinado solvente não atinge o 
limite de solubilidade, temos uma solução insaturada. Logo, quando a solução contém a quantidade 
máxima de soluto, ultrapassando o limite de solubilidade, temos uma solução saturada.
3.2.2 Preparo de soluções e concentração
Vimos, até aqui, que soluções são misturas homogêneas, contendo duas ou mais 
substâncias, e podem ser encontradas nos estados sólido, líquido e gasoso. O preparo de soluções 
líquidas é dado pelo processo de dissolução de determinada massa de soluto em uma quantidade 
de solvente. Geralmente, ocorre da seguinte forma:
- Pesar uma quantidade de soluto sólido e colocar em um balão volumétrico de volume 
conhecido;
- Acrescentar uma certa quantidade de solvente (geralmente, é utilizado água destilada) 
e misturar até dissolver o sólido;
- Completar o volume do balão volumétrico com o solvente.
Para designar a quantidade de soluto dissolvido em determinada quantidade de solvente 
ou solução, usa-se o termo concentração. Na química, a mais utilizada é a concentração em 
quantidade de matéria (concentração em mol/L), que expressa a concentração da solução como 
a quantidade de matéria de soluto em um litro de solução. 
Resumindo em .
Onde n é a quantidade de matéria em mol (como vimos no cálculo estequiométrico) e V 
é o volume da solução em litros, tendo como unidade mol/L.
Para exemplificar, vamos preparar 0,250 L de uma solução de 1,0 mol/L de sulfato de 
cobre (CuSO4). Primeiramente, pese 0,250 mol (39,9 g) de CuSO4 (massa molecular = 159,6u). 
Em seguida, coloque a quantidade pesada em um balão volumétrico de 250 mL e adicione uma 
pequena quantidade de água. Em seguida, para dissolver o soluto, gire o balão. Por fim, complete 
com água até marca de aferição do balão volumétrico, tampe e agite novamente para uma mistura 
completa. 
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Figura 7 – Preparo de solução. Fonte: Brown (2008).
3.3 Diluição
Geralmente, em laboratórios químicos, são comprados reagentes concentrados que, ao 
serem utilizados, requerem que a concentração seja diluída. Diluir significa acrescentar certa 
quantidade de solvente, mantendo a quantidade de soluto, ou seja, a quantidade de soluto antes 
da diluição = a quantidade de soluto após a diluição. 
 Para exemplificar, vamos preparar 250 mL (0,250 L) de uma solução de 0,100 
mol/L de CuSO4 por diluição de uma solução de 1,00 mol/L de CuSO4. 
Primeiramente, precisamos descobrir a quantidade de matéria (n) que essa solução 
diluída possui. Utilizamos a fórmula , em que a concentração (C) é 0,100 mol/L e o volume 
(V) é de 0,250 L.
Os cálculos de concentração de determinadas soluções são 
muito comuns no dia a dia, por exemplo, a concentração de álcool 
no organismo após ingerir bebidas alcoólicas. O seguinte artigo 
trata dessa realidade, mostrando o grande número de acidentes 
causados pelo alto nível de concentração no organismo.
Leia-o em:
https://cisa.org.br/index.php/pesquisa/artigos-cientificos/
artigo/item/79-alcool-e-transito.
https://cisa.org.br/index.php/pesquisa/artigos-cientificos/artigo/item/79-alcool-e-transito
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 Logo, 
Com isso, sabemos que a solução diluída necessita de 0,025 mol de CuSO4. Assim, 
precisamos calcular o volume da solução concentrada que é capaz de fornecer essa quantidade 
de matéria. Como a solução concentrada é de 1,00 mol/L, quanto de volume necessito para obter 
0,025 mol?
1,00 mol --- 1 L
0,025 mol --- x
x = 0,025 L 
Assim, para essa diluição, é obtida retirando 0,025 L (ou 25,0 mL) de uma solução de 1,00 
mol/L. Para isso, utilizamos uma pipeta volumétrica e transferimos para um balão volumétrico 
de 250 mL. Posteriormente, completamos o volume do balão com água, como podemos ver na 
Figura 8.
Figura 8 - Procedimento para preparação de 250 mL de uma solução de O, 100 mol/L de CuSO4 por diluição
de uma solução de 1,00 mol/L de CuSO4. (a) Tome 25,0 mL de uma solução de 1,00 mol/L com uma pipeta.
(b) Adicione essa alíquota a um balão volumétrico de 250 mL. (c) Adicione água para diluir a solução
até um volume total de 250 mL. Fonte: Brown (2008).
Geralmente, cálculos de diluição são feitos rapidamente pela equação:
Cconcentrada x Vconcentrada = Cdiluída x Vdiluída
 
Vamos refazer a diluição anterior, utilizando a equação trazida, em que Cconcentrada é a 
concentração da solução concentrada (1,00 mol/L), Vconcentrada é o volume da solução concentrada 
de que necessito para fazer a diluição, Cdiluída é a concentração da solução diluída (0,100 mol/L) e 
Vdiluída é o volume da solução diluída que vamos preparar (0,25 L).
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Colocando na equação, temos:
1,00 mol/L x Vconcentrada = 0,100 mol/L x 0,25 L
Vconcentrada = 0,025 L 
Logo, para produzir 250 mL de solução com concentração 0,100 mol/L de CuSO4, 
partindo de uma solução concentrada com concentração de 1,00 mol/L, são necessários 25 mL 
(ou 0,025 L) da solução concentrada.
Para um melhor entendimento a respeito da solubilidade de 
uma substância em outra, é necessário relembrar o conceito de 
geometria molecular e polaridade de substâncias.
Para tanto, sugerimos o seguinte vídeo:
https://www.youtube.com/watch?v=vV1dfSZ8NWA.
https://www.youtube.com/watch?v=vV1dfSZ8NWA
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CONSIDERAÇÕES FINAIS
Nesta unidade, foi possível identificar os tipos de reações químicas que ocorrem, bem 
como o cálculo de massa, mols e moléculas envolvendo uma reação química. Vimos que, para 
que o cálculo seja coerente com o resultado esperado, há a necessidade de balancear cada equação 
química antes.
Em seguida, estudou-se a respeito das misturas, as soluções, o preparo de soluções e a 
diluição, sendo possível calcular a concentração de determinadas soluções.
Esperamos que você tenha compreendido os assuntos abordados.
Até a próxima unidade!
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U N I D A D E
03
SUMÁRIO DA UNIDADE
INTRODUÇÃO ...............................................................................................................................................................42
1 CINÉTICA QUÍMICA ..................................................................................................................................................43
1.1 VELOCIDADE MÉDIA ..............................................................................................................................................43
1.2 CONDIÇÕES DE OCORRÊNCIA DE UMA REAÇÃO ..............................................................................................451.3 FATORES QUE AFETAM AS VELOCIDADES DE REAÇÕES .................................................................................47
2 EQUILÍBRIO QUÍMICO .............................................................................................................................................48
2.1 CONSTANTE DE EQUILÍBRIO (KI) ........................................................................................................................50
2.1.1 CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM FUNÇÃO DA CONCENTRAÇÃO MOLAR (KC) ...........................................50
2.1.2 CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM FUNÇÃO DE PRESSÕES PARCIAIS (KP) .................................................50
2.1.3 RELAÇÃO ENTRE KP E KC ................................................................................................................................. 51
2.2 FATORES QUE DESLOCAM O EQUILÍBRIO ......................................................................................................... 51
CINÉTICA QUÍMICA E 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
ENSINO A DISTÂNCIA
DISCIPLINA:
QUÍMICA GERAL
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EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA
2.2.1 INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO ...................................................................................................................52
2.2.2 INFLUÊNCIA DA PRESSÃO TOTAL SOBRE O SISTEMA .................................................................................52
2.2.3 INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA .....................................................................................................................52
3 EQUILÍBRIO IÔNICO ................................................................................................................................................53
3.1 ÁCIDOS E BASES....................................................................................................................................................53
3.2 CONSTANTE DE IONIZAÇÃO (KI).........................................................................................................................54
3.3 EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA .............................................................................................................................54
3.4 PH E POH ...............................................................................................................................................................54
CONSIDERAÇÕES FINAIS ...........................................................................................................................................56
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EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA
INTRODUÇÃO
Nesta unidade, falaremos a respeito da velocidade com que as reações químicas ocorrem, 
área da química conhecida como cinética química. O conhecimento dessa área é muito importante 
não só para entender a velocidade de uma reação, mas também os fatores que determinam tais 
velocidades. Por exemplo, quais fatores determinam o tempo de deterioramento de alimentos ou 
a velocidade na qual o aço enferruja, a rapidez com que um medicamento é capaz de agir, dentre 
outros fatos do dia a dia.
Em seguida, estudaremos a respeito de reações reversíveis, ou seja, reações que possuem 
o que chamamos de equilíbrio químico, a forma como ocorrem e os fatores que interferem no 
equilíbrio.
Por fim, será apresentado o estudo de pH e pOH de soluções, quando será possível 
calcular, em determinada concentração de íons, se a solução é ácida, básica ou neutra.
Bons estudos!
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1 CINÉTICA QUÍMICA
É a área da química que estuda a velocidade das reações químicas, bem como os fatores 
que influenciam a velocidade. As reações químicas possuem velocidades variadas de tempos, 
podendo ser classificadas em instantâneas (rápidas), moderadas e lentas. Por exemplo, uma 
explosão de uma dinamite é instantânea, muito rápida; já a corrosão de um metal não é tão 
rápida; a erosão de uma rocha, por exemplo, é muito lenta.
Figura 1 - As explosões são rápidas, ocorrendo em segundos ou frações de segundos; a corrosão pode levar anos;
a erosão de pedras leva milhares ou até milhões de anos. Fonte: Brown (2008).
1.1 Velocidade Média
Velocidade é conhecida como a variação que ocorre em determinado intervalo de tempo, 
por exemplo, a velocidade de um carro é expressa pela variação da posição do carro por um 
determinado tempo, geralmente conhecida com a unidade de km/h (quilômetro por hora). Na 
cinética química, a velocidade de reação é expressa pela variação de concentração do reagente 
(que se decompõe) ou do produto (que é formado) em mol/L por unidade de tempo (segundos, 
minutos, horas).
Considerando a Figura 2, onde o frasco tem volume total de 1L, as esferas vermelhas 
representam o reagente A, e as azuis, o produto B da reação hipotética. 
A → B
Velocidade média é igual ao módulo de variação do reagente ou produto (ou seja, 
quantidade final – quantidade inicial), dividido pela variação do tempo.
Utiliza-se o módulo na equação para evitar valores negativos de velocidade quando 
é calculada a velocidade de decomposição de determinado reagente.
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Figura 2 – Reação hipotética de A formando B, com a variação de reagente e produto com a variação de tempo. 
Fonte: Adaptado de Brown (2008).
Vamos considerar que, no início da reação, a concentração de A é 1,00 mol/L. Após 20 
segundos, a concentração de A caiu para 0,54 mol/L, sendo assim, formados 0,46 mol/L de B. 
Após 40 segundos, a concentração de A é 0,30 mol/L e a de B é 0,70 mol/L.
Podemos medir a velocidade da reação através da decomposição de A ou pela formação 
de B. Vamos calcular a velocidade em relação a A no intervalo de tempo de 0 a 20 segundos.
A velocidade é dada pela variação de concentração (expressa em colchetes [A] para 
indicar que está sendo utilizada a concentração) pelo tempo. Como a estequiometria dessa reação 
é de 1 mol de A para 1 mol de B, a velocidade de formação de B vai ser igual à velocidade de 
decomposição de A nesse mesmo intervalo de tempo. Veja:
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1.2 Condições de Ocorrência de uma Reação
Para que uma reação química ocorra, além da afinidade química necessária entre os 
reagentes, precisa haver uma colisão efetiva entre eles. Essas colisões podem ser favoráveis ou 
não, dependendo da energia e da orientação de tais colisões. Quando a colisão possui energia 
suficiente e orientação correta, tem-se o que denominamos de choque eficaz. Assim, há a formação 
do complexo ativado.
Figura 3 – Colisão efetiva entre os reagentes, sendo possível a formação dos produtos.
Fonte: Adaptado de Brown (2008).
Complexo ativado é a etapa intermediária entre os reagentes e produtos, ou seja, é a etapa 
em que a energia necessária para romper as ligações dos reagentes forma os produtos. 
 
Figura 4 – Representação do complexo ativado. Fonte: O autor.
Como podemos ver na Figura 4, na reação entre os reagentes hipotéticos A2 e B2, 
possuindo um choque efetivo entre eles, foi possível a formação do complexo ativado para formar 
os produtos 2 AB.
A quantidade de energia que deve ser aplicada para a formação do complexo ativado 
é denominada energia de ativação (Ea). Graficamente, expressamos no eixo y a energia (em 
entalpia H) e no eixo x o caminho da reação.
Ea = (Energia do complexo ativado) – (Energia dos reagentes)
Quando a reação começa com absorção de energia por parte dos reagentes, até a formação 
do complexo ativado, toda essa energia absorvida, mais uma parte da energia oriunda da formação 
dos produtos, é liberada. Temos uma reação exotérmica (que libera energia).
Onde, 1 = Energia de ativação (Ea), 2 = Variação de energia (ΔH)
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Figura 5 – Energia de ativação na reação exotérmica. Fonte: Cesar (2009).Quando uma reação começa com a absorção de energia por parte dos reagentes, até a 
formação do complexo ativado, parte dessa energia é liberada até a formação do produto. Temos 
uma reação endotérmica (que absorve energia).
Onde, 1 = Energia de ativação (Ea), 2 = Variação de energia (ΔH)
Figura 6 – Energia de ativação na reação endotérmica. Fonte: Cesar (2009).
Como toda reação química precisa atingir o complexo ativado para a formação dos 
produtos, quanto maior for a energia necessária para a formação do complexo ativado (Ea), mais 
lenta será a velocidade da reação. 
A variação de entalpia (ΔH) é dada pela energia final do produto menos a energia 
inicial do reagente (ΔH = Hfinal - Hinicial). Sendo assim, qual o valor de entalpia para 
reações endotérmicas e exotérmicas? 
Como podemos ver nas Figuras 5 e 6, em uma reação exotérmica, toda energia e 
mais um pouco é liberada no final da reação; logo, a energia do produto é menor 
que a energia do reagente. Pela fórmula, o ΔH é menor que zero (ΔH < 0). Já no 
caso das reações endotérmicas, somente parte da energia é liberada ao final da 
reação; logo, há uma absorção de energia, ou seja, a energia do produto é maior 
que a energia do reagente. Pela fórmula, o ΔH é maior que zero (ΔH > 0).
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1.3 Fatores que Afetam as Velocidades de Reações
Há alguns fatores que podem interferir na velocidade de uma reação química, aumentando 
ou diminuindo sua velocidade. No Quadro 1, apresentamos os principais fatores que interferem 
num grande número de reações químicas, sendo eles: o estado físico dos reagentes, a concentração 
dos reagentes, a temperatura na qual a reação ocorre e a presença de um catalisador.
O estado físico dos reagentes - Os reagentes devem entrar em contato para que 
reajam. Quanto mais rapidamente as moléculas se chocam, mais rapidamente elas 
reagem. A maioria das reações que consideramos é homogênea, envolvendo gases ou 
soluções líquidas. Quando os reagentes estão em fases diferentes, como quando um 
é gás e o outro é sólido, a reação está limitada à área de contato. Portanto, as reações 
que envolvem sólidos tendem a prosseguir mais rapidamente se a área superficial do 
sólido for aumentada. Por exemplo, um medicamento na forma de um comprimido 
se dissolverá no estômago e entrará na corrente sanguínea mais lentamente do que o 
mesmo medicamento na forma de pó fino.
As concentrações dos reagentes - A maioria das reações químicas prossegue mais 
rapidamente se a concentração de um ou mais dos reagentes é aumentada. À medida 
que a concentração aumenta, a frequência com a qual as moléculas se chocam também 
o faz, levando a um aumento das velocidades.
A temperatura na qual a reação ocorre - As velocidades de reações químicas aumentam 
conforme a temperatura aumenta. É por essa razão que refrigeramos alimentos 
perecíveis, como o leite. As reações das bactérias que levam o leite a estragar ocorrem 
mais rapidamente à temperatura ambiente do que a temperaturas mais baixas, existentes 
em uma geladeira. O aumento da temperatura faz aumentarem as energias cinéticas das 
moléculas. À proporção que as moléculas movem-se mais velozmente, elas se chocam 
com mais frequência e também com energia mais alta, ocasionando aumento de suas 
velocidades.
A presença de um catalisador - Os catalisadores são agentes que aumentam as 
velocidades de reação sem serem usados. Eles afetam os tipos de colisões (o mecanismo) 
que levam à reação. Os catalisadores têm papel crucial em nossas vidas. A fisiologia da 
maioria dos seres vivos depende de enzimas, as moléculas de proteínas que atuam como 
catalisadores, aumentando as velocidades de determinadas reações bioquímicas.
Quadro 1 - Fatores que influenciam a velocidade das reações químicas. Fonte: Adaptado de Brown (2008).
O Quadro 1 cita a influência de um catalisador numa determinada reação química, em 
que este tem como único objetivo aumentar a velocidade da reação. Ou seja, o catalisador diminui 
a energia de ativação da reação. Um fato importante do catalisador é que ele não é consumido 
na reação, ou seja, a massa inicial e final do catalisador é a mesma e não altera o ΔH da reação. 
Vejamos a Figura 7, em que a energia de ativação do complexo ativado 1 é mais lenta e não 
possui a presença de um catalisador; já no complexo ativado 2, há uma diminuição da energia de 
ativação e, logo, a reação ocorre de forma mais rápida. Essa diminuição é dada pela presença de 
um catalisador.
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Figura 7 – Presença de catalisador na reação. Fonte: Cesar (2009).
Outro fator importante que o Quadro 1 nos traz é que, quanto maior for a concentração 
de reagentes, maior a probabilidade de colisão entre eles e, portanto, maior a velocidade da reação. 
Baseado nisso, em 1867, Guldberg e Waage enunciaram o que chamamos de Lei de Velocidade 
em relação às concentrações molares dos reagentes, sendo conhecida também como lei das 
massas. Tal lei nos diz que a velocidade de reação é proporcional ao produto das concentrações 
molares dos reagentes elevados a potências iguais aos respectivos coeficientes da equação química 
balanceada. Esses dados foram devidamente comprovados experimentalmente.
Para a reação hipotética a seguir:
aA + bB → cC + dD
A lei de velocidade é expressa por: 
v = k [A]a [B]b
Em que: 
v = velocidade da reação
[A] = concentração molar de A
[B] = concentração molar de B
a = ordem do reagente A
b = ordem do reagente B
a + b = ordem global da reação
k = constante de velocidade da reação
2 EQUILÍBRIO QUÍMICO
Grande parte das reações químicas não possui um rendimento de 100%, ou seja, há um 
momento da reação em que não ocorre mais transformação, as cores param de mudar, gases não 
se desprendem mais, tendo, assim, uma mistura de reagentes e produtos. Quando isso acontece, 
além do produto formado, haverá também uma parte do reagente, o que não significa que esse 
reagente não tenha sido modificado no processo, mas parte do produto formado na reação, em 
determinado instante, foi regenerado à forma inicial de reagente. Denominamos esse fato de 
equilíbrio químico.
Como visto em cinética, toda reação química ocorre em determinada velocidade. Toda 
reação vista até então é denominada reação direta, reagentes formando produtos, representada 
pelo símbolo →. No sentido inverso de uma reação, produtos formando reagentes, o símbolo é a 
mesma seta, mas ao contrário ←. Logo, no equilíbrio químico, temos uma reação reversível, em 
que os reagentes formam os produtos, contudo, os produtos reagem entre si, voltando à forma de 
reagente. Representamos com a seta ⇋.
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Um exemplo de reação reversível é a água no estado líquido, em um recipiente fechado. 
Em certo momento, o líquido passa para o estado de vapor e, depois, o vapor passa para líquido. 
Como podemos perceber, na reação direta (→) temos uma velocidade, Vd velocidade 
direta; no sentido inverso (←), temos outra velocidade, Vi velocidade inversa. Logo, quando 
ambas as velocidades são iguais (Vd = Vi), obtém-se o equilíbrio da reação.
Figura 8 - Gráfico de velocidade por tempo, podendo-se perceber que, à medida que os reagentes se
transformam em produtos, a v1 (velocidade direta) diminui e a v2 (velocidade indireta) aumenta.
O t representa o instante em que o equilíbrio é atingido. Fonte: Batista (2020).
Em termos de concentração, ao atingir o equilíbrio químico, as concentrações dos 
reagentes e as dos produtos passam a ser constantes. À medida que é consumido o reagente, é 
formado o produto, até atingirem o instante t, quando o equilíbrio é atingido. 
Figura 9 - Gráfico de concentração por tempo, onde t representa o instante de tempo em que o equilíbrio
é atingido. Percebe-se que, após o equilíbrio, a concentração de reagentes e de produtos
permanece constante, tornando-se linhas paralelasno gráfico. Fonte: Batista (2020).
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EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA
2.1 Constante de Equilíbrio (Ki)
A constante de equilíbrio de uma reação química é dada pela relação entre as quantidades 
de produtos e reagentes existentes quando se atinge o equilíbrio químico. Pode ser expressa como:
2.1.1 Constante de equilíbrio em função da concentração molar (Kc)
Dada uma reação reversível genérica: 
aA + bB ⇋ cC + dD
Aplicando a lei das massas de Guldberg-Waage, vista em cinética, temos as seguintes 
velocidades:
Para a reação direta:
v1 = K1 [A]a [B]b
Para a reação inversa:
v2 = K2 [C]c [D]d
Logo, sabemos que, no equilíbrio, as velocidades são iguais, v1=v2. Então:
Onde é a constante de equilíbrio químico em função da concentração molar (Kc).
A constante de equilíbrio Kc é a razão das concentrações de produtos e das concentrações 
dos reagentes da reação, elevadas aos seus respectivos coeficientes da reação. 
2.1.2 Constante de equilíbrio em função de pressões parciais (Kp)
Em uma reação química onde os componentes do equilíbrio químico são substâncias 
gasosas, pode-se expressar a constante em termos de concentração (Kc), mas se pode expressar 
também em termos de pressões parciais (Kp). É o que ocorre na reação genérica a seguir, onde 
tanto os produtos quanto os reagentes são gasosos.
aA(g) + bB(g) ⇋ cC(g) + dD(g)
A constante pode ser expressa em Kc: 
Ou em Kp: 
Segue um exemplo de reação para escrevermos as constantes.
Dada a reação N2(g) + 3 H2(g) ⇋ 2 NH3(g) 
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Temos Kc:
E Kp:
2.1.3 Relação entre Kp e Kc
Há uma relação de expressar ambas as constantes em uma mesma expressão, dada como: 
Kp = Kc .(RT)Δn
Em que:
Kp = constante de equilíbrio em função de pressão
Kc = constante de equilíbrio em função de concentração
R = 0,082 constante universal dos gases
T = temperatura em Kelvin
Δn = variação de número de mols (mols gasosos de produtos – mols gasosos dos reagentes).
2.2 Fatores que Deslocam o Equilíbrio
Como vimos até agora, toda reação reversível tende ao equilíbrio, no qual as velocidades 
diretas e indiretas são iguais e, uma vez atingido o equilíbrio, as concentrações de reagentes 
e produtos permanecem constantes; logo, qualquer fator que alterar essa condição, há um 
desequilíbrio da reação até se atingir o equilíbrio novamente.
Se, ao atingir o novo equilíbrio, a concentração dos produtos for maior que a concentração 
original, há um deslocamento para a direita (no sentido dos produtos), ou seja, v1 é maior que v2. 
Se, ao atingir o novo equilíbrio, a concentração dos reagentes for maior que a concentração 
original, há um deslocamento para a esquerda (no sentido dos reagentes), ou seja, v2 é maior que v1.
O princípio geral que aborda os deslocamentos de equilíbrio foi enunciado por Le 
Chatelier, em 1884, ficando conhecido como princípio de Le Chatelier.
Logo, os fatores capazes de deslocar o equilíbrio químico são: pressão, temperatura e 
concentração.
Deslocar o equilíbrio significa provocar diferença nas velocidades das reações direta 
e inversa, consequentemente, modificando as concentrações das substâncias até 
que o novo equilíbrio seja atingido.
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2.2.1 Influência da concentração
O aumento de concentração, seja ela dos reagentes seja dos produtos, desloca o equilíbrio 
no sentido de consumir a substância adicionada. Ao aumentar a concentração, há um aumento 
na velocidade, fazendo a reação ocorrer em maior escala no sentido inverso ou direto.
Diminuindo a concentração do produto ou dos reagentes, o equilíbrio desloca no sentido 
de refazer a substância retirada, com isso, há uma queda na velocidade da reação direta ou inversa, 
fazendo com que a reação ocorra em menor escala.
Por exemplo:
2CO(g) + O2(g) ⇋ 2CO2(g)
Se aumentar a concentração de CO ou O2 provoca um aumento na velocidade direta (vd 
ou v1), o equilíbrio desloca-se no sentido dos produtos (v1 > v2), para a direita.
Se diminuir a concentração de CO ou O2 provoca uma queda na velocidade direta, ou 
seja, v1 < v2, o equilíbrio desloca-se para o sentido dos reagentes, para a esquerda.
Saliente-se que o mesmo ocorre em termos de pressão parcial de gases: aumentando ou 
diminuindo a pressão de gases em um equilíbrio gasoso, a forma de deslocamento é a mesma em 
termos de concentração.
 
2.2.2 Influência da pressão total sobre o sistema
O aumento na pressão desloca o equilíbrio no sentido de menor volume, e a diminuição 
na pressão desloca o equilíbrio no sentido de maior volume.
O volume dos reagentes é dado pela somatória deles, e o mesmo acontece nos produtos, 
por exemplo:
N2(g) + 3 H2(g) ⇋ 2 NH3(g) 
 
 4 volumes 2 volumes
Com o aumento da pressão, o equilíbrio deslocará para o sentido de menor volume; nesse 
exemplo, o equilíbrio desloca-se para o sentido do produto, para a direita, por possuir um volume 
menor.
Ao diminuir a pressão, o equilíbrio desloca-se para o sentido de maior volume, para o 
sentido dos reagentes, para a esquerda, por possuir maior volume.
Observação: quando o volume total dos reagentes for igual ao volume total dos produtos, 
o equilíbrio químico não será deslocado pela variação de pressão.
2.2.3 Influência da temperatura
Aumentando a temperatura, o equilíbrio desloca-se para o sentido endotérmico. E, 
diminuindo a temperatura, o equilíbrio desloca-se para o sentido exotérmico. A classificação 
de qual sentido é endotérmico e qual é exotérmico é dada pela variação de entalpia que a reação 
fornece. Por exemplo:
N2(g) + 3 H2(g) ⇋ 2 NH3(g) ΔH = - 26,2 kcal
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Essa reação de formação da amônia (NH3) possui variação de entalpia negativa (-26,2 
kcal), ou seja, é exotérmica, assim, o sentido direto dessa reação é o sentido exotérmico. E o 
sentido inverso, necessariamente, é classificado como endotérmico.
Com isso, com o aumento da temperatura, o equilíbrio se deslocará para o sentido 
endotérmico (inverso), ou seja, para os reagentes (N2 e H2), para a esquerda.
E, diminuindo a temperatura, o equilíbrio se deslocará para o sentido exotérmico (direto), 
ou seja, para o produto (NH3), para a direita.
3 EQUILÍBRIO IÔNICO
3.1 Ácidos e Bases
Arrhenius definiu ácidos como substâncias que, em meio aquoso, sofrem dissociação, 
liberando como único cátion (íon positivo) o H+ ou H3O
+, denominado hidrônio ou hidroxônio. 
Podem ser classificados em hidrácidos, aqueles que não possuem a presença de Oxigênio (HCl, 
H2S, HCN), e em oxiácidos, quando há a presença de oxigênio (HNO3, H2SO4).
Arrhenius definiu bases como substâncias que, em meio aquoso, sofrem dissociação, 
liberando como único ânion (íon negativo) o OH-, denominado hidróxido ou hidroxila. Alguns 
exemplos de bases são: NaOH, NH4OH e Ca(OH)2.
Assim, podemos perceber que, ao introduzir ácidos e bases em água, haverá a formação 
de íons, ao que se chama ionização. Ácidos e bases fortes, uma vez dissociados, não se regeneram. 
Mas ácidos e bases fracos tendem a se regenerar, voltando à sua forma de origem, por exemplo, 
a ionização do ácido cianídrico.
HCN + H2O → H3O
+ + CN- 
A maneira mais usual é: 
HCN → H+ + CN- 
O ácido cianídrico em água tende a ionizar formando o cátion H+ e o ânion CN-, porém, 
esses íons tendem a agregar novamente, originando o ácido HCN.
H+ + CN- → HCN
Assim, podemos dizer que há um equilíbrio iônico, podendo ser escrito como: 
 HCN ⇋ H+ + CN- 
O mesmo fato ocorre em bases fracas, por exemplo, com a base hidróxido de amônio 
(NH4OH).
NH4OH ⇋ NH4+ + OH-
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3.2 Constante de Ionização (Ki)
Como visto, é possível escrever equilíbrio químico para reações de ionização, logo, pode-
se calcular a constante de ionização dele. Para ácidos, a constante é conhecida como Ka,como o 
exemplo do ácido cianídrico:
HCN ⇋ H+ + CN-
E, para as bases, a constante calculada é a Kb:
NH4OH ⇋ NH4+ + OH-
3.3 Equilíbrio Iônico da Água
A água pura sofre o que conhecemos por autoionização, ou seja, dissocia-se, formando 
os íons H+ e OH-
Simplificando:
Em estudos feitos a respeito da ionização da água pura, foi determinada a constante de 
ionização da água, conhecida como Kw:
Os dados experimentais têm como resultado o valor da constante de ionização ou produto 
iônico da água a 25º C como sendo: 
3.4 pH e pOH
É muito comum a necessidade se conhecer o quão ácida, básica ou neutra é determinada 
solução, alimentos, bebidas ou solos e, para isso ser quantificado, foram definidos o potencial 
hidrogeniônico (pH) e o potencial hidroxiliônico (pOH). O pH é calculado com base na 
concentração de íons H+, e o pOH, com base na concentração de íons OH-. 
Como mostrado anteriormente, o produto de ionização da água é dado por:
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Assim, matematicamente calculado, pode-se dizer:
Ou, na água pura, é possível dizer que: 
Com isso, foi elaborada a escala de pH, cujo valor, para soluções neutras, equivale a 7. 
Nas soluções ácidas, temos: 
[H+] > 10-7 [OH-] < -7
pH < 7 pOH > 7
E, nas soluções básicas, temos:
[H+] < 10-7 [OH-] > -7
pH > 7 pOH < 7
Ou seja, soluções ácidas são aquelas que possuem pH menor que 7, e soluções básicas são 
aquelas que possuem pH maior que 7. A escala de pH varia de 0 a 14, como podemos ver na Figura 10. 
Figura 10 - Escala de pH. Fonte: Brown (2008).
Para o cálculo de pH e pOH, é necessário um breve entendimento 
de equação logarítmica. Para te ajudar no entendimento, assista ao 
vídeo disponível em:
https://www.youtube.com/watch?v=JzUxtqtb3JU.
https://www.youtube.com/watch?v=JzUxtqtb3JU
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CONSIDERAÇÕES FINAIS
Nesta unidade, foi possível determinar a velocidade das reações químicas, bem como os 
fatores que influenciam essa velocidade. Abordamos as reações reversíveis e o equilíbrio que tais 
reações possuem, levando até o equilíbrio iônico, quando foi possível estudar o pH e pOH de 
soluções.
Na próxima unidade, estudaremos a respeito da termoquímica e eletroquímica das 
reações.
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04
SUMÁRIO DA UNIDADE
INTRODUÇÃO ...............................................................................................................................................................58
1 TERMOQUÍMICA .......................................................................................................................................................59
1.1 ENTALPIA (H) .........................................................................................................................................................60
1.1.1 ENTALPIA PADRÃO E ENTALPIA DE FORMAÇÃO ............................................................................................. 61
1.2 LEI DE HESS ...........................................................................................................................................................63
1.3 ENTROPIA E ENERGIA LIVRE ...............................................................................................................................64
2 ELETROQUÍMICA .....................................................................................................................................................65
2.1 NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) ............................................................................................................................65
2.2 REAÇÃO DE OXIRREDUÇÃO .................................................................................................................................66
2.3 CÉLULAS GALVÂNICAS .........................................................................................................................................67
2.4 FORÇA ELETROMOTRIZ (FEM) ...........................................................................................................................68
3 CORROSÃO ...............................................................................................................................................................70
CONSIDERAÇÕES FINAIS ........................................................................................................................................... 71
TERMOQUÍMICA E ELETROQUÍMICA
ENSINO A DISTÂNCIA
DISCIPLINA:
QUÍMICA GERAL
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INTRODUÇÃO
Grande parte da energia que utilizamos no nosso dia a dia é proveniente de reações 
químicas, como combustíveis, baterias, fotossíntese, dentre outras. E o estudo que trata da energia 
e suas transformações é conhecido como Termoquímica.
Além do estudo das transformações, nesta unidade, estudaremos a respeito das reações 
que produzem corrente elétrica, denominadas eletroquímica. Nela, vamos conhecer as reações de 
oxirredução (redox) e seu funcionamento em uma célula galvânica.
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1 TERMOQUÍMICA
Termoquímica estuda as trocas de energia em forma de calor nas reações químicas. Nas 
transformações químicas e físicas, em grande parte, há absorção ou liberação de calor.
Calor é a transferência de energia térmica entre dois corpos que possuem diferentes 
temperaturas. Por exemplo, ao colocar um cubo de gelo na palma da mão, este, por sua vez, 
absorve energia térmica da mão e, com isso, há a transformação física de sólido para líquido.
Para o Sistema Internacional de Medidas (SI), mede-se energia (calor) na unidade joule 
(J), em homenagem ao inglês James Prescott Joule, que determinou a relação entre energia e 
calor. Contudo, grande parte das reações químicas tem sido expressa em caloria (cal). A caloria 
nutricional é amplamente utilizada para tratar de valores energéticos de alimentos.
A caloria é definida como:
1 cal = 4,184 J
Usualmente, são utilizadas as unidades em quilojoule (kJ) e quilocaloria (kcal):
1 kJ = 1000 J
1 kcal = 1000 cal
Como já abordado brevemente, os termos exotérmico e endotérmico referem-se a reações 
químicas que liberam ou absorvem calor. Em exotérmico, pode-se concluir, a partir do prefixo 
-exo (para fora), que é um processo que libera energia na forma de calor. Genericamente:
reagente → produto + calor
Já, em endotérmico, pode-se concluir, a partir do prefixo -endo (para dentro), que é um 
processo que absorve energia na forma de calor. Genericamente:
reagente + calor → produto
Os valores conhecidos de calorias, envolvidos em determinadas reações químicas, 
foram determinados experimentalmente por um aparelho denominado calorímetro ou bomba 
calorimétrica, um sistema fechado onde são colocados os reagentes, e os calores liberados no 
decorrer da reação são calculados.
Figura 1 – Bomba calorimétrica. Fonte: Brown (2008).
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EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA
1.1 Entalpia (H)
Entalpia, ou conteúdo de calor, é a energia térmica correspondente ao calor absorvido ou 
liberado por reações químicas, representada pela letra H. Quando tratamos de calor da reação, 
está relacionado aos estados inicial e final da energia do sistema, assim, é comum calcular a 
variação de entalpia (ΔH) de reações químicas considerando os reagentes como estado inicial e 
os produtos como estado final, como na equação a seguir:
ΔH = Hprodutos – Hreagentes
• Em processos exotérmicos
Em reações exotérmicas, há a liberação de calor, pois a entalpia dos reagentes (Hr) é maior 
que a entalpia dos produtos (Hp). Contudo, numa reação exotérmica, para o reagente transformar-
se em produto, o excesso de energia precisa transferir-se para o meio externo da reação, liberando 
calor para a vizinhança. Logo, 
Hr > Hp
ΔH = Hp – Hr
ΔH < 0 (negativo)
Figura2 - Reação exotérmica, ΔH negativo, libera calor. Fonte: Brown (2008).
• Em processos endotérmicos
Em reações endotérmicas, há a absorção de calor, em que a Hr é menor que a Hp. Ou seja, 
numa reação endotérmica, para o reagente transformar-se em produto, é necessário um ganho 
extra de energia para a reação ocorrer, com isso, absorve-se calor da vizinhança. Logo, 
Hr < Hp
ΔH = Hp – Hr
ΔH > 0 (positivo)
Figura 3 - Reação endotérmica, ΔH positivo, absorve calor. Fonte: Brown (2008).
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A entalpia é uma propriedade extensiva, ou seja, a ΔH é diretamente proporcional à 
quantidade de matéria (mols) de reagente consumida no processo. Por exemplo, para a reação 
de combustão de 1 mol de metano (CH4), produzindo dióxido de carbono e água líquida, são 
produzidos 890 kJ de calor, como mostra a reação:
Se a queima de 1 mol de CH4 libera 890 kJ de calor, ao dobrarmos a quantidade de matéria 
de CH4 para 2 mols, consequentemente, aumenta também a quantidade de calor liberado em 
duas vezes, totalizando 1780 kJ liberados.
Para uma reação inversa, a ΔH é igual em valores absolutos, mas oposta em sinais. Por 
exemplo: 
Já a reação inversa: 
Ou seja, na reação de combustão do metano, há uma liberação (sinal negativo) de 890 kJ 
de calor, logo, no sentido inverso dessa reação, há uma absorção (sinal positivo) de 890 kJ. Ao 
inverter o sentido de uma reação, inverte-se o sinal da variação de entalpia da reação. 
1.1.1 Entalpia padrão e entalpia de formação
Para averiguar as entalpias de algumas substâncias sob determinadas condições de 
temperatura e pressão, adotou-se um padrão. As condições de 25ºC e 1atm foram definidas como 
estado padrão, e a entalpia de uma substância no estado padrão é representada por Hº. Algumas 
substâncias simples mais comuns, ou seja, em grande quantidade na natureza, possuem entalpia 
padrão (Hº) igual a zero. Exemplos de substâncias simples são: H2, O2, Cgrafite, N2.
O calor de reação envolvido para a formação de 1 mol de substância a partir de uma 
substância simples no estado padrão é denominado entalpia de formação. Quando os reagentes 
possuem entalpia padrão, por convenção, igual a zero, obtém-se a entalpia de formação da 
substância produzida, por exemplo, a formação da água:
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔH = -286 kJ/mol
A entalpia de formação é representada por ΔHf:
ΔHf = -286 kJ/mol
Como as entalpias das substâncias simples (nesse caso, os reagentes H2 e O2) são iguais a 
zero nas condições padrão de temperatura e pressão, pode-se afirmar que a entalpia da substância 
formada é igual à variação de entalpia da sua formação; logo:
Hf(H2O) = -286 kJ
Ou seja, para reações de formação, a entalpia da substância é igual a sua entalpia de 
formação.
Vale ressaltar que o valor negativo de calor refere-se a uma reação exotérmica, 
contudo, ao escrever ou dizer a quantidade de calor de uma reação, utiliza-se o 
termo “liberado” para valores negativos e, para reações endotérmicas, utiliza-se 
“absorvido” para valores positivos.
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EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA
Conhecer a entalpia de formação de determinadas substâncias, a 25º C e 1atm, é 
fundamental para cálculos de determinação das entalpias dos compostos em diversas reações 
químicas. Esses valores de entalpias são determinados experimentalmente e tabelados, como a 
seguir:
Tabela 1 - Valores de entalpia.
Fonte: Brown (2008).
De acordo com os valores de entalpia tabelados, podemos calcular a variação de entalpia 
de determinada reação, como a reação a seguir:
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = ?
De acordo com a Tabela 1, podemos identificar as seguintes entalpias:
H(CH4) = -74,8 kJ/mol
H(O2) = 0 (é uma substância simples no estado padrão)
H(CO2) = -393,5 kJ/mol
H(H2O) = -285,8 kJ/mol
Como já visto, a ΔH = Hprodutos – Hreagentes
ΔH = [H(CO2) + 2 (H(H2O)] – [H(CH4) + 2 H(O2)]
ΔH = [(-393,5) + 2 (-285,8)] – [(-74,8) + 2 (0)]
ΔH = (-965,1) – (-74,8)
ΔH = -965,1 + 74,8
ΔH = - 890,3 kJ
A variação de entalpia da combustão do metano é igual a – 890,3 kJ.
Todas as reações de combustão possuem variação de entalpia 
negativa por se tratarem de reações exotérmicas, que liberam 
energia. Assim, nesses casos, denominamos a entalpia como 
entalpia de combustão, ou calor de combustão. Para uma melhor 
compreensão a respeito, indica-se a leitura de “Combustão e 
Energia”.
Disponível em:
http://www.usp.br/qambiental/combustao_energia.html.
http://www.usp.br/qambiental/combustao_energia.html
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1.2 Lei de Hess
Em alguns casos, experimentalmente, não era fácil obter a variação de entalpia de uma 
reação. Contudo, o químico suíço Germain H. Hess, em 1840, propôs que é possível determinar 
o ΔH de reações inviáveis experimentalmente através do ΔH de outras reações conhecidas, sem 
se preocupar com a quantidades de etapas para que tal reação ocorra.
Por exemplo, a reação do metano: 
De forma simplificada, pode-se escrever:
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = -890kJ
A variação de entalpia dessa reação deu-se pela soma de entalpia das duas etapas de 
reação. Segue outro exemplo de aplicação da Lei de Hess. 
Dadas as seguintes equações termoquímicas:
I. C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = - 94,1 kcal/mol
II. H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ΔH = - 68,3 kcal/mol
III. 3 C(s) + 4 H2(g) → C3H8(g) ΔH = - 33,8 kcal/mol
Com base nas etapas fornecidas, vamos determinar a variação de entalpia liberada na 
combustão de 1 mol de C3H8, cuja reação vem a seguir:
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH = ?
Como a reação de combustão está balanceada, podemos identificar os reagentes (C3H8 e 
O2) e os produtos (CO2 e H2O). Logo, com base nas equações fornecidas (I, II e III), para obter a 
equação de combustão pedida, é necessário multiplicar a equação I por 3, multiplicar a equação 
II por 4 e inverter a equação 3.
3 C(grafite) + 3 O2(g) → 3 CO2(g) ΔH = - 282,3 kcal/mol
4 H2(g) + 2 O2(g) → 4 H2O(l) ΔH = - 273,2 kcal/mol
C3H8(g) → 3 C(s) + 4 H2(g) ΔH = + 33,8 kcal/mol
Ao somar as três equações, 3 Carbonos aparecem nos reagentes na I, e 3 nos produtos da 
III, podendo simplificá-los. Na reação II, aparece 4 H2 nos reagentes e, na III, aparecem na mesma 
quantidade nos produtos, podendo assim simplificá-los também. Por fim, a variação de entalpia 
dessa reação é dada pela soma das três etapas, ficando:
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH = -521,7 kcal/mol
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1.3 Entropia e Energia Livre
Além da entalpia, outras grandezas fizeram-se necessárias para o conhecimento de 
espontaneidade de uma reação química. Dentre elas, tem-se a Entropia, representada pela letra S.
Entropia (S) é a medida da desordem de um sistema, por exemplo, a passagem do estado 
sólido para o líquido e do líquido para o gasoso. Há um aumento da entropia, ou seja, há um 
aumento na agitação das moléculas, aumentando, assim, a desordem nesse sistema.
Figura 4 - Aumento da entropia de um gás. Fonte: Biologia Total (2020).
É possível determinar a entropia de uma reação pela variação das entropias dos produtos 
e reagentes, previamente conhecidas.
ΔS = Sprodutos – Sreagentes
Outra grandeza estudada a respeito da espontaneidade da reação foi enuncia por J. Willard 
Gibbs, conhecida como Energia Livre de Gibbs, simbolizada pela letra G.
A energia livre de Gibbs é a medida da capacidade de determinada substância realizar 
trabalho. E, para determinar se o processo é espontâneo ou não, utiliza-se a variação de energia 
livre (ΔG), relacionando-a com a entropia e entalpia do processo. Ficou conhecida a seguinte 
equação:
ΔG = ΔH – T ΔS
Onde, 
ΔG < 0 processo espontâneo 
ΔG > 0 processo não espontâneo
ΔG = 0 processo em equilíbrio 
Por que, ao aumentar a quantidade de matéria (mol) de um componente em uma 
reação química, aumenta também a variação de entalpia?É importante reforçar 
que, numa equação termoquímica, o valor de entalpia que é fornecido geralmente 
é para 1 mol da substância (kcal/mol, ou, kJ/mol); logo, ao aumentar o número 
de mol de determinada substância da equação, a entalpia aumenta na mesma 
proporção, como no caso anterior: ao multiplicar a equação I por 3, aumentou a 
proporção para todos os constituintes da reação (estabelecendo a estequiometria), 
incluindo a variação de entalpia.
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2 ELETROQUÍMICA
O estudo das relações entre as reações químicas e a eletricidade é denominado 
eletroquímica. As reações que ocorrem são conhecidas como reações de oxirredução (redox), 
sendo que, para que essas reações ocorram, é necessário que uma espécie oxide e que outra 
reduza. Oxidação refere-se à perda de elétrons, e redução refere-se ao ganho de elétrons, ou seja, 
numa reação de oxirredução, há uma transferência de elétrons do átomo oxidado para o átomo 
reduzido.
2.1 Número de Oxidação (NOX)
Para uma melhor compreensão a respeito das reações de oxirredução, é necessário saber 
sobre o Número de Oxidação (NOX). Nox é a carga que o elemento adquire ao fazer uma ligação 
iônica ou o caráter que ele adquire ao fazer uma ligação covalente.
Por exemplo, o NaCl (cloreto de sódio), como vimos nas unidades anteriores, trata-se de 
um composto iônico, em que o metal Na perde um elétron para o Cl, sendo assim, o Na fica com 
nox +1 (perdeu um elétron), e o Cl fica com o nox -1 (ganhou um elétron).
O mesmo acontece em compostos com ligações covalentes, por exemplo, o HCl, ácido 
forte, em que há um compartilhamento de elétron entre os átomos de hidrogênio e cloro. Nesses 
casos, a eletronegatividade de determinado elemento é o que definirá qual atrairá fortemente 
o elétron para si. Como no exemplo, o Cloro é mais eletronegativo que o Hidrogênio, logo, o 
elétron está mais "próximo" do cloro, ficando com Nox -1, e o Hidrogênio fica com Nox +1.
Podemos perceber que, em ambos os exemplos, o Cloro tem o Nox igual a -1, pois há um 
padrão de números de oxidação de determinados elementos, como podemos ver na Figura 5.
Para uma melhor compreensão a respeito de entropia e energia 
livre, indica-se o vídeo:
https://www.youtube.com/watch?v=TWNVUruMY-Q.
https://www.youtube.com/watch?v=TWNVUruMY-Q
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EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA
Figura 5 – Número de oxidação de alguns elementos. Fonte: Fogaça (2021).
Todas as substâncias simples (como O2, N2, H2) e metais no estado sólido (como Fe(s), 
Cu(s), Na(s), Al(s)) possuem NOX igual a zero.
2.2 Reação de Oxirredução
Nas reações de oxirredução, tanto a oxidação quanto a redução ocorrerão, ou seja, se uma 
substância for oxidada, a outra deverá ser reduzida. A substância que oxida pode ser chamada de 
agente redutor, pois, ao sofrer oxidação, torna-se possível que a outra substância seja reduzida. 
O mesmo acontece com a substância reduzida, a qual pode ser chamada de agente oxidante, pois 
possibilita que a outra substância oxide.
Sofreu Oxidação Perdeu Elétrons Agente Redutor
Sofreu Redução Ganhou Elétrons Agente Oxidante
Por exemplo:
O Zn sólido é uma substância simples com Nox igual a zero, e o íon Hidrogênio possui 
sua carga de +1. Ao reagirem, podemos perceber que o Zinco perdeu elétrons, ficando com carga 
positiva, e o Hidrogênio ganhou elétrons, zerando a carga positiva que possuía anteriormente. 
Logo, o Zn sofreu oxidação, podendo nominá-lo como agente redutor. O H sofreu redução, 
podendo nominá-lo como agente redutor.
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2.3 Células Galvânicas
A energia liberada em uma reação de oxirredução (redox) pode ser usada para realizar 
trabalho elétrico, e uma célula galvânica (pilha) é responsável por utilizar esse trabalho elétrico 
fornecido. Um exemplo muito usual de pilha é a composta por Cobre e Zinco, genericamente 
representada pela equação:
Zn(s) + Cu
2+
(aq) → Zn
2+
(aq) + Cu(s)
Os dois metais sólidos, Zn e Cu, são conectados por um circuito externo e podemos 
chamá-los de eletrodos. O eletrodo onde ocorre a oxidação é chamado ânodo, e o eletrodo onde 
ocorre a redução é chamado cátodo. Numa pilha, temos a semirreação de oxidação que ocorre 
no Ânodo e a semirreação de redução que ocorre no Cátodo.
Ânodo (semirreação de oxidação) Zn(s) → Zn
2+
(aq) + 2e
-
Cátodo (semirreação de redução) Cu2+(aq) + 2e
-
 → Cu(s)
Da soma das semirreações, obtemos a reação global da pilha:
Zn(s) + Cu
2+
(aq) → Zn
2+
(aq) + Cu(s)
O fluxo de elétrons de uma pilha sempre parte do ânodo, pelo circuito externo, para o 
cátodo. Ao sofrer oxidação, o zinco acaba fornecendo uma quantidade muito grande de Zn2+ 
na solução. O mesmo ocorre com o cobre. Logo, é necessário um dispositivo que seja capaz de 
neutralizar esses excessos de cargas positivas e negativas da célula. No exemplo, é possível utilizar 
uma ponte salina (contendo sal) que seja capaz de neutralizar essa quantidade de íons na solução. 
Pode-se percebê-lo de acordo com a Figura 6.
Figura 6 – Célula de cobre-zinco utilizando uma ponte salina para completar o circuito. Fonte: Brown (2008).
A respeito do cálculo de NOX de substâncias, é fundamental a 
prática para seu entendimento, sendo assim, indicamos a seguinte 
leitura para um melhor aprofundamento sobre o assunto:
https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-nox.
htm.
https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-nox.htm
https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-nox.htm
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2.4 Força Eletromotriz (fem)
Como abordado anteriormente, em uma célula galvânica, há transferência de elétrons 
entre os eletrodos; logo, pode-se calcular essa diferença de potencial entre dois eletrodos, chamada 
de força eletromotriz (fem). Conhecendo o potencial de cada eletrodo, é possível calcular o 
potencial da célula (Eºcel) em volts, chamado de voltagem da célula.
Para se obter o potencial da célula, basta calcular a diferença de potencial entre o cátodo e 
o ânodo. Os potenciais padrão dos eletrodos são tabelados para as reações de redução, chamados 
de potenciais-padrão de redução (Eºred). Assim, o potencial da célula é dado pelo potencial-padrão 
de redução do cátodo Eºred (catodo) menos o potencial-padrão de redução do ânodo Eºred (ânodo).
Eºcel = Eºred (cátodo) - Eºred (ânodo)
A Figura 7 mostra os potenciais-padrão de redução de alguns eletrodos.
Figura 7 - Potenciais-padrão de redução e oxidação tabelados. Fonte: Fogaça (2021).
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Para exemplificar, vamos utilizar a célula de cobre-zinco, dadas as seguintes semirreações 
e seus potenciais-padrão de redução:
Zn2+(aq) + 2e
- → Znº(s) Eºred = -0,76 V
Cu2+(aq) + 2e
-
 → Cuº(s) Eºred = +0,34 V
Seguindo a equação do cálculo da célula, tem-se:
Eºcel = (+0,34) – (-0,76)
Eºcel = +0,34 + 0,76
Eºcel = +1,10 V
Como podemos ver, o valor +1,10 Volts foi representado na Figura 7.
 
Dados dois eletrodos e seus respectivos potenciais-padrão de redução, como saber 
qual será o cátodo e qual o ânodo? Sempre devemos lembrar que o eletrodo com 
maior potencial de redução será a espécie que irá reduzir. Por exemplo, em uma 
célula formada por Chumbo (Pb) e Ouro (Au), dadas as seguintes semirreações:
Pb2+ + 2e- → Pbº Eºred = -0,13 V
Au3+ + 3e- → Auº Eºred = +1,50 V
É possível verificar que o ouro possui maior potencial de redução, logo, será 
reduzido (cátodo); e o chumbo será oxidado (ânodo), assim, o cálculo do potencial 
dessa célula se dará da seguinte forma:
Eºcel = (+1,50) – (-0,13)
Eºcel = +1,63 V
O potencial de uma célula galvânica sempre será positivo.
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3 CORROSÃO
É um processo de degradação por reações redox indesejáveis, em que o material é atacadopor alguma substância em seu ambiente e é convertido em um composto não desejado. É um 
processo espontâneo, que geralmente é favorecido com o ar à temperatura ambiente. Um exemplo 
é o processo de oxidação do ferro, popularmente conhecido como ferrugem. Esse processo requer 
tanto oxigênio quanto água. 
Figura 8 – Corrosão do ferro. Fonte: Brown (2008).
Uma forma de proteção do ferro contra o processo de oxidação é fornecer outro material 
que oxide ao invés do ferro, ou seja, fornecer um metal com potencial de redução menor que o 
ferro. Por exemplo:
Fe2+ + 2e- → Feº Eºred = -0,44 V
Zn2+ + 2e
- → Znº Eºred = -0,76 V
O zinco é um metal que pode proteger o ferro da oxidação, pois, como podemos ver, o 
ferro possui maior potencial padrão de redução quando comparado ao zinco; dessa forma, numa 
reação redox, o zinco será oxidado, e não o ferro. Esse processo é conhecido como proteção 
catódica, usualmente chamada de proteção por “metal de sacrifício”, em que, para proteger um 
determinado metal, é necessário protegê-lo com outro metal que possua um potencial padrão de 
redução menor que o metal em questão.
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CONSIDERAÇÕES FINAIS
Nesta unidade, foi possível verificar os processos de ocorrência de uma reação química e 
a forma de energia que as reações fornecem para o meio, seja exotérmica ou endotérmica.
Abordou-se também um tipo de reação muito importante, as reações redox, por meio das 
quais é possível entender os processos de oxidação e redução dos componentes de uma reação 
química e como isso pode interferir no nosso dia a dia (como a ferrugem).
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REFERÊNCIAS
ADORO CINEMA. Radioativo. 2021. Disponível em: https://www.adorocinema.com/filmes/
filme-254043/. Acesso em: 8 out. 2021.
ARAÚJO, L. B. M. Tabela Periódica. In: Manual da Química. 2021. Disponível em: https://www.
manualdaquimica.com/quimica-geral/elementos-quimicos-tabela-periodica.htm. Acesso em: 20 
out. 2021.
BATISTA, C. Equilíbrio Químico. In: Toda Matéria. 2020. Disponível em https://www.
todamateria.com.br/equilibrio-quimico/. Acesso em: 21 out. 2021.
BATISTA, C. Tabela Periódica. In: Toda Matéria. 2021. Disponível em: https://www.todamateria.
com.br/tabela-periodica/. Acesso em: 20 out. 2021.
BIOLOGIA TOTAL. Aumento da entropia de um gás. 2020. Disponível em: https://blog.
biologiatotal.com.br/entropia/. Acesso em: 21 out. 2021.
BROWN, L. S.; HOLME, T. A. Química geral aplicada à engenharia. 3. ed. Boston: Cengage 
Learning, 2015.
BROWN, T. L. et al. Química: Ciência Central. 9. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 
2008.
CESAR, P. Cinética Química. In: Portal de Estudos em Química. 2009. Disponível em: https://
www.profpc.com.br/cin%C3%A9tica_qu%C3%ADmica.htm. Acesso em: 21 out. 2021.
EL QUÍMICO. Diagrama de distribuição eletrônica. 2021. Disponível em: http://elquimicus.
blogspot.com/2012/09/diagrama-de-pauling.html. Acesso em: 8 out. 2021.
FOGAÇA, J. O Experimento de Thomson com Descargas Elétricas. In: Brasil Escola. 2021a. 
Disponível em: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/o-experimento-thomson-com-
descargas-eletricas.htm. Acesso em: 8 out. 2021.
FOGAÇA, J. Os Quatro Números Quânticos. In: Mundo Educação. 2021b. Disponível em: 
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/os-quatro-numeros-quanticos.htm. Acesso em: 8 
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FOGAÇA, J. R. V. Número de oxidação (NOX). In: Mundo Educação. 2021. Disponível em: 
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/numero-oxidacao-nox.htm. Acesso em: 21 out. 
2021.
GOMES NETO, J. Modelo atômico de Rutherford. In: InfoEscola. 2008. Disponível em: https://
www.infoescola.com/quimica/modelo-atomico-de-rutherford/. Acesso em: 8 out. 2021.
LAIFI. Representação do aumento da eletropositividade em relação à tabela periódica. 2011. 
Disponível em: http://www.laifi.com/laifi.php?id_laifi=2515&idC=48623#. Acesso em: 20 out. 
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REFERÊNCIAS
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sciencephoto.com/media/227539/view/portrait-of-the-french-chemist-louis-proust. Acesso em: 
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SLIDE PLAYER. Modelos Atômicos. 2015. Disponível em: https://slideplayer.com.br/
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TODA MATÉRIA. Representação do aumento do raio atômico em relação à tabela periódica. 
2019. Disponível em: https://www.todamateria.com.br/raio-atomico/. Acesso em: 20 out. 2021.
VENTURA, D. Antoine Lavoisier, o químico revolucionário que foi decapitado graças a disputa 
científica. In: BBC News Brasil. 2019. Disponível em: https://www.bbc.com/portuguese/
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https://slideplayer.com.br/slide/7302399/.
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https://www.todamateria.com.br/raio-atomico/
https://www.bbc.com/portuguese/geral-50861019
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