Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Alagoas – IF/AL
Coordenadoria de Química
Disciplina: Química
ALAGOAS
-
4º bimestre
Aluno:.................................................................
Prof. Luis Carlos F. Oliveira – IFAL- Campus Marechal/AL
Elaboração:
Prof. Dr. Johnnatan Duarte de Freitas – IFAL – Campus Maceió/AL
Prof. MsC. Alan John Duarte de Freitas – IFRN – Campus Apodi/RN
Prof. Mikael de Lima Freitas – Secretaria do Estado de Educação de Alagoas
Maceió-AL
79
FUNÇÕES INORGÂNICAS - INTRODUÇÃO
Muitas das substâncias existentes em produtos naturais ou delas extraídas, são conhecidas
desde a antiguidade. Por exemplo, o vinho, obtido pela fermentação da uva, e o álcool, obtido pela
destilação de sucos fermentados. Entretanto, somente no século XVIII teve início a sistematização
dos processos de obtenção de substâncias a partir de produtos naturais.
Adega de produção de vinhos
Vinho pronto para consumo
No ano de 1777, surge pela primeira vez a expressão Química Orgânica, introduzida nos
textos de química pelo químico sueco Torben Olaf Bergman. Assim, de acordo com ele temos:
Compostos inorgânicos: substâncias do reino mineral
Compostos orgânicos: substâncias dos organismos vivos;


Será nos compostos do reino mineral, que neste conteúdo deteremos nossa atenção.
Funções químicas são grupos de substâncias, que por apresentarem comportamento
químico em comum, são estudadas em grupos. Nas Funções Inorgânicas estudaremos:





Os ácidos
As bases
Os Sais
Os Óxidos
Os peróxidos
ESTUDOS DE ARRHENIUS
Teoria Eletrolítica
Arrhenius estudando o comportamento de certas substâncias em solução com o auxílio da
corrente elétrica, verificou que algumas conduziam a corrente outras não. Os estudos experimentais
realizados por Arrhenius, Prêmio Nobel em 1903, consiste no uso de uma aparelhagem simples
mostrada abaixo.
Svante August Arrhenius
(1859-1927)
Aparelhagem utilizada para o estudo da
condutividade elétrica
Testando a condutividade elétrica de algumas soluções utilizando a aparelhagem acima,
verificou-se que:
80
Materiais
Solução de sal de cozinha (NaCl)
Solução de ácido clorídrico (HCl)
Solução de açúcar (sacarose)
Água destilada (pura)
Água potável (torneira)
Condutibilidade elétrica
Conduz
Conduz
Não conduz
Não conduz
Conduz
De acordo com esses resultados surgem alguns questionamentos:
1º) Por que algumas soluções aquosas conduzem eletricidades, e outras não?
2º) Por que a água destilada (pura) não conduz eletricidade e a água potável (torneira) conduz?
Para responder a tais questionamentos, Arrhenius estabeleceu a Teoria da Dissociação
Iônica, onde a condutividade elétrica das soluções era devido à existência de íons livres. Vejamos:
1º) Testando a condutividade elétrica de uma solução de água com sal de cozinha (NaCl) verificou-se
que a lâmpada acendeu, indicando que esta solução conduziu corrente elétrica.
Observação macroscópica
Explicação microscópica
O sal de cozinha é representado pela substância cloreto de sódio (NaCl) que é um composto
+
iônico constituído pelos íons Na e Cl organizados através de um retículo cristalino.
Quando o retículo cristalino de cloreto de sódio entra em contato com a água, ocorre uma
separação dos íons, fenômeno denominado de dissociação iônica. Os íons livres obtidos após a
dissociação, são os responsáveis pela condutividade elétrica.
Este processo de dissociação iônica pode ser representado através da seguinte equação:
NaCl(s)
H2O
Na+(aq) + Cl-(aq)
2º) Testando a condutividade elétrica de uma solução de água com açúcar verificou-se que a
lâmpada se manteve apagada, indicando que esta solução não conduziu corrente elétrica.
Observação macroscópica:
81
Explicação microscópica:
O açúcar é representado pela substância sacarose (C12H22O11) de natureza molecular.
A molécula de sacarose não possui íons e também não originou íons em presença de água, o
que explica o fato da não condutibilidade elétrica. Quando as moléculas de sacarose foram colocadas
em presença de água, ocorreu apenas uma separação das moléculas, fenômeno denominado de
dissociação molecular.
Este processo de dissociação molecular pode ser representado através da seguinte equação:
C12H22O11(s)
H2O
C12H22O11(aq)
3º) Testando a condutividade elétrica de uma solução de água com cloreto de hidrogênio (HCl)
verificou-se que a lâmpada acendeu, indicando que esta solução conduziu corrente elétrica.
Observação macroscópica:
Explicação microscópica:
Veja que caso interessante! O cloreto de hidrogênio (HCl) é um composto molecular, ou seja,
não é constituído por íons. No entanto, quando adicionado em água, originou uma solução condutora
de eletricidade, que indica que a solução resultante possui íons. Como isto ocorre?
Como vimos, em ligação covalente, o cloreto de hidrogênio (HCl) é uma molécula onde o
átomo de hidrogênio (Z = 1) compartilha 1 par de elétrons com o átomo de cloro (Z = 17):
Quando o cloreto de hidrogênio é borbulhado na água, admite-se que ocorra uma quebra na
ligação covalente entre o átomo de hidrogênio e o átomo de cloro, pela molécula de água, originando
+
os íons H e Cl , responsáveis pela condutibilidade elétrica da solução. A este fenômeno, onde os
íons foram produzidos a partir de um composto molecular (sem íons) é denominado de ionização,
que pode ser representado esquematicamente por:
82
HCl(g)
H2O
H+(aq) +
Cl-(aq)
Resumindo temos:
Teoria Eletrolítica: Eletrólitos e não-eletrólitos

Eletrólitos são substâncias que, quando dissolvidas em água, conduzem a corrente
elétrica.
Exemplos de eletrólitos, o NaCl, o NaOH e o HCl.

Não-eletrólitos, nesta mesma condição, não conduzem a corrente elétrica.
Exemplos de não-eletrólitos, o açúcar e o álcool etílico (C2H5OH) e em sua maioria os
compostos orgânicos.
Todos os compostos iônicos são eletrólitos e alguns moleculares (ou covalentes) também. A
explicação da condução da corrente elétrica esta fundamentada na existência de íons em solução.
Seguindo critério baseado na dissociação/ionização, Arrhenius propôs a Teoria da
Dissociação Eletrolítica, onde divide as substâncias em grupos com características químicas distintas.
+
 Ácidos: quando em solução aquosa, se dissociam, originando H exclusivamente como íons
positivos.
HCl
→
+
H
+ Cl
-
 Bases: quando em solução aquosa, se dissociam, originando OH exclusivamente como íons
negativos.
NaOH
→
+
Na
-
+ OH
 Sais: quando em solução aquosa, se dissociam, originando pelo menos um íon positivo
+
diferente do H e pelo menos um íon negativo diferente do OH .
CaSO4
→
2+
Ca
2-
+ SO4
EXERCÍCIO
1) Indique duas propriedades que caracterizam um ácido e duas que caracterizam uma base.
2) Vendido no comércio com o nome de soda cáustica, O NaOH puro sólido não conduz corrente
elétrica. No entanto, se ele for dissolvido em água, passa a conduzir corrente. Explique o que ocorre.
3) Todo composto molecular forma solução eletrolítica? Explique.
4) Para Arrhenius, quais são os íons responsáveis pelas propriedades dos ácidos e das bases?
5) Qual a diferença entre dissociação iônica e ionização?
83
6) Complete as equações de ionização:
a)
HB r
H2O
b)
H2O
HClO4
7) Complete as equações de dissociação iônica:
a)
KOH(s)
H2O
b)
LiOH(s)
H2O
8) (Fuvest-SP) “Auxiliar de enfermagem erra. Em vez de aplicar glicose, usou cloreto de potássio.” (O
Estado de S. Paulo, 6.2.1993.)
Explique como diferenciar as duas soluções citadas na notícia acima, usando apenas os seguintes
matérias: pilhas elétricas, lâmpada de lanterna, pedaços de fios metálicos, frascos contendo as
soluções. Faça um esquema da montagem experimental.
ESTUDO DOS ÁCIDOS
Segundo Arrhenius, ácidos são substâncias que, quando em solução aquosa, se dissociam
+
+
ou ionizam, originando exclusivamente H (prótons) como íons positivos. Na realidade, o H se
+
associa a uma molécula de água, formando o H3O denominado de íon hidroxônio ou hidrônio.
+
HCl + H2O → H3O
+ Cl
+
H2SO4 + 2 H2O → 2 H3O
-
2-
+ SO4
CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS
 Presença ou não de oxigênio
Oxiácidos: presença de oxigênio na molécula.
Exemplos: H2SO4 , HNO3
Hidrácidos: oxigênio não presente na molécula.
Exemplos: HCl, HCN
 Número de hidrogênios ionizáveis
Monoácidos: presença de 1 H ionizável.
HCl
→
H
+
+
Cl
-
Diácidos: presença de 2 H ionizáveis.
H2SO4
→
+
2H
+
2-
SO4
Triácidos: presença de 3 H ionizáveis.
H3PO4
→
+
3H
+
3-
PO4
 volatilidade
Voláteis: são gasosos ou líquidos e com baixo ponto de ebulição: HNO3, HCl e H2S
Fixos: muito pouco voláteis, somente H2SO4 e H3PO4
 grau de ionização
Representado pela letra grega alfa .
84
 (%) =
nº moléculas ionizadas
x 100
nº moléculas dissolvidas
Quanto maior o valor de alfa, mais alta a tendência do ácido a se dissociar, mais forte é o
ácido.



ácidos fortes ( ≥ 50%): HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4.
ácidos médios (5% < a > 50%): H2SO3, H3PO4, HF.
ácidos fracos ( a≤ 5%): H2S, H3BO3, HCN e os ácidos orgânicos.
NOMENCLATURA
Em função da diversidade tanto de compostos inorgânicos, como é o caso dos que estamos
estudando, como orgânicos, a IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada), resolve
estabelecer regra para atribuição dos nomes às substâncias Químicas. Tal justificativa de regras é
para facilitar o reconhecimento destes compostos, pois dificilmente, um químico, por mais experiente
que seja, jamais conseguirá memorizar os nomes das aproximadamente 20 milhões de substâncias
hoje existentes (Chemical Abstracts).
NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS
 Nomenclatura dos Hidrácidos:
Para nomear um ácido não-oxigenado basta escrever o nome do elemento acrescido da
terminação ídrico.
ácido (nome do elemento) ídrico
Exemplos: HCl
ácido cloro ídrico

ácido clorídrico
HBr
ácido bromo ídrico 
ácido bromídrico
H2S
ácido Sulfur ídrico
HCN
ácido ciano ídrico

ácido sulfídrico

ácido cianídrico
 Nomenclatura dos oxiácidos:
Há várias maneiras de nomear os ácidos que contêm oxigênio. A mais prática requer apenas
que se memorize a fórmula de cinco ácidos, quatro dos quais são:
HNO3 ácido nítrico
H2SO4 ácido sulfúrico
HClO3 ácido clórico
H3PO4 ácido fosfórico
Observa-se que todos tem terminação ico. A partir deles, acrescentando ou retirando
oxigênios, conseguimos as fórmulas de outros ácidos:
(elemento)
per ...............................
ico
(elemento)
.....................................
ico
(elemento)
.....................................
oso
(elemento)
hipo.............................. oso
per = acima
+O
-O
-O
hipo = abaixo
HClO4
ácido
perclórico
_
HClO3
H2SO4
ácido
ácido
clórico
sulfúrico
HClO2
H2SO3
ácido
ácido
cloroso
sulfuroso
_
HClO
ácido
hipocloroso
_
_
+O
HNO3
ácido
nítrico
H3PO4
ácido
fosfórico
HNO2
ácido
nitroso
_
H3PO3
ácido
-O
fosforoso
H3PO2
ácido
hipofosforoso
-O
85
Os traços foram colocados no lugar de ácidos que não existe
Há alguns ácidos que podem ser considerados como provenientes da desidratação (perda de
água) de outros ácidos. Nesse caso, utilizam-se o prefixo meta e piro.
Por exemplo: ácido fosfórico (H3PO4)
H3PO4 (ácido fosfórico ou ortofosfórico)
- H2 O
HPO3 (ácido metafósforico)
2(H3PO4) (ácido fosfórico ou ortofosfórico)
- H2 O
H4P2O7 (ácido pirofósforico)
ÁCIDOS
Como consequência do que foi abordado, segundo Arrhenius, ácido é todo composto que,
+
+
dissolvido em água, origina H3O (H ) como único cátion. Uma característica importante dos ácidos é
que eles apresentam sabor azedo.
ESTUDO DAS BASES
As bases, segundo Arrhenius, são substâncias que, em solução, se dissociam, originando
como único íon negativo o OH (hidroxila).
→
Al(OH)3
Ca(OH)2
KOH
→
Al
-
+
2+
→
K
3+
3 OH
Ca
+
+
OH
+
-
2 OH
-
CLASSIFICAÇÃO DAS BASES
-
 Número de OH presente na fórmula
-
monobase: 1 OH , NaOH, KOH
dibase: 2 OH , Ba(OH)2, Fe(OH)2
tribase: 3 OH , Cr(OH)3, Al(OH)3
tetrabase: 4 OH , Pb(OH)4, Sn(OH)4
 Solubilidade em água
Solúveis: as de metais alcalinos, metais alcalino-terrosos e o hidróxido de amônio (que é uma base
fraca e volátil).
Insolúveis: todas as demais.
 Grau de dissociação ()
fortes (>50%): as de metais alcalinos e metais alcalino-terrosos.
fracas: todas as demais.
86
NOMENCLATURA DAS BASES
Forma-se o nome de uma base utilizando a palavra hidróxido mais o nome do cátion.
hidróxido de nome do elemento (cátion)
Exemplos:
KOH: hidróxido de potássio
KOH
→
+
K
+ OH
-
Ba(OH)2: hidróxido de bário
2+
Ba(OH)2 → Ba
+ 2 OH
Al(OH)3: hidróxido de alumínio
Al(OH)3
→ Al
3+
+ 3 OH
-
Para bases de cátions que possuem duas valências possíveis, utiliza-se a terminação ico
para a maior e oso para a menor valência. Aconselha-se, ao invés disso, a utilização de algarismos
romanos para indicar a valência.
Por exemplo:
CuOH
hidróxido cuproso  hidróxido de cobre I
Cu(OH)2 hidróxido cúprico  hidróxido de cobre II
Fe(OH)2 hidróxido ferroso  hidróxido de ferro II
Fe(OH)3 hidróxido férrico  hidróxido de ferro III
O hidróxido de amônio
É a única base não metálica e só existe em solução. É obtida pelo borbulhamento de
amônia em água.
NH3(g)
+
H2O(l)
→
+
-
NH4 (aq) + OH (aq)
BASES
Como consequência do que foi abordado, segundo Arrhenius, base é todo composto que,
dissolvido em água, origina OH como único ânion. Uma característica importante das bases é que
elas apresentam características adstringentes.
EXERCÍCIO
9) Escreva as equações de ionização,por etapas, dos ácidos sulfúrico(H2SO4), fosfórico (H3PO4) e
pirofosfórico (H4P2O7).
87
10) Dadas as fórmulas, classifique os ácidos correspondentes quanto:
a) ao número de hidrogênios ionizáveis;
b) ao número de elementos na molécula;
c) à presença de oxigênio na molécula.
HOCN, H2SO4,H2C2O4, HClO3, HClO3, H2CrO4
11) Dadas as fórmulas de alguns ácidos oxigenados, classifique-os quanto a sua força, aplicando a
regra de Pauling:
a) HNO3
b) HClO4
c) HNO2
d) H3BO3
e) HBrO
f) H2SO3
12) Escreva a equação de dissociação das bases a seguir:
a) Mg(OH)2
b) Al(OH)3
c) Cu(OH)2
d) NH4OH
13) Dê o nome das seguintes bases:
a) KOH
b) CuOH
c) Cu(OH)2
d) NH4OH
14) Escreva a fórmula das seguintes bases:
a) hidróxido estanhoso
b) hidróxido de lítio
c) hidróxido de magnésio
d) hidróxido de estanho IV
e) hidróxido férrico
f) hidróxido plumboso
15) Classifique as bases de acordo com os critérios estudados:
a) CuOH
b) NH4OH
c) NaOH
16) a força de um ácido é medida pelo(a):
a) poder de corrosão dos metais
b) conteúdo de oxigênio
c) velocidade de ionização
d) grau de ionização
e) poder de volatilidade
ESTUDO DOS SAIS
Segundo Arrhenius, sais são substâncias que, quando em solução aquosa, liberam: pelo
+
menos um íon positivo diferente do H e pelo menos um íon negativo diferente do OH .
2+
CaCl2
→
Ca
Na2SO4
→
2 Na
+
+
+
2 Cl
-
SO4
2-
Como os sais são provenientes de reações de neutralização entre ácidos e bases, o ânion se
origina do ácido e o cátion da base.
ÁCIDO
+
BASE
→
SAL
+
ÁGUA
REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO
 Reação de neutralização total: neste tipo de reação, quantidades iguais, em número de
+
mols, de H e OH se neutralizam mutuamente.
1 H2SO4 + 2 NaOH → 1 Na2SO4 + 2 H2O
Sais deste tipo são classificados como normais.
88
 Reação de neutralização parcial do ácido: 1 mol de H2SO4 reagindo com 1 mol de NaOH.
+
Como o H2SO4 possui 2 H em sua molécula, o sal produto será ácido.
1 H2SO4 + 1 NaOH → NaHSO4 + H2O
Sais deste tipo são classificados como ácidos.
 Reação de neutralização parcial da base: 1 mol de Ba(OH)2 reagindo com 1 mol de HCl.
Como o Ba(OH)2 possui 2 OH em seu íon-fórmula, o sal produto será básico.
1 Ba(OH)2 + 1 HCl → 1 Ba(OH)Cl + 1 H2O
Sais deste tipo são classificados como básicos.
NOMENCLATURA DOS SAIS
A nomenclatura dos sais segue a seguinte regra:
(nome do ânion) de (nome do cátion)
A nomenclatura dos ânions é feita trocando-se a terminação do nome do ácido.
HCl ácido clorídrico  KCl cloreto de potássio
HNO2 ácido nitroso  NaNO2 nitrito de sódio
HNO3 ácido nítrico  KNO3 nitrato de potássio
Ácido
ídrico
oso
ico
Ânion
eto
ito
ato
No caso de sais que na sua constituição possuam cátion que possam ter nox diferentes,
devem-se utilizar algarismos romanos para identificação.
Fe(NO3)2
Fe(NO3)3
nitrato de ferro II
nitrato de ferro III
No caso de o cátion possuir somente dois nox possíveis, pode-se também optar por utilizar os
sufixos oso e ico, respectivamente para o menor e maior nox.
Fe(NO3)2
Fe(NO3)3
nitrato ferroso
nitrato férrico
ESTUDO DOS ÓXIDOS
Óxido é todo composto químico formado pelo oxigênio e um outro elemento que não seja o
flúor.




Há óxidos moleculares e óxidos iônicos.
Quando um óxido é formado pela união de oxigênio com não-metal, dizemos que ele
é molecular. As ligações neste tipo de óxido são covalentes.
Quando um óxido é formado pela união de oxigênio com metal, dizemos que ele é
iônico.
O NOX do oxigênio nos óxidos é 2 .
 Óxidos moleculares
São óxidos formados entre um ametal + oxigênio
Exemplos: NO, NO2, CO, CO2
89
A nomenclatura: Alguns não metais formam vários óxidos diferentes, afim de diferenciá-los utilizamse prefixos indicativo da sua quantidade como observado na tabela abaixo.
Prefixo + oxido de Prefixo + (nome do elemento)
Por Exemplo:
Número de átomos na
fórmula
01
02
03
04
05
06
07
NO (monóxido de nitrogênio)
NO2 (dióxido de nitrogênio)
CO (monóxido de carbono)
CO2 (dióxido de carbono)
N2O5 (pentóxido de dinitrogênio)
Prefixo
mono
di
tri
tetra
penta
hexa
hepta
 Óxidos iônicos
São óxidos formados entre um metal + oxigênio.
Exemplos: Na2O, CaO, K2O
A nomenclatura: Entre óxidos iônicos diminui a incidência de átomos que possam gerar vários
óxidos com fórmulas diferentes. Por isso, a nomenclatura é mais simples.
Óxido de (nome do elemento)
+
carga do cátion
(em algarismo romano)
São exemplos de óxidos de metais com carga fixa:
Na2O óxido de sódio
Al 2O3 óxido de alumínio
CaO
óxido de cálcio
São exemplos de óxidos de metais com carga variável:
Cu2O óxido de cobre I
FeO óxido de ferro II
CuO óxido de cobre II
Fe2O3 óxido de ferro III
CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS DE ACORDO COM SUAS PROPRIEDADES
 Óxidos ácidos ou anidridos: podem ser obtidos por desidratação de ácidos, eles reagem
com água formando ácido e reagem com base formando sal e água.
H2SO4 - H2O = SO3
2 HNO3 - H2O = N2O5
H2SO3 - H2O = SO2
2 HNO2 - H2O = N2O3
H2CO3 - H2O = CO2
2 H3PO4 - 3 H2O = P2O5
Óxidos ácidos reagem com água formando ácidos.
SO2 + H2O → H2SO3
SO3 + H2O → H2SO4
Óxidos ácidos reagem com base formando sal e água.
SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O
CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O
90
 Óxidos básicos: podem ser obtidos da desidratação de bases, os mais importantes são de
metais alcalinos e alcalinos terrosos.
Ba(OH)2 - H2O = BaO
2 KOH - H2O = K2O
Estes óxidos reagem com água formando base.
BaO + H2O → Ba(OH)2
K2O + H2O → 2 KOH
Estes óxidos reagem com ácidos formando sal e água.
BaO + 2 HNO3 → Ba(NO3)2 + H2O
K2O + 2 HCl → 2 KCl + H2O
 Óxidos neutros: não reagem com água, ácido ou base. Os mais importantes são: CO, NO e
N2O.
 Peróxidos são óxidos onde o NOX médio do elemento oxigênio é igual a 1-. O íon peróxido
presente nestas substâncias tem a seguinte estrutura:
íon peróxido (- O - O -)2Não confunda óxido com peróxido
2-
O
íon óxido
2-
O2
íon peróxido
Peróxidos
O peróxido de hidrogênio, H2O2, é um peróxido molecular e líquido na temperatura ambiente.
2É comercializado em solução com o nome de água oxigenada. Se o ânion O2 estiver ligado a um
metal alcalino ou alcalino-terroso, teremos um peróxido iônico.
A nomenclatura: Para os peróxidos a nomenclatura se faz da seguinte maneira.
Peróxido de (nome do elemento)
Exemplos:
H2O2
peróxido de hidrogênio
Na2O2 peróxido de sódio
CaO2
peróxido de cálcio
EXERCÍCIO
17) Escrevas as fórmulas dos sais:
a) cloreto de estanho IV
b) sulfato ferroso
c) fosfato de chumbo II
91
18) Dê os nomes dos seguintes sais:
a) Na3PO4
b) Al2(SO4)3
c) KMnO4
19) Escreva a fórmula do:
a) óxido de sódio
b) óxido férrico
c) óxido cuproso
20) Escreva o nome de:
a) N2O5
b) Cl2O
c) P2O5
21) Complete as equações:
a) HCl + KOH →
b) H2SO4 + Ca(OH)2 →
c) HNO3 + NaOH →
22) (FGV-SP) A acidez estomacal, provocada pelo ácido clorídrico, pode ser neutralizada utilizandose uma solução de:
a) NaCl
b) K2SO4
c) Mg(OH)2
d) C6H12O6
e) C2H5OH
23) (Univali-SC) A alternativa que apresenta os anidridos correspondentes aos seguintes ácidos:
H2SO3, H2CO3, HClO4, é:
a) SO2, CO2, SiO2, ClO4.
b) SO3, CO2, SiO2, ClO4.
c) SO3, CO2, SiO2, Cl2O5.
d) SO2, CO, SiO2, Cl 2O3.
e) SO2, CO2, SiO2, Cl 2O7.
24) (Faap) Os elementos carbono e alumínio podem combinar-se com o oxigênio, originando os
compostos:
a) C2O3, Al 2O3
b) CO2, Al 3O4
c) CO, AlO
d) CO2, Al2O3
e) CO2, AlO
25) (FGV) Uma solução obtida pela adição de sulfato de alumínio e nitrato de amônio sólidos em
+
3+
23­
água contém os íons NH4 (aq), Al (aq), SO4 (aq) e NO (aq).
As citadas substâncias podem ser representadas pelas fórmulas
a) AlSO4 e (NH4)3NO3
b) Al 2SO4 e (NH4)3NO
c) Al 2(SO4)3 e NH4NO3
d) Al 3SO4 e NH4NO3
e) Al 3(SO4)2 e NH4(NO3)2
26) (Mackenzie) O ácido que é classificado como oxiácido, diácido e é formado por átomos de três
elementos químicos diferentes é:
a) H2S
b) H4P2O7
c) HCN
d) H2SO3
e) HNO3
92
REAÇÕES QUÍMICAS
Para desenvolver o estudo das reações químicas, devemos relembrar que este conceito está
associado à ideia de transformação, ou seja, à produção de novos materiais.
A síntese (formação da água) por exemplo pode ser descrita assim:
Representado por uma equação química, temos:
2H2(G) + O2(G)
→
2H2O(L)
Os números que precedem as fórmulas são chamados coeficientes e indicam a proporção
entre as substâncias que participam da reação. Embora antes da fórmula do gás oxigênio não
apareça nenhum número, está subtendido o coeficiente 1.
Então a proporção da reação de síntese da água é 2 : 1 : 2, o que significa que, para cada 2
moléculas H2O formadas, reagiram 2 moléculas de H2 e 1 molécula de O2.
Cada reação tem a sua proporção, que como virmos pela Lei das Proporções Constantes, é
constante.
DETERMINAÇÃO DOS COEFICIENTES
A determinação dos coeficientes de uma equação química recebe o nome de
balanceamento.
Para balancear uma equação, devemos lembrar que a massa antes da reação é igual à
massa depois da reação (Lei de Lavoisier), ou seja, apesar de ocorrer um novo arranjo dos átomos,
quantidade permanece a mesma.
Então, balancear uma equação química, ou acertar seus coeficientes, é igualar a quantidade
de átomos de cada elemento participantes nos reagentes e nos produtos.
Basicamente existem dois métodos para fazer o balanceamento: o de oxirredução e o das
tentativas, que veremos a seguir.
MÉTODOS DAS TENTATIVAS
Recebe essa denominação porque é um método empírico que consiste em colocar os
coeficientes até se atingir a igualdade dos átomos. Apesar das tentativas e erros, é possível seguir
uma sequência que facilita a determinação.
Vejamos como balancear a equação a seguir:
N2 + H2
→
NH3
Inicialmente, observamos a quantidade de átomos de nitrogênio: no primeiro membro
(reagentes) existem dois átomos (N2); e no segundo membro (produto) apenas um átomo (NH3).
Para igualar o número de átomos, devemos colocar o índice de N do primeiro membro, que é
2, como coeficiente do N do segundo, e o índice do segundo, que é 1, como coeficiente do primeiro,
ou seja, deve-se fazer uma permuta entre os índices tornando-os coeficientes.
Agora, vamos acertar a quantidade de átomos de hidrogênio: no primeiro membro existem
dois átomos (H2) e no segundo, seis átomos (2NH3). Então, devemos multiplicar o H2 por 3, e a
equação ficará balanceada:
1N2 + 3H2
2 átomos de nitrogênio
6 átomos de hidrogênio
→
2NH3
2 átomos de nitrogênio
6 átomos de hidrogênio
93
Embora como descrito seja válida a interpretação, não se deve adotar como uma regra para
realizar o balanceamento das equações pelo método das tentativas. Veja para este caso, algumas
considerações para o balanceamento de uma equação química:

Deve-se começar o acerto dos coeficientes pelo elemento que aparece uma única vez nos
dois membros;

Se os índices do elemento escolhido forem múltiplos, a simplificação pode ser feita antes da
transposição;

As fórmulas das subst6ancias não podem ser modificadas; por isso nunca coloque números
entre os símbolos de uma mesma fórmula.
TIPOS DE REAÇÕES
As reações químicas podem ser classificadas segundo vários critérios. Vejamos quais.
1º) Quanto ao envolvimento de calor
a) endotérmica (endo = para dentro; térmica = calor): reação que ocorre com absorção de calor.
CaCO3

CaO + CO2↑
O símbolo ↑ indica que a substância é um gás e o  indica aquecimento.
b) exotérmica (exo = para fora; térmica = calor): reação que ocorre com liberação de calor.
2H2 + O2
2H2O + calor
2º) Quanto à velocidade
a) rápidas
Por exemplo, a combustão (queima) do álcool:
C2H6O + 3O2
2CO2 + 3H2O
b) lentas
Por exemplo, a formação da ferrugem:
4Fe + 3O2
2Fe2O3
3º) Quanto à reversibilidade
a) reversível: ocorre simultaneamente nos dois sentidos (o que é indicado pela dupla seta).
CaO + CO2
CaCO3
b) irreversível: ocorre num único sentido.
NaCl + AgNO3
AgCl + NaNO3
4º ) Quanto às substâncias participantes
a) síntese ou adição: reação em que duas ou mais substâncias (simples ou compostas) originam uma
única substância composta.
2CO + O2
composta simples
2CO2↑
composta
94
b) análise ou decomposição: reação em que uma única substância composta se desdobra em outras
substâncias simples ou compostas.
2HCl
composta

H2↑ + Cl 2↑
simples simples
O fermento químico de bicarbonato de amônio,
também conhecido como carbonato ácido de amônio, é
misturado à massa de bolo. Ao ser aquecido, decompõese, produzindo gás dentro da massa, que deixa o bolo fofo.
NH4HCO3(S)
NH3(G) + CO2(G) + H2O(G)
c) dupla troca: reação em que duas substâncias compostas produzem duas outras substâncias
compostas (o nome resulta do fato de as substâncias permutarem entre si parte de suas estruturas).
HCl + NaOH
NaCl + AgNO3
NaCl + H2O
AgCl + NaNO3
d) simples troca ou deslocamento: reação em que uma substância simples reage com uma composta,
produzindo outra substância composta e outra simples.
Fe + CuSO4
FeSO4 + Cu
Note que o ferro (Fe) toma o lugar do cobre (Cu) no CuSO4.
EXERCÍCIO
27) Determine, pelo método das tentativas, os coeficientes das equações a seguir
a)
b)
c)
d)
e)
H2 + O2
H2 + CI2
CO + O2
NH3 + O2
HCI + O2
H2O
HCI
CO2
H2O + N2
H2O + Cl 2
28) Classifique as reações, dadas as respectivas equações balanceadas.
a) CaCO3
CaO + CO2
b) C + 2H2
CH4
c) NH4NO3
N2O + 2H2O
d) BaCI2 + Na2SO4
BaSO4 + 2NaCI
e) CaCI2 + K2CO3
CaCO3 + 2KCI
f) Fe + 2HCI
FeCI2 + H2
h) 2FeCI2 + 3CI2
2FeCI3
i) SO3 + H2O
H2SO4
j) NH3 + HCI
NH4CI
95
29) Os alunos do primeiro ano observaram algumas transformações e fizeram os relatos abaixo.
Classifique as reações observadas ou quanto ao envolvimento de calor ou quanto à velocidade ou
quanto à reversibilidade.
a) Misturando-se soluções concentradas de ácido clorídrico e hidróxido de sódio, observa-se o
aquecimento do tubo de ensaio.
b) A adição de um comprimido de Sonrisal à água produz efervescência imediata.
c) Ao se adicionar acetato de sódio à água, o tubo de ensaio esfria.
d) O aquecimento de sulfato de cobre pentaidratado, de cor azul, produz um sal de cor branca.
Acrescentando-se algumas gotas de água, o sal volta a ser azul.
e)queima de um chumaço de Bombril produz um resíduo sólido quebradiço e opaco.
QUANTIDADES E MEDIDAS
Medir uma grandeza significa compará-la com outra da mesma espécie, escolhida como
unidade de medida.
Veja na tabela a seguir algumas grandezas e suas respectivas unidades de medida usadas
internacionalmente.
Grandeza
comprimento
area
volume
capacidade
massa
Unidade de medida
metro: m
metro quadrado: m2
metro cúbico: m3
litro: L
quilograma: kg
ou grama: g
Assim, para medir, por exemplo, a massa de um objeto qualquer, devemos comparar a
massa do objeto com a massa da unidade de medida tomada como padrão. Sabemos que essa
comparação é feita diretamente e uma balança.
MEDIDA DA MASSA DE UM ÁTOMO
Para medir massa de um átomo, devemos em primeiro lugar, estabelecer a unidade de
mediada. A IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada - UIQPA), órgão que
regulamenta as unidade e nomenclaturas da Química estabeleceu a massa da 12ª parte do átomo de
12
carbono-12 (6C ), isótopo mais abundante, como unidade de medida de massas de átomos, ou seja,
o átomo de carbono-12 é o padrão de massas atômicas.
Assim, para medir a massa de um átomo, basta compará-la com a massa da unidade
estabelecida. Evidentemente, como os átomos são unidades muito pequenas, essa comparação é
feita através de relações e cálculos matemáticos e não de maneira direta, com uma balança. Por
exemplo, se a massa de um átomo de cálcio é 40 u, você pode imaginar a seguinte operação:
96
Com essas informações podemos estabelecer que a massa atômica (MA), ou seja, a massa
1
de um átomo é o número que indica quantas vezes a massa desse átomo é maior que
da massa
12
do carbono-12.
Os valores de massas atômicas dos elementos químicos evidentemente, não devem ser
decorados; toda vês que necessitar de um valor, basta consultar a Tabela Periódica. Esses valores
correspondem às médias ponderais dos átomos isótopos constituintes do elemento. Vejamos:
Elemento
químico
Oxigênio
Átomos
constituintes
oxigênio-16
oxigênio-17
oxigênio-18
Massa
atômica
15,9949 u
16,9990 u
17,9990 u
Participação
99,76%
0,04%
0,20%
Logo, a massa atômica do elemento oxigênio será:
MAO 
15,9949  99,76  16,9990  0,04  17,9990  0,20
 15,9994 u (aproximadamente 16 u).
100
MASSA MOLECULAR
Sabemos que molécula é um grupamento estável de átomos ligados entre si por ligações
covalentes. Esse grupamento constitui a menor porção de uma substância que conserva todas as
propriedades características dessa substância.
Para determinar a massa molecular ou massa fórmula, devem-se somar as massas atômicas
dos elementos que constitui a molécula ou íon-fórmula, no caso de um composto iônico.
Por exemplo:
A massa molecular da água corresponde a 18 u (MMH2O = 18 u)
Como então determinar esse valor?
Em consulta a Tabela Periódica, podemos encontrar os valores das massas atômicas (MA)
de cada um dos elementos que constitui a molécula. O hidrogênio (H) a massa atômica é 1 u a do
oxigênio (O) a massa atômica são 16 u. Logo, somando as massas atômicas dos elementos que
constitui a molécula, temos:
MMH2O = 1  1  16  18 u
EXERCÍCIO
30) Calcule a massa atômica aproximada do elemento cloro, sabendo que:
Elemento
químico
Cloro
Átomos
constituintes
cloro -35
cloro -37
Massa
atômica
34,98 u
36,97 u
Participação
75,40%
24,60%
97
31) Sabendo que MA27Al = 27 u e MA9Be = 9 u, podemos dizer que:
I) a massa do átomo 27Al é 27 vezes maior que
1
da massa do carbono 12
12
27
9
II) a massa do átomo Al é o triplo da massa do átomo Be.
9
III) a massa do átomo Be é nove vezes maior que a massa do carbono-12.
Das afirmações:
a) somente I é correta.
b) somente II é correta.
c) somente III é correta.
d) I, II e III são correta.
e) I e II são correta.
32) Determine a massa molecular das seguintes substâncias:
a) álcool metílico (CH4O)
b) ácido sulfúrico (H2SO4)
c) ácido carbônico (H2CO3)
d) gás carbônico (CO2)
e) sacarose (C12H22O11)
d) nitrato de potássio (KNO3)
g) fosfato de alumínio (AIPO4)
(Massas atômicas: C = 12 u, H = 1 u, O = 16 u, S = 32 u, Al = 27 u, P = 31 u, N = 14 u, K = 39 u)
33) Determine a massa fórmula de:
a) fosfato de cálcio [Ca3(PO4)2]
b) nitrato de bário [Ba(NO3)2]
c) carbonato de alumínio [AI2(CO3)3]
d) hidrogenossulfato de cálcio [Ca(HSO4)2]
(Massas atómicas: Ca = 40 u, P = 31 u, O = 16 u, Ba = 137 u, N = 14 u, Al = 27 u, C = 12 u, H = 1 u,
S = 32 u)
QUANTIDADE DE MATÉRIA
Para o químico não há interesse, no seu dia-a-dia, em trabalhar com massas em unidade de
massa atômica (u), mas sim com um número bastante grande das entidades átomos, moléculas ou
íons cuja massa pode ser expressa em quilogramas ou gramas, por exemplo.
Assim surgiu a grandeza quantidade de matéria, cuja unidade é o mol.
Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares
(átomos, moléculas, íons, prótons, elétrons, etc.) quantos são os átomos contidos em 0,012 kg de
carbono-12.
Mas quantos átomos existem em 0,012 kg de carbonos-12?
Experimentalmente conclui-se que a massa de 6,02 • 10
equivale a um grama.
1g
equivale a
23
unidades de massa atômica (u)
6,02 • 1023 u
Então
Quantidade de átomo de
carbono-12
1
23
6,02 • 10
Massas
12 u
x
98
6,02  10 23  12u
 6,02  10 23  12u
1
x
23
x  12  6
,02
 10



1g
x  12g
23
A massa de 12 g ou 0,012 kg de carbono-12 contém 6,02 • 10 átomos; logo, 1 mol é a
quantidade de matéria de um sistema que contém 6,02 • 1023 entidades elementares.
A quantidade de 6,02 • 1023 mol -1 corresponde a constante de Avogadro
MASSA E QUANTIDADE DE MATÉRIA
Vamos encontrar a massa de um material cuja quantidade de matéria seja 1 mol de
entidades.
Veja:
Qual é a massa de 1 mol de átomos de ferro? (MAFe = 56 u)

massa de 1 átomo de ferro = 56 u
23
23
23
massa de 6,02 • 10 átomos de ferro = 6,02 • 10 • 56 u = 56 • 6
,02
 10


 = 56 g
1g
Qual é a massa de 1 mol de moléculas de água?

H2O
MAH = 1 u
MAO = 16 u
MMH
O
= 1 u + 1u + 16 u
MMH
O
= 18 u
2
2
massa de 1 molécula de água = 18 u
23
23
23
massa de 6,02 • 10 moléculas de água = 6,02 • IO • 18 u = 18 • 6
,02
 10


 = 18 g
1g
A massa de 1 mol de moléculas de água é, portanto, 18 g
A massa (m) e a quantidade de matéria (n) são grandezas diretamente proporcionais. Então:
m
 constante (M)  m  M  n
n
onde,
m = massa (g)
M = massa molar (g/mol)
N = quantidade de matéria (mol)
A massa molar (M) de um material é a massa desse material por unidade de quantidade de
matéria. Sua unidade como mencionado é g/mol.
EXERCÍCIO
3
• 6,02 • 1023 moléculas de gás carbônico.
4
Qual é a massa, em gramas, dessa mistura? (Massas atômicas: H = 1 u, O = 16 u, C = 12 u)
34) um químico misturou 5 mols de moléculas de água e
35) Calcule a quantidade de átomos de hidrogênio em 0,75 mol de moléculas de água.
99
36) Calcule o número de átomos existentes em 2 mols de moléculas de ácido fosfórico (H3PO4).
37) Calcule a quantidade de matéria (n) correspondente a:
a) 19,6 g de ácido sulfúrico(H2SO4);
b) 18 g de glicose (C6H12O6);
c) 185 g de hidróxido de cálcio [Ca(OH)2];
d) 20,52 g de sacarose (C12H22O11).
(Dados: H = 1 u, S = 32 u, O= 16 u, Ca = 40 u, C =12 u)
38) Determine o número de átomos contidos em:
a) 1,5 mol de moléculas de hidrogênio (H2);
b) 5 mols de moléculas de água (H2O);
c) 1/5 de mol de moléculas de sacarose (C12H22O11);
d) 3/8 de mol de moléculas de glicose (C6H12O6)
39) (Fuvest-SP) Em uma amostra de 1,15 g de sódio, o número de átomos é igual a:
23
22
22
a) 6,0 • 10 .
c) 6,0 • 10 .
e) 1,0 • 10 .
23
22
b) 3,0 • 10 .
d) 3,0 • 10 .
23
(Dados: MA: Na = 23; constante de Avogadro = 6,0 • 10 )
40) (Fuvest-SP) A impressão desta página consumiu cerca de 8 mg de tinta. Calcule a massa e o
número de átomos de carbono utilizados para imprimir esta página, supondo que 90% da massa da
23
tinta seja constituída pelo elemento carbono. (Dados: constante de Avogadro = 6,0 • 10
unidades/mol; MA do carbono = 12)
BIBLIOGRAFIA
PERUZZO, T. M.; CANTO, E. L., Química - volume único, 1ª ed., Ed. Moderna, 1999.
SARDELLA, A., Curso Completo de Química - volume único, 2ª ed., Ed. Ática, 1999.
USBERCO, J.; SALVADOR, E., Química – volume único, 5ª ed., Ed. Saraiva, 2002.
RUSSELL, J. B., Química Geral, 2ª ed., Vol. 1, Ed. Makron Books, 1994.
SANTOS, P. L. W.; MÓL, G. S., et al. Química e Sociedade - volume único., Ed. Nova Geração, 2005.
ATKINS, P.; JONES, L., Princípios de Química – Questionando a vida moderna e o meio ambiente –
Ed. Bookman, 2001, ISBN 85-7307-739-5.
100