Caderno resumo quimica

Caderno Resumo
Química
Alvido Bernardo Muaviraca
Maputo, 2016
Caderno Resumo
Química
Maputo, 2016
Caderno Resumo

Caderno Resumo de Química
Alvido Bernardo Muaviraca Página 2
Maputo, 2016
Conteúdo
Introdução ....................................................................................................................................... 5
QUÍMICA INORGÂNICA) ........................................................................................................... 7
Química .......................................................................................................................................... 8
Mistura ........................................................................................................................................... 8
SEPARAÇÃO DE MISTURAS ..................................................................................................... 9
FENÓMENOS................................................................................................................................ 9
Classificação das reacções:............................................................................................................. 9
Unidade de massa atómica (u.m.a) . ............................................................................................. 10
Massa molecular ou peso molecular ............................................................................................ 10
Fórmula molecular ....................................................................................................................... 11
ESTRUTURA DE ÁTOMO......................................................................................................... 12
Modelos atómicos......................................................................................................................... 12
Dimensões do átomo..................................................................................................................... 14
CAMADAS ELECTRÓNICAS OU NÍVEIS DE ENERGIA...................................................... 14
Distribuição dos eletrons nos subníveis (configuração electrónica)............................................. 15
ORBITAL ..................................................................................................................................... 17
OS QUATRO NÚMEROS QUÂNTICOS................................................................................... 18
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS ..................................................................................... 18
LIGAÇÕES QUÍMICAS.............................................................................................................. 19
O tamanho do Íon.......................................................................................................................... 21
2. Ligação Covalente, Molecular ou Homopolar . .................................................................... 21
Hibridação de orbitais .................................................................................................................. 22
Princípios de solubilidade............................................................................................................. 24
Propriedades dos metais:............................................................................................................... 24

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FUNÇÕES INORGÂNICAS........................................................................................................ 24
Função ácida ................................................................................................................................. 25
Função base................................................................................................................................... 27
Função sal ..................................................................................................................................... 27
Função óxido................................................................................................................................. 28
Classificação dos óxidos:.............................................................................................................. 28
FORÇA DOS ÁCIDOS (REGRAS PRÁTICAS)......................................................................... 29
FÓRMULA ESTRUTURAL DOS ÁCIDOS............................................................................... 30
FORÇA DAS BASES (REGRAS PRÁTICAS)........................................................................... 30
CÁLCULO ESTEQUIMÉTRICO................................................................................................ 31
Rendimento .................................................................................................................................. 32
ÓXIDO-REDUÇÃO..................................................................................................................... 33
ACERTO DOS COEFICIENTES PELO MÉTODO DE ÓXIDO-REDUÇÃO........................... 34
Reacção de Óxido-Redução.......................................................................................................... 36
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS............................................................... 37
Relação entre configuração electrónica e a posição do elemento na tabela ................................. 38
PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS ................................................................. 38
LEIS DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS .................................................................................. 39
PARTE II - FÍSICO-QUÍMICA ................................................................................................... 41
TEORIAS DE ÁCIDOS E DE BASES ........................................................................................ 42
3. Teoria de Lewis:................................................................................................................... 43
FORÇA DE ACIDOS E BASES ORGÁNICOS.......................................................................... 45
Grupos eléctron-repelentes ........................................................................................................... 47
Tabela de força ácido-base............................................................................................................ 47

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Referencias bibliográficas
…………..……………………………………………………………………………………….…
…………38

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Introdução
Desde os tempos remotos, o homem tem-se preocupado imensamente com o mundo a sua volta,
e uma das disciplinas que o homem recorre para buscar respostas a respeito dos fenómenos que
ocorrem ao seu redor tem sido a Química.
Química é a ciência que estuda a constituição, as propriedades e as transformações das
substâncias.
O presente Manual resumido da disciplina supramencionada surge no âmbito de criatividade
pessoal do autor, sem fins lucrativos, objectivando ajudar a camada estudantil pré-universitária
em Moçambique, sobretudo os candidatos aos exames de admissão de diversas universidades e
instituições superiores do país.
Assim sendo, este pequeno manual, aborda de forma sintetizada, objectiva e minuciosa todos os
conteúdos constantes do curriculum escolar da disciplina de química em vigor no país para o
nível médio, dando mais ênfase nos conteúdos avaliados nos exames de admissão ao ensino
superior.
As cadeiras de ciências exactas como matemática, física, química e biologia têm ganhado muita
fama nos últimos anos em Moçambique liderando o ranking das mais reprovadas tanto nos
exames gerais do ensino médio, como nos exames de admissão ao ensino superior. Na minha
opinião, um dos factores que suscita tal fenómeno de reprovações em massa, tem a ver com a
falta de material escolar das disciplinas em alusão nas bibliotecas públicas e falta de laboratórios
de ensaio nas escolas do ensino secundário geral, fazendo com que os estudantes rotulem tais
disciplinas como os monstros de reprovações e das vagas universitárias.
Por tanto, procuro através deste manual desmascarar a monstruosidade da disciplina de química,
trazendo detalhadamente e de forma simplificada os temas importantes desta cadeira.
Para a materialização deste resumo foi preciso ler e sintetizar 8 manuais de química e fazer
buscas virtuais na internet de alguns assuntos que não achasse muito bem explícitos nos manuais.
O manual não dedico apenas aos estudantes pré-universitários de Moçambique, mas também á
todos estudantes da África portuguesa, da CPLP e do mundo em geral.

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Auto-biografia
Alvido Bernardo Mussa Muaviraca, nasceu no norte de Moçambique, na
província de Nampula, no distrito de Monapo. Filho primogénito de um professor e de uma
artesã, fez o seu ensino primário na cidade portuária de Nacala, na Escola Primaria Completa da
Cidade alta, alguns anos depois, mudou-se para a capital provincial (cidade de Nampula) onde
veio a frequentar o ensino secundário geral na escola secundária de Nampula.
Em 2007 teve que abandonar a sua família e província para ingressar no instituto médio de
ciências de saúde da Beira, na província de Sofala, onde veio a concluir em 2009 o nível médio
profissional do curso de Radiologia. Em Agosto do mesmo ano iniciou suas funções no hospital
distrital da Manhiça, na província de Maputo. No ano de 2011 foi transferido para a cidade
capital (Maputo) onde trabalha no hospital Geral da Machava no sector de radio-imagiologia.
Em foi 2011 admitido na Universidade Pedagógica, onde frequentou o curso LEIA (Línguas
Estrangeiras Aplicadas) na vertente de ensino de inglês com habilitações em francês. Mas, por
razões pessoais abandonou o curso um ano depois.
Em 2012 foi admitido na maior e mais antiga Universidade do país (UEM) Universidade
Eduardo Mondlane, onde frequentou o curso de Licenciatura em psicologia num período de 3
anos, mas por motivos de querer realizar o seu sonho de se tornar médico, cancelou a matrícula
deste curso, para concorrer o curso de licenciatura em medicina.
Em 2015 foi admitido na Universidade Lúrio onde se encontra actualmente a frequentar o curso
dos seus sonhos (Medicina)
Pretende especializar-se futuramente em cirurgia plástica.

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PARTE I
QUÍMICA INORGÂNICA

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Química - é a ciência que estuda a constituição, as propriedades e as transformações das
substâncias.
 Elemento químico – é o conjunto de átomos iguais. Ex: Na, H2, O2, etc.
 Símbolo de elemento químico - é a representação gráfica e abreviada de um elemento
químico. Ex: Na, S, H, O, Mg, Al, etc.
 Molécula – associação de átomos ligados. Ex: H2O, CO2, NaOH, H2SO4, etc.
 Fórmula molecular ou bruta – indica os elementos e a quantidade de átomos de cada
elemento na molécula. Ex: H2O, CO2, NaOH, H2SO4, etc.
 Substância simples – aquela em que suas moléculas são formadas por átomos iguais
(mesmo elemento). Ex: Na, H2, O2, Mg, CI2, O3, P4, etc.
 Substância composta – aquela em que as moléculas são formadas por átomos diferentes
(elementos diferentes). Ex: CO2, H2O, H2SO4, C12H22O11, CH3OH, etc.
 Alotropia – fenómeno em que um elemento químico dá origem várias substâncias
diferentes. Ex: Oxigénio e ozónio [O2 e O3], grafite e diamante [Cn e Cn], etc.
Mistura – é a reunião de duas ou mais substâncias diferentes. Ex: chá, água do mar, ar, etc.
Mistura homogénea – apresenta uma só fase, um único aspecto no ultramicroscópio e todas as
suas porções apresentam as mesmas propriedades. Ex: água e açúcar, álcool, ouro 18k, etc.
 Fase – cada porção homogénea (contínua ou não) de um material.
Mistura heterogénea – apresenta mais de uma fase. Ex: leite, água e óleo, sangue, etc.
Aquecimento dos materiais
 Substância pura– tem ponto de fusão e ponto de ebulição constantes.
 Mistura comum– tem ponto de fusão e de ebulição diferentes.
 Misturas eutéticas– são aquelas que se fundem a uma temperatura constante.
 Misturas azeotrópicas– são aquelas que fervem a uma temperatura constante.

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SEPARAÇÃO DE MISTURAS
 Misturas heterogéneas:
 Filtração – sólido mais líquido. Ex: agua mais areia
 Decantação – separação de líquidos imiscíveis. Ex: água mais óleo
 Flotação – separação de sólidos de densidades bem diferentes. Ex: serragem mais
areia.
 Dissolução fraccionada – separação de sólidos de solubilidades diferentes num
determinado solvente. Ex: sal mais areia
 Mistura homogénea
 Destilação simples – separação de um sólido dissolvido em um líquido. Ex: sal +
água.
 Destilação fraccionada – separação de líquidos miscíveis de pontos de ebulição
diferentes. Ex: água + acetona, petróleo, etc.
FENÓMENOS
 Físicos – não alteram a natureza do material. Ex: qualquer mudança de estado.
 Químicos – alteram a natureza do material. Ex: qualquer reacção química
Equação química – é a representação gráfica e abreviada de uma reacção química.
Classificação das reacções:
 Reacção de síntese – 2H2 + O2 → 2H2O
 Reacção de análise ou decomposição – CaCO3 → CaO + CO2
 Reacção de deslocamento ou de simples troca – Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
 Reacção de dupla troca – NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3

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Unidade de massa atómica (u.m.a) – é a unidade para medir a massa de um átomo ou de uma
molécula.
Massa atómica ou peso atómico – é a massa de um átomo medida em u.m.a. ex: C = 12, O =
16, H = 1, N = 14.
Massa molecular ou peso molecular – é a massa de uma molécula medida em u.m.a, isto é, a
soma das massas atómicas de todos os átomos que formam a molécula. Ex: C6H12O6 teremos,
C=12, H=1, O=16, logo, MM = 6×12 + 12 × 1 + 16×6 = 180 u.m.a
Átomo-grama (atg) – é numericamente igual a massa atómica em gramas. 1atg contem 6,02
×1023
átomos (número de Avogadro).
Ex:
Átomos MA 1 atg nº de átomos
Na 23 u.m.a 23g 6,02×1023
Ca 40 u.m.a 40g 6,02×1023
Molécula-grama (mol) – é numericamente igual á massa molecular em gramas.
1mol = 6,02×1023
moléculas (nº de Avogadro).
Molécula Massa molecular 1 mol nº de moléculas
H2O 18 u.m.a 18g 6,02×1023
CO2 44 u.m.a 44g 6,02×1023
Número de mols (n) – é a relação entre a massa (m) e a massa molar.
Relação entre atg e mol
u.m.a = 12
n =

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O índice de uma fórmula indica:
1. Nº de átomos em uma molécula. Ex: Uma molécula de H20, contem 2 átomos de H e 1
átomo de O.
2. Nº de atg em um mol. Ex: 1 mol de água (6,02×1023
moléculas) contem 2×6,02×1023
(2
atg) átomos de H e 1×6,02×1023
(1 atg) de O.
Fórmula molecular – indica os elementos e números de átomos de cada elemento. Ex: fórmula
molecular de glicose: C6H1206.
Fórmula mínima ou empírica – indica os elementos e a proporção de átomos de cada elemento.
Ex: fórmula mínima de C6H1206 será CH2O.
Fórmula percentual – indica a percentagem de cada elemento em massa, isto é, a massa de cada
elemento existente em 100g de composto. Ex: a formula percentual de H2O é 11,11% de H e
88,89% de O.
Cálculo da fórmula mínima – Para determinar a fórmula empírica de um composto é necessário
saber primeiro qual é a sua fórmula percentual ou centesimal. Isso pode ser feito medindo a
massa de cada elemento em 100g de uma amostra.
Por exemplo, digamos que a composição centesimal de determinado composto é dada por:
40,00% de C, 6,67% de H e 53,33% de O. Passamos esses valores para grama, considerando
uma massa de 100 g de amostra do composto. Assim, temos: 40 g de C, 6,67 g de H e 53,33 g
de O.
Agora é necessário passar esses valores para a quantidade de matéria (mol). Fazemos isso
dividindo cada um dos valores encontrados por suas respectivas massas molares:
 C: 40/12 = 3,33
 H: 6,67/1 = 6,67
 O: 53,33/16 = 3,33
Visto que os valores não são inteiros, usamos o seguinte artifício: dividimos todos os valores
pelo menor deles, pois dessa maneira a proporção existente entre eles não é alterada.
Nesse caso, o menor valor é 3,33, de modo que o resultado será:
 C: 3,33/3,33 = 1

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 H: 6,67/3,33 = 2
 O: 3,33/3,33 = 1
Assim, a fórmula mínima dessa substância desconhecida é igual a: C1H2O1 ou CH2O.
 Resumidamente, os passos necessários para encontrar a fórmula empírica ou mínima de
uma substância são:
1. Saber a proporçao em massa dos elementos, obtida experimentalmente ou fornecida pela
formula percentual ou centesimal;
2. Transformar a proporção percentual para a proporção de massa de cada elemento em
100g de amostra;
3. Dividir a massa em grama de cada elemento pela respectiva massa molar para descobrir a
quantidade de matéria (mol);
4. Dividir pelo menor valor de quantidade de matéria.
Cálculo da fórmula molecular – compara-se o valor da massa mínima com o valor da massa
molecular.
Exemplo: massa molecular de C6H12O6 = 180; fórmula mínima = CH2O; formula
molecular = (CH2O)n. Para achar o n é preciso achar a massa molecular da fórmula mínima,
multiplicá-la por “n” e compará-la pela massa molecular da molécula em questão. Então
teremos: 30n = 180, onde n = logo, n = 6 e a formula molecular da glicose será: (CH2O)6, o
que implica, C6H12O6.
Hipótese de Avogadro – volumes iguais de gases diferentes nas mesmas condições de pressão e
temperatura, apresentam igual número de moléculas.
Volume de um gás – é o volume ocupado por um mol de um gás. Nas condições normais de
temperatura e pressão, o volume de um gás (1mol de gás) é equivalente á 22,4 l. Isto á 0ºC e 1
atm.
ESTRUTURA DE ÁTOMO
MODELOS ATÓMICOS
 Modelo atómico de Dalton (bola de bilhar)

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Postulados da teoria de Dalton:
 “Toda matéria é composta por minúsculas partículas chamadas átomos.”
 “Os átomos de um determinado elemento são idênticos em massa e apresentam as
mesmas propriedades químicas.”
 “ Átomos de elementos diferentes apresentam massa e propriedades diferentes.”
 “Átomos são permanentes e indivisíveis e não podem ser criados nem destruídos.”
 “As reacções químicas comuns não passam de uma reorganização dos átomos.”
 “Os compostos são formados pela combinação de átomos de elementos diferentes em
proporções fixas.”
 Modelo atómico de Thomson (pudim de passas)
O átomo seria um aglomerado composto de uma parte de partículas positivas pesadas (protões) e
de partículas negativas (electrões) mais leves.
 Modelo atómico de Rutherford (sistema solar)
Átomo seria constituído de um núcleo muito pequeno carregado positivamente (no centro do
átomo) e muito denso, rodeado por uma região comparativamente grande onde estariam os
electrões em movimentos orbitais (electrósfera).
 Modelo atómico de Bohr (orbital ou níveis de energia)
Postulados de Bohr:
 Os electrões descrevem orbitais ao redor do núcleo;
 Cada orbital tem energia constante, os electrões situados em orbitais mais afastados do
núcleo apresentam maior quantidade de energia;
 Quando um electrão absorve certa quantidade de energia, salta para uma orbita mais
energética, quando ele retorna a sua orbita original, liberta a mesma quantidade de
energia, na forma de onda electromagnética (luz).
 Modelo atómico clássico

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O modelo atómico clássico é constituído de um núcleo, onde se encontram os protões e neutrões,
e de uma electrósfera, onde estão os electrões orbitando o núcleo.
Dimensões do átomo
Diâmetro do átomo ≅ 10-8
cm = 1 Angstrom, isto é, o diâmetro do átomo é ≅ 10 000 × diâmetro
do núcleo.
Massas das partículas fundamentais
Massa do protão ≅ a massa do neutrão.
Massa do protão ≅ 1840 × a massa do electrão.
 Número atómico (Z) – é o número de protões existentes no núcleo. Em um átomo neutro
o número de protões é igual ao número de electrões. Z = A-N
 Número de massa (A) – é a soma do número de protons com o número de neutrons. A
= Z + N
Exemplo: o átomo de Rubídio tem 37 protons, 48 neutrons e 37 eletrons. O número atómico é
37, o número de neutrons é 48 e o número de massa será dado pela soma: 37 + 48 = 85.
Elemento químico - é um conjunto de átomos do mesmo número atómico. Exemplo o elemento
hidrogénio é um conjunto de átomos de numero atómico 1.
CAMADAS ELECTRÓNICAS OU NÍVEIS DE ENERGIA
A coroa ou electrósfera está dividida em 7 camadas designadas por K, L, M, N, O, P, Q ou 1, 2,
3, 4, 5, 6 e 7.
 O número de camada é chamado número quântico principal (n)
Número máximo de eletrons em cada nível de energia

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 Teórico – equação de Rydberg: x = 2n2
K L M N O P Q
2 8 18 32 50 72 98
 Experimental – segue-se a distribuição do atómico 110 fabricado em laboratório em
1987 que apresenta o seguinte número de eletrons nas camadas:
K L M N O P Q
2 8 18 32 32 18 2
 Camada de valência – é a camada mais externa do átomo e pode conter no máximo 8
eletrons.
Subcamadas ou subníveis de energia – uma camada de nível “n” está subdividida em n
subníveis.
 Nos átomos dos 110 elementos conhecidos, os subníveis 5g, 6f, 6g, 6h, 7d, 7f, 7g, 7h, 7i
estão vazios.
Número máximo de eletrons em cada subnível
S P d F
2 6 10 14
DISTRIBUIÇÃO DOS ELETRONS NOS SUBNÍVEIS (CONFIGURAÇÃO
ELECTRÓNICA)
Os subníveis são preenchidos em ordem crescente de energia. Linus Pauling descobriu que a
energia dos subníveis cresce na ordem: 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d…

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Exemplo: Arsénio (As) Z = 33
 Ordem energética (ordem de preenchimento): 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p3
 Ordem geométrica (ordem de camadas):
K L M N
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d10
4s2
4p3
 A camada de valência do As é a camada N e o número de eletrons na última camada é 5
Distribuição electrónica em íons
 Átomo – nº de protões = nº de e electrões
 Íon - nº de protões ≠ nº de electrões
 Íon positivo (cation) - nº de protões> nº de electrões
 Íon negativo (anion) - nº de protões < º de electrões
Distribuição electrónica em Cátion - para fazer a distribuição dos eletrons em um cátion, é
preciso retirar os eletrons mais externos do átomo correspondente.
Exemplo:
 Fe0
- átomo neutro Z= 26 = 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d6
 Fe+2
= 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d6
 Fe+3
= 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d5
Distribuição electrónica em Ânion - para fazer a distribuição dos eletrons em um Ânion, é
preciso aumentar os eletrons mais externos do átomo correspondente.
Exemplo:
 O0
- átomo neutro (Z = 8, p = 8, e = 8) → 1s2
2s2
2p4
 O-2
– (Z = 8, p = 8, e = 10) → 1s2
2s2
2p6

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Spin – é o movimento da rotação do electrão. Devido ao spin, o electrão funciona como um
pequeno imã.
 Dois electrões do mesmo spin se repelem (↑↑) (Spins paralelos).
 Dois electrões de Spins opostos se atraem (↑↓) (Spins antiparalelos).
ORBITAL
 Princípio de incerteza (Heisenberg) – é impossível saber, com exactidão, a posição e a
velocidade de um electrão simultaneamente.
 Conceito de orbital (Schroedinger) – é a região onde a probabilidade de encontrar um
electrão é máxima.
 Representação de orbital - ou
 Princípio de exclusão de Pauli – em um orbital pode haver no máximo dois electrões de
spins opostos.
Exemplo: subnível s = 1 orbital s; subnível p 3 orbitais p; subnível d
5 Orbitais e o subnível f 7 orbitais.
 Regra de Hund (máxima multiplicidade) – o electrão entrará, de preferência, no orbital
vazio, ao invés de entrar no orbital onde já existe um outro electrão.
 Distribuição electrónica em orbitais – exemplo Fe (Z = 26)
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d6
4s2
K L M N

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OS QUATRO NÚMEROS QUÂNTICOS
1. Número quântico principal (n) – toma os valores: 1, 2, 3… e representa:
a) A distância do orbital ao núcleo (ex: 2s está mais distante do núcleo do que 1s);
b) Tamanho do orbital;
c) Energia do electrão;
d) A camada (n = 3 que implica camada M).
2. Número quântico secundário ou azimutal (l) (n-1) – valores em uma camada de
número n: 0, 1, 2, 3…representa:
a) Formato do orbital - (l = 0) esférico e (l = 1) halteres;
b) Energia do electrão – a energia é proporcional á soma (l+n);
c) O subnível – s = 0, p = 1, d = 2 e f = 3
3. Número quântico magnético – representa a orientação do orbital no espaço. Os seus
valores em cada subnível são:
S P d f
0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3
4. Numero quântico spin – representa a rotação do electrão. Os seus valores são: + e −
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS
 Electrão de diferenciação – é o ultimo electrão que entra na electrósfera.
a) Gases nobres – ns2
np6
(hélio: 1s2
);
b) Elementos representativos – são a sua camada interna (2, 8, 18, 32 …)
c) Elementos de transição - subnível d incompleto (de 1 a 9 electrões);
d) Elementos de transição interna– subnível f incompleto (de 1 a 13 electrões)

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 Isótopos – são átomos do mesmo número atómico (Z), isto é, mesmo elemento mas de
diferentes números de massa e de neutrões. Ex: 1H1
, 1H2
e 1H3
(prótio, deutério e trítio
respectivamente) são isótopos de hidrogénio.
 Isóbaros – átomos com mesmo número de massa (A) mas de diferentes número atómico
e de neutrões. Ex: 18Ar40
e 20Ca40
.
 Isótonos – são átomos de diferente número atómico e de massa, mas com o mesmo
número de neutrões. Ex: 5B11
e 6C12
ambos apresentam 6 neutrões.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligação química – é a união de dois átomos ou mais, que “trocam elétrons entre si” ou “usam
elétrons em parceria”, procurando atingir a configuração electrónica de um gás nobre.
Os átomos ligam-se para adquirir maior estabilidade. Um átomo adquire estabilidade quando
possui 8 elétrons na camada electrónica mais externa, ou 2 elétrons quando possui apenas a
camada K.
 Teoria de octeto: os átomos ligam-se, procurando adquirir a configuração electrónica de
um gás nobre.
 Gases nobres– únicos elementos que aparecem na natureza na forma de átomos isolados.
O hélio tem 2 electrões na camada K. Já o resto dos gases nobres tem 8 electrões de
valência na ultima camada.
 Metais – apresentam menos de 4 electrões na camada de valência. Tem a tendência de
doar electrões.
 Não metais – apresentam mais de 4 electrões na camada de valência. Tem a tendência de
receber electrões.
Os três tipos comuns de ligação química são: iónica, covalente e metálica.

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1. Ligação Iónica, Eletrovalente Ou Heteropolar - é a força que mantém os íons unidos,
depois que um átomo cede definitivamente um, dois ou mais elétrons para outro átomo.
 Eletrovalência é a carga eléctrica do Íon.
A ligação iónica é, em geral, bastante forte e mantém os íons firmemente “presos” no reticulado.
Por isso, os compostos iónicos são sólidos (cristais), duros e quebradiços, em geral, têm ponto de
fusão e ponto de ebulição elevados. Como sólidos não conduzem corrente eléctrica, pois os ions
encontram-se presos no retículo cristalino. Quando fundidos (estado líquido) ou em solução
aquosa conduzem corrente eléctrica, pois, os ions encontram-se livres para se moverem.
A ligação iónica ocorre, em geral, entre átomos de metais com átomos de não-metais, pois:
 Os átomos dos metais possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada e têm forte
tendência a perdê-los. Ex: Na, Mg, Al, etc.
 Os átomos dos não-metais possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada e têm
acentuada tendência a receber mais 3, 2 ou 1 electrão e, assim, completar seus
octetos electrónicos. Ex: Cl, F, O, etc.
Mecanismo
Transferência de electrões do metal para o não-metal ou hidrogénio.
Exemplos de ligações iónicas: Na + Cl → Na+
+ Cl-
, Mg + 2Cl → MgCl2, etc.
 O número de íons que se unem é inversamente proporcional às suas respectivas cargas
(valências). Disso resulta a seguinte regra geral de formulação:
Os elementos da coluna IVA têm quatro elétrons na última camada. Eles não apresentam
tendência nem para perder nem para ganhar elétrons. Por esse motivo, quando esses elementos se
unem a outros para atingir um octeto completo, tendem a não formar ligações iónicas.
Ay
x+
Bx
-y

Maputo, 2016
O tamanho do Íon
Quando um átomo perde elétrons, o núcleo passa a atrair mais intensamente os elétrons restantes;
desse modo, o diâmetro ou raio do cátion é sempre menor que o diâmetro ou raio do átomo
original. Ao contrário, quando um átomo recebe elétrons, a carga total da electrósfera (negativa)
torna-se maior do que a carga do núcleo (positiva); desse modo, a atracão do núcleo sobre o
conjunto dos elétrons é menor e, consequentemente, o raio do Ânion é sempre maior que o raio
do átomo original.
2. Ligação Covalente, Molecular ou Homopolar - é a união entre átomos estabelecida por
pares de elétrons.
Nesse tipo de ligação, a valência recebe o nome particular de covalência e corresponde ao
número de pares de elétrons compartilhados.
A ligação covalente ocorre quando um não-metal combina com hidrogénio ou outro não-metal e
entre hidrogénio com outro hidrogénio. Os átomos emparelham electrões (spins opostos)
formando uma molécula.
 As fórmulas em que os elétrons aparecem indicados pelos sinais (•) e (x) são chamadas
fórmulas electrónicas ou fórmulas de Lewis. Quando os pares electrónicos covalentes são
representados por traços (-), chamam-se essas representações de fórmulas estruturais
planas.
a) Ligação covalente simples – ocorre entre dois átomos que partilham pares de electrões.
Os átomos participantes da ligação devem contribuir com um eléctron cada, para a
formação de cada par electrónico.
Ex: na molécula do hidrogénio (H2) cuja distribuição electrónica é: 1s1
, falta um electrão para
cada átomo de hidrogénio para completar a camada K (2 electrões). Assim, os dois átomos de
hidrogénio se unem formando um par electrónico comum e cada átomo de hidrogénio atinge
estrutura do gás nobre hélio. H●
* H ou H ̶ H

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b) Ligação covalente dativa ou coordenada - enquanto na ligação covalente normal o par
de electrões, partilhado provém dos dois átomos, na ligação covalente dativa ou
coordenada o par de electrões provem de um átomo só.
Exemplos:
O dióxido de enxofre (SO2) tem a seguinte distribuição electrónica para cada átomo:
16S = 1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
e 8O = 1s2
2s2
2p4
fazem a fórmula estrutural: O←S=O
Superposição de orbitais – na ligação covalente, o par electrónico é formado pela superposição
de orbitais (overlap).
 Quando dois orbitais se interpenetram no mesmo eixo, chama-se ligação sigma ( ).
 Quando dois orbitais (p) se interpenetram lateralmente (eixos paralelos), a ligação é
denominada pi ( ).
 Na ligação simples temos apenas uma ligação sigma. A ̶ B;
 Na ligação dupla, uma é sigma e a outra é pi. A=B;
 Na ligação tripla temos uma ligação sigma e duas pi. A≡B.
Hibridação de orbitais – é um rearranjo de orbitais, isto é, uma mudança de forma, energia e
orientação dos orbitais.
 Hibridação sp3
– encontramos este tipo de hibridação nas moléculas de fórmula XY4,
onde X é um elemento da família do carbono. Ex:
O carbono tem no estado fundamental: 6 C = 1s2
2s2
2p2
Por essa estrutura o carbono seria bivalente, isto é, teria dois electrões desemparelhados, mas por
estado activado, através de absorção de energia, um electrão 2s é removido para 2p.

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1s2
2sp3
Já no estado hibridado o orbital 2s e os três 2p se rearranjam formando 4 orbitais equivalentes
denominados sp3
.
O orbital é esférico, os orbitais p tem forma de halteres e orbitais sp3 a forma de um queijo
mussarela. Os 4 orbitais sp3 se dirigem para os vértices de um tetraedro regular.
Hibridação sp2
– este tipo de hibridação aparece na família de boro.
FORÇAS INTERMOLECULARES
Dividem-se em dois tipos: Forças de Van Der Waals e ponte de Hidrogénio.
 Forças de Van Der Waals – subdivide-se em:
 Forças entre dipolos permanente – é o dipolo devido a diferença de
electronegatividade. Esta força existe entre moléculas polares. Ex:
+p
H-Cl-p
→←+p
H-Clp-
 Forças de London – esse tipo de força existe entre dipolos temporários ou
induzidos que não são devidos a diferença de electronegatividade. O dipolo
temporário aparece devido a:
 Movimento natural dos electrões;
 Indução;
 Colisões moleculares;
 Pontes de hidrogénio – é uma força entre dipolos permanentes anormalmente elevada.
Condições:

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 Átomo pequeno e bastante electronegativo (F, O, N);
 Par de electrões não partilhados;
 Hidrogénio (H) a esse átomo.
Exemplo: HF, H2O, R-OH, R-COOH, ArOH, NH3, etc.
Princípios de solubilidade “o semelhante dissolve o semelhante”
Uma substância é solúvel em outra quando apresentam o mesmo tipo de força intermoleculares e
aproximadamente com a mesma intensidade.
 Substância polar dissolve substância polar (são solúveis em agua devido aos pontes de
hidrogénio);
 Substância apolar dissolve em substância apolar (são insolúveis em agua).
c) Ligação Metálica – é a força que mantém unidos os átomos e cations dos metais.
 Teoria do mar de electrões ou de nuvem electrónica – a principal característica dos
metais é a electropositividade (tendência de doar electrões). No entanto o metal seria um
aglomerado de átomos neutros e cátions, imersos num mar de electrões livres que estaria
funcionando como ligação metálica, mantendo unidos os átomos e cátions dos metais.
Propriedades dos metais:
 Brilho metálico, densidade elevada, pontos de fusão e de ebulição elevados,
condutividade térmica e eléctrica elevada, resistência a tracção, maleabilidade e
ductibilidade.
FUNÇÕES INORGÂNICAS
Electronegatividade
É a tendência do átomo atrair electrões.

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Fila decrescente de electronegatividade:
F, O, N, Cl, Br, I, S, C, P, H,……..Cs
Teoria de Arrhenius
 Ácidos – são compostos que, em solução aquosa, libertam exclusivamente como cátion o
íon hidrónio (H3O+
) ou simplesmente (H+
). Exemplos:
 HCl + H2O ↔ H3O+
+ Cl-
;
 HNO3 + H2O ↔ H3O+
+ NO3
-
 H2SO4 + H2O ↔ H3O+
+ HSO4
-
 HSO4
-
+ H2O ↔ H3O+
+ SO4
-
 Bases – são todas substâncias que em solução aquosa, libertam, exclusivamente, como
ânion o íon hidroxila ou hidróxido (OH-
). Exemplos:
 NaOH → Na+
+ OH-
 Sais – são todos compostos que, em solução aquosa, libertam pelo menos um cátion
diferente de H3O+
e pelo menos um anion diferente de OH-
. Exemplos:
 NaCl → Na+
+ Cl-
 Neutralização de ácido-base - ácido + base → sal + água
Ex: HCl + KOH → KCl + H2O
1. FUNÇÃO ÁCIDA
 Nomenclatura:
a) Hidrácidos (ácidos não oxigenados)

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Coloca-se a palavra ácido, seguido do nome do elemento ou radical, ligado ao hidrogénio, com a
terminação ídrico.
Ex: HCl (ácido clorídrico); HF (ácido fluorídrico), etc.
b) Oxiácidos (ácidos oxigenados)
 Ácidos ICO – coloca-se a palavra ácido seguido do nome do elemento central (diferente
de O e H) com a terminação ICO. Ex: H2SO4 (acido sulfúrico), HNO3 (acido nítrico),
H3PO4 (acido fosfórico), HCO3 (acido carbónico), etc.
 Ácidos OSO – são derivados do ICO por retirada de um oxigénio da fórmula ICO. E para
nomeá-los coloca-se a palavra ácido, depois o nome do elemento central mais oso. Ex:
HNO2 (ácido nitroso), H3PO3 (ácido fosforoso), H2SO3 (ácido sulfuroso), HClO2 (ácido
cloroso), etc.
 Ácidos HIPO – são derivados do oso por retirada de um oxigénio da fórmula oso. Na
nomenclatura acrescenta-se o prefixo Hipo ao nome do ácido oso. Ex: H3PO2 (acido hipo
fosforoso), HClO (acido hipo cloroso), etc.
 Ácidos PER – são derivados do ICO por adição de um oxigénio a fórmula ICO. Na
nomenclatura acrescenta-se o prefixo per ao nome do ácido ico. Ex: HClO4 (acido per
clórico).
 Ácidos orto-meta-piro – quando da fórmula de um ácido for possível a retirada da água
e resultar outro ácido, ele será chamado orto. Ex: H3PO4 (acido fosfórico ou acido orto
fosfórico).
Os ácidos resultantes da desidratação de um orto recebem os nomes meta ou piro conforme as
regras:

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 Uma molécula orto (-) menos uma molécula de H2O = META. Ex: H3PO4 – H2O =
HPO3 (ácido meta fosfórico).
 Duas moléculas orto (-) menos uma molécula de H2O = PIRO. Ex: 2H3PO4 – 1 H2O =
H4P2O7 (ácido piro fosfórico).
2. FUNÇÃO BASE
 Nomenclatura
Coloca-se a palavra hidróxido, a proposição de e o nome do elemento ligado ao OH-
, com o
respectivo Nox em algarismo romano.
Ex: Fe(OH)2 (hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso), Fe(OH)3 (hidróxido de ferro III ou
hidróxido férrico), etc.
3. FUNÇÃO SAL
Coloca-se o nome do anion derivado do ácido por troca de terminação e o nome do cation
derivado da base. Ex: HCl + NaOH → NaCl + H2O (Cloreto de sódio).
Tabela para a nomenclatura dos sais através dos Ânions derivados do ácido:
Ácido Ânion
Ídrico Eto
Ico Ato
Oso Ito
Exemplos:

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 H2S = ácido sulfídrico, S-2
anião sulfeto;
 H2SO4 = acido sulfúrico, SO4
-2
anião sulfato;
 H2SO3 = ácido sulfuroso, SO3-2
anião sulfito.
4. FUNÇÃO ÓXIDO
Óxidos – são compostos binários que contêm oxigénio como o elemento mais electronegativo.
Nomenclatura:
a) Nomenclatura oficial – coloca-se a palavra óxido, a preposição de e o nome do
elemento. Se o elemento apresenta mais de uma valência, o seu número de oxidação, em
algarismo romano deve constar do nome.
Ex: Na2O (oxido de sódio), FeO (oxido de ferro II), etc.
b) Nomenclatura com prefixos – coloca-se os prefixos mono, di, tri…para indicar o
número de átomos de oxigénio (oxido) e também o número de átomos do elemento ligado
ao oxigénio. Exemplos: SO3 (trióxido de enxofre), P2O5 (pentóxido de difósforo).
Classificação dos óxidos:
 Óxidos básicos – são aqueles que reagem com ácido para formar sal e água.
 Geralmente todo óxido de metal é um óxido básico.
Exemplo: Na2O + 2 HCl → NaCl + H2O; óxidos básicos: (Na2O, CaO, FeO, AgO…).
 Óxidos ácidos – são aqueles que reagem com base para formar sal e água.
 Geralmente óxido ácido é um óxido de não-metal.
Óxido básico + acido → sal + água
Óxido ácido + base → sal + água

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Exemplo: CO2 + Ba(OH)2→ BaCO3 + H2O; óxidos ácidos: (SO2, SO3, P2O5, CO2…). Excepções:
Mn2O7, CrO3.
 Óxido anfótero - aquele que pode reagir tanto com ácido como com base.
Exemplo: PbO, ZnO, Al2O3
 Óxido neutro ou indiferente – é aquele que não reage nem com água, nem com ácido e
nem com base. São eles: CO, NO e N2O
 Peróxidos – reagem com ácidos para darem sal e mais água oxigenada.
Exemplo: BaO2 + H2SO4→ BaSO4 + H2O2
 Formam peróxidos os metais alcalinos, metais alcalino terrosos e hidrogénio.
FORÇA DOS ÁCIDOS (REGRAS PRÁTICAS)
 Hidrácidos – ácidos não oxigenados:
 Ácidos fortes (HI, HBr e HCl);
 Acido médio ou semi-forte (HF);
 Fracos (os demais).
 Oxiácidos (Ácidos oxigenados)
Sendo HxEzOy a fórmula genérica de um oxiácido do elemento E, teremos: m = y – x. Onde y =
ao numero de oxigénios e x = ao numero de hidrogénios ionizáveis.
Ex: H2SO4, m = 4 – 2 = 2.
Se:m = 3 considera-se ácido muito forte; m = 2 acido forte; m = 1 moderado e m = 0 fraco.
Exemplos:

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HClO4, HMnO4, … (ácidos muito fortes); HNO3, H2SO4, …(ácidos fortes); H3PO4, H2SO3,
…(ácidos moderados) e HClO, H3BO3, …(ácidos fracos).
NB: o ácido H2CO3 é uma excepção, embora o seu m = 1 ele é considerado ácido fraco.
FÓRMULA ESTRUTURAL DOS ÁCIDOS
 Hidrácidos (HxE) – cada hidrogénio está ligado ao elemento por um traço (-) que
representa a ligação covalente. Exemplos: H-Cl, H-S-H, H-C=N
 Oxiácidos (HxEzOy) – Para escrever a fórmula estrutural dos Oxiácidos, é preciso
proceder da seguinte maneira:
 Primeiro escrever o elemento central;
 Ligar o elemento central a tantos grupos (OH), quantos forem os hidrogénios
ionizáveis;
 Ligar o elemento central aos oxigénios restantes por uma dupla ligação ou ligação
dativa. Exemplos:
HNO3 H2SO4 H3PO4 H2ClO3
N S P Cl
OH-N OH-S-OH OH-P-OH
I
OH
OH-Cl
O
O H N
O
H O O
S
H O O
H O
H O P O
H O
O
H O Cl O
FORÇA DAS BASES (REGRAS PRÁTICAS)
 As bases solúveis são fortes e as bases insolúveis são fracas.

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 Bases solúveis são: bases de matais alcalinos, amónio, bário e cálcio;
 Obs: o hidróxido de amónia é solúvel mas fraco.
CÁLCULO ESTEQUIMÉTRICO
Cálculo estequimétrico – é o cálculo que permite relacionar quantidades de reagentes e
produtos, que participam de uma reacção com auxílio das equações químicas correspondentes.
1. Regras gerais para o cálculo estequimétrico:
a) Escrever a equação química do processo. Ex: combustão de monóxido de carbono:
CO + O2→CO2
b) Acertar os coeficientes estequimétricos da equação. Ex: 2CO + O2→2CO2
c) Montar a proporção baseando-se nos dados e nas perguntas do problema (massa-massa,
massa-nº de moles, massa-volume, etc.)
d) Utilizar regras de três para chegar a resposta
2. Relações auxiliares:
 1mol (→) corresponde a massa molecular em gramas;
 1mol contem 6.1023
moléculas;
 1mol ocupa 22,4L nas CNTP de gás;
Exemplo básico:
(dado: C = 12; O = 16)
2CO(g)+ O2(g)→ 2 CO2(g) ou 56g : 32g: 88g ou 12.1023
moléculas : 6.1023
moléculas: 12.1023
moléculas
2 mols 1 mol 2 mols ou ainda 44,8L: 22,4L: 44,8L
Pureza – é o quociente entre a massa da substancia pura e a massa total da amostra. Pode ser
expressa em percentagem.
Ex: qual a massa de CaCO3 presente numa amostra de 200g de calcário cuja pureza é de 80%?
P =

× 100

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Calculo: 100g de calcário 80g de CaCO3
200g de calcário x
x =
×
→ x = → x = 160g de CaCO3
Rendimento – é o quociente entre a quantidade do produto realmente obtida, e a quantidade
teoricamente calculada. Também pode ser expressa em percentagem.
Exemplo: qual a massa de CaCO3 obtida na reacção de 2 mol de CaO com 2 mol de CO2, se o
rendimento de 60%.
Dados:
1 mol de CaCO3 = 100g
CaO + CO2→ CaCO3
Resolução:
1 mol de CaO → 1 mol de CO2→ 1 mol de CaCO3
2 mol de CaO → 2 mol de CO2→ 2 mol de CaCO3
Massa de CaCO3 = 100g x 2 → Massa de CaCO3 = 200g
200g de CaCO3 100%
X 60%
X =
× %
%
→ X = → x = 120 g de CaCO3
R =

x 100

Maputo, 2016
ÓXIDO-REDUÇÃO
1. Número de oxidação (NOX) – é a carga real ou aparente adquirida por um átomo
ligado;
2. Tabela de NOX
3. Oxidação e Redução
 Oxidação – é a perda de electrões e consequente aumento de NOX;
 Redução – é ganho de electrões e consequente diminuição de NOX.
4. Oxidante e Redutor
 Oxidante – é a substancia que contem o elemento que sofre redução;
 Redutor – é a substancia que contem o elemento que sofre oxidação.
Exemplo: Fe2O3 + CO → Fe + CO2 dessa equação teremos:
Fe2O3 → oxidante
+3 redução 0
+2 oxidaçao +4 CO→ redutor
Nox = 0 Substâncias simples
Nox = +1 H, alcalinos e Ag
Nox = +2 Alcalino-terroso e Zn
Nox = +3 Al, Bi
Nox = -1
Halogéneos, H (quando forma um
hidreto metálico) e O (quando
forma peróxido).
Nox = -2 O
∑ Nox = 0 Composto
∑ Nox = a carga do ião Composto iónico.

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ACERTO DOS COEFICIENTES PELO MÉTODO DE ÓXIDO-REDUÇÃO
1ª Regra – calcula-se o NOX de cada elemento da equação;
+4 -2 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2
Exemplo: MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O
2ª Regra – assinalar os ramais de oxidação e redução com os respectivos ∆
∆ = −
Exemplo: MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O
-1 ∆ = 1-0 =1 0
+4 ∆ = 4-2 =2 +2
3ª Regra – escolher um elemento de ramal oxi e outra de ramal red. Não se pode escolher
substancia de ramal repetido. Ex: oxi MnO2 e red Cl2
4ª Regra – multiplicar os ∆ pela atomicidade dos elementos que sofrem oxidação e redução.
Inverter os resultados obtidos (simplificando-os se possível) que serão os coeficientes das
substâncias escolhidas.
Exemplo: 2× 1 = 2 1
Simplificando
1× 2 = 2 1
5ª Regra acertar a equação pelo método das tentativas. Deixar para o fim o hidrogénio e o
oxigénio.
MnO2
Cl2

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Exemplo: 1 MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + 1 Cl2 + 2 H2O
Casos especiais
1. Auto Óxido-Redução – a substância funciona como auto oxidante e redutor. Essa
substancia não deve ser escolhida.
Exemplos: Cl2 + NaOH → NaCl +NaClO3 + H2O
0 redução -1 +5
Oxidação
Assim fica: 3Cl2 + 6NaOH →5NaCl +1NaClO3 + 3H2O
2. Agua oxigenada – dependendo da reacção a água oxigenada pode actuar como oxidante
ou redutor.
Exemplos: H2O2 H2O ou H2O2 O2
-1 Redução -2 -1 Oxidação 0
EX2: FeBr2 +H2O2 +HBr FeBr3 + H2O
+2 Oxidação ∆ = 3-2=1+3 H2O2 = 2
1× 1 = 1 FeBr2 = 1
-1 Redução ∆ = 2-1=1 -2
1× 2 = 2

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2FeBr2 +1H2O2 +2HBr 2FeBr3 + 2H2O
3. Equação Iónica – a soma das cargas do 1º membro é iguala á soma das cargas do 2º membro.
Exemplos: MnO4
-
+ H+
+ Cl-
Mn+2
+ Cl2 + H2O
+7 Redução ∆= 5 +2 2 1×5 = 5 2
-1 ∆ = 1 0 5 2×1 = 2 5
2MnO4
-
+ 16H+
+ 10Cl-
2Mn+2
+ 5Cl2 + 8H2O
1º Membro: 2(-1) + 16(+1) + 10 (-1) = +4
2º Membro: 2 (+2) = +4
Reacção de Óxido-Redução
É toda reacção onde ocorre transferência de eléctron. É toda reacção onde ocorre a variação de
Nox de algum elemento.
 O número total de electrões cedidos deve ser igual ao número total de electrões
recebidos.
 Uma reacção de dupla-troca não é de reacção de Óxido-Redução.
+1 -1 +1 -1 +1 -1 +1 -1
Exemplo: NaCl + Ag(NO3) → AgCl + Na(NO3)
MnO4
-
Cl2

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CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
Em 1869, Mendeleev apresentou uma classificação periódica moderna, colocando os elementos
em ordem crescente de massa atómica, distribuídos em 8 colunas verticais e 12 faixas
horizontais. Verificou que as propriedades variavam periodicamente á medida que aumentava a
massa atómica.
 Na tabela periódica moderna, os elementos estão colocados em ordem crescente do
número atómico.
Construção da tabela periódica
Os elementos são colocados em faixas horizontais (períodos) e em colunas verticais (grupo ou
família).
 Em um grupo, os elementos têm propriedades semelhantes, e em um período têm
propriedades diferentes.
Colocação dos elementos na tabela
a) Elementos representativos ou típicos – último eléctron colocado em subnível s ou p:
grupos A, 1B e 2B. Estão nos extremos da tabela.
b) Elementos de transição – último eléctron colocado em subnível d; apresentam subnível
d incompleto: 3B, 4B, 5B, 6B, 7B e 8B. Estão no centro da tabela.
c) Elementos de transição interna - último eléctron colocado em subnível f; apresentam
subnível f incompleto. Subdividem-se em duas classes:
 Lantanídeos (metais terras raras) – grupo 3B e 6º período. Elementos de Z = 57 a 71;
 Actinídeos – grupo 3B e 7º período. Elementos de Z = 89 a 103.

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d) Gases nobres – grupo zero ou 8A
e) Alguns grupos famosos:
 Metais alcalinos: 1A;
 Metais alcalino-terrosos: 2A;
 Não metais Halogéneos: 7A;
 Calcogénios: 6A
Relação entre configuração electrónica e a posição do elemento na tabela
1. Período – um elemento com x camadas electrónicas está no período x.
Exemplos: P (Z=15) K L M
2 8 5
O fósforo está no terceiro período.
2. Grupo
a) Elementos representativos: grupos A, 1B e 2B. O número de electrão de valência na
última camada é o número do grupo. Exemplo P (z = 15) 1s2
2s2
2p6
3s2
3p3
, indica que o
fósforo está no 5º grupo A da tabela periódica.
b) Elementos de transição – a soma do número de electrões dos subníveis “s” e “d” mais
externos, constituem o número do grupo. Exemplo: V (z = 23) 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d3
.
Indica que o vanádio se encontra no 5º grupo da família B da tabela periódica.
PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS
1. Propriedades periódicas – são aquelas cujos valores crescem e decrescem
sucessivamente, aumentando o número atómico.

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a) Tamanho dos átomos:
 Quanto maior a carga nuclear menor o tamanho dos átomos;
 Quanto maior o número dos electrões maior o tamanho do átomo;
 Em um grupo, a medida que aumenta o número atómico, aumenta o número de camadas
e, por tanto. Aumenta o tamanho do átomo.
 Em um período, como os átomos tem o mesmo número de camadas, aumentando o
número atómico, aumenta a carga nuclear e, portanto diminui o tamanho do átomo.
2. Potencial ou energia de ionização – quanto menor o átomo, maior a energia de
ionização.
3. Afinidade electrónica ou electroafinidade – é a energia desenvolvida, quando um
eléctron é adicionado um átomo neutro isolado.
Cl0
(g) + e-
→ Cl –
(g) + A.E
4. Electronegatividade e electropositividade
 Electronegatividade - tendência do átomo para receber eléctron.
 Electropositividade – tendência do átomo para ceder eléctron.
5. Densidade – é a relação entre a massa e o volume de uma amostra do elemento.
LEIS DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS
1. Lei de Lavoisier (lei da conservação da massa) – numa reacção química, a soma das
massas dos reagentes é igual a soma das massas dos produtos.

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2. Lei de Proust (lei das proporções constantes, definidas ou fixas) - quando, em várias
experiencias, substancias se reúnem para formar um composto, sempre o fazem numa
mesma proporção.
Consequências de lei de Proust:
 Composição centesimal;
 Cálculos estequiométricos
3. Lei de Dalton (lei das proporções múltiplas) – se uma massa fixa de um elemento se
combina com massas diferentes de um segundo elemento, para formar compostos
diferentes, estas massas estão entre si numa relação de números inteiros pequenos.
4. Lei de Richter–Wenzel (lei das proporções recíprocas) – se uma massa fixa de um
elemento reage com massas diferentes de dois outros elementos diferentes conclui-se
que:
 Se esses dois elementos combinarem entre si, suas massas estarão na mesma proporção,
do que quando reagirem com o primeiro elemento.
Consequência da lei de Richter:
 Equivalente-grama
5. Lei de Gay Lussac (só vale para reacções entre gases) – numa reacção onde só
participam gases e nas mesmas condições de temperatura e pressão, existe uma proporção
de números inteiros entre os volumes dos gases participantes da reacção.
Exemplo: 1 A + 3B → 2 C implica que temos: 1 volume de A + 3 volumes de B a formar 2
volumes de C.

Maputo, 2016
PARTE II
FÍSICO
PARTE II
FÍSICO-QUÍMICA
Página 41
QUÍMICA

Maputo, 2016
I. TEORIAS DE ÁCIDOS E DE BASES
1. Teoria de Arrhenius:
a) Ácido – é toda espécie química que em água se dissocia dando como único cation H+
.
Modificação da definição
Hoje sabe-se que o ácido em solução aquosa ioniza-se com a formação de H3O+
, chamado
hidrónio.
Ex: HCl + H2O → H3O+
+ Cl-
b) Base–é toda espécie química que em água se dissocia dando como único anion o OH-
,
chamado hidróxido.
Ex: NaOH (sólido) H
2
O
Na+
+ OH-
c) Neutralização ácido-base -
Ex: HNO3 + KOH → KNO3 + H2O
2. Teoria de Brönsted-Lowry:
a) Ácido – é toda espécie capaz de doar próton [H+
], em qualquer meio.
b) Base – é toda espécie capaz de ganhar próton [H+
], em qualquer meio.
c) Neutralização – a reacção ácido-base de Brönsted-Lowry consiste na transferência
próton de ácido para base.
Ex: HCl + H2O → H3O+
+ Cl-
Acido1 base1 ácido2base2
Ácido + base = sal + água
H+ H+
Ácido1 + base1↔ ácido2 + base2

Maputo, 2016
d) Par conjugado – é um ácido e uma base que se diferencia por um próton.
Exemplos: Ácido base
HCl ……………………….Cl-
H2SO4…………………….HSO4
-
e) Espécie anfótera ou anfiprótica – é aquela que pode actuar como acido ou como base
dependendo do meio em que ocorre o fenómeno.
H2O + HCl →H3O+
+ Cl-
ou H2O + NH3 →NH4 + OH-
Base ácido ácido base
Isto é, a água frente ao HCl comporta-se como base porque é a espécie que recebe o próton (H+
)
e quando esta frente ao NH3 comporta-se como ácido porque é a espécie que doa o próton (H+
).
3. Teoria de Lewis:
a) Base – é toda espécie capaz de doar par de elétrons;
b) Acido – é toda espécie capaz de ganhar par de elétrons.
c) Neutralização:
A reacção ácido-base de Lewis consiste na formação de uma ligação covalente dativa entre um
ácido e uma base.
I. FORÇA DE ÁCIDOS E DE BASES
1. Força na Teoria de Brönsted-Lowry:
 Força de um ácido é a intensidade com que a espécie doa prótons.
 Força de uma base é a intensidade com que a espécie ganha prótons.

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 Par conjugado:
 Em um par conjugado ácido-base, se o ácido é forte a base é fraca, e se o ácido é
fraco a base é forte.
2. Força na teoria de Arrhenius:
 Acido forte – ioniza bastante;
 Ácido fraco – ioniza pouco.
 Grau de ionização:
∝ =
n°. de moleculas que ionizam
n°. de moleculas dissolvidas
 ∝ > 50% - Ácido forte;
 ∝ < 10% - Ácido fraco;
 ∝ < 10% ∝ <50% - Ácido fraco.
Por exemplo, o HCl apresenta 1000 moléculas dissolvidas e 900 moléculas ionizadas formando
um ácido de ∝ = = 0,9 × 100% = 90% Ionizado, isto implica que o HCl é um ácido forte.
REGRAS PRÁTICAS PARA A DETERMINAÇÃO DA FORÇA DE ÁCIDOS E BASES
 PARA HIDRÁCIDOS:
 Nos grupos da tabela periódica, quanto maior o tamanho do átomo, maior é a força do
ácido correspondente.
Exemplo: HF <HCl <HBr <HI
 Nos períodos da tabela periódica, quanto maior a electronegatividade do átomo do
elemento, maior a força do ácido correspondente.
Exemplo: H3N < H2O< HF
 Observações:

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 Hidrácidos fortes – HI>HBr >HCl
 Hidrácidos semifortes–HF
 Hidrácidos fracos – os demais
 PARA OXIÁCIDOS
Considerando como fórmula geral dos oxiácidos oxigenados OmY (OH) p:
 Quanto maior a electronegatividade do Y maior é a força do ácido;
Exemplo: HClO > HBrO porque o cloro (Cl) tem maior electronegatividade que o bromo (Br).
 Observações: OmY (OH) p m = n° de oxigénios na fórmula do ácido menos o n° de
hidrogénios ionizáveis.
 m = 3 ácido muito forte. Ex.: HClO4
 m = 2 ácido forte. Ex.: H2SO4
 m = 1 ácido semiforte (fraco). Ex.: H3PO4
 m = 0ácido muito fraco. Ex.: HClO
 PARA BASES
 Fortes : LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2 e Ba(OH)2
 Fracas: as demais.
II. FORÇA DE ACIDOS E BASES ORGÁNICOS
1. Ácidos carboxílicos
 Quando maior for o número de carbonos, menor é a força do ácido.

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Ex.: O O
H3C C >H3C CH2 C
OH OH isto quer dizer que o Ácido acético é mais forte que o ácido
propanoíco. Isto é, o Ácido acético é mais forte que o ácido propanoíco, porque o primeiro tem
menos carbonos na sua cadeia, ao passo que o segundo tem mais carbonos na sua cadeia.
Grupos eléctron-atraentes– são grupos de átomos que atraem elétrons e quando presentes em
um acido carboxílicos,
Ordem decrescente de eléctron-atraência
Exemplos:
O O
CH3 C < FCH2 C
OH OH
O Ácido acético é menos forte que o ácido fluoracético porque este ultimo, contem o flúor que é
mais electro-atraente que os ácidos carboxílicos.
2. Fenóis
Os fenóis são ácidos orgânicos mais fracos que os ácidos carboxílicos.
A introdução de um grupo eléctron-atraente na estrutura de um fenol torna-o mais ácido.
3. Aminas
As aminas são as bases orgânicas.
F, Cl, Br, I, -COOH, -NO2 e Benzeno

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Grupos eléctron-repelentes
São aqueles que repelem elétrons, e quando ligados ao nitrogénio de uma amina, aumentam a sua
densidade electrónica tornando-a mais básica.
Ordem crescente de eléctron-repelência:
TABELA DE FORÇA ÁCIDO-BASE
+ Forte Acido conjugado Base conjugada + Fraco
HClO4 ClO4
-
HI I-
HBr Br-
H2SO4 HSO4
-
HCl Cl-
HNO3 NO3
-
H3O+
H2O
HSO4
-
SO4
-
HF F-
H3PO4 H2PO4
-
CH3COOH COOH-
H2CO3 HCO3
-
H2S HS-
NH4
+
NH3-
HCN CN-
CH4 > CH3-CH3 > CH3-CH2-CH3 > …
Metano>etano> propano > os demais
Amina secundária > amina primária > amina terciária > NH3 >amina

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HCO3- CO3
-
C6H5OH C6H5O-
(fenóxido)
H2O OH-
C2H5OH C2H5O-
(etóxido)
NH3 NH2
-
H2 H-
(hidreto)
CH4 CH3
-
(metileto)
+Forte
III. SOLUÇÕES
i. Dispersões
Dispersão – é um sistema onde partículas de uma substância A se distribuem entre as partículas
de outra substância B.
Classificação das dispersões
É feita de acordo com o diâmetro médio das partículas dispersas:
Nome da dispersão Diâmetro médio das partículas dispersas
Soluções verdadeiras
Soluções coloidais
Suspensões
Entre 0 e 1 nm (nanometro)
Entre 1 e 1.000 nm
Acima de 1.000 nm
ii. Solução – é qualquer mistura homogénea.
1. Coeficiente de solubilidade – é a maior massa do soluto que pode ser dissolvida em uma
dada massa de solvente, a uma dada temperatura.
2. Classificação das soluções:

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 Solução saturada – é aquela cuja massa de substancia dissolvida é igual ao coeficiente
de solubilidade, naquela temperatura;
 Solução insaturada - é aquela cuja massa de substancia dissolvida é menor que o
coeficiente de solubilidade, naquela temperatura;
 Solução supersaturada - é aquela cuja massa de substancia dissolvida é maior que o
coeficiente de solubilidade, naquela temperatura;
3. Curvas de solubilidade – mostram a variação do coeficiente de solubilidade em função
da temperatura. Substâncias diferentes apresentam curvas de solubilidade diferentes.
Exemplo: cs(g/100gH2O)
Na2SO4
Ce2(SO4)3
t ºC
IV. CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES
RELAÇÃO MASSA-MASSA:
1. Título ou fracção em massade uma solução (T) - é o quociente entre a massa do soluto e
a massatotal da solução (soluto + solvente).
2. Percentagem em massa (p)
T = ç
ou T =
P = T × 100% ou p = 100% ×

X1 =

ouX2 =

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3. Fracção molar (X ou F.M)
Obs: Em qualquer solução a soma das fracções molares dos seus componentes é igual a 1.
4. Molalidade (W)
RELAÇÃO MASSA-VOLUME:
1. Concentração comum (C)
2. Molaridade (M)
3. Normalidade (N)NB: n.e = número de equivalente grama
RELAÇÕES ENTRE AS UNIDADES
1. Relação entre Concentração comum (C) e Molaridade (M)
2. Relação entre Normalidade e Molaridade onde:
Ácido= nº de hidrogénios do ácido;
k Base = nº de hidróxidos;
Sal= Valência total do cation ou do anion;
C =
ç
ou C =
M =
.
.
ou M =
×
N =
. .
.
W =
.
ou
C = M ×M1 do soluto
N = k. M

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Oxidante-redutor = variação total de elétrons na transformação considerada.
3. Relação concentração comum e titulo
1. Diluições - Diluir uma solução significa adicionar a ela uma porção do próprio solvente
puro.
Onde: N pode simbolizar: Normalidade, Molaridade ou concentração comum.
2. Mistura de soluções:
a) Mistura de duas soluções de um mesmo soluto
 A massa do soluto é igual à soma das massas dos solutos em A e B;
 O volume da solução também é igual à soma dos volumes das soluções A e B;
b) Mistura de duas soluções de solutos diferentes que não reagem entre si
V. PROPRIEDADES COLIGATIVAS
Propriedade coligativa - é a propriedade das soluções que só depende do número das partículas
dispersas.
1. Pressão máxima de vapor (PMV)–é a pressão exercida pelo vapor quando está em
equilíbrio com o líquido.
 O aumento da temperatura aumenta a PMV.
2. Tonometria ou tonoscopia ou abaixamento da PVM
C = 1000 × d × t
N1V1 = N2V2
C =
CV = C’V’
∆P = P – P’

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O abaixamento da PVM é:
 ∆P depende da temperatura;
Abaixamentorelativo da PVM do solvente:

∆
Independe da temperatura;
3. Calculo do
∆
(lei de Raoult) e factor de Vant’Hoff (i)
Temos:
= Grau de ionização;
q = nº de ions por formua de soluto. Ex NaCl →Na+
+ Cl-
(q=2); Na2SO4 → 2Na+
+ SO4
–2
(q=3)
VI. TERMOQUÍMICA
1. Termoquímica – é o ramo da físico-química que estuda os fenómenos térmicos que
acompanham as reacções químicas.
2. Entalpia de um sistema (H) – é o conteúdo energético do sistema.
3. CLASSIFICAÇÃO DAS REACÇÕES TERMOQUÍMICAS:
a) Reacção exotérmica – é aquela que liberta calor ou aquela onde o calor é considerado
como o produto da reacção.
 A variação de Entalpia, ∆H, tem sinal trocado em relação ao calor. Por exemplo, para
reacções exotérmicas: Q >0 e ∆H<0
∆
=
− ′
∆
=kt x W
(molecular)
kt=
∆
=kt× W× i
(iónico)
i = (q-1)+1
∆H = HP-HR
A+B → C+D + Calor

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b) Reacção endotérmica – é aquela que absorve calor ou aquela onde o calor é considerado
como reagente.
4. LEI DE HESS
Em uma transformação química, a variação de Entalpia depende exclusivamente dos estados
iniciais e final do sistema, não interessando as etapas intermediárias da transformação.
A Lei de Hess também pode ser chamada de Lei da Soma dos Calores de Reacção. É uma forma
de calcular a variação de Entalpia através dos calores das reacções intermediárias. Podem ser
infinitas variações de Entalpia.
5. CALOR DE REACÇÃO OU ENERGIA DA REACÇÃO
A energia da reacção ou calor da reacção é a energia térmica libertada ou absorvida numa
reacção.
a) Calor de combustão – é a variação de calor que ocorre na combustão de 1mol de
substancia a 25°C e 1 atm de pressão.
Exemplo: C(s) + O2(g) → CO2(g) + 94,1 Kcal
b) Calor de neutralização – é o calor de reacção de neutralização de um equivalente-grama
de um ácido com um equivalente-grama de uma base.
c) Calor de formação – é a quantidade de calor libertada ou absorvida na síntese total de 1
mol dessa substancia no estado padrão.
Exemplos: H2+ O2 → H2O + 68,3 Kcal ou H2+ I2 →HI – 6,2 Kcal
A+B + Calor → C+D ou A+B → C+D - Calor

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ENTALPIA PADRÃO (H0
)
A entalpia de uma substancia simples, a 1 atm e 25 ºC e no estado e forma alotrópica estáveis, é
considerada igual a zero.
Exemplos: H2 tem H0
= 0, O2 tem H0
= 0, Cl2 tem H0
= 0, etc.
ENERGIA LIVRE DE GIBBS (G ou F)
∆G = energia útil;
∆H = energia total;
T∆S = energia degradada
ESPONTANEIDADE
∆G < 0transformação espontânea; ∆G>0 transformação não espontânea e ∆G = 0equilíbrio
dinâmico.
FATORES QUE INFLUEM NAS ENTALPIAS (OU CALORES) DAS REAÇÕES:
1. Influência das quantidades de reagentes e de produtos
A quantidade de calor libertada ou absorvida em uma reacção depende, em primeiro lugar, das
quantidades dos reagentes e dos produtos que participam da reação. Por convenção,
considera-se que o valor de ∆H, escrito ao lado de uma equação química, seja referente às
quantidades em mols escritas na equação;
Por exemplo, a equação: 2H2(g) + O2(g) → 2 H2O (v) ∆H = -485,8 kJ
já indica que há liberação de 485,8 kJ quando 2 mols de hidrogénio reagem com 1 mol de
oxigénio, produzindo 2 mols de água. Se a equação for multiplicada ou dividida por um número,
o mesmo acontecerá com a quantidade de calor.
2. Influência do estado físico dos reagentes e dos produtos da reacção
a) 2H2 (g) + O2(g) → 2 H2O (vapor) ∆H = - 242,9 kJ;
∆G = ∆H - T∆S

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b) 2H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (liquido) ∆H = - 286,6 kJ
3. Influência do estado alotrópico
Influem também na entalpia ou calor de uma reacção as diferentes formas alotrópicas
apresentadas pelos elementos químicos, como por exemplo:
 Carbono, como grafite ou diamante;
 Enxofre, monoclínico ou rômbico;
 Fósforo, branco ou vermelho;
 Oxigénio, como gás oxigénio (O2) ou ozónio (O3).
4. Influência da dissolução/diluição
5. Influência da temperatura na qual se efectua a reacção química
6. Influência da pressão
VII. CINÉTICA QUÍMICA
Cinética Química – é a parte da físico-química que se dedica ao estudo da velocidade com que
uma reacção química se processa.
1. Velocidade média – é calculada para um dos participantes da reacção.
Onde: ∆ = variação do numero de mols do participante e ∆ é a variação do tempo.
CONDIÇÕES PARA OCORRER REACÇÃO
1. CONDIÇÕES FUNDAMENTAIS:
a) Afinidade química entre os reagentes – os gases nobres têm baixa afinidade química
para com as outras substâncias, portanto, suas reacções são difíceis e lentas quando
ocorrem;
Vm =
∆
∆

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b) Contacto – para que as substancias interajam, é necessário que suas partículas se
choquem.
2. CONDIÇÕES ACESSÓRIAS:
a) Energia de activação (∆Ha) - é a energia necessária para a reacção começar.
b) Orientação no choque – existe maior probabilidade de formar um complexo activado, se
o choque tiver uma orientação privilegiada.
3. TIPOS DE REACÇÕES QUÍMICAS:
a) Exotérmicas (∆ <0) – produtos menos energéticos que reagentes. Quanto maior a
energia de activação menor é a velocidade da reacção.
b) Endotérmicas (∆ >0) – produtos mais energéticos que os reagentes.
4. FACTORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS REACÇÕES:
a) Estado de agregação – os gases dão reacções mais rápidas;
b) Superfície de contacto– sólidos pulverizados reagem mais rapidamente;
c) Temperatura – quanto mais alta, aumenta a velocidade.
Regra de Van’t Hoff : “um aumento de 10 ºC faz dobrar ou triplicar a velocidade da reacção.”
d) Catalisador – substancia que quando adicionada ao sistema, aumenta a velocidade da
reacção sem ser consumida.
 Inibidor ou catalisador negativo – diminui a velocidade da reacção.
e) Concentração dos reagentes – quanto maior a concentração, maior o número de
choques e maior a velocidade.
FÓRMULA GENÉRICA DA LEI CINÉTICA (lei de Guldeberg-Waage)
Em que os expoentes m e n são determinados experimentalmente. Dizemos então que:
A velocidade de uma reacção é proporcional às concentrações molares dos reagentes, elevadas
a expoentes que são determinados experimentalmente.
v = k [A]m
[B]n

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VIII. EQUILÍBRIOS QUÍMICOS
Tudo sistema que reage reversivelmente, espontaneamente, procura um equilíbrio. Quando o
equilíbrio é alcançado teremos:
 V1 = V2
 V1 = V2, diferente de zero (equilíbrio dinâmico).
 As propriedades macroscópicas não mais se alteram, e a concentração dos participantes
permanece constante.
1. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO (K)
 Seu valor vária com a temperatura.
Tipos de constante de equilíbrio:
a) KC – utilizando a concentração molar dos participantes.
b) Kp – utilizando a pressão parcial que o componente gasoso exerce no equilíbrio.
Kp e Kc só dependem da temperatura.
K =
[ ]
[ ]
a A + b B → c C + d D
KC =
[C]c
× [D]d
[A]a
× [B]b
Kp =
[pC]c
× [pD]d
[pA]a
× [pB]b

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2. DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO
 O deslocamento do equilíbrio é regido pelo princípio de Le Chatelier.
Princípio de Le Chatelier:
“ Quando uma força actua sobre um equilíbrio, este se desloca no sentido de fugir da acção da
força.”
No equilíbrio temos V1 = V2. Deslocar um equilíbrio é fazer com que V1 seja diferente de V2.
3. FACTORES QUE INFLUEM NO DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO:
a) Temperatura:
 O aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda. Isto é, no sentido
endotérmico;
 A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a direita. Isto é, no sentido
exotérmico.
b) Pressão:
 Aumentando a pressão, o equilíbrio se desloca para o lado de menor volume;
 Diminuindo a pressão, o equilíbrio se desloca no sentido de maior volume.
c) Concentração
 Aumentando a concentração, o equilíbrio se desloca para o lado oposto a adição;
 Diminuindo a concentração o equilíbrio se desloca para o lado da diminuição.
4. EQUILÍBRIO IÓNICO
a) Constante de ionização (Ki)

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 HCl + H2O → H3O+
+ Cl-
 (Ki) – depende da temperatura;
 Quando maior for o (Ki) maior a força do ácido ou da base.
b) Ionização de um poliácido
Poliácidos são ácidos com mais de um hidrogénio ionizavel.
Exemplo:
H2S ↔ H+
+ HS-
K1
HS-
↔ H+
+ S-
K2
H2S ↔ H+
+ S-
Kn
Importante: e
c) Lei de diluição de Ostwaldo
“Quanto mais diluída for a solução, maior será o seu grau de ionização ou quanto mais agua mais
ions aparecem.”
d) Efeito do íon comum
Adiciona-se agora um sal BA que contém íon H+
.
A-
é, no caso, um Íon comum aos equilíbrios.
Consequências do Íon comum:
 Aumentando a concentração do Íon comum, desloca o equilíbrio para a esquerda;
 Aumento do HÁ não ionizado;
K =
[H3O+
] × [Cl-
]
[HCl]
K1 > K2 Kn = K1× K2
Ki =
∝2
× M
(1-∝)
Onde:
 Quando o ∝ < 10% →Ki ≅ ∝2
× M
 Quando ∝ é dado em percentagem, devemos dividir
por 100 antes de entrar na fórmula.
HA H+
+ A-
BA B+
+ A-

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 Diminuição da concentração do H+
;
 Diminui o grau de ionização (∝) do ácido;
 Não altera o valor da constante de ionização (Ki).
5. (pH
) E (pOH
) DAS SOLUÇÕES AQUOSAS
a) Produto iónico da água (Kw)
b) Carácter das soluções aquosas:
 Solução ácida:
 Solução básica:
 Solução neutra:
c) pH
e pOH
pH E pOH das soluções aquosas a 25 o
c
 Solução ácida: pH < 7 e pOH >7
 Solução básica: pH > 7 e pOH <7
 Solução neutra: pH =7 e pOH =7
6. HIDRÓLISE SALINA
Kw = [H+
] × [OH-
] ou H3O+
× OH-
a 25 o
C Kw = 10 -14
[H+] > 10-7
e [OH-
] < 10-7
[H+] < 10-7
e [OH-
] > 10-7
[H+
] = 10-7
e [OH-
] =10-7
pH = -log[H+
] pOH = -log[OH-
] pH + pOH = 14 a 25 o
C

Maputo, 2016
Quando um sal BA é jogado em água, pode ocorrer uma reacção chamada hidrolise, que é o
inverso da neutralização.
Estudo do pH da solução após uma hidrólise
1. Sal de ácido forte e base forte – não sofre hidrólise e o pH da solução não se altera, isto
é, (pH = 7). Ex: NaCl.
2. Sal de ácido forte e base fraca – sofre hidrolise e o pH da solução é menor que 7. Ex:
NH4Cl.
3. Sal de ácido fraco e base forte – sofre hidrolise e o pH da solução é maior que 7. Ex:
Na2ClO3.
4. Sal de ácido fraco e base fraca - sofre hidrolise e o pH da solução pode ser maior,
menor ou igual a 7. Ex: NH4CN.
7. PRODUTO DE SOLUBILIDADE (Kps)
É definido para soluções saturadas de substâncias pouco solúveis.
NB:
 O valor de Kps varia com a temperatura;
 Quando o produto das concentrações molares dos íons, elevadas aos respectivos
expoentes for igual ao Kps, a solução estará saturada; se esse produto for abaixo do Kps,
a solução será insaturada.
 Para substâncias de fórmulas semelhantes, a mais solúvel terá o maior Kps.
8. SOLUÇÃO TAMPÃO (BUFFER)
BA + H2O →HA+ BOH
Ax
+y
By
-x
→ xA+y
+ yB-x
Kps = [A+y
]x
+ [B-x
]y

Maputo, 2016
É toda solução cujo pH praticamente não varia quando se adiciona pequenas quantidades de
ácido ou de base.
A solução tampão pode ser obtida misturando:
 Ácido fraco com sal desse ácido. Ex: CH3-COOH + CH3-COO-Na
 Base fraca e sal dessa base. Ex: NH4OH + NH4Cl
Consideremos o tampão: CH3-COOH + CH3-COONa
 Adição de ácido: HCl → H+
+ Cl.
O ácido adicionado é consumido na reacção.
CH3-COONa + HCl → NaCl + CH3-COOH.O pH praticamente não varia;
 Adição de base: NaOH → H+
+ OH-
. A base adicionada é consumida na reacção.
CH3-COOH + NaOH → CH3-COONa + H2O.O pH praticamente não varia;
X. ELECTROQUÍMICA
Electroquímica é o ramo da físico-química que estuda as transformações recíprocas da energia
eléctrica e química.
Fila de reactividade dos metais
Os metais são elementos que têm tendência para ceder electrões. Na fila de reactividade eles
estão colocados em ordem decrescente na tendência para ceder electrões.
Metais alcalino, metais alcalino terroso, Al, Zn, Fe,…H, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au
Fila de reactividade decrescente
Fila de reactividade dos Ametais
Ametais têm a tendência de receber electrões.
F2, O2, Cl2, Br2, I2

Maputo, 2016
Reactividade diminui.
Potencial de oxidação (Eoxi)
Cada metal tem uma capacidade de dar electrões diferentes. A medida dessa capacidade é
chamada potencial de oxidação.
O valor numérico de potencial de oxidação é medido pela voltagem da pilha do metal com o gás
Hidrogénio. (Eoxi = 0).
Potencial de redução (Ered)
Mede a capacidade do cátion de receber electrão.
Quanto maior o potencial de redução, maior a tendência da espécie química para receber
electrão.
Cálculo da voltagem de uma reacção de Óxido-Redução
A voltagem ou DDP é dada pela fórmula:
Exemplo:
Zn0
+ Cu+2
→ Zn+2
+ Cu0
Redução: recebe electrões ∆V = EZn - ECu
Oxidação: cede electrões ∆V = +0,76 – (-0,34)
∆V = 1,10 volt
 Cuidado: Se forem dados os potenciais de redução, inverta as equações, para achar a
voltagem, utilizamos os potenciais de oxidação.
 Observações: a voltagem também pode ser calculada pela soma das semi-reacções. A
semi-reacção de menor potencial deve ser invertida, se a reacção espontânea.
∆V = Eoxi - Eoxi
(cede) (recebe)

Maputo, 2016
Exemplos:
 Semi-reacção de Oxidação: Zn0
→ Zn+2
+ 2e- + 0,76 V
+
 Semi-reacção de Redução: Cu+2
+ 2e- → Cu0
+ 0,34
 Reacção global: Zn0
+ Cu+2
+ 2e- → Cu0
+ Zn+2
+ 2e- + 1.10
 O sinal de ∆V indica se uma reacção de Óxido-Redução é espontânea ou não.
 ∆V > 0 reacção espontânea;
 ∆V < 0 reacção não espontânea.
Melhor redutor e melhor oxidante
 Melhor redutor - Um redutor sofre oxidação, isto é, cede elétrons. Um bom redutor cede
eléctron facilmente, tem grande capacidade de sofrer oxidação, e portanto, tem grande
potencial de oxidação. O zinco é melhor redutor que o cobre pois, Eoxi do Zn Eoxi do Cu.
 Oxidação do zinco: Zn0
→ Zn+2
+ 2e- + 0,76 V (melhor redutor);
 Oxidação do cobre: Cu0
→ Cu+2
+ 2e- -0,34V (pior redutor).
 Melhor oxidante – um oxidante sofre redução, isto é, recebe eléctron. Um bom oxidante
recebe eléctron facilmente, isto é, tem grande capacidade de sofrer redução, e portanto,
tem grande potencial de redução. O cátion Cu+2
é melhor oxidante que o cátion Zn+2
,
pois, o Ered do cobre é maior que o Ered do zinco.
 Redução do zinco: Zn+2
+ 2e- →Zn0
- 0,76 V (pior oxidante);
 Redução do cobre: Cu+2
+ 2e- → -Cu0
0,34V (melhor oxidante).
PILHA DE DANIELL

Maputo, 2016
Pilhas electroquímicas são sistemas que produzem a corrente continua e baseiam-se nas
diferentes tendências para ceder e receber elétrons das espécies químicas.
A pilha de Daniell é constituída de uma placa de zinco (Zn) e uma solução de ZnSO4 e uma
placa de Cu em uma solução de CuSO4. As duas soluções são ligadas por uma ponte salina, ou
por uma parede porosa.
Sentido dos elétrons:
Os elétrons circulam do eléctrodo de maior potencial de oxidação para o de menor potencial de
oxidação. No caso da pilha de Daniell os elétrons vão do zinco para o cobre.
Pólos da pilha:
 Pólo positivo – o de menor potencial de oxidação (Cu);
 Pólo negativo – o de maior potencial de oxidação (Zn).
Cátodo e ânodo
 Cátodo – placa de menor potencial de oxidação (Cu). Onde ocorre a redução.
 Ânodo – placa de maior potência de oxidação (Zn). Onde ocorre a oxidação.
Variação das massas nas placas:
 Placa de maior potencial de oxidação – diminui o zinco (Zn);
 Placa de menor potencial de oxidação – aumenta o cobre (Cu).

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ELECTRÓLISE
Electrólise é a decomposição de uma substância pela corrente eléctrica. É conhecido pelo nome
de electrólise todo o processo químico não espontâneo provocado por uma corrente eléctrica
proveniente de um gerador (mais especificamente, uma pilha). A palavra electrólise é a
combinação de dois termos gregos: "elektró" (electricidade) e "lisis" (quebra), unidas para se
referir a uma reacção ocorrida por meio de energia eléctrica.
Características:
 Cátions se dirigem ao cátodo sofrendo redução: H+ + e- → H2
 Ânions se dirigem ao ânodo sofrendo oxidação. OH- → 2e- + H2O + O2
Tipos de electrólise
As das formas comuns de electrólise são a electrólise ígnea e a electrólise aquosa:
a) Electrólise ígnea
Na electrólise ígnea, não há presença de água, e a passagem da corrente eléctrica acontece em
uma substância iónica no estado de fusão (liquefeita ou fundida). É um tipo de reacção muito
utilizado na indústria, principalmente para a produção de metais, como por exemplo o alumínio a
partir da bauxita (minério de alumínio).
Exemplo:
 NaCl ∆
Na+
+ Cl-
 Cátodo: Na+
+ e- Na0
 Ânodo: Cl-
e- + Cl2
 Equaçao global: Na+
+ Cl-
Na0
+ Cl2
b) Electrólise aquosa
Já a electrólise aquosa se dá com a passagem eléctrica através de um líquido condutor. Neste
tipo, apenas um dos cátions e um dos Ânions são participantes. É na electrólise do cloreto de

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sódio em meio aquoso que são produzidos a soda cáustica (NaOH), o gás hidrogénio (H2) e o gás
cloro (Cl2).
Exemplo:
 NaCl H2O
Na+
+ Cl-
 H2O H+
+ OH-
 Cátodo: H+ + e- → H2
 Ânodo: Cl-
→ e- + Cl2
 Equação global: NaCl + HOH → H2 + Cl2 + NaOH
XI. TITULOMETRIA
1. Analise Quantitativa
É o processo pelo qual determina-se experimentalmente a concentração das soluções.
 Análise volumétrica – determina a concentração de uma solução que reage com outra de
concentração conhecida pela leitura dos volumes das soluções gastas na titulação.
2. Princípios de titulometria
Quando as substancias se combinam sempre o fazem na mesma quantidade em equivalentes-
gramas.
Lembrando que a normalidade é dada por: Logo,
Numa reacção entre as substancias A e B, pode-se afirmar que:
ne
N =
V
ne = N× V
ne A = ne B

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E, a partir daí, temos a equação fundamental da titulometria.
“As soluções reagem entre si sendo, seus volumes inversamente proporcionais às suas
normalidades. “
Indicadores ácido-base
Substancia que graças á mudança de cor nos dá o ponto de equivalência.
Geralmente são ácidos ou bases orgânicos fracos, que apresentam diferença de cor entre as
formas presentes em seu equilíbrio de dissociação.
Os principais indicadores de ácido-base são:
XII. RADIOACTIVIDADE
1. Radioactividade – é o fenómeno natural pelo qual os núcleos dos átomos de certos
elementos emitem radiações espontaneamente de modo a adquirirem estabilidade.
 A radioactividade foi descoberta no final do século XIX pelo francês Henri Bequerel.
NAVA =NBVB

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2. Reacções nucleares -diz-se que há reacção nuclear quando dois núcleos se movem um
em direcção ao outro, para que haja interacção entre as partículas de um núcleo com as
do outro pelas forças nucleares, ocorrendo uma redistribuição de núcleos.
Constituição das radiações:
a) Radiação Alfa – é uma partícula formada por 2 protões e 2 neutrões, é de carga
positiva e tem menor poder de penetração. Corresponde ao núcleo do átomo de
hélio (Z =2 e A = 4). Representação: +2
4
.
b) Radiação Beta – é uma partícula formada quando um neutrão de decompõe,
formando um electrão. Representação: -1
0
.
Neutrão → protão + electrão + neutrino
c) Radiação gama – as radiações gama não são partículas, mas sim ondas
electromagnéticas emitidas imediatamente após a saída de partículas e . Não
possuem carga nem massa. Representação: 0
0
.
LEIS DA RADIOACTIVIDADE
1. 1ª Lei de Soddy:
Quando um átomo emite uma partícula , o seu número atómico diminui de 2 unidades e seu
número de massa diminui de 4 unidades. ZXA
→ +2
4
+ Z-2YA-4
2. 2ª Lei de Soddy, Fajans e Russel:
Quando um átomo emite uma partícula , o seu número atómico aumenta de uma unidade e o
seu número de massa permanece inalterado. ZXA
→-1
0
+ Z+1YA
.
Exemplos:
 Dada a equação:

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90X204
→ x + y + 92Y192
 Pedido determine: x e y
 Resolução:
90X204
→ x+2 4
+ y−1 0
+ 92Y192
 Montamos duas equações:
a) Uma para os índices superiores:
204 = 4x+y0+192 →4x = 204-192→4x = 12→x = →x =3
b) Uma para os índices inferiores:
90 = 2x-1y+92 →90= 2×3-1y+92 →90 = 6-1y+92 →1y = 92+6-90 →y = 98-90 →y =8
Logo, a nossa equação fica: 90X204
→ 3 + 8 + 92Y192
, o que quer dizer: para que o elemento
90X204
se transforme em 92Y192
é necessário emitir 3 radiações alfa ( ) e 8 radiações beta ( ).
CINÉTICA DA RADIOACTIVIDADE
1. Velocidade das desintegrações radioactivas – é o número de desintegrações que ocorre
em unidade de tempo; ou ou ainda;
 Onde ∆ = ção do número de átomos
2. Meia vida ou período de semidesintegração – é o tempo necessário para que se desintegre
a metade dos átomos radioactivos existentes em qualquer quantidade de amostra.
Exemplo:
Temos 80g de amostra radioactiva. Sabendo-se que a meia vida vale 15 horas, quanto tempo leva
para a massa final ficar sendo 0,25g?
8g 15h
4g 15h
2g 15h
1g 15h
0,5g 15h
0,25g .
V =
∆
∆ V =
∆
V = KN
m0 =

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Logo, para que a massa final fique sendo 0,25g leva 5× 15 horas, o que implica 75 horas.
 Transmutação – quando um elemento químico emite espontaneamente uma radiação se
transforma em outro elemento.
FENÓMENOS RADIOACTIVOS E SUAS UTILIZAÇÕES
1. Fissão nuclear – é a fragmentação de um núcleo em partes menores. Nesse fenómeno há
libertação de grande quantidade de energia. É o que ocorre nas bombas atómicas, usinas
nucleares, ela é realizada de forma controlada com aproveitamento de energia.
2. Fusão nuclear – é o processo que ocorre quando núcleos menores se unem formando
outras maiores. Nesse fenómeno há libertação de enorme quantidade de energia, mas
necessita de temperatura elevadíssima para se iniciar. É o processo que ocorre no sol.
TEORIA DOS QUANTA
Max Planck concebeu a ideia de que um corpo, ao emitir ou absorver energia, o faz de forma
descontínua, ou seja, sob forma de pacotinhos de energia.
Cada pacotinho de energia se denomina quantum ou fóton. Cada radiação contém fótons com
energia específica que é função da sua frequência. O fóton da luz verde é diferente do fóton da
luz vermelha assim por diante.
A energia de um fóton é dada pela relação: onde: h é constante de Planck =
6,624× 10-27 erg.s e f é a frequência.
SALTOS QUÂNTICOS
 Estado normal ou fundamental – elétrons ocupando os níveis de menor energia
possível.
E = h×

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 Estado excitado – o átomo absorveu energia, os eletrons passando para níveis de maior
energia.
XII. COLÓIDES
Colóide é a dispersão onde o diâmetro da partícula dispersa está compreendido entre 1 e 100 m
(10Å e 1000Å).
As partículas dispersas são denominadas MICELAS que correspondem a fase descontínua. Já a
fase contínua denomina-se DISPERSANTE ou DISPERGENTE.
CONSISTÊNCIA DAS FASES SOL E GEL
1. Sol – o colóide se encontra na fase sol quando as partículas dispersas se encontram bem
separadas umas das outras pelas moléculas do dispersante.
2. Gel – o colóide está no estado gel quando as partículas dispersas se encontram
aglutinadas, umas muito próximas das outras.
Exemplo: gelatina, a frio, apresenta-se bem consistente e diz-se que está no estado gel; quando
aquecido, a gelatina torna-se fluida e diz-se que está no estado sol.
 A passagem de estado sol para gel é obtida pela retirada do dispersante, precipitação do
disperso ou por variações de temperatura.
PROPRIEDADES DOS COLÓIDES
1. Movimento Browniano
A observação de um Colóide ao ultramicroscópio mostra que as partículas dispersas não se
acham paradas, mas sim num movimento incessante, seguindo uma linha poligonal.

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2. Efeito Tyndall
Quando um feixe de luz lateral incide sobre a dispersão coloidal, observa-se sobre um fundo
escuro numa direcção perpendicular á da propagação da luz, uma turvação, devida á difracção
dos raios luminosos por parte das partículas dispersas.
PURIFICAÇÃO DOS COLÓIDES
1. Ultra filtração – as micelas não atravessam o ultra filtro;
2. Ultra centrifugação – as micelas sedimentam por acção de ultra centrifugadores.
3. Diálise – os colóides são pouco difusíveis, pois as micelas são relativamente grandes para
atravessarem a propriedade das membranas.

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PARTE III
QUÍMICA ORGÂNICA

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Química orgânica – é a parte da química que estuda os compostos do elemento carbono.
Postulados de Kekulé:
 O carbono é um elemento tetravalente constante;
 As quatro valências do carbono são iguais;
 Os átomos de carbono podem ligar-se entre si;
Valência dos principais elementos que fazem parte da química orgânica
As ligações entre átomos de carbono
1. Ligação simples: C-C
2. Dupla ligação: C=C
3. Tripla ligação: -C≡C-
Tipos de Carbono
1. Carbono primário – é carbono que se encontra ligado directamente a apenas um
carbono;
2. Carbono secundário - é carbono que se encontra ligado directamente a dois outros
carbonos;
C N P O S H Cl Br I
Tetravalente
(4)
Trivalente
(3)
Trivalente
(3)
Bivalente
(2)
Bivalente
(2)
(1) Monovalente
(1)
Monovalente
(1)
Monovalente
(1)

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3. Carbono terciário - é carbono que se encontra ligado directamente a três outros
carbonos.
4. Carbono quaternário - é carbono que se encontra ligado directamente a quatro outros
carbonos.
CADEIAS CARBÓNICAS
1. Cadeia aberta ou alifática
Quanto á disposição dos átomos
a) Normal – contém apenas duas extremidades em relação ao carbono;
b) Ramificada - contém mais de duas extremidades em relação ao carbono.
Quanto á ligação entre os carbonos
a) Saturada – apresenta apenas ligações simples entre os carbonos da cadeia;
b) Insaturadas – apresenta uma ligação dupla ou tripla entre os carbonos da cadeia.
Quanto á natureza dos átomos
a) Cadeia homogénea – é aquela que não apresenta heteroátomos. Isto é, átomos diferentes
de carbono e hidrogénio.
b) Cadeia heterogénea – aquela que apresenta heteroátomos. Isto é, apresenta átomos
diferentes de carbono e hidrogénio.
2. Cadeias fechadas ou cíclicas
a) Alicíclicas – é uma cadeia fechada não aromática;
b) Aromáticas – são cadeias fechadas com um núcleo de benzeno.

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FUNÇÕES ORGÂNICAS
1. Hidrocarbonetos:
 Fórmula geral:
 Terminação “o”
Tipos hidrocarbonetos
a) Alcanos – são hidrocarbonetso de cadeia aberta, saturada e que obedecem a seguinte
formula:
b) Alcenos – são hidrocarbonetos de cadeia aberta, insaturada (dupla ligação) e têm a
seguinte formula:
c) Alcinos – são hidrocarbonetos de cadeia aberta, insaturada (tripla ligação) e obedecem a
seguinte formula:
d) Alcadienos – são hidrocarbonetos de cadeia aberta, insaturada (com duas ligações
duplas) e obedecem a seguinte formula:
e) Ciclanos – são hidrocarbonetos de cadeia fechada, saturada que obedecem a formula
seguinte:
f) Ciclenos – são hidrocarbonetos de cadeia fechada, insaturada (de dupla ligação) e
obedecem a seguinte fórmula:
g) Aromáticos – são hidrocarbonetos de cadeia fechada que apresentam pelo menos um
núcleo de benzeno.
Nomenclatura de hidrocarbonetos de cadeias normais
Mais
CxHy
CnH2n+2
CnH2n
CnH2n-2
CnH2n-2
CnH2n
CnH2n-2
Prefixo correspondente ao
número de carbonos na cadeia
A palavra “ano” se for um alcano, “eno”
se for alceno e “ino” se for Alcino.

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Prefixos
 Quando há uma dupla ou tripla ligação, temos de localizar a dupla ou tripla ligação
numerando a cadeia principal a partir da extremidade mais próxima a insaturação.
Exemplos:
H3C-CH=CH-CH3. 2-buteno; HC ≡ C-CH2-CH3. 1-butino; H2C=CH-CH=CH-CH3. 1-3-
pentadieno.
Radicais C
CH3 – Metil, CH3-CH2-Etil, CH3-CH2-CH2-Propil, CH3-CH-CH2- Isopropil, etc.
Nomenclatura de cadeias ramificadas
1º Reconhecer a cadeia principal (a que tiver maior numero de carbonos);
2º Numerar a cadeia principal;
3º Dar a localização dos radicais.
Exemplos:
CH3-CH-CH2-CH2-CH-CH3. Nome: 2,5-dimetileptano.
CH2 CH2
CH3
 Nos compostos de cadeia fechada dá-se prenome ciclo, e em seguida usam-se
praticamente as mesmas regras. Exemplos: CH-CH3
Metilciclopropano
CH2 CH2
MET = 1C, ET =2C, PROP = 3C, BUT = 4C, PENT = 5C, HEX = 6C, HEPT = 7C, OCT = 8C, NON = 9C, DEC =
10C, UNDEC = 11C, etc.

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2. Álcoois
São compostos orgânicos que apresentam o grupo (-OH) ligado ao carbono saturado.
Nomenclatura oficial
Para dar nome a um álcool obedece-se a seguinte formula:
+ ligação correspondente + “ol”
Exemplo: CH3-CH2-OH etanol ou álcool etílico.
 No caso do álcool apresentar mais de 3 átomos de carbono, deveremos localizar o grupo
OH numerando a cadeia carbónica a parir da extremidade mais próxima do grupo OH.
Exemplo: CH3-CH2-CH2-OH. 1-propanol.
 Porem, se o álcool apresentar cadeia ramificada, devemos:
 Achar a cadeia principal;
 Numerar a cadeia principal (a partir da extremidade mais próxima ao grupo OH);
 Dar nome na ordem:
Nº do radical, nome do radical e nome da cadeia principal.
Exemplo: OH
CH3-CH-CH2-CH-CH3. 4-metil-2-pentanol
CH3
Classificação dos álcoois:
 Álcool primário – apresenta o grupo OH ligado ao carbono primário;
Exemplo: CH3-CH2-CH2-OH. 1-propanol.
 Álcool secundário – apresenta o grupo OH ligado ao carbono secundário.
O prefixo correspondente ao nº
de carbono na cadeia principal

Maputo, 2016
Exemplo: OH
CH3-CH-CH2-CH2-CH3. 2-Pentanol
 Álcool terciário - apresenta o grupo OH ligado ao carbono terciário.
Exemplo: OH
CH3 C CH3. 2-metil-2-propanol
CH3
3. Fenóis
São compostos orgânicos derivados de hidrocarbonetos aromáticos, pela substituição de H ligado
directamente ao benzeno por grupo –OH (hidroxila ou oxidrila).
 Nomenclatura oficial
Dá-se a palavra hidroxi antes do nome correspondente ao núcleo benzênico.
Exemplos: OH OH
CH3
Hidroxibenzeno (fenol comum). 2-metil-1-hidroxibenzeno (2-metil-fenol)
4. Aldeídos
São compostos orgânicos que apresentam o grupo funcional aldoxila (carbonila ligada a
hidrogénio).

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O
C H (aldoxila)
Nomenclatura oficial:
 Colocar a terminação al ao nome da cadeia correspondente.
Exemplos: O O
CH3-C CH3-CH2-CH-CH2-C
H CH3 H
Etanal (aldeído acético ou acetaldeído) 3-metil-pentanal
5. Cetonas
São compostos orgânicos que apresenta o grupo funcional carbonila ligado a carbono
secundário. O
C carbonila.
Nomenclatura das Cetonas:
Dá-se o sufixo “ona” ao nome do hidrocarboneto correspondente.
O
C C C propanona (acetona)
O
CH3 CH2 CH2 C CH3 pentanona-2

Maputo, 2016
6. Ácidos carboxílicos O
São compostos orgânicos que apresentam o grupo funcional carbonila. C
OH
Nomenclatura dos ácidos carboxílicos
a) Oficial – terminação oíco ao nome do hidrocarboneto correspondente;
b) Usual – usa-se a palavra ácido seguida do nome que lembra alguma característica do
acido. O
Exemplo: H C ; Ácido metanoíco ou ácido fórmico.
OH
O
CH3 C ácido acético ou acido etanoíco
OH
7. Sais de ácidos carboxílicos
São compostos orgânicos que se derivam dos ácidos carboxílicos pela substituição do H da
hidroxila (OH) por um metal.
Exemplo: O O
CH3-C -H CH3-C
OH +Na O-Na
Ácido etanoíco (ácido carboxílico). Etanoato de sódio (sal de ácido carboxílico)

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8. Esteres
São compostos orgânicos que apresentam o grupo funcional
 Escreve-se o nome do primeiro radical + o sufixo ato + a preposição de seguida do nome
do segundo radical + o sufixo ila.
Exemplo: O
CH3-CH2-C nome: propanoato de etila.
O CH2-CH3
9. Éteres
São compostos orgânicos derivados dos álcoois, por retirada de um “H” do “OH” e substituição
por radical derivado de hidrocarboneto.
Usa-se a partícula oxí, entre os prefixos correspondentes aos números de átomos de carbono,
acrescentando-se ao segundo sufixo ano.
Exemplo: CH3-CH2-CH2-O-CH2-CH2-CH3. Nome: propoxipropano.
10. Aminas
São compostos orgânicos derivados da amónia (NH3).
- 1H → R-NH2. Amina primária
NH3 - 2H → R-NH-R. Amina secundária
- 3H → R-N-R . Amina terciária
R
O
R C
O R’

Maputo, 2016
Dá-se o nome dos radicais presos ao nitrogénio e em seguida acrescenta-se a palavra amina.
Exemplo: CH3-CH2-NH-CH3. Etil, metilamina NH2 fenilamina

Maputo, 2016
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS:
Feltre, Ricardo. (2004). Química geral. Volume 1. 6ª Ed. São Paulo.
Feltre, Ricardo. (2004). Físico-química. Volume 2. 6ª Ed. São Paulo.
Feltre, Ricardo. (2004). Química Orgânica. Volume 3. 6ª Ed. São Paulo.
Usberco, João (2002). Química-volume único / João Usberco, Edgard Salvador. 5. ed.
reform. — São Paulo: Saraiva,
Luiz, André (2013). Química resumida. Disponível em
https://www.professormatematicarj.blogspot.com. Acesso em 24 de Setembro de 2015.
Química geral 1: pré-vestibular teoria e exercícios propostos. Disponível em:
WWW.editora.coc.com. Br.
FOGAçA, Jennifer Rocha Vargas. "Fórmula Mínima ou Empírica"; Brasil Escola. Disponível
em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/formula-minima-ou-empirica.htm>. Acesso em 29 de
Novembro de 2016.

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