O documento apresenta informações sobre massa molar, mol, número de Avogadro e volume molar. Fornece exemplos de cálculos destas grandezas para compostos como água, dióxido de carbono, sacarose e nitrato de cálcio.

1. Recuperação Anual
1º Poliedro

2. Frente A _ Cap.02
◦ Massa Molar (CHONPS): A massa molar é a massa em gramas de um mol de entidades elementares
AGORA É COM VOCÊ
Pág.54 _ Questão 12
H2O (água)
O = 1x 16 = 16
H = 2 x 1 = 2
M = 16 + 2 = 18g/mol
CO2 (dióxido de carbono)
O = 2 x 16 = 32
C = 1 x 12 = 12
M = 32 + 12 = 44g/mol
C12H22O11 (sacarose)
O = 11 x 16 = 176
H = 22 x 1 = 22
C = 12 x 12 = 144
M = 176 + 22 + 144 = 342g/mol
Ca(NO3)2 (nitrato de cálcio)
O = 6 x 16 = 96
N = 2 x 14 = 28
Ca = 1 x 40 = 40
M = 96 + 28 + 40 = 164g/mol

3. Frente A _ Cap.02
◦ Mol: é uma unidade de medida utilizada para expressar a quantidade de matéria microscópica,
como átomos e moléculas.
𝑚𝑜𝑙
𝑛º 𝑑𝑜 𝑏𝑎𝑙𝑎𝑛𝑐𝑒𝑎𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜
(𝑛)
↔
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑔/𝑚𝑜𝑙)
𝑛 𝑥 𝐶𝐻𝑂𝑁𝑃𝑆
↔
𝑁ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝐴𝑣𝑜𝑔𝑎𝑑𝑟𝑜
𝑛 𝑥 6,02 . 1023
𝑒𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠
↔
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟
𝑛 𝑥 22,4𝐿 (𝐶𝑁𝑇𝑃)
𝑉 = 𝑛𝑅𝑇/𝑃
𝑉 = 𝑚/𝑑
◦
𝑙𝑒𝑖𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑒𝑚 𝑚𝑜𝑙
𝑙𝑒𝑖𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑒𝑚 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠
𝑙𝑒𝑖𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑒𝑚 𝐴𝑣𝑜𝑔𝑎𝑑𝑟𝑜
𝑙𝑒𝑖𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑒𝑚 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 (𝐶𝑁𝑇𝑃)
⋮
𝑁2(𝑔)
1 𝑚𝑜𝑙
1 𝑥 28𝑔
1 𝑥 6,02. 1023
1 𝑥 22,4𝐿
+ 3𝐻2(𝑔)
3 𝑚𝑜𝑙𝑠
3 𝑥 2𝑔
3 𝑥 6,02. 1023
3 𝑥 22,4𝐿
→ 2𝑁𝐻3(𝑔)
2 𝑚𝑜𝑙𝑠
2 𝑥 17𝑔
2 𝑥 6,02. 1023
2 𝑥 22,4𝐿
AGORA É COM VOCÊ
Pág.56 à 61 _ Questões 18 à 24, 43,
44, 48, 63, 69 e 75

4. Frente A _ Cap.04
◦ Leis Ponderais
1. Lei de Conservação das Massas ou Lei de Lavoisier:
“Em uma reação química feita em recipiente fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos
produtos.”
Atualmente, essa lei é mais conhecida pelo seguinte enunciado:
“Na natureza nada se cria, nada se forma, tudo se transforma.”
2. Lei das Proporções Constantes ou Lei de Proust:
Essa lei foi criada por Joseph Louis Proust (1754-1826) e pode ser enunciada assim:
“A proporção em massa das substâncias que reagem e que são produzidas numa reação é fixa, constante e invariável.”
𝟏º 𝒆𝒙𝒑𝒆𝒓𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒐
𝟐º 𝒆𝒙𝒑𝒆𝒓𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒐
𝟑º 𝒆𝒙𝒑𝒆𝒓𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒐
á𝒈𝒖𝒂
𝟒, 𝟓𝒈
𝟗, 𝟎𝒈
→ 𝒈á𝒔 𝒉𝒊𝒅𝒓𝒐𝒈ê𝒏𝒊𝒐
𝟎, 𝟓𝒈
𝟐, 𝟎𝒈
+ 𝒈á𝒔 𝒐𝒙𝒊𝒈ê𝒏𝒊𝒐
𝟖, 𝟎𝒈
𝒑𝒓𝒐𝒑𝒐𝒓çã𝒐
𝟏/𝟖
𝟏/𝟖
𝟏/𝟖
AGORA É COM VOCÊ
Pág.20 e 21 _ Questão 2, 8, 9 e 10

5. Frente A _ Cap.04
◦ Utilizamos o cálculo estequiométrico quando desejamos descobrir a quantidade de determinadas
substâncias envolvidas numa reação química, reagentes e/ou produtos.
Antes de começar a resolução dos cálculos, devemos seguir alguns passos, como:
𝑬𝒔𝒄𝒓𝒆𝒗𝒆𝒓 𝒂 𝒆𝒒𝒖𝒂çã𝒐 𝒒𝒖í𝒎𝒊𝒄𝒂 →
𝑩𝒂𝒍𝒂𝒏𝒄𝒆𝒂𝒓
𝒆𝒔𝒔𝒂 𝒆𝒒𝒖𝒂çã𝒐
∗ 𝒓𝒆𝒂çõ𝒆𝒔 𝒔𝒖𝒄𝒆𝒔𝒔𝒊𝒗𝒂𝒔
→
𝑬𝒔𝒕𝒂𝒃𝒆𝒍𝒆𝒄𝒆𝒓 𝒂𝒔
𝒑𝒓𝒐𝒑𝒐𝒓çõ𝒆𝒔 𝒅𝒂𝒔 𝒈𝒓𝒂𝒏𝒅𝒆𝒛𝒂𝒔
𝒆𝒏𝒗𝒐𝒍𝒗𝒊𝒅𝒂𝒔 𝒏𝒐 𝒑𝒓𝒐𝒃𝒍𝒆𝒎𝒂
∗ 𝒑𝒖𝒓𝒆𝒛𝒂
→
∗
𝒗𝒆𝒓𝒊𝒇𝒊𝒄𝒂𝒓
𝒐 𝒆𝒙𝒄𝒆𝒔𝒔𝒐
→
𝑬𝒔𝒕𝒂𝒃𝒆𝒍𝒆𝒄𝒆𝒓 𝒖𝒎𝒂
𝒓𝒆𝒈𝒓𝒂 𝒅𝒆 𝒕𝒓ê𝒔
∗ 𝒓𝒆𝒏𝒅𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒐
(𝒓𝒆𝒔𝒑𝒐𝒔𝒕𝒂 𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍)

6. Frente A _ Cap.04
Qual será a massa, em gramas, de água
produzida a partir de 8 g de gás hidrogênio?
1° Escrever a reação:
H2 + O2 → H2O
2° Balancear a equação:
2 H2 + O2 → 2 H2O
3° Estabelecer as proporções
2 H2 + O2 → 2 H2O
8 g ----------------- x g
2 . (2g) ----------- 2 . (18g)
4º Estabelecer uma regra da três
8g -------- xg
4g -------- 36g
x = 72 g
Logo, a quantidade de água produzida será
de 72 g.
15 g de H2SO4, com 90% de pureza, reage
com alumínio para formar Aℓ2(SO4)3 e H2.
Qual será a massa de hidrogênio formada?
1° Escrever a reação:
Aℓ + H2SO4→ Aℓ2(SO4)3 + H2
2° Balancear a equação:
2 Aℓ + 3 H2SO4→ Aℓ2(SO4)3 + 3 H2
3° Estabelecer as proporções + * calcular
a pureza
2 Aℓ + 3 H2SO4→ Aℓ2(SO4)3 + 3 H2
15g . 90% ------------------- x g
3 . (98g) ------------------3 . (2g)
4º Estabelecer uma regra da três
13,5g --------xg
294g --------6g
x = 0,275g
Logo a quantidade de hidrogênio formada
será de 0,275 g.
Queimando 40 g de carbono puro, com
rendimento de 95%, qual será a massa de
dióxido de carbono obtida?
1° Escrever a reação:
C + O2 → CO2
2° Balancear a equação:
C + O2 → CO2
3° Estabelecer as proporções
C + O2 → CO2
40g --------- x g
1 . 12g------1 . (44g)
4º Estabelecer uma regra da três + *
Calcular o rendimento
40g -----------xg
12g -----------44g
x = 146,66g
146,66 g . 95% = 139,32g
Logo a quantidade de CO2 obtida pela queima
de carbono puro, numa reação com rendimento
de 95%, será de 139,32 g.

7. Frente A _ Cap.04
AGORA É COM VOCÊ
Pág.20 à 31 _ Questão 11 à 17, 19 à 22, 24, 25,
40, 43, 44, 45, 47, 49, 51, 54, 58, 69, 70, 73, 75
Qual será a massa de sulfato de sódio (Na2SO4) obtida na reação de 16 g de hidróxido de sódio (NaOH) com 20 g de ácido
sulfúrico (H2SO4)?
1° Escrever a reação:
NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
2° Balancear a equação:
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
3° Estabelecer as proporções
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
16g -------- 20g ------- xg
2 . (40g)---1 . (98g)--- 1 . (142g)
* Verificar o excesso (só sobre os reagentes)
2NaOH | H2SO4
𝟏𝟔𝒈 ÷ 𝟖𝟎𝒈 𝟐𝟎𝒈 ÷ 𝟗𝟖𝒈
𝟎, 𝟐 𝟎, 𝟐𝟎𝟒
Portanto o H2SO4 é a substância em excesso
4º Estabelecer uma regra da três (descartando a
substância em excesso)
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
16g ----------------------- xg
80g --------------------- 142g
x = 28,40 g
Logo a quantidade de sulfato de sódio obtida na reação será
de 28,40 g.

8. Frente A _ Cap.05
◦ O número de oxidação (NOX)
AGORA É COM VOCÊ
Pág. 44 e 45

9. Frente A _ Cap.05
◦ Oxirredução é uma reação química em que há a ocorrência de oxidação e redução de átomos de substâncias
(espécie química) presentes no processo.
◦ Oxidação: É a perda de elétrons por parte de um átomo de uma espécie química. (causa aumento do NOX)
◦ Redução: É o ganho de elétrons por parte de um átomo de uma espécie química. (causa diminuição do NOX)
◦ Agente redutor e agente oxidante: A espécie química que sofre o fenômeno da oxidação é denominada de agente redutor, e a
espécie que sofre o fenômeno da redução é chamada de agente oxidante.
AGORA É COM VOCÊ
Pág. 46 e 47 _ Questão 19 à 23,
28, 31 à 33

10. Frente A _ Cap.05
◦ Balanceamento de uma equação de oxirredução
KMnO4 + H2SO4 +H2O2 → K2SO4 +H2O +O2 +MnSO4
1º _ Determinar os NOX de todos os átomos e íons da
reação (observando que elemento mudou de NOX durante
a reação);
2º _ Determinação da variação (Δ) da oxidação e da
redução;
O2 = ∆Nox = 2 . 1 = 2
MnSO4= ∆Nox = 1 . 5 = 5
3º _ Inversão dos valores de Δ;
O2 = ∆Nox = 2 → 2 será o coeficiente de MnSO4
MnSO4 = ∆Nox = 5→ 5 será o coeficiente de O2
KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → K2SO4 + H2O + 5
O2+ 2 MnSO4
4º _ Determinação dos demais coeficientes pelo
método de tentativa.
2 KMnO4 + 3 H2SO4 +5 H2O2 → 1 K2SO4 + 8 H2O
+5 O2+ 2 MnSO4
AGORA É COM VOCÊ
Pág. 47 e 48 _ Questão 34, 37,40 e 41

11. Frente B _ Cap.01
◦ Modelos atômicos
A primeira ideia
Leucipo e Demócrito eram filósofos e não chegaram a estudar o átomo, simplesmente propuseram a existência do mesmo. Átomo = não
divisível.
1. Modelo atômicos de John Dalton (1808)
Os átomos são esféricos, maciços e indivisíveis.
2. Modelo atômicos de Thomson (1897)
O átomo é uma esfera maciça, formado por um fluido com carga positiva no qual estão dispersos os elétrons.
3. Modelo atômicos de Rutherford (1911)
O átomo apresenta um núcleo, onde se localizam as cargas positivas (prótons), e uma eletrosfera, onde se localizam as cargas negativas
(elétrons).
4. Modelo atômicos de Bohr (1913)
Os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas circulares (camadas) que possuem uma certa quantidade de energia.
AGORA É COM VOCÊ
Pág.107 à 111 _ Questão 1, 2, 4, 5, 9 , 10 e 20

12. Frente B _ Cap.01
◦ Atomística
Partículas subatômicas
A localização de cada partícula ocorre da seguinte maneira:
- Núcleo: Parte central do átomo, composta por prótons (positivos) e nêutrons (nulos).
- Eletrosfera: Região composta pelos elétrons, estes orbitam ao redor do núcleo e são eletricamente

13. Frente B _ Cap.01
◦ Atomística
Características importantes
Número Atômico – Z ou p
É o número que indica a quantidade de prótons existentes no núcleo atômico.
Número de Massa – A:
É a soma dos prótons e nêutrons existentes no núcleo de um átomo.
Elemento Químico:
É um conjunto de átomos de mesmo número atômico.
Representação dos Átomos:
Em geral a representação ocorre da seguinte maneira:
zXA ou AXz

14. Frente B _ Cap.01◦ Atomística
Átomo no Estado Fundamental (Átomo eletricamente neutro): z = nº de elétron
13
27
𝐴ℓ
𝐴 = 27
𝑍 = 13
𝑝 = 13
𝑒 = 13
𝑛 = 𝐴 − 𝑝 = 14
26
56
𝐹𝑒
𝐴 = 56
𝑍 = 26
𝑝 = 26
𝑒 = 26
𝑛 = 𝐴 − 𝑝 = 30
Íons : A espécie química que apresenta o número de prótons diferente do número de elétrons.
Íon positivo – Cátion (+) Perde (libera) elétron
Íon negativo – Ânion (–) Ganha (recebe) elétron
13
27
𝐴ℓ+3
𝐴 = 27
𝑍 = 13
𝑝 = 13
𝑒 = 10
𝑛 = 𝐴 − 𝑝 = 14
8
15
𝑂−2
𝐴 = 15
𝑍 = 8
𝑝 = 8
𝑒 = 10
𝑛 = 𝐴 − 𝑝 = 7
AGORA É COM VOCÊ
Pág.111 _ Questão 23 à 27

15. Frente B _ Cap.01
◦ Atomística
Semelhanças atômicas
Isótopos: Átomos que possuem o mesmo número de prótons e diferentes números de massa.
Isóbaros: Átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), mas que possuem o mesmo número de massa.
Isótonos: Átomos que possuem mesmo número de nêutrons e diferente números atômicos e de massa.
Isoeletrônicos: São átomos ou espécies que possuem o mesmo número de elétrons, mas diferem quanto ao número de massa, de
nêutrons e atômico.
AGORA É COM VOCÊ
Pág.112 à 115 _ Questão 29, 35 à 54

16. Frente B _ Cap.01
◦ Atomística
Estudo da Eletrosfera
Níveis energéticos ou Camadas: Tem-se 7 camadas cada uma com seu número máximo de elétrons, veja:
Subníveis de energia: Uma subdivisão dos níveis ou camadas.

17. Frente B _ Cap.01
◦ Atomística
Estudo da Eletrosfera
Unindo-se níveis e subníveis, tem-se uma ordem crescente de distribuição de energia, tem-se, portanto, a distribuição
eletrônica.
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p
Em que, também pode-se encontrar na forma conhecida como o diagrama de Linus Paulling ou diagrama
de retas paralelas
Rubídio (Rb):
32Rb = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1
Subnível mais energético: 5s1
Camada de Valência: 5s1 – 1 elétron na última camada
Titânio (Ti):
22Ti = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
Subnível mais energético: 3d2
Camada de Valência: 4s2 – 2 elétrons na última camada
AGORA É COM VOCÊ
Pág.116 e 117 _ Questão 67 à 79

18. Frente B _ Cap.02
◦ Tabela periódica
A tabela tem os elementos químicos dispostos em ordem crescente de número atômico e
são divididos em grupos (ou famílias) devido a características que são comuns entre eles.
Classificação dos elementos
Metais: São bons condutores de calor e eletricidade. São sólidos nas CNTP (com exceção do mercúrio), além de
maleáveis e dúcteis.
Não metais: São maus condutores de corrente elétrica e calor. Podem assumir qualquer estado físico na temperatura
ambiente.
Gases nobres: Apresentam baixa reatividade, sendo até pouco tempo considerados inertes.

19. Frente B _ Cap.02
◦ Tabela periódica
Classificação dos elementos
Os elementos podem ser classificados
em representativos ou de transição
(interna e externa). Os representativos
são aqueles cuja distribuição eletrônica
termina em s ou p. Os elementos de
transição externa são aqueles cuja
distribuição acaba em d, e os de
transição interna acabam em f.

20. Frente B _ Cap.02
◦ Tabela periódica
Organização
Grupos ou famílias – Colunas: os elementos pertencentes a um mesmo grupo ou a uma mesma família da Tabela
Periódica possuem propriedades físicas e químicas semelhantes.
Isso acontece porque os elementos químicos que estão em uma mesma família possuem a mesma quantidade de
elétrons na camada de valência, isto é, na última camada eletrônica:
Família 1: Possuem todos 1 elétron na camada de valência;
Família 2: Possuem todos 2 elétrons na camada de valência;
Família 13: Possuem todos 3 elétrons na camada de valência;
Família 14: Possuem todos 4 elétrons na camada de valência;
Família 15: Possuem todos 5 elétrons na camada de valência;
Família 16: Possuem todos 6 elétrons na camada de valência;
Família 17: Possuem todos 7 elétrons na camada de valência;
Família 18: Possuem todos 8 elétrons na camada de valência.

21. Frente B _ Cap.02
◦ Tabela periódica
Organização
Grupos ou famílias – Colunas:
Segundo a IUPAC (União Internacional da
Química Pura e Aplicada), atualmente as famílias
da Tabela Periódica devem ser ordenadas de 1 a
18. Algumas dessas famílias possuem nomes
especiais, que são muito usados:
Família 1: Metais alcalinos;
Família 2: Metais alcalinoterrosos;
Família 16: Calcogênios;
Família 17: Halogênios;
Família 18: Gases Nobres.

22. Frente B _ Cap.02
◦ Tabela periódica
Organização
Períodos – Linhas: As sete linhas horizontais que aparecem na Tabela Periódica são os períodos e indicam a
quantidade de camadas eletrônicas que os átomos de tais elementos possuem.
AGORA É COM VOCÊ
Pág.133 à 137 _ Questões 1 à 5,
7 à 10, 12 à 16, 20, 21 e 25

23. Frente B _ Cap.05
◦ Funções Inorgânicas
𝑭𝒖𝒏çõ𝒆𝒔 𝑰𝒏𝒐𝒓𝒈â𝒏𝒊𝒄𝒂𝒔
Á𝒄𝒊𝒅𝒐𝒔 → 𝑹𝒂𝒅𝒊𝒄𝒂𝒍 [𝑯+]
𝑩𝒂𝒔𝒆𝒔 → 𝑹𝒂𝒅𝒊𝒄𝒂𝒍 [𝑶𝑯−]
𝑺𝒂𝒊𝒔 →
𝑪á𝒕𝒊𝒐𝒏 ≠ 𝑯+
Â𝒏𝒊𝒐𝒏 ≠ 𝑶𝑯−
Ó𝒙𝒊𝒅𝒐𝒔 → 𝑪𝒐𝒎𝒑𝒐𝒔𝒕𝒐 𝒃𝒊𝒏á𝒓𝒊𝒐,
𝑶 é 𝒐 𝒎𝒂𝒊𝒔 𝒆𝒍𝒆𝒕𝒓𝒐𝒏𝒆𝒈𝒂𝒕𝒊𝒗𝒐

24. Frente B _ Cap.05
◦ Ácidos
Ácido é todo composto molecular que, em solução aquosa, se ioniza, produzindo exclusivamente
como cátion o H3O+(hidroxônio).
HCℓ + H2O  H3O++ Cℓ–
HCN + H2O  H3O++ CN–
Classificação dos Ácidos
Quanto a natureza do ácido
− 𝑜𝑟𝑔â𝑛𝑖𝑐𝑜𝑠
− 𝑖𝑛𝑜𝑟𝑔â𝑛𝑖𝑐𝑜𝑠
Quanto a presença de oxigênio na molécula
− ℎ𝑖𝑑𝑟á𝑐𝑖𝑑𝑜𝑠: 𝑠𝑒𝑚 𝑜𝑥𝑖𝑔ê𝑛𝑖𝑜 𝑛𝑎 𝑓ó𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎
− 𝑜𝑥𝑖á𝑐𝑖𝑑𝑜𝑠: 𝑐𝑜𝑚 𝑜𝑥𝑖𝑔ê𝑛𝑖𝑜 𝑛𝑎 𝑓ó𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎

25. Frente B _ Cap.05
◦ Ácidos
Classificação dos Ácidos
Quanto ao nº de hidrogênios ionizáveis
− 𝑀𝑜𝑛𝑜á𝑐𝑖𝑑𝑜𝑠: 𝐻
− 𝐷𝑖á𝑐𝑖𝑑𝑜𝑠: 𝐻2 (𝐻3 𝑃𝑂2)
− 𝑇𝑟𝑖á𝑐𝑖𝑑𝑜𝑠: 𝐻3(𝐻3 𝑃𝑂3)
− 𝑇𝑒𝑡𝑟á𝑐𝑖𝑑𝑜𝑠: 𝐻4
Quanto ao nº de elementos químicos
− 𝐵𝑖𝑛á𝑟𝑖𝑜
− 𝑇𝑒𝑟𝑛á𝑟𝑖𝑜
− 𝑄𝑢𝑎𝑡𝑒𝑟𝑛á𝑟𝑖𝑜
Quanto à volatilidade
− 𝑉𝑜𝑙á𝑡𝑒𝑖𝑠: ℎ𝑖𝑑𝑟á𝑐𝑖𝑑𝑜𝑠, 𝐻𝑁𝑂3, 𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑒 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻
− 𝐹𝑖𝑥𝑜𝑠: 𝑜𝑥𝑖á𝑐𝑖𝑑𝑜𝑠

26. Frente B _ Cap.05
◦ Ácidos
Classificação dos Ácidos
Quanto ao grau de ionização força de um ácido
− 𝐻𝑖𝑑𝑟á𝑐𝑖𝑑𝑜𝑠
− 𝐹𝑜𝑟𝑡𝑒𝑠: 𝐻𝐼 > 𝐻𝐵𝑟 > 𝐻𝐶ℓ
− 𝑀𝑜𝑑𝑒𝑟𝑎𝑑𝑜: 𝐻𝐹
− 𝐹𝑟𝑎𝑐𝑜𝑠: 𝑑𝑒𝑚𝑎𝑖𝑠
− 𝑂𝑥𝑖á𝑐𝑖𝑑𝑜𝑠 (𝑂𝑥𝑖𝑔 − 𝐻𝑖𝑑𝑟𝑜𝑔)
= 3 − 𝑀𝑢𝑖𝑡𝑜 𝑓𝑜𝑟𝑡𝑒
= 2 − 𝐹𝑜𝑟𝑡𝑒
= 1 − 𝑀𝑜𝑑𝑒𝑟𝑎𝑑𝑜(𝐻3 𝑃𝑂2 𝑒 𝐻3 𝑃𝑂3)
= 0 − 𝐹𝑟𝑎𝑐𝑜(𝐻2 𝐶𝑂3 𝑒 𝑜𝑟𝑔â𝑛𝑖𝑐𝑜𝑠)

27. Frente B _ Cap.05
◦ Ácidos
Nomenclatura dos Ácidos
Hidrácidos → á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑛𝑜𝑚𝑒 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 í𝑑𝑟𝑖𝑐𝑜
Oxiácidos →
𝑁𝑜𝑥 = 7: á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑝𝑒𝑟 𝑛𝑜𝑚𝑒 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑖𝑐𝑜
𝑁𝑜𝑥 = 6 𝑜𝑢 5: á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑛𝑜𝑚𝑒 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑖𝑐𝑜
𝑁𝑜𝑥 = 4 𝑜𝑢 3: á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑛𝑜𝑚𝑒 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑜𝑠𝑜
𝑁𝑜𝑥 = 1 𝑜𝑢 2: á𝑐𝑖𝑑𝑜 ℎ𝑖𝑝𝑜 𝑛𝑜𝑚𝑒 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑜𝑠𝑜
AGORA É COM VOCÊ
Pág.76 à 77 _ Questões 14 à 22 e 30

28. Frente B _ Cap.05
◦ Bases
Base é todo composto iônicos que, em solução aquosa, se dissocia, produzindo exclusivamente
como ânion a OH-(hidroxila).
NaOH + H2O  Na++ OH–
Ca(OH)2 + H2O  Ca+2+ 2OH–
Classificação das Bases
Quanto ao nº de hidroxilas
− 𝑀𝑜𝑛𝑜𝑏𝑎𝑠𝑒
− 𝐷𝑖𝑏𝑎𝑠𝑒
− 𝑇𝑟𝑖𝑏𝑎𝑠𝑒
− 𝑇𝑒𝑡𝑟𝑎𝑏𝑎𝑠𝑒

29. Frente B _ Cap.05
◦ Bases
Classificação das Bases
Quanto a solubilidade em água
− 𝑇𝑜𝑡𝑎𝑙𝑚𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑠𝑜𝑙ú𝑣𝑒𝑖𝑠: 1𝐴 𝑒 𝑁𝐻4 𝑂𝐻
− 𝑃𝑎𝑟𝑐𝑖𝑎𝑙𝑚𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑠𝑜𝑙ú𝑣𝑒𝑖𝑠: 2𝐴
− 𝑃𝑟𝑎𝑡𝑖𝑐𝑎𝑚𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑖𝑛𝑠𝑜𝑙ú𝑣𝑒𝑖𝑠: 𝑑𝑒𝑚𝑎𝑖𝑠 𝑏𝑎𝑠𝑒𝑠
Quanto ao grau de dissociação (força das bases)
− 𝐹𝑜𝑟𝑡𝑒𝑠: 1𝐴 𝑒 2𝐴
− 𝐹𝑟𝑎𝑐𝑎𝑠: 𝑑𝑒𝑚𝑎𝑖𝑠 𝑏𝑎𝑠𝑒𝑠
Quanto à volatilidade
− 𝑉𝑜𝑙á𝑡𝑒𝑖𝑠: 𝑁𝐻4 𝑂𝐻
− 𝐹𝑖𝑥𝑜𝑠: 𝑑𝑒𝑚𝑎𝑖𝑠 𝑏𝑎𝑠𝑒𝑠

30. Frente B _ Cap.05
◦ Bases
Nomenclatura das Bases
Cátions: 1𝐴, 2𝐴, 𝐴𝑔, 𝑍𝑛, 𝐵𝑖, 𝐴ℓ 𝑒 𝑁𝐻4 →
𝐻𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑛𝑜𝑚𝑒 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜
Demais Cátio𝑛𝑠 →
𝐻𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑛𝑜𝑚𝑒 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎 𝑑𝑜 𝑐á𝑡𝑖𝑜𝑛
𝑜𝑢
𝐻𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑛𝑜𝑚𝑒 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑖𝑐𝑜 𝑜𝑢 𝑜𝑠𝑜
AGORA É COM VOCÊ
Pág.78 _ Questões 33 à 40

31. Frente B _ Cap.05
◦ Sais
Sal é todo composto iônico que possui, pelo menos, um cátion diferente do H+ e um ânion
diferente do OH-.
As reações de neutralização ocorrem quando misturamos um ácido e uma base, de modo que o pH
do meio é neutralizado e se produz água e um sal.

32. Frente B _ Cap.05
◦ Sais
Neutralização total
Neste caso os íons H+ do ácido são totalmente neutralizados pelos íons OH- da base formando água e
um sal normal.
Exemplo: a neutralização entre o ácido sulfúrico (H2SO4) e o
hidróxido de alumínio (Aℓ(OH)3).
1º Passo: determinar a carga do cátion da base e do ânion do
ácido
H2SO4 = SO4
2- Aℓ(OH)3 = Aℓ3+
2º Passo: fazer a reação entre o ácido e a base formando o sal
e mais água
H2SO4 + Aℓ(OH)3 → Aℓ3+SO4
2- + H2O
3º Passo: inverter as cargas dos íons do sal para que a soma
se anule
H2SO4 + Aℓ(OH)3 → Aℓ2(SO4)3 + H2O
4º Passo: Parte-se de 1 composto do sal formado.
H2SO4 + Aℓ(OH)3 → 1 Aℓ2(SO4)3 + H2O
5º Passo: acerta-se o número de átomos do metal
H2SO4 + 2 Aℓ(OH)3 → 1 Aℓ2(SO4)3 + H2O
6º Passo: acerta-se o número de átomos do ametal
3 H2SO4 + 2 Aℓ(OH)3 → 1 Aℓ2(SO4)3 + H2O
7º Passo: acerta-se o número de átomos de hidrogênio
3 H2SO4 + 2 Aℓ(OH)3 → 1 Aℓ2(SO4)3 + 6 H2O

33. Frente B _ Cap.05
◦ Sais
Neutralização parcial
Neste caso sobram íons H+ do ácido ou íons OH- da base sem ser neutralizados formando água e
um hidrogeno sal ou um hidróxi sal.
Exemplo: neutralização entre uma molécula de ácido
carbônico (H2CO3) e uma molécula de hidróxido de sódio
(NaOH).
Montando a reação química, temos:
1 H2CO3 + 1 NaOH →
Observe que na neutralização parcial, os reagentes já estão
balanceados. Neste caso a melhor opção para fazer a reação é
através da neutralização dos íons H+ do ácido com os íons
OH- da base:
Como você observou, restou um íon H+ do ácido sem ser
neutralizado. Após a neutralização, juntamos o cátion da
base com o que sobrou do ácido e desta forma temos a
fórmula do sal, classificado como hidrogeno sal.

34. Frente B _ Cap.05
◦ Sais
Nomenclatura
A nomenclatura dos sais é obtida a partir da troca do sufixo do ácido mais o nome do cátion proveniente
da base.
Exemplo:
HCℓ + NaOH → NaCℓ + H2O
Ácido clorídrico hidróxido de sódio cloreto de sódio água
Sufixo do ácido Sufixo do ânion
ÍDRICO ETO
OSO ITO
ICO ATO
AGORA É COM VOCÊ
Pág.79 à 81 _ Questões 44 à 47, 51 à 53, 56, 57, 59 e 60

35. Frente B _ Cap.05
◦ Óxidos
Óxido é todo composto binário, no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.
Nomenclatura dos Óxidos iônicos
Cátions: 1𝐴, 2𝐴, 𝐴𝑔, 𝑍𝑛, 𝐵𝑖, 𝐴ℓ 𝑒 𝑁𝐻4 → ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑛𝑜𝑚𝑒 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜
𝐷𝑒𝑚𝑎𝑖𝑠 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑖𝑠 → ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑛𝑜𝑚𝑒 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎 𝑑𝑜 𝑐á𝑡𝑖𝑜𝑛 𝑜𝑢
ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑛𝑜𝑚𝑒 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑖𝑐𝑜 𝑜𝑢 𝑜𝑠𝑜

36. Frente B _ Cap.05
◦ Óxidos
Nomenclatura dos Óxidos moleculares
𝐸 𝑥 𝑂𝑦 → (𝑝𝑟𝑒𝑓𝑖𝑥𝑜 𝑌) ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑝𝑟𝑒𝑓𝑖𝑥𝑜 𝑋 + 𝑛𝑜𝑚𝑒 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜
Prefixos: Mono, di, tri, tetra, penta, etc.

37. Frente B _ Cap.05
◦ Óxidos
Classificação e reações
Classificação Reação
- Básico → metal +1 ou +2 Ob + H2O → base | Ob + ácido → sal + H2O
- Ácido ou anidrido → ametal Oác + H2O → ácido | Oác + base → sal + H2O
- Anfótero → metal +3 ou +4 ou Pb, Zn, As, Sb e Sn Oanf + ácidooubase → sal + H2O
- Neutro → CO, NO e N2O Não reagem com base, ácido ou água
- Duplos ou mistos → M3O4 -
- Peróxidos → IA/IIA/H com O – 1 -
- Superóxidos → IA/IIA/H com O – 1/2 -
AGORA É COM VOCÊ
Pág.81 à 83 _ Questões 64, 65, 67, 69, 70 e 79