Acompanhe aqui o resumo e/ Resolução da de Matriz de Química da 9ª classe 2025: Explicação Passo a Passo – Preparação para Exames Finais de 9ª classe Ano 2025
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Acompanhe aqui a Resolução da Matriz de Química da 9ª classe 2025. Resumo completo e Explicado da Matriz de Química da 9ª classe do Ano Letivo de 2025 [Preparação para Exames Finais de 9ª classe 2025]
Unidade I. Classes dos compostos inorgânicos
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2 – Óxidos ametálicos ou ácidos: Resultam da combinação do oxigénio
com outro elemento químico de carácter ametálico. Ex.: CO2, P2O5,
N2O3, etc.
Nomenclatura dos óxidos metálicos
Regra: Óxido + de + nome do elemento combinado com o oxigénio Ex.:
K2O – Óxido de potássio MgO – Óxido de magnésio Para metais com mais do
que uma valência:
Regra: Óxido + de + nome do metal + Valência do metal
Ex.: FeO – Óxido de ferro (II) Cu2O – Óxido de cobre (I) Fe2O3 – Óxido de
ferro (III) CuO – Óxido de cobre (II)
NB: A valência é escrita em numeração romana, a seguir ao nome dentro de
parêntesis. Também são utilizados as terminações ico e oso.
Ico – Para o óxido em que o elemento combinado com o oxigénio apresenta maior
valência. Oso – Para o óxido em que o elemento combinado com o oxigénio apresenta
menor valência. Ex.: FeO – Óxido ferroso, a valência do ferro é II.
Fe2O3 – Óxido de ferrico, a valência do ferro é III.
Nomenclatura dos óxidos ametálicos
Aplicam – se os prefixos gregos que indicam o número de átomos do oxigénio e do
elemento existente na fórmula do respectivo óxido.
No de
átomos
1 2 3 4 5 6 7
Prefixos M
on
D
i
T
ri
Tet
ra
Pe
nt
He
x
He
pt
Ex.: CO – Monóxido de carbono CO2 – Dióxido de carbono
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N2O3 – Trióxido de dinitrogénio N2O5 – Pentóxido de dinitrogénio
Obtenção dos óxidos
a) Reacção com água: Óxido metálico + Água→ Bases Ex.: Na2O(s) + H2O(l)→
2NaOH(aq)
b) Reacção com ácido: Óxido metálico + Ácido→ Sal + Água Ex.: K2O(s) +
2HNO3(aq)→ 2KNO3(aq) + H2O(l)
a) Reacção com água: Óxido ametálico + Água→ Sal Ex.: CO2(g) + H2O(l)→
H2CO3(aq)
b) Reacção com base: Óxido metálico + Base→ Sal + Água Ex.: CO2(g) +
2KOH(s)→K2CO3(s) + H2O(l)
Reacção dos óxidos metálicos com óxidos ametálicos
Óxido metálico + Óxido ametálico → Sal CaO(s) + SO3(g)→ CaSO4(s)
Ácidos
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Definição segundo Arrhenius: Ácidos são substâncias que em solução aquosa libertam
iões hidrogénio(H+).
Ex.: HCl(aq)→H+(aq) + Cl-(aq)
Composição: Os ácidos têm um radical positivo (do hidrogénio) e um radical ácido
negativo, com a fórmula geral: HnA onde:
H – É o átomo de hidrogénio A – É o grupo com átomos de carga (-n)
n – É a valência do radical A
Classificação dos ácidos
Ex.: HNO3, H2CO3, H2SO4, etc.
b) Hidrácidos: Não contém átomos de oxigénio nas suas moléculas.
Ex.: HCl, H2S, HCN, etc.
a) Ácidos binários: São ácidos que contêm dois elementos diferentes nas suas
moléculas.
Ex.: HCl, H2S, etc.
b) Ácidos Terciários: São ácidos que contêm três elementos diferentes nas suas
moléculas.
c) Ácidos quaternários: São ácidos que contêm quatro elementos diferentes nas
suas moléculas.
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Ex.: H4Fe(CN)6
Nomenclatura dos ácidos
Uma regra prática referente à nomenclatura dos ácidos é:
Terminação do
anião
Terminação do
ácido
-ato -ico
-eto -ídrico
-ito -oso
Nomenclatura dos hidrácidos
Regra: Ácido + nome do radical + ídrico
Ex.: Cl- – Cloreto HCl – Ácido clorídrico
S2- – Sulfureto H2S – Ácido Sulfídrico
Nomenclatura dos oxiácidos
Regra: Ácido + nome do radical + ico ou oso
Ex.: SO23- – Sulfito H2SO3 – Ácido sulforoso- –
ClO3- Clorato HClO3 – Ácido Clorico
Propriedades químicas dos ácidos
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hidroxilo (OH-).
Ex.: NaOH(aq)→Na+(aq) + OH-
Composição das bases Me(OH)n onde:
Me – É o átomo de um metal qualquer n – É a valência do metal
OH- – É o grupo hidroxilo
Nomenclatura das bases
Regra: Hidróxido + nome do metal
Ex.: NaOH – Hidróxido de sódio Al(OH)3 – Hidróxido de Alumínio Quando o
elemento metálico tiver mais do que uma valência:
Regra: Hidróxido + nome do elemento + Valência do metal
Fe(OH)2 – Hidróxido de ferro (II) Fe(OH)3 – Hidróxido de ferro (III)
Propriedades químicas das bases
As bases decompõe – se por aquecimento (decomposição térmica), formando óxidos
básicos e água, com excepção do hidróxido de amónio (NH4OH) que liberta amóniaco
(NH3).
Ca(OH)2(aq)→CaO(s) + H2O(l) NH4OH→NH3 + H2O
Sais
Definição: São compostos que apresentam o radical de um ácido ligado a um metal
Composição dos sais MexAy onde:
Me – É metal A – É o anião
(aq)
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X – É a valência do anião Y – É a valência do metal
Nomenclatura dos sais
Regra: Nome do anião + de + nome do metal
Para nomear os sais é muito importante conhecer o nome dos aniões, a tabela a seguir é
composta por aniões que constituem os sais comum.
Ex.: NaCl – Cloreto de sódio K2SO4 – Sulfato de potássio
NB.: Para os sais dos metais com mais do que uma valência, indica – se a valência do
metal depois do nome. A valência deve estar em numeração romana e dentro de
parêntesis. Ex.: PbCl2 – Cloreto de Chumbo (II) PbCl4 – Cloreto de Chumbo (IV)
Propriedades químicas dos sais
Floureto
Cl- Cloreto
Br- Brometo
NO3
Aniões Bivalentes Aniões Trivalentes
Fórmula Nome Fórmula Nome
CO3
2- Carbonato PO4
3-
Fosfato
SO4
2-
Sulfato PO3
3-
Fosfito
SO3
2-
Sulfito
S
2-
Sulfeto
HPO4
2- Nitrito
HCO3
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Unidade II. Estrutura atómica e Tabela Periódica Cálculos de partículas sub –
atómicas
O átomo é a menor partícula que caracteriza um elemento químico.
As partículas sub atómicas são: protões, neutrões e electrões.
A=Z+N onde:
A – É o número de massa, Z – É o número atómico, N – É o número de neutrões
O número atómico e número de massa devem ser representados junto ao símbolo do
elemento químico.
Ex. 39K19 representa o átomo de potássio que tem número atómico (Z) igual a 19 e
número de massa iguala 39.
A=Z+N
39=19+N
N=39-19
N=20 O número de neutrões é igual a 20.
Isótopos: São átomos do mesmo elemento químico que possuem o mesmo número
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atómico e diferente número de massa e neutrões.
1H1- Prótio, 2H1 – Deutério 3H1 – Trítio
Distribuição electrónica por níveis de energia
Nível de energia é a região da electrosfera de um átomo onde é maior a possibilidade
de encontar o electrão.
O número máximo de electrões por nível de energia é dado pela fórmula 2n2, onde n é o
nível de energia.
Nível de
energia
Número máximo de
electrões
1 2n2=2x(1)2=2
2 2n2=2x(2)2=8
3 2n2=2x(3)2=18
4 2n2=2x(4)2=32
Ex.: 23Na11 2e-)8e-)1e-) I Grupo A; 3operíodo 40Ca20 2e-)8e-)8e-) 2e-) IIGrupo A;
4operíodo
O número de electrões na última camada determina o grupo.
O número de camadas electrónicas ocupadas determina o período. Unidade III:
Ligação química
Ligação química: É a união estabecida entre átomos para formarem as moléculas que
constituem a estrutura básica de uma substância ou composto.
Tipos de ligação química
Como a ligação iónica ocorre?
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O magnésio é um metal do II grupo A, que tende a perder electrões. O flúor é um não-
metal do VII grupo A, que tende a ganhar electrões.
Perda de electrões do magnésio: O átomo de magnésio tem dois electrões na sua
camada de valência e, para atingir a estabilidade, perde esses dois electrões, formando
um ião magnésio com carga 2.
Ganho de electrões pelo flúor: Cada átomo de flúor precisa de ganhar um electrão para
completar a sua camada de valência (oito electrões), formando um ião flúor com carga –
1.
Formação da ligação: Como o ião magnésio (Mg2+) tem uma carga positiva de +2 e cada
ião flúor (F−) tem uma carga negativa de -1, são necessários dois iões de flúor para
neutralizar a carga do ião magnésio.
Composto resultante: A atração eletrostática entre o ião Mg2+ e os dois iões F− resulta
na formação do fluoreto de magnésio (MgF2), uma substância iónica sólida.
Ex.: O8 2e-)6e-)
NB: Substâncias simples como Cl2, H2, Br2, I2 F2 apresentam ligações covalentes
apolares porque se ligam átomos do mesmo elemento.
b) Ligação covalente polar – É aquela que ocorre através da partilha de electrões entre
átomos de elementos diferentes (não metais).
Ex.: H1 1e-) Cl17 2e-)8e-)7e-)
c) Ligação metálica – É aquela que ocorre entre metal e metal.
As ligações metálicas não têm representação electrónica.
Unidade IV: Cloro e os elementos do grupo VIIA
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Reacção redox: É aquela que ocorre com a variação do número de oxidação (NOX).
A oxidação consiste no aumento do número de oxidação.
A redução consiste na diminuição do número de oxidação.
Uma espécie que se oxida, cede electrões à outra espécie, reduzindo – a. Por isso, à
espécie que se oxida chama – se redutor ou agente redutor.
Uma espécie que se reduz, capta electrões da outra espécie, oxidando – a. Por isso, à
espécie que se reduz chama – se oxidante ou agente oxidante.
Ex.: A equação química que representa a reacção entre o magnésio e o oxigénio é a
seguinte: Mg + O2→2MgO
Determinando os números de oxidação dos elementos, teremos:
Mg0 + O02→Mg2+O2-
O magnésio passa de nox 0 para nox +2 e o oxigénio do nox 0 para nox -2. Sendo assim,
o Mg é o agente redutor porque oxidou e o oxigénio é o agente oxidante porque
reduziu.
Semi equação de oxidação – redução Oxidação: Mg → Mg2+ + 2e- x2 Redução:
O2 + 4e-→ 2O2-
Oxidação: Mg → Mg2+ + 4e-
Equação global: Mg + O2→ Mg2+ + O2
Lei de Avogadro e volume molar
A lei de Avogadro deve – se ao cientista italiano Avogadro, da qual deriva o número de
Avogadro. O número de Avogadro é 6,02×1023, esta constante física representa o número
de partículas (moléculas, átomos, electrões, iões) existentes numa mol de qualquer
Redução: O2 + 4e-→ 2O2-
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substância.
Volume molar
Avogadro explicou a relação simples entre os volumes dos gases que se observam nas
reacções químicas, estabelecendo a lei:
“Os volumes iguais de gases diferentes a mesma pressão e temperatura têm o mesmo
número de moléculas’’. Esta lei é conhecida por lei de avogadro.
Em 22,4 litros de qualquer gás, nas CNTP(0o e 1atm) existe a massa de um mol e
6,02×1023 partículas.
Matematicamente, o volume molar é dado pela razão entre o volume da substância e o
número de moles.
Vm = V/n onde: Vm = volume molar; V= Volume da substância e n = número de moles
Ex.: Quantos moles de clorato de potássio (KClO3) são necessários, em CNTP para a
produção de 33,6 litros de oxigénio (O2) pela decomposição térmica deste sal?
Resolução: A reacção química acertada é: 2KClO3→2KCl + 3O2 Moles
Volume(CNTP)
2 moles 3×22,4l xmoles 33,6l
Em CNTP, 2 moles de KClO3 formam 3 mol de O2. Portanto teremos: X = 2moles x
33,6l/3×22,4l
X= 67,2 mol/67,2
X=1mol
R: Para a produção de 33,6 litros de oxigénio são necessários 1 mol de clorato de
potássio(KClO3).
Unidade VI: Nitrogénio e os elementos do grupo VA
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Cinética química: É o ramo da química que estuda a velocidade das reacções químicas
e os factores que a influenciam.
Velocidade de uma reacção: É a quantidade de reagentes consumidos ou de produtos
formados em função do tempo.
Energia de activação: É a energia mínima necessária que as partículas reagentes devem
possuir para formar os produtos da reacção.
Velocidade da reacção e factores que a influenciam
A velocidade de uma reacção química depende de vários factores, tais como:
Por exemplo, uma reacção entre uma substância sólida e uma líquida, quanto mais
reduzida a pó estiver a substância sólida, maior é a superfície de contacto entre as
partículas e, portanto, maior é a possibilidade de essas partículas chocarem.
O aumento da concentração dos reagentes promove o aumento do número de colisões
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entre as moléculas.
Unidade VI: Nitrogénio e os elementos do grupo VA Equilíbrio químico:
Reacções irreversíveis: São aquelas em que a conversão dos reagentes em produtos é
total. Ex.: C(s) + O2(g) →CO2(g)
Reacções reversíveis: São aquelas que ocorrem em dois sentidos. São reacções parciais,
nelas formam – se produtos e reagentes em simultâneo.
Ex.: 2SO2(s) + O2(g)⇌2SO3(g)
O conceito de equilíbrio químico restringe – se praticamente às reacções reversíveis.
Equilíbrio químico: É um estado dinâmico numa reacção reversível em que as
velocidades das reacções directa e inversa são iguais e as concentrações das espécies
químicas participantes se mantêm constantes.
Princípio de Le Chatilier
Segundo Le Chatelier: “ Quando um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação, este
reage de modo a anular o efeito desta perturbação e restabelecer o equilíbrio”.
Factores que alteram o estado de equilíbrio numa reacção química
O aumento da concentração do hidrogénio (H2), deslocará o equilíbrio para a direita.
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A diminuição da concentração do hidrogénio (H2), deslocará o equilíbrio para a
esquerda.
O aumento da pressão (que é diminuição do volume) deslocará o equilíbrio para a direita
(produtos).
A diminuição da pressão (aumento do volume) deslocará o equilíbrio para a esquerda
(reagentes) NB: Para as reacções endotérmicas: Para as reacções exotérmicas:
1.A + B→AB ∆H >0 1. A + B→AB ∆H <0
2.A + B→AB -Q 2. A + B→AB + kJ
3.A + B + Q→AB 3. A + B – Q→AB
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