Lista de Exercicios - Bimestre 1

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Curso de Nutrição - Turma NU2EaD 
 
 
QUÍMICA GERAL E DOS ALIMENTOS 
PROF. FERNANDO BARCELOS 
 
LISTÃO DE EXERCÍCIOS - 1º BIMESTRE 
 
TÓPICOS 01 e 02 
 
1. Quando o isótopo do hidrogênio (1H1) cede um elétron, resulta numa espécie química constituída 
unicamente por 
a) Um próton. 
b) Um nêutron. 
c) Um próton e um elétron. 
d) Dois elétrons, igual ao He (Z = 2). 
e) Um próton, um elétron e um nêutron. 
 
2. Um átomo tem número de massa 31 e 16 nêutrons. Qual o número de elétrons no seu nível mais 
externo? 
a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 15 
 
3. As luzes de neônio são utilizadas em anúncios comerciais pelo seu poder de chamar a atenção 
e facilitar a comunicação. O neônio é um elemento químico de número atômico 10 e número de 
massa 20. Sobre esse elemento, considere as afirmações a seguir. 
I. Possui 10 prótons, 10 elétrons e 10 nêutrons. 
II. Pertence à família dos metais alcalino-terrosos e apresenta 2 elétrons na última camada 
eletrônica. 
III. Na última camada eletrônica de seus átomos, encontram-se 8 elétrons. 
 
É válido o contido em apenas: 
a) I. b) II. c) III. d) I e II. e) I e III 
 
4. Se 26Fe57 e 27Co57 são espécies de elementos diferentes que possuem o mesmo número de 
massa, uma característica que os distingue sempre é o número de 
a) Elétrons no núcleo. b) Prótons no núcleo. c) Nêutrons no núcleo. 
d) Elétrons na eletrosfera. e) Nêutrons na eletrosfera. 
 
5. Um elemento químico da família dos Halogênios apresenta quatro níveis de energia na sua 
distribuição eletrônica. Qual é o número atômico desse elemento? 
 
6. A pedra imã natural é a magnetita (Fe3O4). O metal ferro pode ser representado por 26Fe56 e seu 
átomo apresenta a seguinte distribuição eletrônica por níveis 
a) 2, 8, 16. b) 2, 8, 8, 8. c) 2, 8, 10, 6. d) 2, 8, 14, 2. e) 2, 8, 18, 18, 10. 
 
7. A corrosão de materiais de ferro envolve a transformação de átomos do metal Ferro em íons 
ferroso (Fe2+) ou férrico (Fe3+). Quantos elétrons há no terceiro nível energético do íon férrico? 
a) 2 b) 5 c) 11 d) 13 e) 18 
 
8. Ao se transformar em íons estáveis, um átomo de magnésio e um átomo de oxigênio, 
respectivamente: 
a) recebe e doa 1 elétron. b) recebe e doa 2 elétrons. c) compartilham 2 elétrons. 
d) doa e recebe 1 elétron. e) doa e recebe 2 elétrons. 
 
 
 
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9. Um íon de carga 2+ possui 15 elétrons. O seu número de nêutrons é duas unidades maior do 
que o número de prótons. Qual é o número de massa do elemento correspondente? 
a) 12 b) 15 c) 27 d) 36 e) 47 
 
 
10. O Titânio (Z = 22) é muito utilizado atualmente quando se deseja um material de difícil oxidação. 
Sobre esse elemento, são feitas as seguintes proposições: 
I. Possui 12 elétrons na camada “M”. 
II. Apresenta 4 camadas eletrônicas. 
III. Apresenta 8 elétrons em orbitais do tipo s. 
IV. O seu subnível mais energético é o subnível 4s. 
 
São corretas: 
a) I e II b) I e III c) II e III d) II e IV e) I, II e III 
 
11. Sobre o elemento químico Vanádio (número atômico 23), são feitas as seguintes afirmações: 
I. O Vanádio pode doar 2 elétrons. 
II. O Vanádio tende a compartilhar elétrons. 
III. Possui 11 elétrons na terceira camada eletrônica. 
IV. A camada de valência do Vanádio possui 3 elétrons. 
 
São corretas: 
a) I e II b) I e III c) II e III d) II e IV e) III e IV 
 
12. Quando um átomo, no estado natural, doa elétrons, ele se transforma em: 
a) Um átomo de número atômico (Z) maior. 
b) Uma partícula que num campo eletrostático não sofre ação. 
c) Uma partícula com excesso de carga negativa, denominada ânion. 
d) Uma partícula com excesso de carga positiva, denominada ânion. 
e) Um cátion, cujo número de prótons é maior que o número de elétrons. 
 
13. Na classificação periódica, a família formada por elementos que originam cátions 
exclusivamente bivalentes é: 
a) 1A. b) 2A. c) 3A. d) 6A. e) 2B. 
 
14. Com relação à classificação periódica dos elementos, pode-se afirmar que o: 
a) O Hidrogênio é um metal alcalino localizado na 1ª coluna. 
b) O Neônio é o elemento mais eletronegativo do 2º período. 
c) O Potássio tem maior raio atômico que o Bromo. 
d) O Sódio é o elemento mais eletronegativo do 3° período. 
e) O Mercúrio é um ametal líquido à temperatura ambiente. 
 
15. Em relação às configurações eletrônicas, no estado fundamental, dos átomos dos elementos 
químicos X, Y e Z: 
X - 1s² 2s² 2p6 3s1 Y - 1s² 2s² 2p6 3s² 3p5 Z - 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 
 
São feitas as afirmações: 
I. Z possui maior raio atômico que X e Y. 
II. X é alcalino, Y é halogênio e Z é gás nobre. 
III. X tem menor energia de ionização que Y e Z. 
IV. Pertencem ao mesmo grupo da tabela periódica. 
V. Pertencem ao mesmo período da tabela periódica. 
 
Quais as afirmações corretas? __________________________ 
 
 
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16. Em um mesmo período da tabela periódica, o aumento do número atômico é acompanhado pela 
diminuição do raio atômico. Simultaneamente, há o aumento de todas as seguintes 
propriedades/características, exceto: 
a) carga nuclear b) eletronegatividade c) energia de ionização 
d) número de níveis eletrônicos. e) número de elétrons de valência 
 
 
Considere os elementos químicos A, B, C, D e E com as seguintes posições na tabela periódica 
simplificada abaixo: 
 
 
Agora responda as questões 17 e 18: 
17. O elemento que apresenta a energia de ionização mais baixa é: 
a) A b) B c) C d) D e) E 
 
18. O elemento que apresenta a maior eletronegatividade é: 
a) A b) B c) C d) D e) E 
 
 
19. De acordo com as propriedades periódicas dos elementos químicos, analise as proposições 
abaixo. 
I. O tamanho do raio atômico dos elementos químicos cresce da direita para a esquerda nos 
períodos e cresce de cima para baixo nos grupos. 
II. O tamanho do raio atômico dos elementos químicos cresce da esquerda para direita nos 
periódicos, assim como a eletropositividade. 
III. O Iodo apresenta raio atômico menor do que o Cloro. 
IV. O Nitrogênio apresenta raio atômico maior do que o Flúor. 
 
São corretas: 
a) I e II b) I e III c) I e IV d) II e IV e) III e IV 
 
 
20. A maioria dos elementos químicos são metais. Comparando-se as características de metais e 
de ametais situados em um mesmo período da tabela periódica, é CORRETO afirmar que os metais 
têm: 
a) menores tamanhos. b) maior eletronegatividade. 
c) maiores energias de ionização. d) menor número de elétrons de valência. 
e) tendência a receber elétrons. 
 
 
21. Considere as seguintes propriedades periódicas: 
• Baixa energia de ionização 
• Alta eletronegatividade 
• Alta eletropositividade 
• Baixa afinidade eletrônica 
 
A sequência dos elementos que apresentam as propriedades relacionadas, na respectiva ordem, é: 
a) Li, Be, F, O b) Ne, F, O, Br c) He, K, Rb, K d) Cs, O, Rb, Li e) K, Rb, Cl, F 
 
 
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22. Com relação às propriedades periódicas, é correto afirmar que, num mesmo período, os 
ametais, quando comparados aos metais: 
I. São menos eletronegativos e têm menores raios atômicos; 
II. São menos eletronegativos e têm iguais raios atômicos; 
III. São mais eletronegativos e têm menores raios atômicos; 
IV. Têm maiores raios atômicos e são mais eletronegativos; 
V. Têm menores raios atômicos e maiores energias de ionização. 
 
Qual(is) a(s) afirmação(ões) correta(s)? __________________________ 
 
 
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GABARITO 
 
TÓPICOS 01 e 02 
1. A 
2. D 
3. E 
4. B 
5. 35 
6. D 
7. D 
8. E 
9. D 
10. C 
11. B 
12. E 
13. B 
14. C 
15. II, III e V 
16. D 
17. B 
18. C 
19. C 
20. D 
21. D 
22. III e V 
 
 
 
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TÓPICO 03 
 
1. A tabela abaixo apresenta estruturas de Lewis para alguns elementos. (Os pontos representam 
elétrons de valência). 
I II III IV V VI 
Na
 
Mg F N 
C
 
Xe
 
 
Estão CORRETAMENTE representadas quais estruturas? __________________________ 
 
2. Preveja o tipo de ligação química entre os elementos abaixo e represente as ligações utilizando 
a estrutura de Lewis.a) Lítio e Enxofre b) Fósforo e Cloro c) Prata e Oxigênio 
d) Bromo e Iodo e) Hidrogênio e Selênio f) Estanho e Cobre 
 
3. Os elementos químicos Hidrogênio, Flúor e Sódio combinam-se entre si formando os compostos 
HF, NaF e F2. O tipo de ligação existente, respectivamente, em cada caso é: 
a) Covalente, Covalente, Iônica. b) Covalente, Iônica, Covalente. 
c) Iônica, Iônica, Covalente. d) Iônica, Covalente, Iônica. 
 
4. Considerando-se a ligação química entre oxigênio e o alumínio, sob a luz da teoria do octeto, 
para a formação do óxido de alumínio, é correto afirmar: 
a) Cada átomo de alumínio doará 1 
elétron. 
b) O Oxigênio será o ânion, com carga negativa 
igual a três para cada átomo. 
c) São envolvidos 3 átomos de alumínio 
na ligação. 
d) Cada átomo de oxigênio receberá dois 
elétrons. 
 
5. Considerando as espécies químicas Ca2+, Al3+, Na+, PO43- e NO3-, a única substância formulada 
de modo INCORRETO é: 
a) Ca3(PO4)2 b) Al(NO3)3 c) Na3PO4 d) Ca(NO3)2 e) Al(PO4)3 
 
6. Átomos de um elemento X (número atômico 37) e de outro elemento Y (número atômico 16) 
unem-se por ligações iônicas, originando o composto de fórmula: 
a) X2Y b) XY 
c) XY2 d) X4Y 
 
7. Estão representadas por A, L e M as configurações eletrônicas fundamentais de três átomos 
neutros: 
A 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 L 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 M 1s2 2s2 2p3 
Pode-se concluir que: 
a) A espécie formada por L e A é predominantemente iônica e de fórmula L2A. 
b) A espécie formada por M e A é predominantemente covalente e de fórmula MA. 
c) A espécie formada por L e M é predominantemente covalente e de fórmula L2M3. 
d) A espécie formada por L e A é predominantemente iônica e de fórmula LA2. 
e) A espécie formada por M e A é predominantemente iônica e de fórmula MA3. 
 
8. Qual a geometria e a polaridade das moléculas formadas pelos elementos abaixo. 
a) Hidrogênio e Enxofre b) Fósforo e Cloro c) Silício e Oxigênio 
d) Bromo e Carbono e) Boro e Hidrogênio f) Iodo e Selênio 
 
9. Os elementos Y (Z = 34) e X (Z = 17) ao se combinarem produzem um composto com qual 
fórmula molecular e com qual geometria? Este composto é polar ou apolar? (Responda utilizando 
a distribuição eletrônica dos elementos e seus conhecimentos de tabela periódica, e desenhe a 
estrutura de Lewis). 
 
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10. Estão representadas por X, Y e Z as configurações eletrônicas fundamentais de três átomos 
neutros: 
X 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Y 1s2 2s2 2p3 Z 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
Pode-se concluir que: 
a) A espécie formada por X e Z é predominantemente iônica e de fórmula X2Z. 
b) A espécie formada por Y e Z é predominantemente covalente e de fórmula YZ. 
c) A espécie formada por X e Z é predominantemente iônica e de fórmula XZ2. 
d) A espécie formada por X e Y é predominantemente covalente e de fórmula X2Y3. 
e) A espécie formada por Y e Z é predominantemente iônica e de fórmula YZ3. 
 
11. Se um elemento Z, de configuração 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3, combinar-se com um elemento W, de 
configuração 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5, qual será a geometria e a fórmula molecular do 
composto formado? 
a) Linear, ZW2 b) Trigonal Piramidal, Z3W c) Trigonal Piramidal, ZW3 
d) Trigonal Planar, ZW3 e) Trigonal Planar, Z3W 
 
12. Sejam dadas as seguintes moléculas: H2O, BeH2, BCl3 e CCl4. As configurações espaciais 
dessas moléculas são, respectivamente: 
a) angular, linear, trigonal plana, tetraédrica 
b) angular, trigonal plana, linear, tetraédrica 
c) angular, linear, trigonal piramidal, tetraédrica 
d) trigonal plana, linear, angular, tetraédrica 
 
13. O modelo de repulsão dos pares de elétrons da camada de valência estabelece que a 
configuração eletrônica dos elementos que constituem uma molécula é responsável pela sua 
geometria molecular. Relacione as moléculas com as respectivas geometrias: 
Dados: Números atômicos - H (Z = 1), C (Z = 6), N (Z = 7), O (Z = 8), S (Z = 16) 
Coluna I - Geometria molecular 
1 - linear 
2 - quadrada 
3 - trigonal plana 
4 - angular 
5 - trigonal piramidal 
6 - bipirâmide trigonal 
Coluna II - Moléculas 
( ) SO3 
( ) NH3 
( ) CO2 
( ) SO2 
 
 
A relação numérica, de cima para baixo, da coluna II, que estabelece a seqüência de associações 
corretas é 
a) 5 - 3 - 1 - 4 b) 3 - 5 - 4 - 6 c) 3 - 5 - 1 - 4 
d) 5 - 3 - 2 - 1 e) 2 - 3 - 1 - 6 
 
14. Relacione a fórmula, forma geométrica e polaridade a seguir, assinalando a opção CORRETA: 
a) Fórmula - CO2; Forma Geométrica - linear; Polaridade - polar. 
b) Fórmula - CCl4; Forma Geométrica - tetraédrica; Polaridade - polar. 
c) Fórmula - NH3; Forma Geométrica - trigonal piramidal; Polaridade - apolar. 
d) Fórmula - BeH2; Forma Geométrica - linear; Polaridade - apolar. 
 
15. O dióxido de carbono possui molécula apolar, apesar de suas ligações carbono-oxigênio serem 
polarizadas. A explicação para isso está associada ao fato de: 
a) a molécula apresentar dipolo. 
b) a geometria da molécula ser linear. 
c) as ligações ocorrerem entre ametais. 
d) as ligações entre os átomos serem de natureza eletrostática. 
e) as ligações ocorrerem entre átomos de elementos diferentes. 
 
 
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16. O momento dipolar é a medida quantitativa da polaridade de uma ligação. Em moléculas 
apolares, a resultante dos momentos dipolares referentes a todas as ligações apresenta valor igual 
a zero. Entre as substâncias covalentes a seguir. 
 
I - CH4 II - CS2 III - HBr IV - N2 
 
Quais as que apresentam a resultante do momento dipolar igual a zero (ou seja, são apolares)? 
a) Apenas I e II 
b) Apenas II e III 
c) Apenas I, II e III 
d) Apenas I, II e IV 
e) I, II, III e IV 
 
 
17. Os veículos automotivos que usam combustíveis fósseis são um dos principais responsáveis 
pela má qualidade do ar das grandes cidades e também contribuem para o aquecimento global. 
Além do gás carbônico (CO2) produzido na combustão, são formados os óxidos nitrosos, que 
participam de reações secundárias com o ar, formando ozônio (O3), que causa irritação no sistema 
respiratório, podendo levar a sérios problemas de redução da capacidade pulmonar. A forma 
geométrica da molécula de gás carbônico e a polaridade da molécula de ozônio são, 
respectivamente, 
a) angular e polar. 
b) angular e apolar. 
c) linear e polar. 
d) linear e apolar. 
e) trigonal planar e apolar. 
 
 
18. O conhecimento das estruturas das moléculas é um assunto bastante relevante, já que as 
formas das moléculas determinam propriedades das substâncias como odor, sabor, coloração e 
solubilidade. 
As figuras, ao lado, apresentam as estruturas das moléculas CO2, H2O, NH3, CH4, H2S e PH3. 
 
Quanto à polaridade das moléculas, são 
consideradas moléculas apolares: 
a) H2O e CH4. 
b) CH4 e CO2. 
c) H2S e PH3. 
d) NH3 e CO2. 
e) H2S e NH3. 
 
 
 
19. Considere as seguintes interações: 
I - CH4 .... CH4 
II - HBr ...... HBr 
III - CH3OH .... H2O 
As forças intermoleculares predominantes que atuam nas interações I, II e III são, respectivamente: 
a) ligação de hidrogênio, dispersão de london, dipolo-dipolo 
b) ligação de hidrogênio, ligação de hidrogênio, dispersão de london 
c) dispersão de london, dipolo-dipolo, ligação de hidrogênio 
d) dispersão de london, ligação de hidrogênio, dipolo-dipolo 
e) dipolo-dipolo, ligação de hidrogênio, dispersão de london 
 
 
 
 
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20. A trimetilamina e a propilamina possuem exatamente a mesma massa molecular e, no entanto, 
pontos de ebulição (PE) diferentes. 
 
N CH3
CH3
H3C
Trietilamina (PE = 2,9 ºC) 
H3C CH2 CH2 NH2
Propilamina (PE = 49 ºC) 
 
O tipo de força intermolecular que explica esse fato é: 
a) ligação iônica. 
b) dispersão de London. 
c) ligação de hidrogênio. 
d) ligação covalente polar. 
e) ligação covalente apolar. 
 
 
21. São dois os fatores responsáveis pelo estado físico dos compostos e pelos respectivos pontos 
de fusão e ebulição e solubilidade: Massa molecular (tamanho da molécula) e forças 
intermoleculares. Baseado nisto eobservando as afirmativas abaixo, responda a questão a seguir: 
I) NaCl (sal de cozinha) (massa molecular = 58,5 g/mol) sólido, elevado ponto de fusão. 
II) H3CCH2OCH2CH3 (éter comum) (massa molecular = 74 g/mol) líquido, ponto de ebulição = 34ºC. 
III) H3CCH2CH2CH3 (gás de cozinha) (massa molecular = 58 g/mol) gás. 
 
Assinale a alternativa que explica o comportamento destes compostos: 
a) O gás de cozinha é o que apresenta a interação intermolecular mais forte. 
b) O sal de cozinha é sólido porque tem interações bem mais fortes que a dos outros compostos 
(interação eletrostática). 
c) A interação intermolecular do éter é mais forte que a do NaCl. 
d) O NaCl é sólido por apresentar uma molécula com interações do tipo dipolo-dipolo. 
e) O NaCl é sólido porque tem maior massa molecular. 
 
 
22. A alternativa que apresenta a substância de MAIOR miscibilidade em água é: 
a) CH3CH2CH2CH3 
b) CH3CH2OCH2CH3 
c) CH3CH2CH2CHO 
d) CH3CH2CH2CH2OH 
e) CH3CH2CH2CH2CH2OH 
 
 
23. Uma das propriedades que determina maior ou menor concentração de uma vitamina na urina 
é a sua solubilidade em água. A vitamina A é lipossúvel, já a vitamina C é hidrossolúvel. Com base 
nas estruturas abaixo, marque a alternativa correta: 
CH3
H3C CH3
CH3 CH3
OH
 
Vitamina A 
O
HO OH
O
OH
OH
 
Vitamina C 
 
a) A vitamina A é menos solúvel em água que a vitamina C devido às suas ligações duplas. 
b) A vitamina C é mais solúvel em água que a vitamina A porque não tem ramificações. 
c) A vitamina A é hidrofílica. 
d) A vitamina C é lipofílica. 
e) A vitamina C é mais solúvel em água que a vitamina A devido aos grupos polares que interagem 
com a água. 
 
 
 
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24. Prediga quais destas substâncias serão solúveis em água. Justifique suas respostas com base 
nas forças intermoleculares. 
a) CCl4 
b) H3C−NH2 
c) KCl 
d) Gasolina (mistura de hidrocarbonetos) 
e) Glicerina HO OH
OH 
 
 
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GABARITO 
 
TÓPICO 03 
1. II, IV e VI 
2. 
a) Iônica 
b) Covalente 
c) Iônica 
d) Covalente 
e) Covalente 
f) Metálica 
3. B 
4. D 
5. E 
6. A 
7. D 
8. 
a) Angular e polar. b) Trigonal piramidal e polar. c) Linear e apolar. 
d) Tetraédrica e apolar. e)Trigonal planar e apolar. f) Angular e polar. 
 
9. YX2 ; angular ; polar 
10. C 
11. C 
12. A 
13. C 
14. D 
15. B 
16. D 
17. C 
18. B 
19. C 
20. C 
21. B 
22. D 
23. E 
24. 
a) CCl4 - Insolúvel b) H3C−NH2 - Solúvel 
c) KCl - Solúvel d) Gasolina - Insolúvel 
e) Glicerina - Solúvel 
 
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TÓPICO 04 
 
1) Considere a equação química abaixo: 
 
Cl2O7 + 2 NaOH → 2 NaClO4 + H2O 
 
Da esquerda para direita, os reagentes e produtos pertencem, respectivamente, às funções 
a) ácido, óxido, sal e óxido. 
b) óxido, base, óxido e hidreto. 
c) óxido, base, ácido e óxido. 
d) óxido, base, sal e óxido. 
e) sal, ácido, óxido e hidreto. 
 
 
2) Várias substâncias químicas são conhecidas por nomes populares ou comerciais. Assim temos, 
por exemplo, a “água sanitária” (NaClO), a cal viva (CaO), a “cal apagada” (Ca(OH)2) e o “espírito 
de sal” (HCl). Estas substâncias pertencem, respectivamente, às funções 
a) ácido, base, óxido, sal. 
b) ácido, óxido, base, sal. 
c) óxido, base, ácido, ácido. 
d) sal, base, óxido, ácido. 
e) sal, óxido, base, ácido. 
 
 
3) A classificação química de um composto inorgânico é muito importante, pois a partir dela pode-
se prever características da substância em questão. 
Os quadros abaixo apresentam a relação de quatro substâncias químicas e de cinco funções 
inorgânicas: 
1 MgOHCl A Ácido 
2 HCN B Base 
3 SO3 C Hidreto 
4 KOH D Óxido 
 E Sal 
 
A alternativa que apresenta a associação CORRETA entre substâncias químicas e funções é: 
a) 1-E , 2-C , 3-D , 4-B. 
b) 1-C , 2-A , 3-D , 4-B. 
c) 1-A , 2-C , 3-E , 4-D. 
d) 1-B , 2-C , 3-E , 4-A. 
e) 1-E , 2-A , 3-D , 4-B. 
 
 
 
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GABARITO 
 
TÓPICO 04 
1. D 
2. E 
3. E 
 
 
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TÓPICO 05 
 
1. Como você prepararia 150 mL de uma solução 0,50 M de NaOH, a partir de NaOH sólido e água? 
(Na = 23; O = 16; H = 1u) 
 
2. Qual a massa de Na2SO4, em gramas, necessária para preparar 100 mL de uma solução 3,50 
molar? Qual o volume de água, em mL, necessário para diluir 10 mL desta solução, transformando-
a em 1,75 molar? (Na = 23; O = 16; S = 32u) 
 
3. Uma nutricionista deseja preparar uma solução de 1 mol L-1 de NaOH e dispõe de 2,0 g deste 
soluto. Colocando o soluto em uma proveta graduada, a nutricionista deverá adicionar água até qual 
volume, em mililitros? (Na = 23; O = 16; H = 1u) 
a) 0,05 mL b) 0,5 mL c) 5 mL d) 50 mL e) 20 mL 
 
4. Qual a concentração de uma solução aquosa de H2SO4 preparada a partir de uma solução-
estoque de concentração de 15 mol/L do ácido, sabendo-se que foram utilizados 100 mL da 
solução-estoque para preparar meio litro da nova solução? (Dados: S = 32; H = 1; O = 16 g/mol) 
 
5. Deseja-se preparar 100 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,3 mol/L, tendo-se à 
disposição uma solução 2,0 mol/L. Que volume deverá ser utilizado da solução de concentração 
2,0 mol/L? (Na = 23; O = 16; H = 1u) 
 
6. Qual a concentração molar de uma solução preparada com 2,925 g de cloreto de sódio (NaCl) 
em 400 mL? (Na = 23; Cl = 35,5 u) 
 
7. Dado 200 g de solução de sacarose contendo 8,0% em massa de soluto, qual a massa de 
sacarose, em gramas, contida na solução? 
 
8. Uma solução contém 30%, em massa, de soluto. Sabendo que a quantidade de solvente é de 56 
g, determine a massa dessa solução. 
 
9. Titulação é a operação que consiste em juntar lentamente uma solução a outra até o término da 
reação entre seus solutos, com a finalidade de determinar a concentração de uma das soluções a 
partir da concentração, já conhecida, da outra solução. Observe a figura abaixo: 
Considerando que foram gastos 100 mL de HNO3 para neutralizar 0,2 L de 
KOH, a concentração da solução de KOH, nessa análise, é: 
a) 0,5 mol/L b) 0,05 mol/L c) 0,1 mol/L d) 0,03 mol/L e) 0,02 mol/L 
 
 
 
10. Na titulação de 10 mL de ácido clorídrico existente numa amostra de suco gástrico, foram gastos 
9,0 mL de uma solução 0,20 mol/L de hidróxido de sódio. Qual a molaridade do ácido na amostra? 
a) 1,80 mol/L. b) 0,90 mol/L. c) 0,45 mol/L. d) 0,20 mol/L. e) 0,18 mol/L. 
 
 
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11. Um estudante, ao fazer uma titulação de 25 mL de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH), 
gastou 30 mL de uma solução de ácido clorídrico (HCl) 0,2 mol/L. A concentração da solução de 
hidróxido de sódio é: 
a) 0,12 mol/L. b) 0,24 mol/L. c) 0,33 mol/L. d) 0,48 mol/L. e) 0,96 mol/L. 
 
12. Qual será o valor do pH de uma solução em que a concentração de íons H+ é 0,00010 mol/L? 
a) 10,0 b) 9,0 c) 5,0 d) 4,0 e) 2,0 
 
13. Qual será o valor do pH de uma solução de HCl 0,010 mol/L? 
a) 10,0 b) 9,0 c) 5,0 d) 4,0 e) 2,0 
 
14. Qual será o valor do pH de uma solução em que a concentração de íons OH- é 10-9 mol/L? 
a) 10,0 b) 9,0 c) 5,0 d) 4,0 e) 2,0 
 
15. Considere as soluções: HCl 0,01 mol/L, NaOH 0,01 mol/L e NaCl 0,01 mol/L. Os valores de pH 
a 25ºC destas soluções são, respectivamente: 
a) 12, 2 e 7. b) 2, 12 e 2. c) 2, 12 e 7. d) 7, 12 e 7. e) 2, 7 e 2. 
 
 
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GABARITO 
 
TÓPICO 05 
1. Cálculo  m = 3,0 g 
Você deveria pesar 3,0 g de NaOH, solubilizar, transferir para balão 
volumétrico de 150 mL e completar o volume com água. 
2. m = 49,7 g ; Vágua = 10 mL 
3. D 
4. 3,0 mol/L 
5. 15 mL 
6. 0,125 mol/L 
7. 16 g 
8. 80 g 
9. B 
10. E 
11. B 
12. D 
13. E 
14. C 
15. C