QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA

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QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - B (2022.SET)
Aula 1.1 - Tabela periódica
Desafio:
Para trabalharmos com a tabela periódica, precisamos saber identificar algumas informações muito importantes, como o nome do elemento químico, seu número atômico, em qual grupo e período se encontra e a classificação em metais alcalinos, alcalinoterrosos, metais de transição, metaloides, não metais e gases nobres.
Então, com o auxílio da tabela periódica, preencha a tabela anexa indicando, para cada elemento (representado por seu símbolo), seu nome, grupo periódico, classificação, número de elétrons na camada de valência e caráter eletropositivo ou eletronegativo. Observação: nos metais de transição, não é preciso informar a quantidade de elétrons na camada de valência nem o caráter eletronegativo ou eletropositivo.
Resposta:
Com o auxílio de uma tabela periódica, o aluno deve completar a tabela conforme é mostrado no anexo.
Exercícios
1. 
Quantos períodos e quantos grupos ou famílias existem na tabela periódica dos elementos?
A. 
18 e 7.
Os períodos são as linhas horizontais e os grupos ou famílias são as linhas verticais da tabela periódica.
B. 
7 e 18.
A tabela periódica apresenta 7 períodos e 18 grupos ou famílias.
C. 
8 e 10.
Os períodos são as linhas horizontais e os grupos ou famílias são as linhas verticais da tabela periódica.
D. 
6 e 8.
Os períodos são as linhas horizontais e os grupos ou famílias são as linhas verticais da tabela periódica.
E. 
9 e 8.
Os períodos são as linhas horizontais e os grupos ou famílias são as linhas verticais da tabela periódica.
2. 
Comparando-se as propriedades periódicas dos elementos que compõem o KCl, assinale a alternativa correta. Dados: K (Z=19) e (Z=17).
A. 
O potássio possui maior caráter metálico.
O potássio encontra-se na família dos metais alcalinos e apresenta um elétron na camada de valência, que faz com que o caráter metálico seja muito elevado, ou seja, em uma ligação química, o potássio tende a doar seu elétron.
B. 
O cloro possui menos eletronegatividade.
A eletronegatividade dos halogênios é maior em relação à dos metais alcalinos.
C. 
O cloro tem maior raio atômico.
O cloro apresenta menor raio atômico, pois possui menos camadas eletrônicas em sua eletrosfera.
D. 
O potássio tem maior eletroafinidade.
Em geral, a eletroafinidade cresce com a diminuição do raio atômico. Assim, o cloro apresenta maior eletroafinidade já que possui menor raio atômico.
E. 
O potássio tem maior potencial de ionização.
O potencial de ionização também aumenta com a diminuição do raio atômico. Assim, o cloro, que possui menor raio atômico, apresenta maior potencial de ionização.
3. 
Os símbolos que representam os elementos químicos cobalto, cobre, potássio, prata e sódio são, respectivamente:
A. 
Co, Cu, K, Ag, Na.
Esses são os símbolos que representam os elementos químicos cobalto, cobre, potássio, prata e sódio.
B. 
C, Cu, Po, P, S.
Os símbolos representam os elementos químicos carbono, cobre, polônio, fósforo e enxofre.
C. 
Co, Ce, Pt, Pr, Na.
Os símbolos representam os elementos químicos cobalto, cério, platina, praseodímio e sódio.
D. 
Ce, Cr, K, Ag, Si.
Os símbolos representam os elementos químicos cério, cromo, potássio, prata e silício.
E. 
C, Cr, Po, Ag, S.
Os símbolos representam os elementos químicos carbono, cromo, polônio, prata e enxofre.
4. 
Que nome recebem as famílias 13, 14, 15, 16, 17 e 18?
A. 
Família do boro, do carbono, do nitrogênio, do oxigênio, do flúor e do hélio.
As famílias 15 a 18 recebem outra denominação.
B. 
Família do boro, do carbono, do nitrogênio, dos calcogênios, dos halogênios e dos gases nobres.
Esses são os nomes das famílias 13 a 18.
C. 
Família do boro, do carbono, do nitrogênio, do oxigênio, do flúor e dos gases nobres.
As famílias 15 a 17 recebem outra denominação.
D. 
Família do boro, do carbono, do nitrogênio, do oxigênio, dos halogênios e dos gases nobres.
As famílias 15 e 16 recebem outra denominação.
E. 
Família do boro, do carbono, do nitrogênio, do calcogênio, do halogênio e do neônio.
A família 18 recebe outra denominação.
5. 
Assinale a alternativa correta. Qual das alternativas abaixo apresenta um metal, um metaloide e um gás nobre, respectivamente?
A. 
Na – Ge – He.
Sódio é um metal, germânio é um metaloide e hélio um gás nobre.
B. 
K – Co – O.
Co é um metal e O não é um gás nobre.
C. 
Ca – Sn – Xe.
Sn não é um metaloide.
D. 
Cs – Fe – Kr.
Fe não é um metaloide.
E. 
Al – Cu – N.
Cu não é um metaloide e N não é um gás nobre.
Aula 1.2 - Estequiometria: Massa atômica, Massa molar e número de Avogadro
Desafio
Quando falamos em massa atômica, rapidamente, lembramo-nos da tabela periódica e do valor contido nela. A massa atômica de cada elemento não se repete e está em ordem crescente na tabela. Porém, alguns elementos possuem mais de uma massa atômica, e alguns não apresentam número de massa inteiro.
Defina:
1. Como são denominados esses elementos.
2. Indique, no mínimo, dois exemplos desses elementos.
3. Calcule a massa atômica média dos dois elementos que você citou.
Resposta:
Elementos que apresentam número atômico igual e massa atômica diferente são denominados ISÓTOPOS. Os isótopos são átomos de um mesmo elemento químico que apresentam propriedades químicas idênticas, mas propriedades físicas diferentes.
C: Carbono 12 - prevalência 98,9%
Carbono 13 - prevalência 1,1%
Carbono 14 - sintético
U: Urânio 232 - sintético
U: Urânio 233 - sintético
U: Urânio 234 - prevalência 0,0054%
U: Urânio 235 - prevalência 0,7204%
U: Urânio 238 - prevalência 99,2742%
Carbono: (0,989)(12) (13)(0,011)= 12,011
Urânio: (234)(0,000054) (235)(0,00724) (238)(0,992742) = 237,9792
Exercícios
1. 
O cloro possui dois isótopos de massa atômica 35 u e 37 u, com porcentagens, respectivamente, iguais a 75% e 25%. Qual a massa atômica média do elemento Cl?
A. 
26,25 u.
Esse valor considera apenas multiplicação da massa atômica do isótopo 35 u pela sua porcentagem (usando valor decimal - 0,75), desconsiderando os dados do outro isótopo.
B. 
36 u.
Esse valor representa, erroneamente, a média entre as massas atômicas, desconsiderando seu percentual.
C. 
35,5 u.
Massa atômica média = (0,75)(35)+(0,25)(37) = 35,5 u.
D. 
3550 u.
Esse valor representa erroneamente a massa atômica porque reflete o calculo usando o valor percentual (75 e 25) e não decimal (0,75 e 0,25).
E. 
9,25 u.
Esse valor considera apenas multiplicação da massa atômica do isótopo 37 u pela sua porcentagem (usando valor decimal - 0,25), desconsiderando os dados do outro isótopo.
2. 
Um elemento químico genérico X tem três isótopos com massas atômicas 1, 2 e 3 com porcentagens de 50, 30 e 20%, respectivamente. A massa atômica média do elemento X é:
A. 
1,70 u.
Massa atômica média = (0,50)(1)+(0,30)(2)+(0,20)(3)= 1,7 u.
B. 
3 u.
Três (3) é valor obtido fazendo-se a média das massas atômicas de cada um dos isótopos, mas não a massa atômica média do elemento, que considera o percentual de ocorrência de cada isótopo.
C. 
33,33 u.
Esse valor reflete a média das 3 porcentagens de ocorrência de cada isótopo e não representa a massa atômica média do elemento.
D. 
0,6 u.
Esse valor representa somente a contribuição do isótopo 2 ou do isótopo 3, isoladamente, para a massa atômica média, mas não representa o valor final dessa.
E. 
2,70 u.
Esse valor não faz sentido, dado que o cálculo deve considerar sempre o valor de cada isótopo e seu respectivo percentual de ocorrência.
3. 
O número de mols em 6,4 g de gás oxigênio é:
A. 
0,4 mol.
B. 
0,2 mol.
1 mol de gás oxigênio (O2) --------------------- 31,98 g de O2
      x ---------------------6,4 g O2
                                                    x = 0,2 mol
C. 
0,1 mol.
D. 
10 mol.
E. 
5 mol.
4. 
Em um determinado tratamento de água, utilizou-se 0,355 mg de cloro (Cl2) por litro de água. Qual o número de moléculas de cloro utilizadas por litro? Dado: peso atômico do cloro = 35,5 u.
A. 
3,01 x 1018
Converte-se mg para grama: 0,355 mg = 355 . 10-6 g
A massa molar do cloro é: MM(Cl2) = 2 x 35,5 = 71 .Calcula-se o número de moléculas:
           71 g ------------------------- 6,022x1023 moléculas
355 . 10-6g ------------------------- N
N = 355 x10-6 x 6,022x1023/ 71 N = 3,01x1018 moléculas
B. 
3,01 x 1019.
Nesse resultado, há erro na transformação de mg para g. Na conversão correta, 0,355 mg corresponde a 3,55 . 10-4 g.
C. 
5 x 10-6.
Essa é a quantidade de mols presentes em 0,355 mg de Cl2.
D. 
6,02 x 1018.
Esse valor está incorreto porque considera que a massa molecular do Cl2 é 35,5, desconsiderando o valor correto, de 71.
E. 
6,02 x 1023.
Esse é o valor correspondente a 1 mol de Cl2.
5. 
O peso atômico do cloro é 35,457. O fato de esse número não ser inteiro indica que:
A. 
No núcleo do átomo de cloro devem existir outras partículas além de prótons e nêutrons.
No núcleo de qualquer átomo encontram-se apenas prótons e nêutrons.
B. 
O cloro se apresenta na natureza como uma mistura de isótopos.
O cloro tem dois isótopos: o cloro 35 (75,76%) e cloro 37 (24,24%). massa atômica = (33)(.7576) (37)(.2424) = 35,453
C. 
Há um erro experimental na determinação dos pesos atômicos.
O cloro apresenta dois isótopos: - cloro 35 - prevalência de 75,76% - cloro 37 - prevalência de 24,24%
D. 
O número de Avogadro não é um número inteiro.
O número de Avogadro é uma constante que não se altera: 6,022x1023
E. 
O peso atômico leva em conta o peso dos elétrons.
O peso atômico leva em conta a soma do número atômico e número de prótons.
Aula 2.1 - Teoria atômica
Desafio
O desafio é desenhar a evolução dos modelos atômicos, desde a teoria de Demócrito até o modelo atômico atual. Essa atividade deve ser feita em folha de ofício e à mão.
Resposta:
O aluno deve ser criativo e desenhar os modelo atômicos de Demócrito, Dalton, Thomson e Rutherford, conforme o anexo.
Exercícios
1. 
A figura abaixo mostra o experimento de Rutherford com o uso de uma lâmina de ouro e partículas. Supondo que esse experimento fosse realizado com átomos que tivessem a estrutura proposta pelo modelo de Thomson, poderíamos afirmar que: ​​​​​​​
​​​​​​​
A. 
As partículas alfa positivas atravessariam a lâmina de ouro, sendo observados poucos desvios.
No modelo de Thomson, a carga positiva do átomo era tão difusa que a as partículas alfa positivas apresentariam poucos desvios.
B. 
O anteparo apresentaria manchas luminosas dispersas de forma homogênea.
Como no modelo de Thomson, a carga positiva do átomo era tão difusa que as partículas alfa positivas deveriam atravessar a lâmina com desvios muito pequenos, e não homogêneos.
C. 
Os átomos da folha de ouro impediriam totalmente a passagem das partículas.
As partículas passariam, mas, no modelo de Thomson, a carga positiva do átomo era tão difusa que as partículas alfa positivas deveriam atravessar a lâmina com desvios muito pequenos.
D. 
Os núcleos e elétrons dos átomos da lâmina de ouro absorveriam as partículas.
No modelo atômico de Thomson, não era sabido da existência de um núcleo carregado com partículas positivas.
E. 
Nenhuma das alternativas anteriores.
No modelo de Thomson, a carga positiva do átomo era tão difusa que as partículas alfa positivas apresentariam poucos desvios.
2. 
A evolução da teoria atômica se deu através de modelos e conceitos propostos por diversos cientistas com base em suas experiências e observações. O conceito de matéria, como uma massa de carga positiva uniformemente distribuída, com os elétrons espalhados de modo a minimizar as repulsões eletrostáticas, pode ser creditado a:
A. 
Dalton.
O modelo atômico de Dalton era considerado indestrutível e maciço e não apresentava cargas.
B. 
Thomson.
O modelo atômico de Thompson era considerado uma esfera uniforme da matéria, com cargas positivas, e os elétrons embebidos como passas em um pudim.
C. 
Rutherford.
O modelo atômico de Rutherford apresentava um núcleo com prótons (cargas positivas) e na eletrosfera encontravam-se os elétrons (cargas negativas).
D. 
Demócrito.
Para Demócrito, toda a matéria conssitia em partículas muito pequenas e indivisíveis.
E. 
Nenhuma das anteriores.
O modelo atômico que era considerado uma esfera uniforme da matéria, com cargas positivas, e os elétrons embebidos como passas em um pudim era o de Thomson.
3. 
A teoria atômica de Dalton só não está claramente expressa em:
A. 
A formação dos materiais dá-se através de diferentes associações entre átomos iguais ou não.
Para Dalton, um composto era formado por átomos de dois elementos diferentes, apenas se rearranjavam.
B. 
O átomo possui um núcleo positivo envolto por órbitas eletrônicas.
Para Dalton, o átomo era uma esfera maciça e indestrutível, sem cargas.
C. 
O número de átomos diferentes existente na natureza é pequeno.
Para Dalton, como os compostos eram formados por rearranjos dos átomos, a existências de matérias diferentes era considerada pequena.
D. 
Os átomos são partículas que não se podem dividir.
Para Dalton, o átomo era uma esfera maciça e indestrutível, sem cargas.
E. 
Toda matéria é formada por partículas extremamente pequenas.
Para Dalton, o átomo era uma esfera maciça, indestrutível e muito pequena.
4. 
Uma importante contribuição do modelo de Rutherford foi considerar o átomo constituído de:
A. 
Elétrons mergulhados em uma massa homogênea de carga positiva.
No modelo atômico de Rutherford, as cargas positivas encontravam-se no núcleo.
B. 
De uma estrutura altamente compacta de prótons e elétrons.
No modelo atômico de Rutherford, as cargas positivas encontravam-se no núcleo e os elétrons estavam espelhados em volta do núcleo.
C. 
Um núcleo de massa desprezível comparada com a massa do elétron.
No modelo atômico de Rutherford, o núcleo era pequeno, mas muito denso, e continha as cargas positivas.
D. 
Uma região central com carga negativa chamada núcleo.
No modelo atômico de Rutherfor,d as cargas positivas encontravam-se no núcleo.
E. 
Um núcleo muito pequeno de carga positiva, cercado por elétrons.
No modelo atômico de Rutherford, as cargas positivas encontravam-se no núcleo e as cargas negativas estavam espalhadas ao redor.
5. 
O modelo de Thomson propôs que o átomo seria formado por uma esfera de carga ............., contendo .................. incrustados, possuidores de carga elétrica ................... A alternativa que completa corretamente a frase é:
A. 
Neutra/prótons e elétrons/positiva e negativa.
O modelo atômico de Thomson era formado por uma esfera de carga positiva, contendo elétrons incrustados, possuidores de carga elétrica negativa
B. 
Positiva/prótons/positiva.
O modelo atômico de Thomson era formado por uma esfera de carga positiva, contendo elétrons incrustados, possuidores de carga elétrica negativa
C. 
Negativa/elétrons/negativa.
O modelo atômico de Thomson era formado por uma esfera de carga positiva, contendo elétrons incrustados, possuidores de carga elétrica negativa
D. 
Positiva/elétrons/negativa.
O modelo atômico de Thomson era formado por uma esfera de carga positiva, contendo elétrons incrustados, possuidores de carga elétrica negativa
E. 
Positiva/nêutrons/nula.
O modelo atômico de Thomson era formado por uma esfera de carga positiva, contendo elétrons incrustados, possuidores de carga elétrica negativa
Aula 2.2 - Configurações eletrônicas dos cátions e ânions
Desafio
Agora, vamos lhe propor um desafio!
Elaboramos uma atividade que vai lhe guiar no entendimento de configurações eletrônicas de cátions e ânions e também fará você relacionar essas configurações com a estabilidade configuracional.
Vamos ao desafio:
Desenhe, na forma de diagrama de caixas (inserindo elétrons, na forma de setas, nos orbitais) a configuração eletrônica da camada externa dos íons K+, Br-e Zn+2 e compare com os mesmos elementos, na forma neutra.
Resposta:
O potássio, na sua forma neutra, possui 19 elétrons e configuração eletrônica [Ar] 4s1. Assim, o diagrama na forma de caixas dos dois subníveis mais energéticos 3p6 e 4s1 é mostrado abaixo.
Na formação do cátion K+, o elétron do orbital 4s1 é removido, levando à configuração abaixo, que é a mesma do gás nobre argônio.De fato, o orbital 4s vazio só é mostrado para fins didáticos, pois um orbital sem elétrons não deve ser demonstrado. O diagrama correto deve ter apenas o orbital 3p totalmente preenchido.
O bromo apresenta 35 elétrons, portanto, configuração [Ar] 4s2 3d10 4p5. Assim, o diagrama na forma de caixas é mostrado abaixo, para o nível 4 de energia.
Com a formação do ânion brometo, um elétron é adicionado ao orbital 4p, levando à configuração abaixo, que é a mesma do gás nobre criptônio.
O zinco, na forma neutra, apresenta 30 elétrons e configuração eletrônica [Ar] 4s2 3d10, como mostrado abaixo.
Considerando que, em metais de transição, na formação de cátions, os elétrons são removidos da camada ns e não da (n-1)d, os elétrons são removidos da subcamada 4s, levando ao diagrama abaixo (nesse caso, o orbital 4s vazio não será demonstrado).
Exercícios
1. 
Sobre a configuração eletrônica de cátions e ânions, observe as afirmações.
I - Quando um elétron é adicionado ao cloro, há a formação de cloreto (Cl-), que possui o subnível 3p totalmente preenchido.
II - Quando dois elétrons são adicionados ao cálcio, há a formação de Ca2+, que possui o subnível 3p totalmente preenchido.
​​​​​​​III - O Cs+ e o xenônio (Xe) são isoeletrônicos.
A. 
Somente I está correta.
O cloro possui a configuração 3p5. Quando adiciona-se um elétron, há a formação de Cl-, que possui o subnível 3p totalmente preechido (com seis elétrons). No entanto, há mais uma afirmação correta.
B. 
Somente II está correta.
Na verdade, a formação de cátions se dá pela remoção de elétrons. Por esse motivo, a afirmação está incorreta.
C. 
Somente I e II estão corretas.
I - O cloro possui a configuração 3p5. Quando adiciona-se um elétron, há a formação de Cl-, que possui o subnível 3p totalmente preechido (com seis elétrons). II - Na verdade, a formação de cátions se dá pela remoção de elétrons. Por esse motivo, a afirmação está incorreta.
D. 
Somente I e III estão corretas.
I - O cloro possui a configuração 3p5. Quando adiciona-se um elétron, há a formação de Cl-, que possui o subnível 3p totalmente preechido (com seis elétrons). III - Para a formação do cátion Cs+ , o elemento césio deve perder um elétron. Esse elétron é removido da subcamada 6s, que passa a não ter mais elétrons. Assim, o cátion césio e o xenônio ficam isoeletrônicos, com a configuração eletrônica do subnível mais externo 5p6.
E. 
Todas as afirmações estão corretas.
Há pelo menos uma afirmação incorreta.
2. 
Observe as afirmações.
I - O S-2 e o Ar são isoeletrônicos.
II - Tanto o I- quanto o Br- possuem configuração de gás nobre, uma vez que os respectivos subníveis p estão totalmente preenchidos.
III - O oxigênio, quando perde dois elétrons, forma o ânion O-2, que é estável, pois tem configuração idêntica ao neônio.
A. 
I e II estão corretas.
I - Para a formação do diânion S-2, o enxofre recebe dois elétrons, preenchendo totalmente a subcamada 3p, com seis elétrons. Como o argônio também possui seu subnível mais energético 6p com seis elétrons, essas espécies são isoeletrônicas. II - Quando o iodo recebe um elétron, preenche totalmente a subcamada 5p, ficando com os mesmos 54 elétrons do Xe. Quando o bromo recebe um elétron, preenche totalmente a subcamada 4p, ficando com os mesmos 36 elétrons do Kr.
B. 
I e III estão corretas.
I - Quando o iodo recebe um elétron, preenche totalmente a subcamada 5p, ficando com os mesmos 54 elétrons do Xe. Quando o bromo recebe um elétron, preenche totalmente a subcamada 4p, ficando com os mesmos 36 elétrons do Kr. III - O oxigênio efetivamente pode formar o ânion O-2, que possui configuração idêntica ao neônio. No entanto, para isso é necessário que o oxigênio ganhe dois elétrons, e não perca dois elétrons, como diz a afirmação.
C. 
Apenas I está correta.
Para a formação do diânion S-2, o enxofre recebe dois elétrons, preenchendo totalmente a subcamada 3p, com seis elétrons. Como o argônio também possui seu subnível mais energético 6p com seis elétrons, essas espécies são isoeletrônicas. No entanto, há pelo menos mais uma alternativa correta.
D. 
Apenas III está correta.
O oxigênio efetivamente pode formar o ânion O-2, que possui configuração idêntica ao neônio. No entanto, para isso é necessário que o oxigênio ganhe dois elétrons, e não perca dois elétrons, como diz a afirmação.
E. 
Todas as afirmações estão corretas.
Há pelo menos uma afirmação incorreta.
3. 
Sobre a configuração eletrônica de cátions dos metais de transição, observe as afirmações.
I - Sempre formam cátions isoeletrônicos com gases nobres.
II - A remoção dos elétrons para a formação dos cátions acontece primeiro no subível ns e depois no (n-1)d.
​​​​​​​III - O cátion Cu+ possui o orbital 3d totalmente preenchido.
A. 
Apenas I está correta.
Os cátions de metais de transição não são necessariamente isoeletrônicos com gases nobres. Isso pode ser comprovado pela formação de mais de um tipo de cátion de cada metal. Por exemplo, o ferro pode formar cátions Fe 2 ou Fe 3; ou Mn que pode formar diversos cátions (Mn+2, Mn+3, Mn4).
B. 
Apenas I e II estão corretas.
I - Os cátions de metais de transição não são necessariamente isoeletrônicos com gases nobres. Isso pode ser comprovado pela formação de mais de um tipo de cátion de cada metal. Por exemplo, o ferro pode formar cátions Fe 2 ou Fe 3; ou Mn que pode formar diversos cátions (Mn+2, Mn+3, Mn+4). II - A afirmação está correta. A razão para isso acontecer é que as interações elétron-elétron e elétron-núcleo em um átomo neutro podem ser bastante diferentes das do seu íon. Assim, tanto o preenchimento quanto a remoção do elétrons ocorre primeiro em ns e depois em (n-1)d.
C. 
Apenas III está correta.
Na formação de Cu+, um elétron é removido de 4s1. Assim, o orbital 3d continua totalmente preenchido. No entanto, há pelo menos mais uma afirmação correta.
D. 
Apenas II e III estão corretas.
II - A afirmação está correta. A razão para isso acontecer é que as interações elétron-elétron e elétron-núcleo em um átomo neutro podem ser bastante diferentes das do seu íon. Assim, tanto o preenchimento quanto a remoção do elétrons ocorre primeiro em ns e depois em (n-1)d. III - A afirmação está correta. Na formação de Cu+, um elétron é removido de 4s1. Assim, o orbital 3d continua totalmente preenchido.
E. 
Não há nenhuma afirmação correta.
Existe pelo menos uma afirmação correta.
4. 
Sobre as configurações eletrônicas de cátions e ânions, marque a alternativa incorreta.
A. 
O Ni2+ possui seis elétrons e configuração eletrônica [Ar] 3d8.
O níquel, em sua forma neutra, possui a configuração [Ar] 4s2 3d8. Na forma de cátion divalente, os dois elétrons do subnível 4s são removidos.
B. 
O hélio e o ânion hidreto são isoeletrônicos, sendo que ambos são paramagnéticos.
Tanto o hélio quanto o H- possuem dois elétrons na camada 1s, por isso são isoeletrônicos. No entanto, pela presença de apenas elétrons emparelhados, ambos são diamagnéticos.
C. 
Todos os halogêneos (Família 17 ou 7A) possuem configuração np5, por isso têm a tendência de formar ânions monovalentes.
Formando ânions monovalentes, esses elementos vão preencher totalmente a camada np, chegando à configuração de gás nobre, com alta estabilidade configuracional.
D. 
Os cátions K+ e Ca2+ são isoeletrônicos.
Ambos possuem 18 elétrons e configuração igual ao gás nobre argônio.
E. 
Tanto o magnésio quanto o bário têm a tendência de formar cátions divalentes.
Ambos têm a tendência de perder os elétrons das subcamadas ns, para formar cátions divalentes, com configuração eletrônica de gás nobre.
5. 
Observe as afirmações.
I - Ao doar 2 elétrons, os elementos do grupo 2 da tabela periódica - assim como, ao doar 1 elétron os elementos do grupo 1 - formarão cátions, que desta forma possuem configuração de gases nobres.
II - K+ , Cl- e Ar são isoeletrônicos.
III - Fe2+ apresenta configuração da subcamada mais energética 3d6 .
A. 
Somente I está correta.
Ambos possuem configuração da subcamada mais externa terminando em np6. Portanto, possuem a mesma configuração eletrônicaque os gases nobres. No entanto, há pelo menos mais uma afirmação correta.
B. 
Somente II está correta.
Todas as espécies possuem 18 elétrons, portanto são isoeletrônicas. No entanto, há pelo menos mais uma afirmação correta.
C. 
Somente III está correta.
Na formação do cátion Fe2, são removidos os elétrons da subcamada 2s. Assim, a configuração da subcamada mais externa fica 3d6. No entanto, há pelo menos mais uma afirmação correta.
D. 
Somente I e II estão corretas.
I - Ambos possuem configuração da subcamada mais externa terminando em np6. Portanto, possuem a mesma configuração eletrônica que os gases nobres. II - Todas as espécies possuem 18 elétrons, portanto são isoeletrônicas. No entanto, há pelo menos mais uma afirmação correta.
E. 
Todas a afirmações estão corretas.
I - Ambos possuem configuração da subcamada mais externa terminando em np6. Portanto, possuem a mesma configuração eletrônica que os gases nobres. II - Todas as espécies possuem 18 elétrons, portanto são isoeletrônicas. III - Na formação do cátion Fe2, são removidos os elétrons da subcamada 2s. Assim, a configuração da subcamada mais externa fica 3d6.
Aula 3.1 - Evolução do modelo atômico
Desafio
A partir de agora, você terá um Desafio. Elaboramos uma atividade que vai lhe guiar neste caminho do conhecimento do átomo e dos modelos atômicos. Cabe a você encontrar a melhor forma de resolvê-lo. Explore o assunto e pesquise. Use todas as formas disponíveis para solucionar o problema.
A descoberta da radioatividade em 1896, por Henri Becquerel, abriu portas para uma vasta investigação sobre o mundo atômico. Rutherford afirmou que a radioatividade é composta por três tipos de radiação, conforme Da Rocha e De Castro (2020):
a) alfa;
b) beta;
c) gama.
Essa descoberta foi um resultado científico muito importante no desenvolvimento do modelo atômico.
Agora, imagine que você está fazendo um experimento científico em um laboratório para determinar a carga dessas partículas, isto é, se cada uma delas tem ou não carga e se ela é positiva ou negativa.
Para isso, você planeja o experimento mostrado na figura a seguir:
Nesse experimento, uma substância radioativa e que emite radiação alfa, beta e gama é colocada na presença de duas placas carregadas, uma com carga positiva (cor rosa) e outra com carga negativa (cor azul).
O comportamento das partículas (desvio ou não da trajetória) é visto na figura.
Em seu caderno, você elabora um desenho do que poderia estar ocorrendo em nível atômico, conforme a figura.
A que conclusões você chegaria a partir dos resultados desse experimento quanto à carga das partículas/radiação?
Resposta:
A partícula alfa tem carga positiva, pois é atraída pela placa com carga negativa.
As emissões negativas são denominadas beta e são atraídas pela placa com carga positiva. A radiação gama não sofre influência das placas carregadas, não tendo, portanto, nenhuma carga.
A partir dessas análises iniciais, podemos, ainda, concluir que a emissão alfa é constituída de dois prótons e dois nêutrons, similarmente ao átomo de Hélio, visto que cada próton apresenta carga +1 e cada nêutron não tem carga (e, sim, massa de 1u), uma partícula alfa tem carga +2 e massa 4u. Por esse motivo, a emissão alfa sofreu desvio em direção à placa negativa, pois tem carga positiva e massa.
Já as emissões beta são caracterizadas por partículas leves e negativas. Sabendo que a massa do elétron é muito menor que o próton ou nêutron, ela é considerada desprezível. Por isso, observa-se um desvio maior na radiação beta comparado com a radiação alfa.
Diferentemente das outras emissões, a radiação gama não remete a uma partícula, e, sim, à radiação eletromagnética, que pode ser comparada a uma emissão de raios X. Sendo eletromagnética, a radiação gama não tem carga nem massa. Por isso, não sofreu desvio no experimento.
Das três emissões radioativas (alfa, beta, gama), a radiação gama é a mais perigosa, pois não sofre interferência de elétrons ou prótons. Assim, tem alto poder de penetração. No corpo humano, as radiações alfa são detidas pelas células mortas superficiais, ao passo que as beta têm média penetração, há cerca de 2cm, e, mesmo assim, causam sérios danos. E as partículas gama têm alto poder de penetração e atravessam o corpo humano, causando danos irreparáveis.
Exercícios
1. 
De acordo com o modelo atômico de Dalton, escolha a alternativa correta.
A. 
Os átomos são compostos de prótons, nêutrons e elétrons.
A teoria atômica de Dalton tem como um dos seus pressupostos a "lei das proporções definidas" de Proust, que afirma que amostras diferentes do mesmo composto contêm sempre a mesma proporção em massa dos seus elementos constituintes. A presença de partículas subatômicas e cargas só foi considerada no modelo de Thomson. A eletrosfera surgiu no modelo de Rutherford e os níveis de energia, no modelo de Bohr.
B. 
Os compostos são constituídos por átomos de mais de um elemento. Em qualquer composto, a razão entre os números de átomos de quaisquer elementos presentes é um número inteiro ou uma fração simples.
A teoria atômica de Dalton tem como um dos seus pressupostos a "lei das proporções definidas" de Proust, que afirma que amostras diferentes do mesmo composto contêm sempre a mesma proporção em massa dos seus elementos constituintes. A presença de partículas subatômicas e cargas só foi considerada no modelo de Thomson. A eletrosfera surgiu no modelo de Rutherford e os níveis de energia, no modelo de Bohr.
C. 
O átomo é composto por um núcleo muito pequeno e por uma eletrosfera, responsável pela maior parte do volume do átomo.
A teoria atômica de Dalton tem como um dos seus pressupostos a "lei das proporções definidas" de Proust, que afirma que amostras diferentes do mesmo composto contêm sempre a mesma proporção em massa dos seus elementos constituintes. A presença de partículas subatômicas e cargas só foi considerada no modelo de Thomson. A eletrosfera surgiu no modelo de Rutherford e os níveis de energia, no modelo de Bohr.
D. 
O átomo é uma esfera com carga positiva, contendo cargas negativas distribuídas por toda a sua extensão.
A teoria atômica de Dalton tem como um dos seus pressupostos a "lei das proporções definidas" de Proust, que afirma que amostras diferentes do mesmo composto contêm sempre a mesma proporção em massa dos seus elementos constituintes. A presença de partículas subatômicas e cargas só foi considerada no modelo de Thomson. A eletrosfera surgiu no modelo de Rutherford e os níveis de energia, no modelo de Bohr.
E. 
Os elétrons estão distribuídos em níveis específicos de energia.
A teoria atômica de Dalton tem como um dos seus pressupostos a "lei das proporções definidas" de Proust, que afirma que amostras diferentes do mesmo composto contêm sempre a mesma proporção em massa dos seus elementos constituintes. A presença de partículas subatômicas e cargas só foi considerada no modelo de Thomson. A eletrosfera surgiu no modelo de Rutherford e os níveis de energia, no modelo de Bohr.
2. 
Todos os átomos de determinado elemento são idênticos, tendo o mesmo tamanho, massa e propriedades químicas. Os átomos de um elemento são diferentes dos átomos de todos os outros elementos.
Essa afirmação está relacionada a qual modelo atômico?
A. 
Modelo atômico de Bohr.
O átomo de Dalton era definido como a menor unidade da matéria que mantém as suas propriedades. E foi o primeiro modelo depois dos filósofos gregos, como o modelo atômico de Demócrito. Os conceitos de partículas subatômicas vieram dos modelos de Thomson, Rutherford e, posteriormente, do modelo de Bohr.
B. 
Modelo atômico de Thomson.
O átomo de Dalton era definido como a menor unidade da matéria que mantém as suas propriedades. E foi o primeiro modelo depois dos filósofos gregos, como o modelo atômico de Demócrito. Os conceitos de partículas subatômicas vieram dos modelos de Thomson, Rutherford e, posteriormente, do modelo de Bohr.
C. 
Modelo atômico de Demócrito.
O átomo de Dalton era definido como a menor unidade da matéria que mantém as suas propriedades.E foi o primeiro modelo depois dos filósofos gregos, como o modelo atômico de Demócrito. Os conceitos de partículas subatômicas vieram dos modelos de Thomson, Rutherford e, posteriormente, do modelo de Bohr.
D. 
Modelo atômico de Dalton.
O átomo de Dalton era definido como a menor unidade da matéria que mantém as suas propriedades. E foi o primeiro modelo depois dos filósofos gregos, como o modelo atômico de Demócrito. Os conceitos de partículas subatômicas vieram dos modelos de Thomson, Rutherford e, posteriormente, do modelo de Bohr.
E. 
Modelo atômico de Rutherford.
O átomo de Dalton era definido como a menor unidade da matéria que mantém as suas propriedades. E foi o primeiro modelo depois dos filósofos gregos, como o modelo atômico de Demócrito. Os conceitos de partículas subatômicas vieram dos modelos de Thomson, Rutherford e, posteriormente, do modelo de Bohr.
3. 
O descobrimento das partículas radioativas foi de suma importância para a evolução dos modelos químicos. Sobre essas partículas, assinale a alternativa correta.
A. 
A partícula alfa não tem carga.
A partícula alfa apresenta carga positiva e massa maior que a do elétron, ao passo que a radiação beta tem carga negativa, mas não com massa superior ao elétron. A radiação gama são ondas eletromagnéticas de alta energia e, portanto, não são carregadas.
B. 
A partícula alfa tem massa superior ao elétron e é carregada.
A partícula alfa apresenta carga positiva e massa maior que a do elétron, ao passo que a radiação beta tem carga negativa, mas não com massa superior ao elétron. A radiação gama são ondas eletromagnéticas de alta energia e, portanto, não são carregadas.
C. 
A partícula beta apresenta massa superior ao elétron e carga negativa.
A partícula alfa apresenta carga positiva e massa maior que a do elétron, ao passo que a radiação beta tem carga negativa, mas não com massa superior ao elétron. A radiação gama são ondas eletromagnéticas de alta energia e, portanto, não são carregadas.
D. 
A radiação gama tem carga positiva.
A partícula alfa apresenta carga positiva e massa maior que a do elétron, ao passo que a radiação beta tem carga negativa, mas não com massa superior ao elétron. A radiação gama são ondas eletromagnéticas de alta energia e, portanto, não são carregadas.
E. 
A partícula alfa tem massa inferior ao elétron e é carregada.
A partícula alfa apresenta carga positiva e massa maior que a do elétron, ao passo que a radiação beta tem carga negativa, mas não com massa superior ao elétron. A radiação gama são ondas eletromagnéticas de alta energia e, portanto, não são carregadas.
4. 
Sobre os avanços trazidos pelo modelo atômico de Rutherford, assinale a alternativa que não corresponde a um deles.
A. 
Núcleo concentrando a absoluta maioria da massa do átomo.
O modelo de Rutherford propôs um núcleo concentrando a absoluta maioria da massa do átomo e introduziu o conceito de núcleo e eletrosfera. O núcleo tinha carga positiva e eletrosfera com carga negativa. E a eletrosfera ocupa a absoluta maioria do volume do átomo. Só no modelo de Bohr, níveis e subníveis de energia foram introduzidos.
B. 
Conceito de núcleo e eletrosfera.
O modelo de Rutherford propôs um núcleo concentrando a absoluta maioria da massa do átomo e introduziu o conceito de núcleo e eletrosfera. O núcleo tinha carga positiva e eletrosfera com carga negativa. E a eletrosfera ocupa a absoluta maioria do volume do átomo. Só no modelo de Bohr, níveis e subníveis de energia foram introduzidos.
C. 
Núcleo com carga positiva e eletrosfera com carga negativa.
O modelo de Rutherford propôs um núcleo concentrando a absoluta maioria da massa do átomo e introduziu o conceito de núcleo e eletrosfera. O núcleo tinha carga positiva e eletrosfera com carga negativa. E a eletrosfera ocupa a absoluta maioria do volume do átomo. Só no modelo de Bohr, níveis e subníveis de energia foram introduzidos.
D. 
A eletrosfera ocupa a absoluta maioria do volume do átomo.
O modelo de Rutherford propôs um núcleo concentrando a absoluta maioria da massa do átomo e introduziu o conceito de núcleo e eletrosfera. O núcleo tinha carga positiva e eletrosfera com carga negativa. E a eletrosfera ocupa a absoluta maioria do volume do átomo. Só no modelo de Bohr, níveis e subníveis de energia foram introduzidos.
E. 
Elétrons distribuídos em níveis e subníveis de energia.
O modelo de Rutherford propôs um núcleo concentrando a absoluta maioria da massa do átomo e introduziu o conceito de núcleo e eletrosfera. O núcleo tinha carga positiva e eletrosfera com carga negativa. E a eletrosfera ocupa a absoluta maioria do volume do átomo. Só no modelo de Bohr, níveis e subníveis de energia foram introduzidos.
5. 
Observe os seguintes enunciados:
I – Um átomo é uma unidade básica de um elemento que pode participar de uma combinação química.
II – O átomo é uma esfera pequena e indivisível.
III – O átomo tem um núcleo muito pequeno e carregado positivamente. Nesse núcleo, estão presentes os prótons e os nêutrons. Além do núcleo, o átomo também é composto pela eletrosfera, que apresenta um volume muito grande se comparado com o núcleo. A eletrosfera tem carga negativa, conferida pela presença de elétrons.
Assinale a alternativa correta.
A. 
Somente I está correto.
Um átomo é uma unidade básica de um elemento que pode participar de uma combinação química. O átomo tem um núcleo muito pequeno e carregado positivamente. Nesse núcleo, estão presentes os prótons e os nêutrons. Além do núcleo, o átomo também é composto pela eletrosfera, que apresenta um volume muito grande, se comparado com o núcleo. A eletrosfera tem carga negativa, conferida pela presença de elétrons. A ideia de um átomo sendo uma esfera pequena e indivisível caiu em desuso.
B. 
Somente I está incorreto.
Um átomo é uma unidade básica de um elemento que pode participar de uma combinação química. O átomo tem um núcleo muito pequeno e carregado positivamente. Nesse núcleo, estão presentes os prótons e os nêutrons. Além do núcleo, o átomo também é composto pela eletrosfera, que apresenta um volume muito grande, se comparado com o núcleo. A eletrosfera tem carga negativa, conferida pela presença de elétrons. A ideia de um átomo sendo uma esfera pequena e indivisível caiu em desuso.
C. 
I e III estão corretos.
Um átomo é uma unidade básica de um elemento que pode participar de uma combinação química. O átomo tem um núcleo muito pequeno e carregado positivamente. Nesse núcleo, estão presentes os prótons e os nêutrons. Além do núcleo, o átomo também é composto pela eletrosfera, que apresenta um volume muito grande, se comparado com o núcleo. A eletrosfera tem carga negativa, conferida pela presença de elétrons. A ideia de um átomo sendo uma esfera pequena e indivisível caiu em desuso.
D. 
Somente III está incorreto.
Um átomo é uma unidade básica de um elemento que pode participar de uma combinação química. O átomo tem um núcleo muito pequeno e carregado positivamente. Nesse núcleo, estão presentes os prótons e os nêutrons. Além do núcleo, o átomo também é composto pela eletrosfera, que apresenta um volume muito grande, se comparado com o núcleo. A eletrosfera tem carga negativa, conferida pela presença de elétrons. A ideia de um átomo sendo uma esfera pequena e indivisível caiu em desuso.
E. 
II e III estão corretos.
Um átomo é uma unidade básica de um elemento que pode participar de uma combinação química. O átomo tem um núcleo muito pequeno e carregado positivamente. Nesse núcleo, estão presentes os prótons e os nêutrons. Além do núcleo, o átomo também é composto pela eletrosfera, que apresenta um volume muito grande, se comparado com o núcleo. A eletrosfera tem carga negativa, conferida pela presença de elétrons. A ideia de um átomo sendo uma esfera pequena e indivisível caiu em desuso.
Aula 3.2 - Estrutura do átomo, número atômico, numero de massa, isótopo
Desafio
A descoberta dos isótopos propiciou uma nova compreensão acerca da estrutura atômica, explicando diversos fenômenos até então não compreendidos. Por exemplo, moléculas deágua que contêm isótopos de oxigênio mais leves tendem a evaporar um pouco mais rápido do que aquelas que contêm isótopos mais pesados. O isótopo de carbono 12 é adotado para determinar a massa atômica de elementos químicos, enquanto que o isótopo de carbono 14 é amplamente empregado para a datação de espécimes orgânicos.
Defina o que são isótopos, isóbaros e isótonos. Aponte o que os diferencia e dê exemplos de cada um deles.
Resposta:
Examinando o número atômico (Z), o número de nêutrons (n) e o número de massa (A) de diferentes átomos, podemos encontrar conjuntos de átomos com um ou outro número igual. A partir daí, surgiram alguns novos conceitos, definidos a seguir.
Isótopos são átomos com mesmo número de prótons (Z) e diferente número de massa (A).
Conclui-se, facilmente, que os isótopos são átomos do mesmo elemento químico que têm diferentes números de nêutrons, resultando daí números de massa diferentes.
Exemplos:
Cada isótopo é também chamado de nuclídeo. Os três isótopos de hidrogênio, 1H1, 2H1, 3H1, têm nomes especiais: hidrogênio, deutério e trítio, respectivamente. Isso não acontece com os demais, de modo que os três isótopos do oxigênio, aqui mencionados, são conhecidos apenas como oxigênio-16, oxigênio-17 e oxigênio-18.
A isotopia é um fenômeno muito comum na natureza. Podemos dizer que, praticamente, todos os elementos químicos naturais são formados por mistura de isótopos. Por exemplo, o elemento químico cloro é formado por 75% de cloro-35 (17Cl35) e 25% de cloro-37 (17Cl37), em massa. Observe que, em qualquer composto de cloro existente na Terra, iremos sempre encontrar essa mesma mistura isotópica: 75% de cloro-35 e 25% de cloro-37.
Na natureza, existem cerca de 90 elementos químicos diferentes. No entanto, já são conhecidos milhares de isótopos diferentes, sejam os naturais ou os obtidos de maneira artificial. Entre os artificiais, destacam-se os radioativos, que têm extensa aplicação prática em nossos dias, como na medicina (iodo 131, para mapeamento da tiroide), na agricultura (fósforo-32, usado no estudo do metabolismo dos vegetais), etc. É importante também notar que os isótopos têm propriedades químicas iguais (que dependem da estrutura da eletrosfera) e propriedades físicas diferentes (que dependem da massa do átomo).
Assim, por exemplo, embora o hidrogênio (H) e o deutério (D) sejam gasosos, a densidade (propriedade física) do deutério gasoso é o dobro da do hidrogênio. Ambos reagem com o oxigênio, formando água (propriedade química igual). O hidrogênio forma a água comum (H2O), de densidade igual a 1g/mL; já o deutério forma a chamada água pesada (D2O), pois tem densidade igual a 1,1g/mL (veja que até seus compostos têm propriedades físicas diferentes).
Isóbaros são átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), mas que têm o mesmo número de massa (A). Conclui-se que os isóbaros são átomos de elementos químicos diferentes, mas que têm a mesma massa, porque um maior número de prótons é compensado por um menor número de nêutrons, e vice-versa.
Exemplos:
Os isóbaros têm propriedades físicas e químicas diferentes.
Isótonos são átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes) e de massa, mas com mesmo número de nêutrons (n).
Exemplo:
Os isótonos têm propriedades físicas e químicas diferentes.
Exercícios
1. 
​​​​​​​
Com base nesta figura e nos conhecimentos adquiridos sobre átomos, assinale a alternativa correta.
A. 
Para determinado átomo, considerado isolado, o número de elétrons é igual ao número de prótons.
Em um mesmo elemento, os átomos são iguais, tendo as mesmas propriedades, a mesma dimensão, o mesmo raio, os mesmos elétrons na camada de valência e distribuição eletrônica. Ou seja, em um mesmo elemento, os átomos têm mesmo número atômico, único e específico. Os elétrons são distribuídos em camadas. Os elétrons da camada de valência são os mais externos que participam/realizam as reações, ou seja, não são todos os elétrons que estão na camada de valência.
B. 
O átomo tem camadas de acordo com seu número de elétrons. Contudo, todos os elétrons do átomo permanecem na camada de valência, onde ocorrem as reações.
Em um mesmo elemento, os átomos são iguais, tendo as mesmas propriedades, a mesma dimensão, o mesmo raio, os mesmos elétrons na camada de valência e distribuição eletrônica. Ou seja, em um mesmo elemento, os átomos têm mesmo número atômico, único e específico. Os elétrons são distribuídos em camadas. Os elétrons da camada de valência são os mais externos que participam/realizam as reações, ou seja, não são todos os elétrons que estão na camada de valência.
C. 
Em um mesmo elemento, os átomos são iguais, tendo as mesmas propriedades, a mesma dimensão, o mesmo raio, os mesmos elétrons na camada de valência e distribuição eletrônica.
Em um mesmo elemento, os átomos são iguais, tendo as mesmas propriedades, a mesma dimensão, o mesmo raio, os mesmos elétrons na camada de valência e distribuição eletrônica. Ou seja, em um mesmo elemento, os átomos têm mesmo número atômico, único e específico. Os elétrons são distribuídos em camadas. Os elétrons da camada de valência são os mais externos que participam/realizam as reações, ou seja, não são todos os elétrons que estão na camada de valência.
D. 
Em uma reação química, os mesmos átomos que aparecem nos reagentes aparecem nos produtos, e em igual número.
Em um mesmo elemento, os átomos são iguais, tendo as mesmas propriedades, a mesma dimensão, o mesmo raio, os mesmos elétrons na camada de valência e distribuição eletrônica. Ou seja, em um mesmo elemento, os átomos têm mesmo número atômico, único e específico. Os elétrons são distribuídos em camadas. Os elétrons da camada de valência são os mais externos que participam/realizam as reações, ou seja, não são todos os elétrons que estão na camada de valência.
E. 
Para formar uma molécula de água, sempre precisaremos de dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio (lei das proporções fixas).
Em um mesmo elemento, os átomos são iguais, tendo as mesmas propriedades, a mesma dimensão, o mesmo raio, os mesmos elétrons na camada de valência e distribuição eletrônica. Ou seja, em um mesmo elemento, os átomos têm mesmo número atômico, único e específico. Os elétrons são distribuídos em camadas. Os elétrons da camada de valência são os mais externos que participam/realizam as reações, ou seja, não são todos os elétrons que estão na camada de valência.
2. 
Átomos do elemento químico Sódio (Na) estão no terceiro período da tabela periódica, na família dos metais alcalinos, descritos com carga +1 em relação a seus íons. Lembrando que Z = p = e, A = p + n, assinale a alternativa correta em relação aos íons Na.
A. 
Na tabela periódica, encontramos A = 20u.
O elemento Na, por estar na família 1, pertence aos metais alcalinos e é descrito como Na+1. Na tabela periódica, encontramos seu número atômico, que é Z = 11, e seu número de massa, que é A = 23u. Sabendo que Z = nº prótons = nº elétrons, concluímos que o número de elétrons é 11. Porém, como sua valência indica a perda de um elétron (Na+1), podemos afirmar que o número de elétrons é 10. A = p + n; n = A – p. Para o elemento Na, n = 23 – 11 = 12; e, para o íon NA, é a mesma coisa, já que houve apenas a perda de um elétron.
B. 
Na tabela periódica, encontramos Z = 9.
O elemento Na, por estar na família 1, pertence aos metais alcalinos e é descrito como Na+1. Na tabela periódica, encontramos seu número atômico, que é Z = 11, e seu número de massa, que é A = 23u. Sabendo que Z = nº prótons = nº elétrons, concluímos que o número de elétrons é 11. Porém, como sua valência indica a perda de um elétron (Na+1), podemos afirmar que o número de elétrons é 10. A = p + n; n = A – p. Para o elemento Na, n = 23 – 11 = 12; e, para o íon NA, é a mesma coisa, já que houve apenas a perda de um elétron.
C. 
São cátions bivalentes.
O elemento Na, por estar na família 1, pertence aos metais alcalinos e é descrito como Na+1. Na tabela periódica, encontramos seu número atômico, que é Z = 11, e seu número demassa, que é A = 23u. Sabendo que Z = nº prótons = nº elétrons, concluímos que o número de elétrons é 11. Porém, como sua valência indica a perda de um elétron (Na+1), podemos afirmar que o número de elétrons é 10. A = p + n; n = A – p. Para o elemento Na, n = 23 – 11 = 12; e, para o íon NA, é a mesma coisa, já que houve apenas a perda de um elétron.
D. 
Têm 10 elétrons e A = 23.
O elemento Na, por estar na família 1, pertence aos metais alcalinos e é descrito como Na+1. Na tabela periódica, encontramos seu número atômico, que é Z = 11, e seu número de massa, que é A = 23u. Sabendo que Z = nº prótons = nº elétrons, concluímos que o número de elétrons é 11. Porém, como sua valência indica a perda de um elétron (Na+1), podemos afirmar que o número de elétrons é 10. A = p + n; n = A – p. Para o elemento Na, n = 23 – 11 = 12; e, para o íon NA, é a mesma coisa, já que houve apenas a perda de um elétron.
E. 
Têm n = 7.
O elemento Na, por estar na família 1, pertence aos metais alcalinos e é descrito como Na+1. Na tabela periódica, encontramos seu número atômico, que é Z = 11, e seu número de massa, que é A = 23u. Sabendo que Z = nº prótons = nº elétrons, concluímos que o número de elétrons é 11. Porém, como sua valência indica a perda de um elétron (Na+1), podemos afirmar que o número de elétrons é 10. A = p + n; n = A – p. Para o elemento Na, n = 23 – 11 = 12; e, para o íon NA, é a mesma coisa, já que houve apenas a perda de um elétron.
3. 
Espécies atômicas que têm o mesmo número de elétrons são chamadas de isoeletrônicas. Utilizando uma tabela periódica como auxílio, marque a alternativa que apresente essas espécies.
A. 
K+ e H-.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
K tem Z = 19 e A = 39. Portanto, tem 19p, 19e, 20n. Então K+1 tem 19p, 18e, 20n.
Ar tem Z = 18 e A = 40. Portanto, tem 18p, 18e e 22n.
Logo, K+1 e Ar são espécies isoeletrônicas.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
K tem Z = 19 e A = 39. Portanto, tem 19p, 19e, 20n. Então K+1 tem 19p, 18e, 20n.
F tem Z = 9 e A = 19. Portanto, tem 9p, 9e, 10n. Então, F-1 tem 9p, 10e, 10n.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
F tem Z = 9 e A = 19. Portanto, tem 9p, 9e, 10n. Então, F-1 tem 9p, 10e, 10n.
He tem Z = 2 e A = 4. Portanto, tem 2p, 2e e 2n. Então, He+1 tem 2p, 1e, 2n.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
Ca tem Z = 20 e A = 40. Portanto, tem 20p, 20e, 20n. Então, Ca+2 tem 20p, 18e, 20n.
O tem Z = 8 e A = 16. Portanto, tem 8p, 8e, 8n. Então, O-1 tem 8p, 9e, 8n.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
K tem Z = 19 e A = 39. Portanto, tem 19p, 19e, 20n. Então, K+1 tem 19p, 18e, 20n.
H tem Z = 1 e A = 1. Portanto, tem 1 próton, 1 elétron e nenhum nêutron.
Então, H-1 tem 1 próton, 2 elétrons e nenhum nêutron.
B. 
Ca+2 e O-.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
K tem Z = 19 e A = 39. Portanto, tem 19p, 19e, 20n. Então K+1 tem 19p, 18e, 20n.
Ar tem Z = 18 e A = 40. Portanto, tem 18p, 18e e 22n.
Logo, K+1 e Ar são espécies isoeletrônicas.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
K tem Z = 19 e A = 39. Portanto, tem 19p, 19e, 20n. Então K+1 tem 19p, 18e, 20n.
F tem Z = 9 e A = 19. Portanto, tem 9p, 9e, 10n. Então, F-1 tem 9p, 10e, 10n.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
F tem Z = 9 e A = 19. Portanto, tem 9p, 9e, 10n. Então, F-1 tem 9p, 10e, 10n.
He tem Z = 2 e A = 4. Portanto, tem 2p, 2e e 2n. Então, He+1 tem 2p, 1e, 2n.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
Ca tem Z = 20 e A = 40. Portanto, tem 20p, 20e, 20n. Então, Ca+2 tem 20p, 18e, 20n.
O tem Z = 8 e A = 16. Portanto, tem 8p, 8e, 8n. Então, O-1 tem 8p, 9e, 8n.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
K tem Z = 19 e A = 39. Portanto, tem 19p, 19e, 20n. Então, K+1 tem 19p, 18e, 20n.
H tem Z = 1 e A = 1. Portanto, tem 1 próton, 1 elétron e nenhum nêutron.
Então, H-1 tem 1 próton, 2 elétrons e nenhum nêutron.
C. 
F- e He+.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
K tem Z = 19 e A = 39. Portanto, tem 19p, 19e, 20n. Então K+1 tem 19p, 18e, 20n.
Ar tem Z = 18 e A = 40. Portanto, tem 18p, 18e e 22n.
Logo, K+1 e Ar são espécies isoeletrônicas.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
K tem Z = 19 e A = 39. Portanto, tem 19p, 19e, 20n. Então K+1 tem 19p, 18e, 20n.
F tem Z = 9 e A = 19. Portanto, tem 9p, 9e, 10n. Então, F-1 tem 9p, 10e, 10n.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
F tem Z = 9 e A = 19. Portanto, tem 9p, 9e, 10n. Então, F-1 tem 9p, 10e, 10n.
He tem Z = 2 e A = 4. Portanto, tem 2p, 2e e 2n. Então, He+1 tem 2p, 1e, 2n.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
Ca tem Z = 20 e A = 40. Portanto, tem 20p, 20e, 20n. Então, Ca+2 tem 20p, 18e, 20n.
O tem Z = 8 e A = 16. Portanto, tem 8p, 8e, 8n. Então, O-1 tem 8p, 9e, 8n.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
K tem Z = 19 e A = 39. Portanto, tem 19p, 19e, 20n. Então, K+1 tem 19p, 18e, 20n.
H tem Z = 1 e A = 1. Portanto, tem 1 próton, 1 elétron e nenhum nêutron.
Então, H-1 tem 1 próton, 2 elétrons e nenhum nêutron.
D. 
K+ e Ar.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
K tem Z = 19 e A = 39. Portanto, tem 19p, 19e, 20n. Então K+1 tem 19p, 18e, 20n.
Ar tem Z = 18 e A = 40. Portanto, tem 18p, 18e e 22n.
Logo, K+1 e Ar são espécies isoeletrônicas.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
K tem Z = 19 e A = 39. Portanto, tem 19p, 19e, 20n. Então K+1 tem 19p, 18e, 20n.
F tem Z = 9 e A = 19. Portanto, tem 9p, 9e, 10n. Então, F-1 tem 9p, 10e, 10n.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
F tem Z = 9 e A = 19. Portanto, tem 9p, 9e, 10n. Então, F-1 tem 9p, 10e, 10n.
He tem Z = 2 e A = 4. Portanto, tem 2p, 2e e 2n. Então, He+1 tem 2p, 1e, 2n.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
Ca tem Z = 20 e A = 40. Portanto, tem 20p, 20e, 20n. Então, Ca+2 tem 20p, 18e, 20n.
O tem Z = 8 e A = 16. Portanto, tem 8p, 8e, 8n. Então, O-1 tem 8p, 9e, 8n.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
K tem Z = 19 e A = 39. Portanto, tem 19p, 19e, 20n. Então, K+1 tem 19p, 18e, 20n.
H tem Z = 1 e A = 1. Portanto, tem 1 próton, 1 elétron e nenhum nêutron.
Então, H-1 tem 1 próton, 2 elétrons e nenhum nêutron.
E. 
K+ e F-.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
K tem Z = 19 e A = 39. Portanto, tem 19p, 19e, 20n. Então K+1 tem 19p, 18e, 20n.
Ar tem Z = 18 e A = 40. Portanto, tem 18p, 18e e 22n.
Logo, K+1 e Ar são espécies isoeletrônicas.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
K tem Z = 19 e A = 39. Portanto, tem 19p, 19e, 20n. Então K+1 tem 19p, 18e, 20n.
F tem Z = 9 e A = 19. Portanto, tem 9p, 9e, 10n. Então, F-1 tem 9p, 10e, 10n.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
F tem Z = 9 e A = 19. Portanto, tem 9p, 9e, 10n. Então, F-1 tem 9p, 10e, 10n.
He tem Z = 2 e A = 4. Portanto, tem 2p, 2e e 2n. Então, He+1 tem 2p, 1e, 2n.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
Ca tem Z = 20 e A = 40. Portanto, tem 20p, 20e, 20n. Então, Ca+2 tem 20p, 18e, 20n.
O tem Z = 8 e A = 16. Portanto, tem 8p, 8e, 8n. Então, O-1 tem 8p, 9e, 8n.
Lembrando que Z = p = e, A = p + n
K tem Z = 19 e A = 39. Portanto, tem 19p, 19e, 20n. Então, K+1 tem 19p, 18e, 20n.
H tem Z = 1 e A = 1. Portanto, tem 1 próton, 1 elétron e nenhum nêutron.
Então, H-1 tem 1 próton, 2 elétrons e nenhum nêutron.
4. 
O avanço em pesquisas químicas e tecnológicas proporcionou inúmeras descobertas e a identificação de um grande número de elementos químicos. Outros elementos foram descobertos em laboratórios, átomos de elementos não naturais, chamados sintéticos. Assinale a alternativa que descreve a característica capaz de ser única para cada átomo, diferenciando-o de todos os outros.
A. 
Número de ligações simples e duplas.
Número atômico é o termo utilizado para identificar os elementos na tabela periódica e indicar a quantidade de prótons existentes no seu núcleo. Quando no estado neutro, o número atômico é igual ao número de prótons e elétrons. Todos os elementos da tabela periódica têm números atômicos próprios e específicos, diferentes uns dos outros, porém podem ter números de elétrons iguais, dependendo da valência de cada elemento (elementos isoeletrônicos).
Número de ligações simples e duplas: O número de ligações que determinado átomo faz depende, dentre outros fatores, das propriedades do átomo ao qual ele pretende se ligar.
Número de elétrons: Para um átomo no estado neutro, o número atômico é igual ao número de prótons, queé igual ao número de elétrons. Todavia, ao formar compostos químicos, o número de elétrons de um átomo pode variar, pois ele poderá perder ou ganhar elétrons.
Número de nêutrons: Átomos diferentes podem ter igual número de nêutrons (isótonos).
Carga formal: Átomos diferentes podem ter a mesma carga formal, dependendo do composto formado.
B. 
Número de elétrons.
Número atômico é o termo utilizado para identificar os elementos na tabela periódica e indicar a quantidade de prótons existentes no seu núcleo. Quando no estado neutro, o número atômico é igual ao número de prótons e elétrons. Todos os elementos da tabela periódica têm números atômicos próprios e específicos, diferentes uns dos outros, porém podem ter números de elétrons iguais, dependendo da valência de cada elemento (elementos isoeletrônicos).
Número de ligações simples e duplas: O número de ligações que determinado átomo faz depende, dentre outros fatores, das propriedades do átomo ao qual ele pretende se ligar.
Número de elétrons: Para um átomo no estado neutro, o número atômico é igual ao número de prótons, que é igual ao número de elétrons. Todavia, ao formar compostos químicos, o número de elétrons de um átomo pode variar, pois ele poderá perder ou ganhar elétrons.
Número de nêutrons: Átomos diferentes podem ter igual número de nêutrons (isótonos).
Carga formal: Átomos diferentes podem ter a mesma carga formal, dependendo do composto formado.
C. 
Número atômico.
Número atômico é o termo utilizado para identificar os elementos na tabela periódica e indicar a quantidade de prótons existentes no seu núcleo. Quando no estado neutro, o número atômico é igual ao número de prótons e elétrons. Todos os elementos da tabela periódica têm números atômicos próprios e específicos, diferentes uns dos outros, porém podem ter números de elétrons iguais, dependendo da valência de cada elemento (elementos isoeletrônicos).
Número de ligações simples e duplas: O número de ligações que determinado átomo faz depende, dentre outros fatores, das propriedades do átomo ao qual ele pretende se ligar.
Número de elétrons: Para um átomo no estado neutro, o número atômico é igual ao número de prótons, que é igual ao número de elétrons. Todavia, ao formar compostos químicos, o número de elétrons de um átomo pode variar, pois ele poderá perder ou ganhar elétrons.
Número de nêutrons: Átomos diferentes podem ter igual número de nêutrons (isótonos).
Carga formal: Átomos diferentes podem ter a mesma carga formal, dependendo do composto formado.
D. 
Número de nêutrons.
Número atômico é o termo utilizado para identificar os elementos na tabela periódica e indicar a quantidade de prótons existentes no seu núcleo. Quando no estado neutro, o número atômico é igual ao número de prótons e elétrons. Todos os elementos da tabela periódica têm números atômicos próprios e específicos, diferentes uns dos outros, porém podem ter números de elétrons iguais, dependendo da valência de cada elemento (elementos isoeletrônicos).
Número de ligações simples e duplas: O número de ligações que determinado átomo faz depende, dentre outros fatores, das propriedades do átomo ao qual ele pretende se ligar.
Número de elétrons: Para um átomo no estado neutro, o número atômico é igual ao número de prótons, que é igual ao número de elétrons. Todavia, ao formar compostos químicos, o número de elétrons de um átomo pode variar, pois ele poderá perder ou ganhar elétrons.
Número de nêutrons: Átomos diferentes podem ter igual número de nêutrons (isótonos).
Carga formal: Átomos diferentes podem ter a mesma carga formal, dependendo do composto formado.
E. 
Carga formal.
Número atômico é o termo utilizado para identificar os elementos na tabela periódica e indicar a quantidade de prótons existentes no seu núcleo. Quando no estado neutro, o número atômico é igual ao número de prótons e elétrons. Todos os elementos da tabela periódica têm números atômicos próprios e específicos, diferentes uns dos outros, porém podem ter números de elétrons iguais, dependendo da valência de cada elemento (elementos isoeletrônicos).
Número de ligações simples e duplas: O número de ligações que determinado átomo faz depende, dentre outros fatores, das propriedades do átomo ao qual ele pretende se ligar.
Número de elétrons: Para um átomo no estado neutro, o número atômico é igual ao número de prótons, que é igual ao número de elétrons. Todavia, ao formar compostos químicos, o número de elétrons de um átomo pode variar, pois ele poderá perder ou ganhar elétrons.
Número de nêutrons: Átomos diferentes podem ter igual número de nêutrons (isótonos).
Carga formal: Átomos diferentes podem ter a mesma carga formal, dependendo do composto formado.
5. 
​​​​​​​
A. 
0, 2, 1 e um nêutron.
Sabendo que são isótopos, a quantidade de prótons ou do número atômico (Z) é igual nos três átomos. O número atômico é representado no canto inferior esquerdo do elemento, isto é, é igual a 1 em todos os casos. Na parte superior, é mostrado o número de massa (A), que é a soma dos prótons com os nêutrons. Assim, basta diminuir o número de massa de cada espécie pelo número de prótons e descobrir o número de nêutrons:
* Prótio (1H1): 1 – 1 = 0.
* Deutério (1H2): 2 – 1 = 1.
* Trítio (1H3): 3 – 1 = 2.
Sendo o Prótio (1H1) constituído por apenas um próton e um elétron, se ele cede o único elétron que tem, o que fica é um próton.
B. 
2, 0, 1 e dois elétrons, igual ao He (Z = 2).
Sabendo que são isótopos, a quantidade de prótons ou do número atômico (Z) é igual nos três átomos. O número atômico é representado no canto inferior esquerdo do elemento, isto é, é igual a 1 em todos os casos. Na parte superior, é mostrado o número de massa (A), que é a soma dos prótons com os nêutrons. Assim, basta diminuir o número de massa de cada espécie pelo número de prótons e descobrir o número de nêutrons:
* Prótio (1H1): 1 – 1 = 0.
* Deutério (1H2): 2 – 1 = 1.
* Trítio (1H3): 3 – 1 = 2.
Sendo o Prótio (1H1) constituído por apenas um próton e um elétron, se ele cede o único elétron que tem, o que fica é um próton.
C. 
1, 2, 0, um próton e um elétron.
Sabendo que são isótopos, a quantidade de prótons ou do número atômico (Z) é igual nos três átomos. O número atômico é representado no canto inferior esquerdo do elemento, isto é, é igual a 1 em todos os casos. Na parte superior, é mostrado o número de massa (A), que é a soma dos prótons com os nêutrons. Assim, basta diminuir o número de massa de cada espécie pelo número de prótons e descobrir o número de nêutrons:
* Prótio (1H1): 1 – 1 = 0.
* Deutério (1H2): 2 – 1 = 1.
* Trítio (1H3): 3 – 1 = 2.
Sendo o Prótio (1H1) constituído por apenas um próton e um elétron, se ele cede o único elétron que tem, o que fica é um próton.
D. 
0, 1, 2 e um próton.
Sabendo que são isótopos, a quantidade de prótons ou do número atômico (Z) é igual nos três átomos. O número atômico é representado no canto inferior esquerdo do elemento, isto é, é igual a 1 em todos os casos. Na parte superior, é mostrado o número de massa (A), que é a soma dos prótons com os nêutrons. Assim, basta diminuir o número de massa de cada espécie pelo número de prótons e descobrir o número de nêutrons:
* Prótio (1H1): 1 – 1 = 0.
* Deutério (1H2): 2 – 1 = 1.
* Trítio (1H3): 3 – 1 = 2.
Sendo o Prótio (1H1) constituído por apenas um próton e um elétron, se ele cede o único elétron que tem, o que fica é um próton.
E. 
1, 0, 2, um próton, um elétron e um nêutron.
Sabendo que são isótopos, a quantidade de prótons ou do número atômico (Z) é igual nos três átomos. O número atômico é representado no canto inferior esquerdo do elemento, isto é, é igual a 1 em todos os casos. Na parte superior, é mostrado o número de massa (A), que é a soma dos prótons com os nêutrons. Assim, basta diminuir o número de massa de cada espécie pelo número de prótons e descobrir o número de nêutrons:
* Prótio (1H1): 1 – 1 = 0.
* Deutério (1H2): 2 – 1 = 1.
* Trítio (1H3): 3 – 1 = 2.
Sendo o Prótio (1H1) constituído por apenas um próton e um elétron, se ele cede o único elétron que tem, o quefica é um próton.
Aula 4.1 - Moléculas, íons, formulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos
Desafio
A composição química de uma substância utilizando os símbolos é denominada fórmula química e indica a constituição de cada unidade formadora da substância.
Por exemplo, a fórmula química da água é H2O. Portanto, quando dizemos que a fórmula química da água é H2O, devemos entender que cada unidade de água é formada pela combinação de dois átomos do elemento hidrogênio e um átomo do elemento oxigênio.
A partir das fórmulas estruturais, mostre a fórmula molecular e a fórmula empírica de cada composto.
Resposta:
Para determinar a fórmula empírica, o aluno deve dividir a quantidade de cada elemento da molécula (fórmula molecular) pelo mesmo número, mas esse número utilizado na divisão deve satisfazer a todos os elementos, e estes devem ficar com a menor numeração possível.
Gabarito:
Exercícios
1. 
Sobre o X2Y3, onde X e Y formam um composto iônico, assinale a alternativa correta.
A. 
X é o ânion e Y é o cátion.
X é um cátion que perde elétrons para o ânion Y.
X e Y, no estado normal, devem ter, respectivamente, 3 e 6 elétrons na camada de valência, pois X forma um íon +3 e Y forma um íon -2.
É um composto poliatômico porque apresenta mais de dois átomos.
O composto X2Y3 é iônico.
X2Y3 representa a fórmula mínima do composto.
B. 
É provável que os átomos X e Y, no estado normal, tenham, respectivamente, 3 e 6 elétrons na camada de valência.
X é um cátion que perde elétrons para o ânion Y.
X e Y, no estado normal, devem ter, respectivamente, 3 e 6 elétrons na camada de valência, pois X forma um íon +3 e Y forma um íon -2.
É um composto poliatômico porque apresenta mais de dois átomos.
O composto X2Y3 é iônico.
X2Y3 representa a fórmula mínima do composto.
C. 
É uma molécula diatômica.
X é um cátion que perde elétrons para o ânion Y.
X e Y, no estado normal, devem ter, respectivamente, 3 e 6 elétrons na camada de valência, pois X forma um íon +3 e Y forma um íon -2.
É um composto poliatômico porque apresenta mais de dois átomos.
O composto X2Y3 é iônico.
X2Y3 representa a fórmula mínima do composto.
D. 
Se X e Y são íons, o composto X2Y3 pode ser considerado uma molécula não iônica.
X é um cátion que perde elétrons para o ânion Y.
X e Y, no estado normal, devem ter, respectivamente, 3 e 6 elétrons na camada de valência, pois X forma um íon +3 e Y forma um íon -2.
É um composto poliatômico porque apresenta mais de dois átomos.
O composto X2Y3 é iônico.
X2Y3 representa a fórmula mínima do composto.
E. 
X2Y3 representa a fórmula estrutural do composto.
X é um cátion que perde elétrons para o ânion Y.
X e Y, no estado normal, devem ter, respectivamente, 3 e 6 elétrons na camada de valência, pois X forma um íon +3 e Y forma um íon -2.
É um composto poliatômico porque apresenta mais de dois átomos.
O composto X2Y3 é iônico.
X2Y3 representa a fórmula mínima do composto.
2. 
A fórmula entre cátion X3 e ânion Y -1 é:
A. 
XY.
Para a formação de um composto, as cargas de cátions e ânions irão compor a quantidade de cada elemento. Dessa forma, o cátion X recebe uma carga do ânion Y e o ânion Y recebe três cargas do cátion X. Logo, a molécula será X1Y3, ou seja, XY3.
B. 
XY3.
Para a formação de um composto, as cargas de cátions e ânions irão compor a quantidade de cada elemento. Dessa forma, o cátion X recebe uma carga do ânion Y e o ânion Y recebe três cargas do cátion X. Logo, a molécula será X1Y3, ou seja, XY3.
C. 
X7Y.
Para a formação de um composto, as cargas de cátions e ânions irão compor a quantidade de cada elemento. Dessa forma, o cátion X recebe uma carga do ânion Y e o ânion Y recebe três cargas do cátion X. Logo, a molécula será X1Y3, ou seja, XY3.
D. 
X3Y7.
Para a formação de um composto, as cargas de cátions e ânions irão compor a quantidade de cada elemento. Dessa forma, o cátion X recebe uma carga do ânion Y e o ânion Y recebe três cargas do cátion X. Logo, a molécula será X1Y3, ou seja, XY3.
E. 
X7Y3.
Para a formação de um composto, as cargas de cátions e ânions irão compor a quantidade de cada elemento. Dessa forma, o cátion X recebe uma carga do ânion Y e o ânion Y recebe três cargas do cátion X. Logo, a molécula será X1Y3, ou seja, XY3.
3. 
Assinale a alternativa correta:
A. 
Toda molécula deve, necessariamente, ser constituída por átomos de elementos diferentes.
Íons com carga negativa são chamados de ânions. Ao ganhar elétrons, um átomo, como o cloro, por exemplo, torna-se um ânion (Cl-).
Moléculas podem ser constituídas por átomos de elementos iguais ou diferentes. Portanto, H2 é uma molécula.  Não é possível a definição de ganhar prótons e se tornar cátion, pois o número de prótons mantém-se igual durante as reações químicas. No entanto, se o elemento perde um elétron, ele passa a ser um cátion. Ainda, o cloreto de sódio é um composto iônico constituído por íons monoatômicos.
B. 
O hidrogênio (H2) não pode ser considerado uma molécula porque é constituído de elementos iguais.
Íons com carga negativa são chamados de ânions. Ao ganhar elétrons, um átomo, como o cloro, por exemplo, torna-se um ânion (Cl-).
Moléculas podem ser constituídas por átomos de elementos iguais ou diferentes. Portanto, H2 é uma molécula.  Não é possível a definição de ganhar prótons e se tornar cátion, pois o número de prótons mantém-se igual durante as reações químicas. No entanto, se o elemento perde um elétron, ele passa a ser um cátion. Ainda, o cloreto de sódio é um composto iônico constituído por íons monoatômicos.
C. 
Um átomo que ganha elétrons torna-se um íon com carga negativa, chamado de ânion.
Íons com carga negativa são chamados de ânions. Ao ganhar elétrons, um átomo, como o cloro, por exemplo, torna-se um ânion (Cl-).
Moléculas podem ser constituídas por átomos de elementos iguais ou diferentes. Portanto, H2 é uma molécula.  Não é possível a definição de ganhar prótons e se tornar cátion, pois o número de prótons mantém-se igual durante as reações químicas. No entanto, se o elemento perde um elétron, ele passa a ser um cátion. Ainda, o cloreto de sódio é um composto iônico constituído por íons monoatômicos.
D. 
Um átomo que ganha um próton é considerado um cátion. 
Íons com carga negativa são chamados de ânions. Ao ganhar elétrons, um átomo, como o cloro, por exemplo, torna-se um ânion (Cl-).
Moléculas podem ser constituídas por átomos de elementos iguais ou diferentes. Portanto, H2 é uma molécula.  Não é possível a definição de ganhar prótons e se tornar cátion, pois o número de prótons mantém-se igual durante as reações químicas. No entanto, se o elemento perde um elétron, ele passa a ser um cátion. Ainda, o cloreto de sódio é um composto iônico constituído por íons monoatômicos.
E. 
O cloreto de sódio (NaCl) é um composto não iônico porque o somatório das cargas de seu cátion e seu ânion é nulo.
Íons com carga negativa são chamados de ânions. Ao ganhar elétrons, um átomo, como o cloro, por exemplo, torna-se um ânion (Cl-).
Moléculas podem ser constituídas por átomos de elementos iguais ou diferentes. Portanto, H2 é uma molécula.  Não é possível a definição de ganhar prótons e se tornar cátion, pois o número de prótons mantém-se igual durante as reações químicas. No entanto, se o elemento perde um elétron, ele passa a ser um cátion. Ainda, o cloreto de sódio é um composto iônico constituído por íons monoatômicos.
4. 
Sobre o composto formado pela combinação do elemento (X2) com o elemento (Y6-), assinale a alternativa correta.
A. 
Não é um composto iônico.
Podemos presumir que se trata de uma ligação iônica devido à diferença de eletronegatividade (X +2 e Y -6).
A soma das cargas de cátion X+2 e do ânion Y-6 é diferente de zero. Para que as cargas se anulem, ajustam-se os índices, gerando o composto X6Y2. Observe que, agora, a soma resulta nula: 6(2) +2(-6) = 0. É possível simplificar os índices dividindo-os por 2, resultando em: X3Y.
B. 
Tem fórmula X3Y.
Podemos presumir que se trata de uma ligação iônica devido à diferença de eletronegatividade (X +2 e Y -6).
A soma dascargas de cátion X+2 e do ânion Y-6 é diferente de zero. Para que as cargas se anulem, ajustam-se os índices, gerando o composto X6Y2. Observe que, agora, a soma resulta nula: 6(2) +2(-6) = 0. É possível simplificar os índices dividindo-os por 2, resultando em: X3Y.
C. 
Tem cátion X6 .
Podemos presumir que se trata de uma ligação iônica devido à diferença de eletronegatividade (X +2 e Y -6).
A soma das cargas de cátion X+2 e do ânion Y-6 é diferente de zero. Para que as cargas se anulem, ajustam-se os índices, gerando o composto X6Y2. Observe que, agora, a soma resulta nula: 6(2) +2(-6) = 0. É possível simplificar os índices dividindo-os por 2, resultando em: X3Y.
D. 
O ânion presente foi originado pelo átomo de X.
Podemos presumir que se trata de uma ligação iônica devido à diferença de eletronegatividade (X +2 e Y -6).
A soma das cargas de cátion X+2 e do ânion Y-6 é diferente de zero. Para que as cargas se anulem, ajustam-se os índices, gerando o composto X6Y2. Observe que, agora, a soma resulta nula: 6(2) +2(-6) = 0. É possível simplificar os índices dividindo-os por 2, resultando em: X3Y.
E. 
Apresenta fórmula XY.
Podemos presumir que se trata de uma ligação iônica devido à diferença de eletronegatividade (X +2 e Y -6).
A soma das cargas de cátion X+2 e do ânion Y-6 é diferente de zero. Para que as cargas se anulem, ajustam-se os índices, gerando o composto X6Y2. Observe que, agora, a soma resulta nula: 6(2) +2(-6) = 0. É possível simplificar os índices dividindo-os por 2, resultando em: X3Y.
5. 
Analise a molécula apresentada na figura e assinale a alternativa correta.
​​​​​
A. 
A fórmula molecular da molécula representada na figura é C16H22N2O3.
A fórmula molecular está representando o atenolol, que apresenta 14 átomos de carbono, 22 átomos de hidrogênio, 2 átomos de nitrogênio e 3 átomos de oxigênio: C14H22N2O3.
B. 
A figura apresenta a fórmula molecular da molécula, cuja fórmula estrutural é C14H22N2O3.
A fórmula molecular está representando o atenolol, que apresenta 14 átomos de carbono, 22 átomos de hidrogênio, 2 átomos de nitrogênio e 3 átomos de oxigênio: C14H22N2O3.
C. 
A fórmula molecular da molécula em questão é C14H22N2O3.
A fórmula molecular está representando o atenolol, que apresenta 14 átomos de carbono, 22 átomos de hidrogênio, 2 átomos de nitrogênio e 3 átomos de oxigênio: C14H22N2O3.
D. 
A fórmula molecular da molécula em questão é C12H2N2O3.
A fórmula molecular está representando o atenolol, que apresenta 14 átomos de carbono, 22 átomos de hidrogênio, 2 átomos de nitrogênio e 3 átomos de oxigênio: C14H22N2O3.
E. 
A fórmula molecular da molécula em questão é C14H4N2O3.
A fórmula molecular está representando o atenolol, que apresenta 14 átomos de carbono, 22 átomos de hidrogênio, 2 átomos de nitrogênio e 3 átomos de oxigênio: C14H22N2O3.
Aula 4.2 - Classificação da matéria; propriedades físicas e químicas da matéria
Desafio
O conhecimento sobre as propriedades físicas e químicas dos compostos pode trazer muitos benefícios para o profissional da área de química. Um deles está relacionado à segurança do trabalho, pois as propriedades químicas e físicas nos fornecem informações, ou nos tornam capazes de inferir, sobre a compatibilidade química de certos reagentes armazenados juntos ou em locais inapropriados, como no caso de moléculas fotossensíveis e que são expostas à luz.
Você foi contratado como estagiário no setor de controle de qualidade de um laboratório químico. No seu primeiro dia de trabalho, ao entrar no laboratório, você percebe que, em uma bancada, existem cinco frascos de reagentes fechados com uma rolha comum. Os reagentes contidos em cada um desses frascos estão listados na tabela que se encontra no anexo. Em um dia de muito calor, em determinado instante, ouve-se no laboratório um estampido produzido pelo arremesso da rolha de um dos frascos para o teto. De qual dos frascos foi arremessada a rolha?
Resposta:
A rolha foi arremessada do frasco que continha pentano, pois o dia estava muito quente, e a temperatura de ebulição do pentano é de 36°C. Isso significa que, a essa temperatura, houve formação de gás, e a alta força de repulsão das moléculas expulsou a rolha do frasco. Como a temperatura de ebulição mais baixa é a do pentano, o estagiário estaria consciente desse arremesso. Os outros reagentes entram em ebulição em temperaturas muito mais elevadas, que o estagiário não suportaria.
Exercícios
1. 
Uma das formas de adulterar a gasolina consiste em adicionar a esse combustível solventes orgânicos que formem misturas homogêneas, como o álcool combustível.
Considere os seguintes sistemas, constituídos por quantidades iguais de:
1. gás oxigênio, gás carbônico e gás argônio;
2. água líquida, clorofórmio e sulfato de cálcio;
3. N-heptano, benzeno e gasolina.
Considere todos nas condições normais de temperatura e pressão. Qual das alternativas está correta?
A. 
O sistema 1 é monofásico e homogêneo.
O sistema composto pelos gases CO2, O2 e argônio constitui apenas uma única fase gasosa, com todos os componentes formando uma mistura homogênea. Já o sistema contento clorofórmio, água e sulfato de cálcio é um sistema trifásico, uma vez que nenhum dos componentes é miscível entre si. Destaca-se que os solventes halogenados, como o clorofórmio, são mais densos do que a água, ficando na fase inferior do sistema. Além disso, esse conjunto também é caracterizado como heterogêneo. No sistema 3, os solventes orgânicos gasolina, N-heptano e benzeno têm miscibilidade entre si, uma vez que as polaridades dos compostos são semelhantes, formando um sistema monofásico e homogêneo.
B. 
O sistema 2 é bifásico e heterogêneo.
O sistema composto pelos gases CO2, O2 e argônio constitui apenas uma única fase gasosa, com todos os componentes formando uma mistura homogênea. Já o sistema contento clorofórmio, água e sulfato de cálcio é um sistema trifásico, uma vez que nenhum dos componentes é miscível entre si. Destaca-se que os solventes halogenados, como o clorofórmio, são mais densos do que a água, ficando na fase inferior do sistema. Além disso, esse conjunto também é caracterizado como heterogêneo. No sistema 3, os solventes orgânicos gasolina, N-heptano e benzeno têm miscibilidade entre si, uma vez que as polaridades dos compostos são semelhantes, formando um sistema monofásico e homogêneo.
C. 
O sistema 3 é trifásico e homogêneo.
O sistema composto pelos gases CO2, O2 e argônio constitui apenas uma única fase gasosa, com todos os componentes formando uma mistura homogênea. Já o sistema contento clorofórmio, água e sulfato de cálcio é um sistema trifásico, uma vez que nenhum dos componentes é miscível entre si. Destaca-se que os solventes halogenados, como o clorofórmio, são mais densos do que a água, ficando na fase inferior do sistema. Além disso, esse conjunto também é caracterizado como heterogêneo. No sistema 3, os solventes orgânicos gasolina, N-heptano e benzeno têm miscibilidade entre si, uma vez que as polaridades dos compostos são semelhantes, formando um sistema monofásico e homogêneo.
D. 
O sistema 1 e o sistema 2 são homogêneos.
O sistema composto pelos gases CO2, O2 e argônio constitui apenas uma única fase gasosa, com todos os componentes formando uma mistura homogênea. Já o sistema contento clorofórmio, água e sulfato de cálcio é um sistema trifásico, uma vez que nenhum dos componentes é miscível entre si. Destaca-se que os solventes halogenados, como o clorofórmio, são mais densos do que a água, ficando na fase inferior do sistema. Além disso, esse conjunto também é caracterizado como heterogêneo. No sistema 3, os solventes orgânicos gasolina, N-heptano e benzeno têm miscibilidade entre si, uma vez que as polaridades dos compostos são semelhantes, formando um sistema monofásico e homogêneo.
E. 
Todos os sistemas são monofásicos.
O sistema composto pelos gases CO2, O2 e argônio constitui apenas uma única fase gasosa, com todos os componentes formando uma mistura homogênea. Já o sistema contento clorofórmio, água e sulfato de cálcio é um sistema trifásico,uma vez que nenhum dos componentes é miscível entre si. Destaca-se que os solventes halogenados, como o clorofórmio, são mais densos do que a água, ficando na fase inferior do sistema. Além disso, esse conjunto também é caracterizado como heterogêneo. No sistema 3, os solventes orgânicos gasolina, N-heptano e benzeno têm miscibilidade entre si, uma vez que as polaridades dos compostos são semelhantes, formando um sistema monofásico e homogêneo.
2. 
Uma indústria química comprou certa quantidade de plástico de um fabricante. Antes de o produto ser usado, colhe-se uma amostra, que é submetida a uma série de testes para verificações. Um desses testes consiste em colocar uma fração da amostra em um equipamento e aquecê-la até o plástico derreter. A fração sofreu:
A. 
sublimação.
O processo que ocorre com o plástico é o de fusão, uma vez que o material está passando da forma sólida para a líquida. Caso o material tivesse sofrido um processo de ebulição, ele passaria do estado líquido para o gasoso. Já se o processo fosse de mudança do material do meio gasoso para o líquido, ele estaria passando por condensação. A solidificação do plástico seria possível caso ele fosse resfriado, passando do estado líquido para o sólido, e a sublimação ocorreria caso ele passasse do estado sólido direto para o gasoso.
B. 
solidificação.
O processo que ocorre com o plástico é o de fusão, uma vez que o material está passando da forma sólida para a líquida. Caso o material tivesse sofrido um processo de ebulição, ele passaria do estado líquido para o gasoso. Já se o processo fosse de mudança do material do meio gasoso para o líquido, ele estaria passando por condensação. A solidificação do plástico seria possível caso ele fosse resfriado, passando do estado líquido para o sólido, e a sublimação ocorreria caso ele passasse do estado sólido direto para o gasoso.
C. 
ebulição.
O processo que ocorre com o plástico é o de fusão, uma vez que o material está passando da forma sólida para a líquida. Caso o material tivesse sofrido um processo de ebulição, ele passaria do estado líquido para o gasoso. Já se o processo fosse de mudança do material do meio gasoso para o líquido, ele estaria passando por condensação. A solidificação do plástico seria possível caso ele fosse resfriado, passando do estado líquido para o sólido, e a sublimação ocorreria caso ele passasse do estado sólido direto para o gasoso.
D. 
condensação.
O processo que ocorre com o plástico é o de fusão, uma vez que o material está passando da forma sólida para a líquida. Caso o material tivesse sofrido um processo de ebulição, ele passaria do estado líquido para o gasoso. Já se o processo fosse de mudança do material do meio gasoso para o líquido, ele estaria passando por condensação. A solidificação do plástico seria possível caso ele fosse resfriado, passando do estado líquido para o sólido, e a sublimação ocorreria caso ele passasse do estado sólido direto para o gasoso.
E. 
fusão.
O processo que ocorre com o plástico é o de fusão, uma vez que o material está passando da forma sólida para a líquida. Caso o material tivesse sofrido um processo de ebulição, ele passaria do estado líquido para o gasoso. Já se o processo fosse de mudança do material do meio gasoso para o líquido, ele estaria passando por condensação. A solidificação do plástico seria possível caso ele fosse resfriado, passando do estado líquido para o sólido, e a sublimação ocorreria caso ele passasse do estado sólido direto para o gasoso.
3. 
Para a realização de processos químicos na indústria, é necessário conhecer a característica de cada substância, para que se faça a correta estruturação do ambiente produtivo, que deve estar de acordo com a característica física do material utilizado.
Observe a tabela que apresenta as temperaturas de fusão e ebulição de algumas substâncias. Qual substância é sólida à temperatura ambiente (25°C)?
​​​​​​
A. 
I.
Na temperatura de 25°C, a substância I é um líquido, que só vira gás a 78,5°C. A substância II também é um líquido a 25°C, passando para a fase sólida somente na temperatura de –93,9°C. A substância 3 é sólida na temperatura de 25°C, passando para a fase gasosa somente a 1.413°C. Já o composto IV é um líquido a 25°C, passando para a fase sólida quando resfriado a 24°C. Por fim, o composto V também é líquido a 25°C, tornando-se sólido quando é resfriado a –95°C.
B. 
II.
Na temperatura de 25°C, a substância I é um líquido, que só vira gás a 78,5°C. A substância II também é um líquido a 25°C, passando para a fase sólida somente na temperatura de –93,9°C. A substância 3 é sólida na temperatura de 25°C, passando para a fase gasosa somente a 1.413°C. Já o composto IV é um líquido a 25°C, passando para a fase sólida quando resfriado a 24°C. Por fim, o composto V também é líquido a 25°C, tornando-se sólido quando é resfriado a –95°C.
C. 
III.
Na temperatura de 25°C, a substância I é um líquido, que só vira gás a 78,5°C. A substância II também é um líquido a 25°C, passando para a fase sólida somente na temperatura de –93,9°C. A substância 3 é sólida na temperatura de 25°C, passando para a fase gasosa somente a 1.413°C. Já o composto IV é um líquido a 25°C, passando para a fase sólida quando resfriado a 24°C. Por fim, o composto V também é líquido a 25°C, tornando-se sólido quando é resfriado a –95°C.
D. 
IV.
Na temperatura de 25°C, a substância I é um líquido, que só vira gás a 78,5°C. A substância II também é um líquido a 25°C, passando para a fase sólida somente na temperatura de –93,9°C. A substância 3 é sólida na temperatura de 25°C, passando para a fase gasosa somente a 1.413°C. Já o composto IV é um líquido a 25°C, passando para a fase sólida quando resfriado a 24°C. Por fim, o composto V também é líquido a 25°C, tornando-se sólido quando é resfriado a –95°C.
E. 
V.
Na temperatura de 25°C, a substância I é um líquido, que só vira gás a 78,5°C. A substância II também é um líquido a 25°C, passando para a fase sólida somente na temperatura de –93,9°C. A substância 3 é sólida na temperatura de 25°C, passando para a fase gasosa somente a 1.413°C. Já o composto IV é um líquido a 25°C, passando para a fase sólida quando resfriado a 24°C. Por fim, o composto V também é líquido a 25°C, tornando-se sólido quando é resfriado a –95°C.
4. 
As propriedades físicas podem ser empregadas na separação de misturas heterogêneas, ao passo que as propriedades químicas podem ser utilizadas para a identificação de reações químicas.
Das descrições feitas a seguir, indique quais são referentes a propriedades químicas:
I) O ferro se transforma em ferrugem na presença de ar e umidade.
II) O ferro é cinza e sólido em temperatura ambiente.
III) O papel produz cinzas ao pegar fogo.
IV) O alumínio apresenta densidade de 2,7g/cm3.
V) O álcool ferve a 78°C, sob pressão de 105 Pa (aproximadamente 1 atm).
VI) A combustão do etanol libera gases e energia.
A. 
Alternativa I.
A transformação do ferro em ferrugem ocorre por meio de uma reação de oxidação muito comum observada em diversos objetos metálicos (propriedade química). Já a descrição do aspecto do ferro (cinza e sólido) na temperatura ambiente consiste em uma propriedade física, que pode ser alterada por meio da modificação da temperatura. A produção de cinzas por meio da queima do papel é uma propriedade química observada nas reações de combustão. A densidade de qualquer material, como a do alumínio, é uma propriedade física. A temperatura na qual o álcool muda seu estado físico, como a sua temperatura de ebulição de 78°C, é uma propriedade física de ebulição. Por fim, a combustão do etanol, que tem como produtos CO2 e água, é uma propriedade química de mudança de estrutura atômica do álcool.
B. 
Alternativas I, II e III.
A transformação do ferro em ferrugem ocorre por meio de uma reação de oxidação muito comum observada em diversos objetos metálicos (propriedade química). Já a descrição do aspecto do ferro (cinza e sólido) na temperatura ambiente consiste em uma propriedade física, que pode ser alterada por meio da modificaçãoda temperatura. A produção de cinzas por meio da queima do papel é uma propriedade química observada nas reações de combustão. A densidade de qualquer material, como a do alumínio, é uma propriedade física. A temperatura na qual o álcool muda seu estado físico, como a sua temperatura de ebulição de 78°C, é uma propriedade física de ebulição. Por fim, a combustão do etanol, que tem como produtos CO2 e água, é uma propriedade química de mudança de estrutura atômica do álcool.
C. 
Alternativas III e IV.
A transformação do ferro em ferrugem ocorre por meio de uma reação de oxidação muito comum observada em diversos objetos metálicos (propriedade química). Já a descrição do aspecto do ferro (cinza e sólido) na temperatura ambiente consiste em uma propriedade física, que pode ser alterada por meio da modificação da temperatura. A produção de cinzas por meio da queima do papel é uma propriedade química observada nas reações de combustão. A densidade de qualquer material, como a do alumínio, é uma propriedade física. A temperatura na qual o álcool muda seu estado físico, como a sua temperatura de ebulição de 78°C, é uma propriedade física de ebulição. Por fim, a combustão do etanol, que tem como produtos CO2 e água, é uma propriedade química de mudança de estrutura atômica do álcool.
D. 
Alternativas I, II e V.
A transformação do ferro em ferrugem ocorre por meio de uma reação de oxidação muito comum observada em diversos objetos metálicos (propriedade química). Já a descrição do aspecto do ferro (cinza e sólido) na temperatura ambiente consiste em uma propriedade física, que pode ser alterada por meio da modificação da temperatura. A produção de cinzas por meio da queima do papel é uma propriedade química observada nas reações de combustão. A densidade de qualquer material, como a do alumínio, é uma propriedade física. A temperatura na qual o álcool muda seu estado físico, como a sua temperatura de ebulição de 78°C, é uma propriedade física de ebulição. Por fim, a combustão do etanol, que tem como produtos CO2 e água, é uma propriedade química de mudança de estrutura atômica do álcool.
E. 
Alternativas I, III e VI.
A transformação do ferro em ferrugem ocorre por meio de uma reação de oxidação muito comum observada em diversos objetos metálicos (propriedade química). Já a descrição do aspecto do ferro (cinza e sólido) na temperatura ambiente consiste em uma propriedade física, que pode ser alterada por meio da modificação da temperatura. A produção de cinzas por meio da queima do papel é uma propriedade química observada nas reações de combustão. A densidade de qualquer material, como a do alumínio, é uma propriedade física. A temperatura na qual o álcool muda seu estado físico, como a sua temperatura de ebulição de 78°C, é uma propriedade física de ebulição. Por fim, a combustão do etanol, que tem como produtos CO2 e água, é uma propriedade química de mudança de estrutura atômica do álcool.
5. 
As propriedades químicas estão relacionadas à mudança de estrutura atômica dos compostos, mediante reações nas quais os reagentes são consumidos e dão origem a produtos que apresentam diferentes estruturas.
Analise os itens a seguir, indicando aqueles que se referem a propriedades químicas das substâncias.
I) A glicose é um sólido branco.
II) O etanol entra em ebulição a 78,5°C.
III) O éter etílico sofre combustão.
IV) O sódio metálico é um sólido mole e de baixo ponto de fusão.
V) O metabolismo do açúcar no corpo humano gera a produção de dióxido de carbono e água.
A. 
Alternativa I.
A aparência da glicose na temperatura ambiente se refere a uma propriedade física do composto, que pode ser alterada para líquido quando ocorre o seu aquecimento até a temperatura de ebulição. A temperatura na qual o álcool muda seu estado físico, como a sua temperatura de ebulição de 78,5°C, é uma propriedade física de ebulição. A combustão do éter etílico, que tem como produtos CO2 e água, é uma propriedade química de mudança de estrutura atômica. O aspecto do sódio metálico também está condicionado à sua propriedade física, uma vez que sem reação química a sua estrutura atômica permanece inalterada. O corpo humano produz energia por meio da queima de açúcares, gerando como produtos CO2 e água, por meio de uma reação química de combustão.
B. 
Alternativas III e V.
A aparência da glicose na temperatura ambiente se refere a uma propriedade física do composto, que pode ser alterada para líquido quando ocorre o seu aquecimento até a temperatura de ebulição. A temperatura na qual o álcool muda seu estado físico, como a sua temperatura de ebulição de 78,5°C, é uma propriedade física de ebulição. A combustão do éter etílico, que tem como produtos CO2 e água, é uma propriedade química de mudança de estrutura atômica. O aspecto do sódio metálico também está condicionado à sua propriedade física, uma vez que sem reação química a sua estrutura atômica permanece inalterada. O corpo humano produz energia por meio da queima de açúcares, gerando como produtos CO2 e água, por meio de uma reação química de combustão.
C. 
Alternativas III, IV e V.
A aparência da glicose na temperatura ambiente se refere a uma propriedade física do composto, que pode ser alterada para líquido quando ocorre o seu aquecimento até a temperatura de ebulição. A temperatura na qual o álcool muda seu estado físico, como a sua temperatura de ebulição de 78,5°C, é uma propriedade física de ebulição. A combustão do éter etílico, que tem como produtos CO2 e água, é uma propriedade química de mudança de estrutura atômica. O aspecto do sódio metálico também está condicionado à sua propriedade física, uma vez que sem reação química a sua estrutura atômica permanece inalterada. O corpo humano produz energia por meio da queima de açúcares, gerando como produtos CO2 e água, por meio de uma reação química de combustão.
D. 
Alternativas I e V.
A aparência da glicose na temperatura ambiente se refere a uma propriedade física do composto, que pode ser alterada para líquido quando ocorre o seu aquecimento até a temperatura de ebulição. A temperatura na qual o álcool muda seu estado físico, como a sua temperatura de ebulição de 78,5°C, é uma propriedade física de ebulição. A combustão do éter etílico, que tem como produtos CO2 e água, é uma propriedade química de mudança de estrutura atômica. O aspecto do sódio metálico também está condicionado à sua propriedade física, uma vez que sem reação química a sua estrutura atômica permanece inalterada. O corpo humano produz energia por meio da queima de açúcares, gerando como produtos CO2 e água, por meio de uma reação química de combustão.
E. 
Alternativa III.
A aparência da glicose na temperatura ambiente se refere a uma propriedade física do composto, que pode ser alterada para líquido quando ocorre o seu aquecimento até a temperatura de ebulição. A temperatura na qual o álcool muda seu estado físico, como a sua temperatura de ebulição de 78,5°C, é uma propriedade física de ebulição. A combustão do éter etílico, que tem como produtos CO2 e água, é uma propriedade química de mudança de estrutura atômica. O aspecto do sódio metálico também está condicionado à sua propriedade física, uma vez que sem reação química a sua estrutura atômica permanece inalterada. O corpo humano produz energia por meio da queima de açúcares, gerando como produtos CO2 e água, por meio de uma reação química de combustão.
Aula 5.1 - Reações químicas e equações químicas
Desafio
O dióxido de enxofre (SO2) é um gás incolor, denso, tóxico, não inflamável, com um odor sufocante. Em condições naturais, o SO2 é expelido do solo, principalmente pelos vulcões. Também é formado quando compostos voláteis de enxofre produzidos pela decomposição de matéria animal e vegetal são oxidados no ar.
A principal fonte de emissão desse gás para a atmosfera é a combustão de materiais que contenham enxofre na sua composição, dentre os quais se destacam os combustíveis fósseis. Embora o enxofre se apresente na forma de diferentes compostos, a reação pode ser representada pela seguinteequação geral:
Foram realizados dois experimentos, cujos dados estão indicados na tabela de forma incompleta. Descubra os valores de x, y e z com o auxílio das leis de Lavoisier (lei de conservação das massas) e de Proust (lei das proporções constantes).
Resposta:
A lei de Lavoisier diz que a massa no sistema permanece constante. Portanto, temos:
32g + x = 64g
x = (64 -32)g
x = 32g
A lei de Proust diz que a proporção se mantém constante; então, se a massa do oxigênio (O2) era 32g e passou para 64g, isso significa que ela dobrou. Assim, todos os outros valores também dobraram:
y = 32g . 2 = 64g
z = 64g . 2 = 128g
x = 32g . 2 = 64g
Exercícios
1. 
O gás dióxido de nitrogênio (NO2) é formado pela reação entre o monóxido de nitrogênio e o oxigênio da atmosfera, conforme a reação a seguir:
Qual a alternativa correta sobre essa reação química?
A. 
Duas moléculas de NO reagem com um átomo de O2 para fornecer duas moléculas de NO2.
Equação balanceada, para determinada reação, indica a relação entre quantidades molares de átomos e/ou moléculas de reagentes e produtos envolvidos na equação, por meio dos coeficientes (à esquerda de cada espécie), denominados coeficientes estequiométricos. Para essa reação, a equação balanceada indica que há uma correlação de dois mols de N para quatro mols de átomos de O nos reagentes.
Duas moléculas de NO reagem com uma molécula de O2 (formada por dois átomos de O), formando o dióxido de nitrogênio.
O coeficiente 2 em 2NO indica a participação de dois átomos de nitrogênio e dois átomos de oxigênio.
A ausência de coeficiente para o O2 indica que é necessária apenas uma molécula de O2 para que a reação esteja equilibrada, propiciando a formação do produto.
A equação está balanceada, havendo o mesmo número de átomos de oxigênio e nitrogênio nos reagentes e nos produtos.
B. 
O coeficiente 2 em 2NO indica a participação de duas moléculas de nitrogênio e duas de oxigênio.
Equação balanceada, para determinada reação, indica a relação entre quantidades molares de átomos e/ou moléculas de reagentes e produtos envolvidos na equação, por meio dos coeficientes (à esquerda de cada espécie), denominados coeficientes estequiométricos. Para essa reação, a equação balanceada indica que há uma correlação de dois mols de N para quatro mols de átomos de O nos reagentes.
Duas moléculas de NO reagem com uma molécula de O2 (formada por dois átomos de O), formando o dióxido de nitrogênio.
O coeficiente 2 em 2 NO indica a participação de dois átomos de nitrogênio e dois átomos de oxigênio.
A ausência de coeficiente para o O2 indica que é necessária apenas uma molécula de O2 para que a reação esteja equilibrada, propiciando a formação do produto.
A equação está balanceada, havendo o mesmo número de átomos de oxigênio e nitrogênio nos reagentes e nos produtos.
C. 
A equação balanceada indica que há uma correlação de dois mols de átomos de N para quatro mols de átomos de O nos reagentes.
Equação balanceada, para determinada reação, indica a relação entre quantidades molares de átomos e/ou moléculas de reagentes e produtos envolvidos na equação, por meio dos coeficientes (à esquerda de cada espécie), denominados coeficientes estequiométricos. Para essa reação, a equação balanceada indica que há uma correlação de dois mols de N para quatro mols de átomos de O nos reagentes.
Duas moléculas de NO reagem com uma molécula de O2 (formada por dois átomos de O), formando o dióxido de nitrogênio.
O coeficiente 2 em 2 NO indica a participação de dois átomos de nitrogênio e dois átomos de oxigênio.
A ausência de coeficiente para o O2 indica que é necessária apenas uma molécula de O2 para que a reação esteja equilibrada, propiciando a formação do produto.
A equação está balanceada, havendo o mesmo número de átomos de oxigênio e nitrogênio nos reagentes e nos produtos.
D. 
A ausência de coeficiente para o O2 indica que ele não participa efetivamente da reação.
Equação balanceada, para determinada reação, indica a relação entre quantidades molares de átomos e/ou moléculas de reagentes e produtos envolvidos na equação, por meio dos coeficientes (à esquerda de cada espécie), denominados coeficientes estequiométricos. Para essa reação, a equação balanceada indica que há uma correlação de dois mols de N para quatro mols de átomos de O nos reagentes.
Duas moléculas de NO reagem com uma molécula de O2 (formada por dois átomos de O), formando o dióxido de nitrogênio.
O coeficiente 2 em 2 NO indica a participação de dois átomos de nitrogênio e dois átomos de oxigênio.
A ausência de coeficiente para o O2 indica que é necessária apenas uma molécula de O2 para que a reação esteja equilibrada, propiciando a formação do produto.
A equação está balanceada, havendo o mesmo número de átomos de oxigênio e nitrogênio nos reagentes e nos produtos.
E. 
A equação não está balanceada, pois existem duas moléculas de O2 nos produtos e somente uma nos reagentes.
Equação balanceada, para determinada reação, indica a relação entre quantidades molares de átomos e/ou moléculas de reagentes e produtos envolvidos na equação, por meio dos coeficientes (à esquerda de cada espécie), denominados coeficientes estequiométricos. Para essa reação, a equação balanceada indica que há uma correlação de dois mols de N para quatro mols de átomos de O nos reagentes.
Duas moléculas de NO reagem com uma molécula de O2 (formada por dois átomos de O), formando o dióxido de nitrogênio.
O coeficiente 2 em 2 NO indica a participação de dois átomos de nitrogênio e dois átomos de oxigênio.
A ausência de coeficiente para o O2 indica que é necessária apenas uma molécula de O2 para que a reação esteja equilibrada, propiciando a formação do produto.
A equação está balanceada, havendo o mesmo número de átomos de oxigênio e nitrogênio nos reagentes e nos produtos.
2. 
Na reação de neutralização do ácido clorídrico pelo hidróxido de sódio, sabe-se que 95g do ácido reagem com 76g do hidróxido, formando 53g de água e “x” gramas de cloreto de sódio.
Utilizando a lei da conservação da massa e as informações fornecidas, determine a massa do outro produto dessa reação – o cloreto de sódio.
A. 
94g.
De acordo com a equação:
​​​​​​​Pela lei de conservação da massa, temos que a massa total dos produtos é igual à massa total dos reagentes. Desse modo, temos:
95 + 76 = x + 53
x = 118g
B. 
118g.
De acordo com a equação:
​​​​​​​Pela lei de conservação da massa, temos que a massa total dos produtos é igual à massa total dos reagentes. Desse modo, temos:
95 + 76 = x + 53
x = 118g
C. 
167g.
De acordo com a equação:
​​​​​​​Pela lei de conservação da massa, temos que a massa total dos produtos é igual à massa total dos reagentes. Desse modo, temos:
95 + 76 = x + 53
x = 118g
D. 
109g.
De acordo com a equação:
​​​​​​​Pela lei de conservação da massa, temos que a massa total dos produtos é igual à massa total dos reagentes. Desse modo, temos:
95 + 76 = x + 53
x = 118g
E. 
21g.
De acordo com a equação:
​​​​​​​Pela lei de conservação da massa, temos que a massa total dos produtos é igual à massa total dos reagentes. Desse modo, temos:
95 + 76 = x + 53
x = 118g
3. 
Quando o alumínio (Al) é exposto ao ar (O2), forma-se uma camada protetora de óxido de alumínio (Al2O3), de acordo com a reação já balanceada:
A quantidade, em gramas, de Al2O3 produzida pela reação de 7,4g de Al com excesso de O2 é:
A. 
28g.
Buscando informações na tabela periódica, determina-se a massa molar do Al2O3:
Al = 27u x 2 = 54u
O = 16u x 3 = 48u
Al2O3 = 102u
Portanto: 102g/mol
Como, na reação (equação balanceada), temos 4 mols de alumínio, formando 2 mols de Al2O3, em g, temos:
4 x 27g Al---> 2 x 102g Al2O3
108g A -----> 204g Al2O3
Então, se 108g de alumínio formam 204g de óxido de alumínio, se reagirem somente 7,5g de alumínio, serão formados quantos gramas de óxido de alumínio?
108g Al ------------------204g Al2O3
7,5g Al ------------------- x
x = 14g de Al2O3
B. 
14g.
Buscando informações na tabela periódica, determina-se a massa molar do Al2O3:
Al = 27u x 2 = 54u
O = 16u x 3 = 48u
Al2O3 = 102uPortanto: 102g/mol
Como, na reação (equação balanceada), temos 4 mols de alumínio, formando 2 mols de Al2O3, em g, temos:
4 x 27g Al---> 2 x 102g Al2O3
108g A -----> 204g Al2O3
Então, se 108g de alumínio formam 204g de óxido de alumínio, se reagirem somente 7,5g de alumínio, serão formados quantos gramas de óxido de alumínio?
108g Al ------------------204g Al2O3
7,5g Al ------------------- x
x = 14g de Al2O3
C. 
8,5g.
Buscando informações na tabela periódica, determina-se a massa molar do Al2O3:
Al = 27u x 2 = 54u
O = 16u x 3 = 48u
Al2O3 = 102u
Portanto: 102g/mol
Como, na reação (equação balanceada), temos 4 mols de alumínio, formando 2 mols de Al2O3, em g, temos:
4 x 27g Al---> 2 x 102g Al2O3
108g A -----> 204g Al2O3
Então, se 108g de alumínio formam 204g de óxido de alumínio, se reagirem somente 7,5g de alumínio, serão formados quantos gramas de óxido de alumínio?
108g Al ------------------204g Al2O3
7,5g Al ------------------- x
x = 14g de Al2O3
D. 
27g.
Buscando informações na tabela periódica, determina-se a massa molar do Al2O3:
Al = 27u x 2 = 54u
O = 16u x 3 = 48u
Al2O3 = 102u
Portanto: 102g/mol
Como, na reação (equação balanceada), temos 4 mols de alumínio, formando 2 mols de Al2O3, em g, temos:
4 x 27g Al---> 2 x 102g Al2O3
108g A -----> 204g Al2O3
Então, se 108g de alumínio formam 204g de óxido de alumínio, se reagirem somente 7,5g de alumínio, serão formados quantos gramas de óxido de alumínio?
108g Al ------------------204g Al2O3
7,5g Al ------------------- x
x = 14g de Al2O3
E. 
9g.
Buscando informações na tabela periódica, determina-se a massa molar do Al2O3:
Al = 27u x 2 = 54u
O = 16u x 3 = 48u
Al2O3 = 102u
Portanto: 102g/mol
Como, na reação (equação balanceada), temos 4 mols de alumínio, formando 2 mols de Al2O3, em g, temos:
4 x 27g Al---> 2 x 102g Al2O3
108g A -----> 204g Al2O3
Então, se 108g de alumínio formam 204g de óxido de alumínio, se reagirem somente 7,5g de alumínio, serão formados quantos gramas de óxido de alumínio?
108g Al ------------------204g Al2O3
7,5g Al ------------------- x
x = 14g de Al2O3
4. 
O cloreto de sódio (NaCl) reage com nitrato de prata (AgNO3), produzindo o cloreto de prata (AgCl), conforme a reação:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3
Para produzir 430,5g de AgCl, quanto de NaCl é necessário?
A. 
175,5g.
A partir dos dados fornecidos na tabela periódica, calcula-se a massa molar do NaCl (23 + 35,5 = 58,5g/mol) e do AgCl (108 + 35,3 = 143,5g/mol). Posteriormente, segue-se o cálculo fazendo a relação entre ambos (reagente e produto):
58,5g NaCl -------------- 143,5g AgCl
X --------------- 430,5g AgCl
x = 175,5g NaCl
B. 
148,15g.
A partir dos dados fornecidos na tabela periódica, calcula-se a massa molar do NaCl (23 + 35,5 = 58,5g/mol) e do AgCl (108 + 35,3 = 143,5g/mol). Posteriormente, segue-se o cálculo fazendo a relação entre ambos (reagente e produto):
58,5g NaCl -------------- 143,5g AgCl
X --------------- 430,5g AgCl
x = 175,5g NaCl
C. 
8,5g.
A partir dos dados fornecidos na tabela periódica, calcula-se a massa molar do NaCl (23 + 35,5 = 58,5g/mol) e do AgCl (108 + 35,3 = 143,5g/mol). Posteriormente, segue-se o cálculo fazendo a relação entre ambos (reagente e produto):
58,5g NaCl -------------- 143,5g AgCl
X --------------- 430,5g AgCl
x = 175,5g NaCl
D. 
35,5g.
A partir dos dados fornecidos na tabela periódica, calcula-se a massa molar do NaCl (23 + 35,5 = 58,5g/mol) e do AgCl (108 + 35,3 = 143,5g/mol). Posteriormente, segue-se o cálculo fazendo a relação entre ambos (reagente e produto):
58,5g NaCl -------------- 143,5g AgCl
X --------------- 430,5g AgCl
x = 175,5g NaCl
E. 
726,8g.
A partir dos dados fornecidos na tabela periódica, calcula-se a massa molar do NaCl (23 + 35,5 = 58,5g/mol) e do AgCl (108 + 35,3 = 143,5g/mol). Posteriormente, segue-se o cálculo fazendo a relação entre ambos (reagente e produto):
58,5g NaCl -------------- 143,5g AgCl
X --------------- 430,5g AgCl
x = 175,5g NaCl
5. 
Sobre a reação a seguir, assinale a alternativa correta:
A. 
Nessa reação irreversível, A e B são reagentes.
A reação é irreversível, conforme denota o sentido único da seta. Os reagentes são as substâncias que originam o produto e estão, nesse caso, à esquerda da equação.
B. 
A e B são produtos.
A reação é irreversível, conforme denota o sentido único da seta. Os reagentes são as substâncias que originam o produto e estão, nesse caso, à esquerda da equação.
C. 
C e D são reagentes.
A reação é irreversível, conforme denota o sentido único da seta. Os reagentes são as substâncias que originam o produto e estão, nesse caso, à esquerda da equação.​​​​​​​
D. 
C é reagente.
A reação é irreversível, conforme denota o sentido único da seta. Os reagentes são as substâncias que originam o produto e estão, nesse caso, à esquerda da equação.
E. 
Trata-se de uma reação reversível.
A reação é irreversível, conforme denota o sentido único da seta. Os reagentes são as substâncias que originam o produto e estão, nesse caso, à esquerda da equação.
Aula 5.2 - Concentração de soluções (molaridade, normalidade)
Desafio
Os reidratantes orais são indicados para casos de desidratação ocorridos por vômitos, diarreia ou doenças que causam desidratação exagerada e, ainda, após exercícios durante um tempo longo, como as maratonas. Esses reidratantes podem apresentar-se na forma de pó e as instruções da bula de como deve ser usado para reidratação estão resumidas no quadro a seguir.
Qual a concentração de potássio, em mg/L, na solução preparada segundo as instruções da bula?
Resposta:
Calcular a MM KCl = 39 + 35,5 = 74,5
Calcular número de mols:
1 mol de KCl --- 74500 mg (74,5g)
x --- 70 mg
x = 0,0094 mol de KCl na solução preparada.
Relacionar quantidade de mols com o K:
1 mol K --- 39 g
0,00094 mol --- y
y= 0,0366 g (36,6 mg)
Ajustar o volume para 1 L:
36,6 mg ----- 500 mL
z ------ 1000 mL
z = 73,2 mg/L de potássio
Exercícios
1. 
Sobre uma solução de glicose C6H12O6, 0,35 M, assinale a alternativa correta:
A. 
 Haverá 63 g de glicose em 1 litro de solução.
Justificativa: Calcular MM da glicose: C6H12O6 (12 x 6) + (1 x 12) + (16 x 6) = 180 g
1 mol glicose -------- 180 g ------- 1L
0,35 mol glicose -------- x --------- 1L
x = 63 g
 
B. 
 Haverá 180 g de glicose em 1 litro de solução.
Justificativa: Calcular MM da glicose: C6H12O6 (12 x 6) + (1 x 12) + (16 x 6) = 180 g
1 mol glicose -------- 180 g ------- 1L
0,35 mol glicose -------- x --------- 1L
x = 63 g
C. 
 Haverá 5 g de glicose em 1 litro de solução.
Justificativa: Calcular MM da glicose: C6H12O6 (12 x 6) + (1 x 12) + (16 x 6) = 180 g
1 mol glicose -------- 180 g ------- 1L
0,35 mol glicose -------- x --------- 1L
x = 63 g
D. 
 Haverá 63 mols de glicose em 180g de solução.
Justificativa: Calcular MM da glicose: C6H12O6 (12 x 6) + (1 x 12) + (16 x 6) = 180 g
1 mol glicose -------- 180 g ------- 1L
0,35 mol glicose -------- x --------- 1L
x = 63 g
E. 
Haverá 0,35g de glicose em 1 litro de solução.
Justificativa: Calcular MM da glicose: C6H12O6 (12 x 6) + (1 x 12) + (16 x 6) = 180 g
1 mol glicose -------- 180 g ------- 1L
0,35 mol glicose -------- x --------- 1L
x = 63 g
2. 
Que quantidade em mols de permanganato de potássio KMnO4 está presente em 480 g desse sal?
Dados (massa molar): K = 39, Mn = 55 e O =16.
A. 
1,52 mol.
Calcular a MM do permanganato de potássio: 39 + 55 + (16 x 4) = 158 g
1 mol KMnO4 ------- 158 g
x -------- 480 g
x= 3,04 mols
B. 
6,08 mols.
Calcular a MM do permanganato de potássio: 39 + 55 + (16 x 4) = 158 g
1 mol KMnO4 ------- 158 g
x -------- 480 g
x= 3,04 mols
C. 
3,04 mols.
Calcular a MM do permanganato de potássio: 39 + 55 + (16 x 4) = 158 g
1 mol KMnO4 ------- 158 g
x -------- 480 g
x= 3,04 mols
D. 
2,50 mols.
Calcular a MM do permanganato de potássio: 39 + 55 + (16 x 4) = 158 g
1 mol KMnO4 ------- 158 g
x -------- 480 g
x= 3,04 mols
E. 
 0,0303 mols.
Calcular a MM do permanganato de potássio: 39 + 55 + (16 x 4) = 158 g
1 mol KMnO4 ------- 158 g
x -------- 480 g
x= 3,04 mols
3. 
Sabendo que uma solução 1 molar de HCl tem 36,5 g.L-1 , qual a molaridadede uma solução composta de 125 g de HCl em 250 mL de solução? Sabendo que 1 mol HCl tem 36,5g) 
A. 
0,29 Molar.
Lembre-se que 1 mol de HCl terá 36,5 de HCl em 1 litro de solução. Logo, qual será a molaridade de uma solução contendo 125 g de sal em 250 mL de solução?
1 Molar -----1 mol    1 L
1 Molar -----36,5 g    1L
X -------------125 g    0,25 L
X = 125 / (36,5x0,25) 
X = 13,7 M
A alternativa A não está correta pois uma solução 1 Molar de HCl terá 36,5 g de HCl em 1 litro de solução. Esse resultado, errôneo, reflete o uso de unidade de massa incorreta (36500 mg de HCl). O correto é gramas, e não miligramas.
A alternativa B não está correta pois o resultado não condiz com a regra adequada, na qual uma solução 1 Molar  apresenta 36,5 g de HCl em 1000 mL de solução.
A anternativa D não pode ser correta pois, temos os dados suficiente e na medida em que se fornece  a massa e o volume de HCl que será utilizado, e que se consulta na tabela periódica a massa molar do H e do Cl.
A alternativa E não está correta pois 6,8 Molar seria a concentração molar de uma solução de 125 g de HCl em 500 mL de solução e não em 250 mL de solução.
B. 
0,855 Molar.
Lembre-se que 1 mol de HCl terá 36,5 de HCl em 1 litro de solução. Logo, qual será a molaridade de uma solução contendo 125 g de sal em 250 mL de solução?
1 Molar -----1 mol    1 L
1 Molar -----36,5 g    1L
X -------------125 g    0,25 L
X = 125 / (36,5x0,25) 
X = 13,7 M
A alternativa A não está correta pois uma solução 1 Molar de HCl terá 36,5 g de HCl em 1 litro de solução. Esse resultado, errôneo, reflete o uso de unidade de massa incorreta (36500 mg de HCl). O correto é gramas, e não miligramas.
A alternativa B não está correta pois o resultado não condiz com a regra adequada, na qual uma solução 1 Molar  apresenta 36,5 g de HCl em 1000 mL de solução.
A anternativa D não pode ser correta pois, temos os dados suficiente e na medida em que se fornece  a massa e o volume de HCl que será utilizado, e que se consulta na tabela periódica a massa molar do H e do Cl.
A alternativa E não está correta pois 6,8 Molar seria a concentração molar de uma solução de 125 g de HCl em 500 mL de solução e não em 250 mL de solução.
C. 
13,7 Molar.
Lembre-se que 1 mol de HCl terá 36,5 de HCl em 1 litro de solução. Logo, qual será a molaridade de uma solução contendo 125 g de sal em 250 mL de solução?
1 Molar -----1 mol    1 L
1 Molar -----36,5 g    1L
X -------------125 g    0,25 L
X = 125 / (36,5x0,25) 
X = 13,7 M
A alternativa A não está correta pois uma solução 1 Molar de HCl terá 36,5 g de HCl em 1 litro de solução. Esse resultado, errôneo, reflete o uso de unidade de massa incorreta (36500 mg de HCl). O correto é gramas, e não miligramas.
A alternativa B não está correta pois o resultado não condiz com a regra adequada, na qual uma solução 1 Molar  apresenta 36,5 g de HCl em 1000 mL de solução.
A anternativa D não pode ser correta pois, temos os dados suficiente e na medida em que se fornece  a massa e o volume de HCl que será utilizado, e que se consulta na tabela periódica a massa molar do H e do Cl.
A alternativa E não está correta pois 6,8 Molar seria a concentração molar de uma solução de 125 g de HCl em 500 mL de solução e não em 250 mL de solução.
D. 
Não há dados suficientes para realizar esse cálculo.
Lembre-se que 1 mol de HCl terá 36,5 de HCl em 1 litro de solução. Logo, qual será a molaridade de uma solução contendo 125 g de sal em 250 mL de solução?
1 Molar -----1 mol    1 L
1 Molar -----36,5 g    1L
X -------------125 g    0,25 L
X = 125 / (36,5x0,25) 
X = 13,7 M
A alternativa A não está correta pois uma solução 1 Molar de HCl terá 36,5 g de HCl em 1 litro de solução. Esse resultado, errôneo, reflete o uso de unidade de massa incorreta (36500 mg de HCl). O correto é gramas, e não miligramas.
A alternativa B não está correta pois o resultado não condiz com a regra adequada, na qual uma solução 1 Molar  apresenta 36,5 g de HCl em 1000 mL de solução.
A anternativa D não pode ser correta pois, temos os dados suficiente e na medida em que se fornece  a massa e o volume de HCl que será utilizado, e que se consulta na tabela periódica a massa molar do H e do Cl.
A alternativa E não está correta pois 6,8 Molar seria a concentração molar de uma solução de 125 g de HCl em 500 mL de solução e não em 250 mL de solução.
E. 
6,8 Molar.
Lembre-se que 1 mol de HCl terá 36,5 de HCl em 1 litro de solução. Logo, qual será a molaridade de uma solução contendo 125 g de sal em 250 mL de solução?
1 Molar -----1 mol    1 L
1 Molar -----36,5 g    1L
X -------------125 g    0,25 L
X = 125 / (36,5x0,25) 
X = 13,7 M
A alternativa A não está correta pois uma solução 1 Molar de HCl terá 36,5 g de HCl em 1 litro de solução. Esse resultado, errôneo, reflete o uso de unidade de massa incorreta (36500 mg de HCl). O correto é gramas, e não miligramas.
A alternativa B não está correta pois o resultado não condiz com a regra adequada, na qual uma solução 1 Molar  apresenta 36,5 g de HCl em 1000 mL de solução.
A anternativa D não pode ser correta pois, temos os dados suficiente e na medida em que se fornece  a massa e o volume de HCl que será utilizado, e que se consulta na tabela periódica a massa molar do H e do Cl.
A alternativa E não está correta pois 6,8 Molar seria a concentração molar de uma solução de 125 g de HCl em 500 mL de solução e não em 250 mL de solução.
4. 
Você está preparando uma solução contendo 31,65 g de ácido sulfúrico (H2SO4) dissolvidos em 250 mL de solução? Sabendo que H = 1; S = 32; O = 16, assinale a alternativa correta:
A. 
A concentração dessa solução será de 2,6 Normal.
Calcular a MM do ácido sulfúrico: (1 x 2) + (32) + (16 x 4) = 98 O ácido sulfúrico possui 2 H ionizáveis.
Portanto, o seu equivalente grama é igual a MM/2 = 98/2 = 49 g m = 31,65 g
v = 250 mL = 0,25 L
Colocando na fórmula: 
N = m/E x V N = 31,65 / 49 x 0,25
N = 2,58 = 2,6 normal (2,6 N)
A alternativa B não está correta pois, você deve calcular o equivalente grama do ácido sulfúrico. Para tanto, divida sua massa molar pelo número de hidrogênios ionizáveis (2). Relacione essa massa (49 g) na relação convencional, onde 1 Normal contem 1 equivalente grama de ácido em 1000 mL de solução.
A alternativa  C não está correta pois, você deve relacionar o equivalente-grama do ácido sulfúrico (onde 98 g/ 2 = 49 g) ao volume da solução que esta sendo preparada (250 mL de solução).
A alternativa D não está correta pois podemos expressar o resultado em Normalidade (Normal), em Molaridade (Molar), em termos percentuais e em outras unidades, desde que as conversões sejam feitas corretamente. 
A alternativa E não está correta pois no cálculo de normalidade, deve-se dividir a massa molar do ácido sulfúrico pelo número de hidrogênios ionizados. Esse resultado, de 0,64 N, reflete erro no cálculo do equivalente grama: você de ter multiplicado a massa molecular por 2. Mas o correto seria dividir a massa molecular por 2! 
B. 
A concentração dessa solução será de 5,2 Normal.
Calcular a MM do ácido sulfúrico: (1 x 2) + (32) + (16 x 4) = 98 O ácido sulfúrico possui 2 H ionizáveis.
Portanto, o seu equivalente grama é igual a MM/2 = 98/2 = 49 g m = 31,65 g
v = 250 mL = 0,25 L
Colocando na fórmula: 
N = m/E x V N = 31,65 / 49 x 0,25
N = 2,58 = 2,6 normal (2,6 N)
A alternativa B não está correta pois, você deve calcular o equivalente grama do ácido sulfúrico. Para tanto, divida sua massa molar pelo número de hidrogênios ionizáveis (2). Relacione essa massa (49 g) na relação convencional, onde 1 Normal contem 1 equivalente grama de ácido em 1000 mL de solução.
A alternativa  C não está correta pois, você deve relacionar o equivalente-grama do ácido sulfúrico (onde 98 g/ 2 = 49 g) ao volume da solução que esta sendo preparada (250 mL de solução).
A alternativa D não está correta pois podemos expressar o resultado em Normalidade (Normal), em Molaridade (Molar), em termos percentuais e em outras unidades, desde que as conversões sejam feitas corretamente. 
A alternativa E não está correta pois no cálculo de normalidade, deve-sedividir a massa molar do ácido sulfúrico pelo número de hidrogênios ionizados. Esse resultado, de 0,64 N, reflete erro no cálculo do equivalente grama: você de ter multiplicado a massa molecular por 2. Mas o correto seria dividir a massa molecular por 2! 
C. 
 A concentração dessa solução será de 1,3 Normal.
Calcular a MM do ácido sulfúrico: (1 x 2) + (32) + (16 x 4) = 98 O ácido sulfúrico possui 2 H ionizáveis.
Portanto, o seu equivalente grama é igual a MM/2 = 98/2 = 49 g m = 31,65 g
v = 250 mL = 0,25 L
Colocando na fórmula: 
N = m/E x V N = 31,65 / 49 x 0,25
N = 2,58 = 2,6 normal (2,6 N)
A alternativa B não está correta pois, você deve calcular o equivalente grama do ácido sulfúrico. Para tanto, divida sua massa molar pelo número de hidrogênios ionizáveis (2). Relacione essa massa (49 g) na relação convencional, onde 1 Normal contem 1 equivalente grama de ácido em 1000 mL de solução.
A alternativa  C não está correta pois, você deve relacionar o equivalente-grama do ácido sulfúrico (onde 98 g/ 2 = 49 g) ao volume da solução que esta sendo preparada (250 mL de solução).
A alternativa D não está correta pois podemos expressar o resultado em Normalidade (Normal), em Molaridade (Molar), em termos percentuais e em outras unidades, desde que as conversões sejam feitas corretamente. 
A alternativa E não está correta pois no cálculo de normalidade, deve-se dividir a massa molar do ácido sulfúrico pelo número de hidrogênios ionizados. Esse resultado, de 0,64 N, reflete erro no cálculo do equivalente grama: você de ter multiplicado a massa molecular por 2. Mas o correto seria dividir a massa molecular por 2! 
D. 
 A concetração dessa solução não pode ser expressa em Normalidade (Normal), somente Molaridade (Molar).
Calcular a MM do ácido sulfúrico: (1 x 2) + (32) + (16 x 4) = 98 O ácido sulfúrico possui 2 H ionizáveis.
Portanto, o seu equivalente grama é igual a MM/2 = 98/2 = 49 g m = 31,65 g
v = 250 mL = 0,25 L
Colocando na fórmula: 
N = m/E x V N = 31,65 / 49 x 0,25
N = 2,58 = 2,6 normal (2,6 N)
A alternativa B não está correta pois, você deve calcular o equivalente grama do ácido sulfúrico. Para tanto, divida sua massa molar pelo número de hidrogênios ionizáveis (2). Relacione essa massa (49 g) na relação convencional, onde 1 Normal contem 1 equivalente grama de ácido em 1000 mL de solução.
A alternativa  C não está correta pois, você deve relacionar o equivalente-grama do ácido sulfúrico (onde 98 g/ 2 = 49 g) ao volume da solução que esta sendo preparada (250 mL de solução).
A alternativa D não está correta pois podemos expressar o resultado em Normalidade (Normal), em Molaridade (Molar), em termos percentuais e em outras unidades, desde que as conversões sejam feitas corretamente. 
A alternativa E não está correta pois no cálculo de normalidade, deve-se dividir a massa molar do ácido sulfúrico pelo número de hidrogênios ionizados. Esse resultado, de 0,64 N, reflete erro no cálculo do equivalente grama: você de ter multiplicado a massa molecular por 2. Mas o correto seria dividir a massa molecular por 2! 
E. 
 0,64 Normal
Calcular a MM do ácido sulfúrico: (1 x 2) + (32) + (16 x 4) = 98 O ácido sulfúrico possui 2 H ionizáveis.
Portanto, o seu equivalente grama é igual a MM/2 = 98/2 = 49 g m = 31,65 g
v = 250 mL = 0,25 L
Colocando na fórmula: 
N = m/E x V N = 31,65 / 49 x 0,25
N = 2,58 = 2,6 normal (2,6 N)
A alternativa B não está correta pois, você deve calcular o equivalente grama do ácido sulfúrico. Para tanto, divida sua massa molar pelo número de hidrogênios ionizáveis (2). Relacione essa massa (49 g) na relação convencional, onde 1 Normal contem 1 equivalente grama de ácido em 1000 mL de solução.
A alternativa  C não está correta pois, você deve relacionar o equivalente-grama do ácido sulfúrico (onde 98 g/ 2 = 49 g) ao volume da solução que esta sendo preparada (250 mL de solução).
A alternativa D não está correta pois podemos expressar o resultado em Normalidade (Normal), em Molaridade (Molar), em termos percentuais e em outras unidades, desde que as conversões sejam feitas corretamente. 
A alternativa E não está correta pois no cálculo de normalidade, deve-se dividir a massa molar do ácido sulfúrico pelo número de hidrogênios ionizados. Esse resultado, de 0,64 N, reflete erro no cálculo do equivalente grama: você de ter multiplicado a massa molecular por 2. Mas o correto seria dividir a massa molecular por 2! 
5. 
No laboratório você se depara com um frasco contendo a seguinte informação no rótulo:
Solução de 32,4578 g de NaOH em 800 mL de água.
A concentração Molar (M) e a concentração Normal (N) dessa solução será, respectivamente:
A. 
A concentração será de 0,507 Molar e 1,014 Normal.
1 Molar    1 mol    1000 mL
1 Molar ------40 g    1000 mL
X -----------32, 4578 g    800 mL
X = 1,014 Molar
1 Normal ------1 equivalente-grama    1000 mL
1 Molar ------ (40/1 = 40 )    1000 mL
X--------------------- 32,4578 g ---------------- 800 mL
X= 1,014 Normal
A alternativa A não está correta pois a concentração expressa em Normalidade deve considerar o equivalente-grama da substância, e a concentração em molaridade deve considerar a massa molar da substância.
A alternativa B não está correta pois é possível calcular. Para calcular concentração Normal dessa solução, basta dividir a massa molar (40 g) pelo número de OH ionizáveis (1), obtendo o equivalente grama do hidróxido de sódio (que nesse caso será igual a massa molar)
A alternativa C não está correta pois as concentrações Molar e Normal serão iguais porque, nesse caso, o equivalente-grama do hidróxido de sódio é igual a sua massa molar.
A alternativa D não está correta pois as concentrações Molar e Normal serão iguais porque, nesse caso, o equivalente-grama do hidróxido de sódio é igual à sua massa molar. No entanto, ao dividir 40 g por 1 (número de hidroxilas ionizáveis) obtém-se 40
g. Aplicando isso à formula, temos 1,014 Molar = 1,014 Normal.
B. 
É impossível calcular a concentração Normal dessa solução.
1 Molar    1 mol    1000 mL
1 Molar ------40 g    1000 mL
X -----------32, 4578 g    800 mL
X = 1,014 Molar
1 Normal ------1 equivalente-grama    1000 mL
1 Molar ------ (40/1 = 40 )    1000 mL
X--------------------- 32,4578 g ---------------- 800 mL
X= 1,014 Normal
A alternativa A não está correta pois a concentração expressa em Normalidade deve considerar o equivalente-grama da substância, e a concentração em molaridade deve considerar a massa molar da substância.
A alternativa B não está correta pois é possível calcular. Para calcular concentração Normal dessa solução, basta dividir a massa molar (40 g) pelo número de OH ionizáveis (1), obtendo o equivalente grama do hidróxido de sódio (que nesse caso será igual a massa molar)
A alternativa C não está correta pois as concentrações Molar e Normal serão iguais porque, nesse caso, o equivalente-grama do hidróxido de sódio é igual a sua massa molar.
A alternativa D não está correta pois as concentrações Molar e Normal serão iguais porque, nesse caso, o equivalente-grama do hidróxido de sódio é igual à sua massa molar. No entanto, ao dividir 40 g por 1 (número de hidroxilas ionizáveis) obtém-se 40
g. Aplicando isso à formula, temos 1,014 Molar = 1,014 Normal.
C. 
A concentração será de 1,014 Molar e 0,507 Normal.
1 Molar    1 mol    1000 mL
1 Molar ------40 g    1000 mL
X -----------32, 4578 g    800 mL
X = 1,014 Molar
1 Normal ------1 equivalente-grama    1000 mL
1 Molar ------ (40/1 = 40 )    1000 mL
X--------------------- 32,4578 g ---------------- 800 mL
X= 1,014 Normal
A alternativa A não está correta pois a concentração expressa em Normalidade deve considerar o equivalente-grama da substância, e a concentração em molaridade deve considerar a massa molar da substância.
A alternativa B não está correta pois é possível calcular. Para calcular concentração Normal dessa solução, basta dividir a massa molar (40 g) pelo número de OH ionizáveis (1), obtendo o equivalente grama do hidróxido de sódio (que nesse caso será igual a massa molar)
A alternativa C não está correta pois as concentraçõesMolar e Normal serão iguais porque, nesse caso, o equivalente-grama do hidróxido de sódio é igual a sua massa molar.
A alternativa D não está correta pois as concentrações Molar e Normal serão iguais porque, nesse caso, o equivalente-grama do hidróxido de sódio é igual à sua massa molar. No entanto, ao dividir 40 g por 1 (número de hidroxilas ionizáveis) obtém-se 40
g. Aplicando isso à formula, temos 1,014 Molar = 1,014 Normal.
D. 
A concentração será de 0,507 Molar e 0,507 Normal.
1 Molar    1 mol    1000 mL
1 Molar ------40 g    1000 mL
X -----------32, 4578 g    800 mL
X = 1,014 Molar
1 Normal ------1 equivalente-grama    1000 mL
1 Molar ------ (40/1 = 40 )    1000 mL
X--------------------- 32,4578 g ---------------- 800 mL
X= 1,014 Normal
A alternativa A não está correta pois a concentração expressa em Normalidade deve considerar o equivalente-grama da substância, e a concentração em molaridade deve considerar a massa molar da substância.
A alternativa B não está correta pois é possível calcular. Para calcular concentração Normal dessa solução, basta dividir a massa molar (40 g) pelo número de OH ionizáveis (1), obtendo o equivalente grama do hidróxido de sódio (que nesse caso será igual a massa molar)
A alternativa C não está correta pois as concentrações Molar e Normal serão iguais porque, nesse caso, o equivalente-grama do hidróxido de sódio é igual a sua massa molar.
A alternativa D não está correta pois as concentrações Molar e Normal serão iguais porque, nesse caso, o equivalente-grama do hidróxido de sódio é igual à sua massa molar. No entanto, ao dividir 40 g por 1 (número de hidroxilas ionizáveis) obtém-se 40
g. Aplicando isso à formula, temos 1,014 Molar = 1,014 Normal.
E. 
A concentração será de 1,014 molar e  1,014 normal.
1 Molar    1 mol    1000 mL
1 Molar ------40 g    1000 mL
X -----------32, 4578 g    800 mL
X = 1,014 Molar
1 Normal ------1 equivalente-grama    1000 mL
1 Molar ------ (40/1 = 40 )    1000 mL
X--------------------- 32,4578 g ---------------- 800 mL
X= 1,014 Normal
A alternativa A não está correta pois a concentração expressa em Normalidade deve considerar o equivalente-grama da substância, e a concentração em molaridade deve considerar a massa molar da substância.
A alternativa B não está correta pois é possível calcular. Para calcular concentração Normal dessa solução, basta dividir a massa molar (40 g) pelo número de OH ionizáveis (1), obtendo o equivalente grama do hidróxido de sódio (que nesse caso será igual a massa molar)
A alternativa C não está correta pois as concentrações Molar e Normal serão iguais porque, nesse caso, o equivalente-grama do hidróxido de sódio é igual a sua massa molar.
A alternativa D não está correta pois as concentrações Molar e Normal serão iguais porque, nesse caso, o equivalente-grama do hidróxido de sódio é igual à sua massa molar. No entanto, ao dividir 40 g por 1 (número de hidroxilas ionizáveis) obtém-se 40
g. Aplicando isso à formula, temos 1,014 Molar = 1,014 Normal.
Aula 6.1 - Balanceamento de equações químicas
Desafio
Durante uma reação química, os átomos permanecem inalterados. O que ocorre é que eles apenas se reorganizam. Por isso, o balanceamento das reações será alcançado quando a soma das massas dos reagentes corresponder à das massas dos produtos. Isso se deve à aplicação da Lei da Conservação de Massas, de Lavoisier: “na natureza nada se cria e nada se perde, tudo se transforma”.
A partir do exposto, o Desafio é realizar o balanceamento das equações a seguir, ou seja, a quantidade de reagentes deve ser igual à de produtos. Para que isso aconteça, é necessário balancear a equação química.
Resposta:
Exercícios
1. 
Balancear a equação:
Supondo que a bolinha laranja e a bolinha azul signifiquem átomos diferentes, então o esquema representará uma reação química balanceada se substituirmos as letras x, y e w, respectivamente, pelos valores:
A. 
3, 2 e 2.
O número de átomos de cada elemento deve ser o mesmo em ambos os lados da equação. Para realizar o balanceamento, temos que colocar um número denominado coeficiente estequiométrico antes dos símbolos, e verificar se esses valores se equivalem nos reagentes e nos produtos da equação.
B. 
1, 2 e 3.
O número de átomos de cada elemento deve ser o mesmo em ambos os lados da equação. Para realizar o balanceamento, temos que colocar um número denominado coeficiente estequiométrico antes dos símbolos e verificar se esses valores se equivalem nos reagentes e nos produtos da equação.
C. 
1, 2 e 2.
O número de átomos de cada elemento deve ser o mesmo em ambos os lados da equação. Para realizar o balanceamento, temos que colocar um número denominado coeficiente estequiométrico antes dos símbolos e verificar se esses valores se equivalem nos reagentes e nos produtos da equação.
D. 
2, 1 e 3.
O número de átomos de cada elemento deve ser o mesmo em ambos os lados da equação. Para realizar o balanceamento, temos que colocar um número denominado coeficiente estequiométrico antes dos símbolos e verificar se esses valores se equivalem nos reagentes e nos produtos da equação.
E. 
3, 1 e 2.
O número de átomos de cada elemento deve ser o mesmo em ambos os lados da equação. Para realizar o balanceamento, temos que colocar um número denominado coeficiente estequiométrico antes dos símbolos e verificar se esses valores se equivalem nos reagentes e nos produtos da equação.
2. 
Assinale a alternativa que apresenta os coeficientes, consecutivamente, após o balanceamento da equação química a seguir:
AI + O2 --> AI2O3
A. 
2, 3, 2.
O número de átomos de cada elemento deve ser o mesmo em ambos os lados da equação. Para realizar o balanceamento, temos que colocar um número denominado coeficiente estequiométrico antes dos símbolos e verificar se esses valores se equivalem nos reagentes e nos produtos da equação.​​​​​​​
B. 
4, 3, 2.
O número de átomos de cada elemento deve ser o mesmo em ambos os lados da equação. Para realizar o balanceamento, temos que colocar um número denominado coeficiente estequiométrico antes dos símbolos e verificar se esses valores se equivalem nos reagentes e nos produtos da equação.​​​​​​​
C. 
8, 6, 4.
O número de átomos de cada elemento deve ser o mesmo em ambos os lados da equação. Para realizar o balanceamento, temos que colocar um número denominado coeficiente estequiométrico antes dos símbolos e verificar se esses valores se equivalem nos reagentes e nos produtos da equação.​​​​​​​
D. 
2, 3, 4.
O número de átomos de cada elemento deve ser o mesmo em ambos os lados da equação. Para realizar o balanceamento, temos que colocar um número denominado coeficiente estequiométrico antes dos símbolos e verificar se esses valores se equivalem nos reagentes e nos produtos da equação.​​​​​​​
E. 
1, 4, 3.
O número de átomos de cada elemento deve ser o mesmo em ambos os lados da equação. Para realizar o balanceamento, temos que colocar um número denominado coeficiente estequiométrico antes dos símbolos e verificar se esses valores se equivalem nos reagentes e nos produtos da equação.​​​​​​​
3. 
Assinale a alternativa que apresenta os coeficientes, consecutivamente, após o balanceamento da equação química a seguir:
FeS2 + O2 --> Fe2O3 + SO2
A. 
2, 5, 4, 4.
Para uma reação ser considerada balanceada, é necessário que a quantidade de reagentes seja igual à de produtos. Nesse caso, iniciamos balanceando o Fe. Nos reagentes, tem 1 átomo, enquanto, nos produtos, 2 átomos; coloca-se o coeficiente 2 nos regentes. Após a adição do coeficiente 2, o S ficou com 4 átomos nos reagentes. Por isso, o produto deve ser corrigido, adicionando o coeficiente 4. Dessa forma, nos produtos, ficou-se com 11 O, sendo necessária a correção nos reagentes. Adiciona-se o coeficiente 11/2. Então, tem-se uma equação balanceada.
2 FeS2 + 11/2 O2 ⇒ 1 Fe2O3 + 4 SO2
B. 
2, 11/2, 5, 4.
Para uma reação ser considerada balanceada, é necessário que a quantidade de reagentes seja igual à de produtos. Nesse caso, iniciamos balanceando o Fe. Nos reagentes, tem 1 átomo, enquanto, nos produtos,2 átomos; coloca-se o coeficiente 2 nos regentes. Após a adição do coeficiente 2, o S ficou com 4 átomos nos reagentes. Por isso, o produto deve ser corrigido, adicionando o coeficiente 4. Dessa forma, nos produtos, ficou-se com 11 O, sendo necessária a correção nos reagentes. Adiciona-se o coeficiente 11/2. Então, tem-se uma equação balanceada.
2 FeS2 + 11/2 O2 ⇒ 1 Fe2O3 + 4 SO2
C. 
1, 6, 4, 5.
Para uma reação ser considerada balanceada, é necessário que a quantidade de reagentes seja igual à de produtos. Nesse caso, iniciamos balanceando o Fe. Nos reagentes, tem 1 átomo, enquanto, nos produtos, 2 átomos; coloca-se o coeficiente 2 nos regentes. Após a adição do coeficiente 2, o S ficou com 4 átomos nos reagentes. Por isso, o produto deve ser corrigido, adicionando o coeficiente 4. Dessa forma, nos produtos, ficou-se com 11 O, sendo necessária a correção nos reagentes. Adiciona-se o coeficiente 11/2. Então, tem-se uma equação balanceada.
2 FeS2 + 11/2 O2 ⇒ 1 Fe2O3 + 4 SO2
D. 
2, 11/2, 1, 4.
Para uma reação ser considerada balanceada, é necessário que a quantidade de reagentes seja igual à de produtos. Nesse caso, iniciamos balanceando o Fe. Nos reagentes, tem 1 átomo, enquanto, nos produtos, 2 átomos; coloca-se o coeficiente 2 nos regentes. Após a adição do coeficiente 2, o S ficou com 4 átomos nos reagentes. Por isso, o produto deve ser corrigido, adicionando o coeficiente 4. Dessa forma, nos produtos, ficou-se com 11 O, sendo necessária a correção nos reagentes. Adiciona-se o coeficiente 11/2. Então, tem-se uma equação balanceada.
2 FeS2 + 11/2 O2 ⇒ 1 Fe2O3 + 4 SO2
E. 
1, 5, 4, 4.
Para uma reação ser considerada balanceada, é necessário que a quantidade de reagentes seja igual à de produtos. Nesse caso, iniciamos balanceando o Fe. Nos reagentes, tem 1 átomo, enquanto, nos produtos, 2 átomos; coloca-se o coeficiente 2 nos regentes. Após a adição do coeficiente 2, o S ficou com 4 átomos nos reagentes. Por isso, o produto deve ser corrigido, adicionando o coeficiente 4. Dessa forma, nos produtos, ficou-se com 11 O, sendo necessária a correção nos reagentes. Adiciona-se o coeficiente 11/2. Então, tem-se uma equação balanceada.
2 FeS2 + 11/2 O2 ⇒ 1 Fe2O3 + 4 SO2
4. 
Assinale a alternativa que contém soma dos menores coeficientes inteiros que balanceiam a equação a seguir:
H2SO4 + NaOH --> Na2SO4 + H2O
A. 
5.
Para uma reação ser considerada balanceada, é necessário que a quantidade de reagentes seja igual à de produtos. Nesse caso, iniciamos balanceando o Na. Nos reagentes, tem 1 átomo, enquanto, nos produtos, 2 átomos. Coloca-se o coeficiente 2 nos regentes e 1 no produto (Na2SO4). Agora, corrige-se o O. Nos reagentes, tem 6 átomos. Então, adiciona-se o coeficiente 2 na molécula de água. A equação está balanceada. Vamos somar os coeficientes: 1 + 2 + 1 + 2 = 6.
B. 
6.
Para uma reação ser considerada balanceada, é necessário que a quantidade de reagentes seja igual à de produtos. Nesse caso, iniciamos balanceando o Na. Nos reagentes, tem 1 átomo, enquanto, nos produtos, 2 átomos. Coloca-se o coeficiente 2 nos regentes e 1 no produto (Na2SO4). Agora, corrige-se o O. Nos reagentes, tem 6 átomos. Então, adiciona-se o coeficiente 2 na molécula de água. A equação está balanceada. Vamos somar os coeficientes: 1 + 2 + 1 + 2 = 6.​​​​​​​
C. 
4.
Para uma reação ser considerada balanceada, é necessário que a quantidade de reagentes seja igual à de produtos. Nesse caso, iniciamos balanceando o Na. Nos reagentes, tem 1 átomo, enquanto, nos produtos, 2 átomos. Coloca-se o coeficiente 2 nos regentes e 1 no produto (Na2SO4). Agora, corrige-se o O. Nos reagentes, tem 6 átomos. Então, adiciona-se o coeficiente 2 na molécula de água. A equação está balanceada. Vamos somar os coeficientes: 1 + 2 + 1 + 2 = 6.​​​​​​​
D. 
7.
Para uma reação ser considerada balanceada, é necessário que a quantidade de reagentes seja igual à de produtos. Nesse caso, iniciamos balanceando o Na. Nos reagentes, tem 1 átomo, enquanto, nos produtos, 2 átomos. Coloca-se o coeficiente 2 nos regentes e 1 no produto (Na2SO4). Agora, corrige-se o O. Nos reagentes, tem 6 átomos. Então, adiciona-se o coeficiente 2 na molécula de água. A equação está balanceada. Vamos somar os coeficientes: 1 + 2 + 1 + 2 = 6.​​​​​​​
E. 
8.
Para uma reação ser considerada balanceada, é necessário que a quantidade de reagentes seja igual à de produtos. Nesse caso, iniciamos balanceando o Na. Nos reagentes, tem 1 átomo, enquanto, nos produtos, 2 átomos. Coloca-se o coeficiente 2 nos regentes e 1 no produto (Na2SO4). Agora, corrige-se o O. Nos reagentes, tem 6 átomos. Então, adiciona-se o coeficiente 2 na molécula de água. A equação está balanceada. Vamos somar os coeficientes: 1 + 2 + 1 + 2 = 6.​​​​​​​
5. 
Para que a reação a seguir fique balanceada, os valores de x, y e z são, respectivamente:
(NH4)2Cr2O7 --> N2 + CrxOy + z H2O ​​​​​​
A. 
2, 3 e 4.
Deve-se balancear a equação de modo que o número de cada átomo fique igual nos reagentes e nos produtos. Iniciaremos pelo Cr: no reagente, existem 2 átomos de Cr; adicionar coeficiente 2 no produto. H tem 8 átomos no reagente; adicionar coeficiente 4 na molécula de água (já que o H da água multiplica por 2). Agora, é só arrumar o oxigênio: 7 no reagente e, no produto, 4 átomos na água, faltando 3 para completar 7. Equação balanceada:
B. 
2, 7 e 4.
Deve-se balancear a equação de modo que o número de cada átomo fique igual nos reagentes e nos produtos. Iniciaremos pelo Cr: no reagente, existem 2 átomos de Cr; adicionar coeficiente 2 no produto. H tem 8 átomos no reagente; adicionar coeficiente 4 na molécula de água (já que o H da água multiplica por 2). Agora, é só arrumar o oxigênio: 7 no reagente e, no produto, 4 átomos na água, faltando 3 para completar 7. Equação balanceada:
C. 
2, 7 e 8.
Deve-se balancear a equação de modo que o número de cada átomo fique igual nos reagentes e nos produtos. Iniciaremos pelo Cr: no reagente, existem 2 átomos de Cr; adicionar coeficiente 2 no produto. H tem 8 átomos no reagente; adicionar coeficiente 4 na molécula de água (já que o H da água multiplica por 2). Agora, é só arrumar o oxigênio: 7 no reagente e, no produto, 4 átomos na água, faltando 3 para completar 7. Equação balanceada:
D. 
3, 2 e 4.
Deve-se balancear a equação de modo que o número de cada átomo fique igual nos reagentes e nos produtos. Iniciaremos pelo Cr: no reagente, existem 2 átomos de Cr; adicionar coeficiente 2 no produto. H tem 8 átomos no reagente; adicionar coeficiente 4 na molécula de água (já que o H da água multiplica por 2). Agora, é só arrumar o oxigênio: 7 no reagente e, no produto, 4 átomos na água, faltando 3 para completar 7. Equação balanceada:
E. 
3, 2 e 8.
Deve-se balancear a equação de modo que o número de cada átomo fique igual nos reagentes e nos produtos. Iniciaremos pelo Cr: no reagente, existem 2 átomos de Cr; adicionar coeficiente 2 no produto. H tem 8 átomos no reagente; adicionar coeficiente 4 na molécula de água (já que o H da água multiplica por 2). Agora, é só arrumar o oxigênio: 7 no reagente e, no produto, 4 átomos na água, faltando 3 para completar 7. Equação balanceada:
Aula 6.2 - Nomenclatura de compostos
Desafio
Para saber nomear os compostos, deve-se saber diferenciar se o composto é iônico ou molecular.
Resposta:
O aluno deverá nomear os compostos de acordo com o tipo de composto e o tipo de cátion.
Respostas no anexo.
Exercícios
1. 
É muito perigoso deixar uma piscina sem tratamento por mais de um mês. A água torna-se um foco de doenças, mesmo para quem não entrar nela. A dengue, por exemplo, é transmitida por um mosquito que se reproduz em águas paradas. Entre os compostos químicos empregados para manutenção de piscinas, encontramos o hipoclorito de cálcio, o sulfato de alumínio e o carbonato de sódio. Assinale a alternativa que apresenta, respectivamente, as fórmulas dos compostos citados.
A. 
CaClO, Al2(SO4)3, NaCO3.
O carbonato (CO3) tem carga 2- e o cálcio tem carga 2. Cruzando as cargas, ficaria CaClO2.
B. 
Ca(ClO)2, Al2(SO4)3,Na2CO3.
Essas são as fórmulas do hipoclorito de cálcio, do sulfato de alumínio e do carbonato de sódio.
C. 
CaClO, Al3(SO4)2 , Na2CO3.
O hipoclorito (ClO) tem carga 1- e o cálcio tem carga 2. Cruzando as cargas, ficaria CaClO2.O sulfeto (SO42(SO4)3.
D. 
Ca(ClO)2 , Al2(SO4)3 , NaCO3.
O carbonato (CO3) tem carga 2- e o cálcio tem carga 2. Cruzando as cargas, ficaria CaClO2.O sulfeto (SO4) tem carga 2- e o Al tem carga 3. Cruzando as cargas, ficaria Al2(SO4)3.
E. 
CaClO, Al2(SO4)3, Na2CO3.
O carbonato (CO3) tem carga 2- e o cálcio tem carga 2. Cruzando as cargas, ficaria CaClO2.
2. 
Entre os ânions abaixo, indique a alternativa em que a valência está incorreta:
A. 
Br -.
O Br é um ânion monovalente.
B. 
S 2-.
O S é um ânion divalente.
C. 
NO2 -.
O NO2 é um ânion divalente.
D. 
Cl 2-.
O cloreto tem 7 elétrons na camada de valência; portanto, falta apenas um elétron para completar a teoria do octeto, sendo o Cl um ânion com carga -1.
E. 
F -.
O F é um ânion monovalente.
3. 
Entre os cátions abaixo, indique a alternativa em que a valência está incorreta:
A. 
K+1 .
O K é um cátion monovalente.
B. 
Mg+2.
O Mg é um cátion divalente.
C. 
Cs+1 .
O Cs é um cátion monovalente.
D. 
Co+3 
O cobalto apresenta 2 elétrons na camada de valência; portanto, faltam 6 elétrons para completar a teoria do octeto.
E. 
Na +1.
O Na é um cátion monovalente.
4. 
Ácidos são substâncias que liberam somente como íon positivo o cátion hidrogênio (H+1 ), quando em soluções aquosas. Na prática, o cátion H +1 se combina com uma molécula de água, formando o cátion hidrônio (H3O- ). Os ácidos considerados os mais fortes são: H2SO4, HNO3, HClO4, HBr, HCl e HI. Os nomes desses ácidos são, respectivamente:
A. 
Ácido sulfúrico, ácido nítrico, ácido cloroso, ácido brômico, ácido clorídrico, ácido iodídrico.
HClO4: ácido perclóricoHBr: ácido bromídrico
B. 
Ácido sulfuroso, ácido nítrico, ácido perclórico, ácido bromídrico, ácido clorídrico, ácido iodídrico.
H2SO4: ácido sulfúrico
C. 
Ácido sulfúrico, ácido nítrico, ácido perclórico, ácido bromídrico, ácido clorídrico, ácido iodídrico.
Esses são os nomes dos ácidos: H2SO4, HNO3, HClO4, HBr, HCl e HI.
D. 
Ácido sulfuroso, ácido nítrico, ácido cloroso, ácido bromico, ácido clorídrico, ácido iodídrico.
H2SO4: ácido sulfúrico HClO4: ácido perclóricoHBr: ácido bromídrico
E. 
Ácido sulfuroso, ácido nítrico, ácido percloroso, ácido bromico, ácido clorídrico, ácido iodídrico.
H2SO4: ácido sulfúrico HClO4: ácido perclóricoHBr: ácido bromídrico
5. 
Assinale a alternativa correta em relação à classificação dos compostos em ácido, base, óxido e sal. 
​​​​​​​​​​​​​​
A. 
Ácido: III, VI, X
Base: I, V, VII
Óxido: II, IV, VII, IX
O Ca3PO4 é um sal e não um ácido.
B. 
Ácido: III,
Base: I, V, VII
Óxido: II, IV, VII, IX, VI
Sal: X
O H2SO4 é um ácido e não um óxido.
C. 
Ácido: III, VI
Base: I, VII
Óxido: II, IV, VII, IX
Sal: V, X
O Ba(OH)2 é uma base e não um sal.
D. 
Ácido: III, VI
Base: I, V, VIII
Óxido: II, IV, VII, IX
Sal: X
Essa é a classificação adequada dos compostos em ácido, base, óxido ou sal.
E. 
Ácido: III, VI
Base: V
Óxido: I, II, IV, VII, VII, IX
Sal: X
KOH e NaOH são bases e não óxidos.
Laboratório virtual
Estequiometria
1. OBJETIVO
Neste experimento, você irá determinar qual das hipóteses explica a decomposição térmica do bicarbonato de sódio (NaHCO3) por meio da estequiometria.
Ao final deste experimento, você deverá ser capaz de:
· entender os conceitos básicos da estequiometria;
· compreender os cálculos da estequiometria;
· determinar o caminho da reação por meio da estequiometria.
2. ONDE UTILIZAR ESSES CONCEITOS?
Na química, a estequiometria é utilizada para determinar a quantidade de reagentes que deve ser usada e a quantidade de produtos que será obtida nas reações químicas.
Nos laboratórios e nas indústrias químicas, considera-se de extrema importância a estequiometria para a determinação da quantidade de substâncias que será produzida nas reações químicas realizadas. Por exemplo, a rentabilidade das indústrias está relacionada com o conhecimento da quantidade de matéria-prima que será consumida nos processos de fabricação, pois busca-se obter os produtos com alto rendimento reacional usando a menor quantidade possível de reagentes e com o menor custo.
3. O EXPERIMENTO
Este experimento foi dividido em cinco etapas.
A primeira etapa é a pesagem do bicarbonato de sódio;
A segunda etapa é o aquecimento do sólido;
A terceira etapa é pesagem do material frio após o aquecimento;
A quarta etapa é o uso da estequiometria para calcular e determinar a hipótese que pode explicar o processo;
A quinta etapa é o cálculo de rendimento do processo realizado no laboratório.
4. SEGURANÇA
Nesta prática, serão utilizados jaleco, luvas e óculos. Os sapatos devem ser fechados, e os cabelos devem estar presos. Esses itens de segurança são essenciais para não haver o contato direto com as soluções. Além disso, é importante realizar todas as etapas dentro da capela para evitar inalação de possíveis vapores liberados da reação.
5. CENÁRIO
O experimento será conduzido na capela. O bico de Bunsen, o tripé e a tela de amianto estarão na capela. A balança, o bicarbonato de sódio e a espátula estão do lado direito da capela. O béquer, o bastão de vidro e o vidro de relógio estão no armário direito abaixo da capela.
PRÉ-TESTE
1) No motor de um carro a álcool, o vapor do combustível é misturado com o ar e se queima à custa de faísca elétrica produzida pela vela no interior do cilindro.
A quantidade, em mols, de água formada na combustão completa de 138 gramas de etanol é igual a:
(Dado massa molar em g/mol: C2 H6O=46; H2O=18; CO2=44 g; O2=32 g)
a) 9 mols;
RESPOSTA CORRETA
46g de C2H6O ---- 3 mols de H2O
138g de C2H6O ---- X
X = 9 mols de H2O
b) 6 mols;
RESPOSTA INCORRETA
46g de C2H6O ---- 3 mols de H2O
138g de C2H6O ---- X
X = 9 mols de H2O
c) 12 mols.
RESPOSTA INCORRETA
46g de C2H6O ---- 3 mols de H2O
138g de C2H6O ---- X
X = 9 mols de H2O
2) O ferro, assim como outros metais, não é resistente ao ambiente, sofrendo oxidação. Na reação de oxidação do ferro
3 Fe + 4 H2 O → Fe3O4 + 4 H2
Indique o número de mols de hidrogênio produzidos pela reação de 4,76 mols de ferro:
a) 6,35 mols de hidrogênio;
RESPOSTA CORRETA
3 mols de Fe ---- 4mols de H2
4,76 mols de Fe --- X
X = 6,35 mols de hidrogênio
b) 12,7 mols de hidrogênio;
RESPOSTA INCORRETA
3 mols de Fe ---- 4mols de H2
4,76 mols de Fe --- X
X = 6,35 mols de hidrogênio
c) 3,17 mols de hidrogênio.
RESPOSTA INCORRETA
3 mols de Fe ---- 4mols de H2
4,76 mols de Fe --- X
X = 6,35 mols de hidrogênio
3) Uma das maneiras de impedir que o SO2, um dos responsáveis pela “chuva ácida”, seja liberado para a atmosfera é tratá-lo previamente com óxido de magnésio, em presença de ar, como equacionado a seguir:
MgO(s) + SO2(g) + 1/2 O2(g) → MgSO4(s)
Quantos gramas de óxido de magnésio são consumidos no tratamento de 4,8g de SO2?
Dados: MgO=40,3g/mol; SO2=64g/mol; O2=32g/mol; MgSO4=120,3g/mol
a) 6,00g de MgO;
RESPOSTA INCORRETA
40,3g de MgO ---- 64g de SO2
X ---- 4,8g de SO2
X = 3,02g de MgO
b) 3,02g de MgO;
RESPOSTA CORRETA
40,3g de MgO ---- 64g de SO2
X ---- 4,8g de SO2
X = 3,02g de MgO
c) 2,50g de MgO.
RESPOSTA INCORRETA
40,3g de MgO ---- 64g de SO2
X ---- 4,8g de SO2
X = 3,02g de MgO
4) O carbonato de sódio (Na2CO3), utilizado na fabricação do vidro, é encontrado em quantidades mínimas. Ele, entretanto, pode ser obtido a partir de produtos naturais muito abundantes:
o carbonato de cálcio (CaCO3) e o cloreto de sódio (NaCl), como mostra a equação a seguir:
CaCO3 + 2NaCl → Na2CO3 + CaCl2
Qual quantidade de massa (g) de Na2CO3 será formada pela reação de 250g de CaCO3?
Dados: Na2CO3=106g/mol; CaCO3=100g/mol
a) 250g de Na2CO3;
RESPOSTA INCORRETA
100g de CaCO3 ---- 106g de Na2CO3
250g de CaCO3 ---- X
X = 265g de Na2CO3
b) 265g de Na2CO3;
RESPOSTA CORRETA
100g de CaCO3 ---- 106g de Na2CO3
250g de CaCO3 ---- X
X = 265g de Na2CO3
c) 125g de Na2CO3.
RESPOSTA INCORRETA
100g de CaCO3 ---- 106g de Na2CO3
250g de CaCO3 ----X
X = 265g de Na2CO3
5) Em uma estação de tratamento de água, uma das etapas do processo tem por finalidade remover parte do material em suspensão e pode ser descrita como adição de sulfato de alumínio e cal, seguida de repouso para a sedimentação. Nessa etapa de tratamento da água, ocorre a retenção das partículas sólidas em uma massa gelatinosa constituída de hidróxido de alumínio. Essa substância é preparada pela adição de Ca(OH)2 e Al2(SO4)3 à água contida em tanques de tratamento. A quantidade de matéria (ou número de mols) de Al2(SO4)3 que deve reagir com a quantidade suficiente de Ca(OH)2 para formar 10 mols de hidróxido de alumínio, Al(OH)3, na equação é igual a:
3Ca(OH)2 + Al2(SO4)3 → 2Al(OH)3 + 3CaSO4
a) 5 mols de Al2(SO4)3;
RESPOSTA CORRETA
1mol de Al2(SO4)3 ---- 2 mols de Al(OH)3
X ---- 10 mols de Al(OH)3
X = 5 mols de Al2(SO4)3
b) 10 mols de Al2(SO4)3;
RESPOSTA INCORRETA
1mol de Al2(SO4)3 ---- 2 mols de Al(OH)3
X ---- 10 mols de Al(OH)3
X = 5 mols de Al2(SO4)3
c) 8 mols de Al2(SO4)3.
RESPOSTA INCORRETA
1mol de Al2(SO4)3 ---- 2 mols de Al(OH)3
X ---- 10 mols de Al(OH)3
X = 5 mols de Al2(SO4)3
PÓS-TESTE
1) m química analítica, análise quantitativa é o estudo de métodos para separação e determinação da quantia de um componente em uma mistura ou solução. Com base no experimento, cite a principal evidência quantitativa observada.
a) Perda de massa;
RESPOSTA CORRETA
Pode ser quantificada utilizando a balança.
b) Liberação de vapores;
RESPOSTA INCORRETA
Observar a liberação de vapores é uma evidência qualitativa.
 c) Mudança de cor.
RESPOSTA INCORRETA
Mudança de cor é uma evidência qualitativa.
2) Na análise qualitativa, o pesquisador objetiva reconhecer os elementos ou grupos químicos presentes em uma amostra, bem como o estudo dos meios para identificar os componentes químicos de uma amostra e/ou observar alguma alteração no processo, sem quantificar. Cite uma evidência qualitativa percebida durante a execução do experimento.
a) Liberação de vapores;
RESPOSTA CORRETA
A água é liberada do processo e condensa no vidro de relógio.
b) Perda de massa;
RESPOSTA INCORRETA
A perda de massa somente é percebida com auxílio da balança; assim seria uma análise quantitativa.
c) Mudança de cor.
RESPOSTA INCORRETA
A mudança na coloração é uma avaliação qualitativa.
3) No laboratório virtual, avaliaram-se duas possibilidades para explicar a evolução da reação de decomposição do bicarbonato de sódio (Na2CO3). Para isso, foi necessário observar as alterações ocorridas durante a execução do experimento. Desse modo, foi necessário utilizar a estequiometria para determinar a hipótese que explicava o processo. Com base no experimento, marque a opção que aponta a hipótese correta.
a) Primeira hipótese;
RESPOSTA INCORRETA
Evidências comprovam que a segunda hipótese é a correta, pois liberou água no início do processo, e a massa obtida foi equivalente ao valor teórico.
b) Segunda hipótese;
 RESPOSTA CORRETA
Evidências comprovam que a segunda hipótese é a correta, pois liberou água no início do processo, e a massa obtida foi equivalente ao valor esperado.
c) As duas podem explicar o processo.
RESPOSTA INCORRETA
Somente a segunda hipótese pode explicar o processo ocorrido. Houve liberação de água, e a massa obtida foi equivalente ao valor esperado.
4) Nas reações, pode haver certos aspectos visuais de que ocorreu uma mudança química – eles são: desprendimento de gás, formação de precipitado, mudança de cor e aparecimento de luminosidade ou combustão. Um aspecto importante sobre uma reação química é a conservação da massa e o número de espécies químicas microscópicas presentes antes e depois da ocorrência da reação. Com base nos aspectos visuais e estequiométricos da decomposição do bicarbonato de sódio, marque a opção que apresenta a equação do processo ocorrido.
a) 
RESPOSTA CORRETA
A condensação de água no vidro de relógio e a massa residual presente no béquer forneceram informações suficientes para apontar a segunda hipótese como a correta.
b) 
RESPOSTA INCORRETA
A decomposição do bicarbonato de sódio apresentou evidências que não condizem com a equação da primeira hipótese. A massa residual foi diferente do valor teórico, e seria impossível perceber a condensação de CO2 no vidro de relógio.
c) 
RESPOSTA INCORRETA
A reação não condiz com nenhuma das hipóteses. Não há possibilidade de liberar hidrogênio gasoso.
5) Na maioria das reações químicas realizadas em laboratórios, a quantidade de produto obtido é menor que a quantidade esperada teoricamente. Isso quer dizer que o rendimento da reação não é igual a 100%, pois a massa total dos reagentes não foi completamente convertida em produtos. Então, calcula-se o rendimento real, por meio da razão entre o produto realmente obtido e a quantidade que teoricamente seria obtida, de acordo com a equação química correspondente. Marque a opção que indica o rendimento reacional da decomposição do bicarbonato de sódio feita no laboratório virtual.
a) 96%;
RESPOSTA CORRETA
2,60g de Na2CO3 ----- 100 %
2,50g de Na2CO3 --------- z
Z = 96%
b) 78%;
c) 75%.
Reação de Neutralização Ácido-Base
1. OBJETIVO
Neste experimento, você irá determinar a quantidade em massa de ácido acetilsalicílico em comprimidos de Aspirina® através da titulometria de neutralização.
Ao final deste experimento, você deverá ser capaz de:
· conhecer o processo titulométrico;
· usar a titulometria de neutralização;
· quantificar o ácido acetilsalicílico em amostras comerciais.
2. ONDE UTILIZAR ESSES CONCEITOS?
A química utiliza diversos métodos para quantificar os componentes de uma amostra. Dentre os métodos químicos, pode-se destacar a titulometria volumétrica. É um procedimento no qual a quantidade de uma substância em uma amostra é determinada adicionando-se uma quantidade conhecida de um reagente, que reage completamente com a substância de interesse.
A titulometria volumétrica pode ser dividida em alguns tipos diferentes de métodos, entre eles, a titulometria de neutralização, em que ocorre a titulação de uma solução de ácido com um titulante básico (acidimetria) ou a titulação de uma solução básica com um titulante ácido (alcalimetria). Dessa forma, a titulometria de neutralização pode ser empregada para determinar a quantidade de uma determinada substância em amostras comerciais.
3. O EXPERIMENTO
Este experimento foi dividido em cinco etapas. A primeira etapa envolve a determinação da massa de um comprimido de Aspirina®. A segunda etapa consiste na preparação da solução que ficará no erlenmeyer (titulado). A terceira etapa é a preparação da bureta com a solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol/L padronizada (titulante). A quarta etapa é o processo de titulação em si. Já na quinta etapa, o teor em massa do ácido acetilsalicílico no comprimido é determinado, utilizando as informações obtidas por meio da titulação.
4. SEGURANÇA
Nesta prática serão utilizados jaleco, luvas e óculos. O jaleco é imprescindível no laboratório de química. A luva é essencial para evitar o contato direto com os reagentes. Os óculos garantem a segurança dos olhos frente a um possível espalhamento das soluções.
5. CENÁRIO
O experimento será realizado sobre a bancada. A balança, o suporte universal, a bureta, o comprimido de Aspirina® e o vidro de relógio, já estarão sobre a bancada. A solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L padronizada estará na prateleira de soluções. A fenolftaleína estará no armário de indicadores e todos os outros itens necessários ao experimento estarão na gaveta de vidrarias.
PRÉ-TESTE
1) A titulação de neutralização utiliza indicadores de pH para acompanhar o processo. Os indicadores são substâncias orgânicas fracamente ácidas ou básicas, que podem mudar de cor em uma faixa de pH relativamente estreita. Dessa forma, marque a opção que descreve corretamente a função do indicador na titulação.
a) Indicar o ponto de equivalência;
RESPOSTA CORRETA
O indicador muda de cor no momento final da titulação, quando o titulante reage completamente com o titulado.b) Indicar o momento inicial da titulação;
 RESPOSTA INCORRETA
Essa não é a função do indicador na titulação. Além disso, não há necessidade em indicar o momento inicial da titulação, somente o ponto de equivalência.
c) Reagir com o analito.
RESPOSTA INCORRETA
A substância que reagirá com o analito é o titulante.
2) A titulação é um método quantitativo utilizado para determinar a quantidade de uma certa substância numa amostra. Para isso, uma solução padrão é utilizada para reagir completamente com a substância de interesse. Esse procedimento deve ser realizado sempre em triplicata, de modo a:
a) aumentar a quantidade de reações;
RESPOSTA INCORRETA
A realização de experimentos em triplicata é recomendada nos laboratórios, porque é um compromisso aceitável entre a precisão e o trabalho. O valor médio da triplicata é a melhor estimativa do teor do analito na amostra. Neste procedimento só ocorre a reação entre o ácido e a base.
b) confirmar a concentração da solução padrão;
 RESPOSTA INCORRETA
O procedimento em triplicata é utilizado para garantir que a concentração de analito estará correta.
c) aumentar a confiança no procedimento.
RESPOSTA CORRETA
A coincidência dos valores obtidos, indica que o procedimento foi realizado com sucesso.
3) No processo de titulação, uma solução com uma concentração conhecida é denominada titulante, e uma solução cuja concentração deve ser determinada é denominada titulado. O sistema é montado com o auxílio de um suporte universal e a titulação ocorre até que o ponto de equivalência seja atingido. Sobre esse sistema, é correto afirmar que, a solução que está sendo titulada, em geral, está contida em um (a):
a) bureta;
RESPOSTA INCORRETA
Na bureta é adicionado o titulante.
b) béquer;
 RESPOSTA INCORRETA
O béquer é utilizado para auxiliar o preparo de soluções.
c) Erlenmeyer.
RESPOSTA CORRETA
O titulado, em geral, é adicionado no Erlenmeyer.
4) O indicador pode ser um reagente ou um produto da reação envolvida, uma substância diferente de outras no sistema, e ainda ser adicionado intencionalmente para alterar a aparência do meio através de mudanças:
a) na coloração e na formação de precipitado;
RESPOSTA CORRETA
Dependendo do indicador, pode ocorrer mudança na coloração do titulado e a formação de precipitados.
b) no volume da solução do titulado;
 RESPOSTA INCORRETA
O volume vai aumentar, mas não em resposta da adição do indicador.
c) na temperatura e na formação de precipitados.
RESPOSTA INCORRETA
Variações na temperatura não são utilizadas como critério de avaliação da aparência do meio do titulado nos processos de titulação.
5) Em todos os tipos de titulação, há sempre uma reação entre os componentes da solução padrão (titulante) e os componentes da amostra (analito). Sendo assim, a titulação é concluída quando:
a) todo o analito é consumido pela adição da solução padrão;
RESPOSTA CORRETA
O fim da titulação é dado pelo consumo total do analito.
b) todo o titulante é consumido pela adição da solução padrão;
 RESPOSTA INCORRETA
O titulante é a própria solução padrão.
c) todo o analito é produzido pela adição da solução padrão.
RESPOSTA INCORRETA
O analito não é um produto da reação, mas o reagente.
PÓS-TESTE
1) A solução de NaOH 0,1 mol/L foi utilizada na determinação da massa de ácido acetilsalicílico existente em uma amostra comercial de Aspirina®. Se aumentássemos a concentração da solução de hidróxido de sódio, o volume titulado seria maior, igual ou menor?
a) Maior;
RESPOSTA INCORRETA
Ao aumentar a concentração de NaOH, diminui a quantidade de NaOH necessária para reagir com todo o AAS.
b) Menor;
 RESPOSTA CORRETA
Será utilizado um menor volume da solução de hidróxido de sódio. Isso acontece porque a solução está mais concentrada.
c) Igual.
RESPOSTA INCORRETA
O aumento ou a redução da concentração de NaOH interfere diretamente na quantidade de NaOH necessária para neutralizar completamente o ASS.
PÓS-TESTE
2) Na preparação da amostra contendo o ácido acetilsalicílico foi necessário a adição de etanol. Marque a opção que descreve a importância da adição desse solvente.
a) Para melhorar a visualização do ponto de equivalência;
RESPOSTA INCORRETA
O etanol é utilizado para solubilizar o AAS.
b) Para aumentar a solubilidade do ácido acetilsalicílico;
 RESPOSTA CORRETA
O etanol foi adicionado para aumentar a solubilidade do AAS, visto que ele é pouco solúvel em água.
c) Para diminuir a solubilidade do ácido acetilsalicílico.
RESPOSTA INCORRETA
O etanol aumenta a solubilidade do ácido acetilsalicílico, por isso é necessário à sua adição.
3) Uma reação química a ser utilizada em volumetria, deve ser estequiométrica, rápida, completa e possibilitar a detecção do ponto de equivalência. Com base no experimento realizado no ambiente virtual, marque a opção que indique a relação estequiométrica do NaOH com o ácido acetilsalicílico.
a) 1:1;
RESPOSTA CORRETA
A relação estequiométrica entre o titulante e o titulado foi de 1:1.
b) 2:1;
 RESPOSTA INCORRETA
A reação do NaOH com o AAS obedece uma relação estequiométrica de 1:1.
c) 1:2.
RESPOSTA INCORRETA
O ácido acetilsalicílico e o NaOH reagem em uma relação de 1:1.
4) Na titulometria, é primordial o entendimento da reação que está ocorrendo durante o processo, visto que, é preciso saber a relação estequiométrica dos reagentes para determinar a quantidade do analito na amostra.
Com base no texto acima e no experimento realizado, marque a opção que representa corretamente a estequiometria da reação que ocorreu na titulação do laboratório virtual.
a)
RESPOSTA CORRETA
A reação entre o AAS e o NaOH apresenta a relação estequiométrica de 1:1.
b)
 RESPOSTA INCORRETA
O AAS tem somente um hidrogênio ácido, por isso reage na proporção de 1:1.
c)
RESPOSTA INCORRETA
A proporção está correta, porém o hidróxido de potássio (KOH) não foi um reagente utilizado neste experimento.
5) No experimento virtual você utilizou equipamento de proteção individual. Eles são necessários, visto que, são utilizados diversos reagentes com alta concentração. Assim, selecione a opção que indica a relação de equipamentos de proteção que forma utilizados no experimento.
a) jaleco e capacete;
RESPOSTA INCORRETA
O capacete não foi necessário neste experimento. Além disso, as luvas e os óculos são essenciais e foram EPIs utilizados.
b) jaleco, luvas e óculos;
 RESPOSTA CORRETA
O jaleco é um equipamento de proteção individual essencial para o ambiente do laboratório de química. As luvas protegeram as mãos de possíveis contaminações com substâncias presentes no laboratório. Os óculos foram essenciais para evitar a contaminação dos olhos.
c) jaleco, luvas e touca.
RESPOSTA INCORRETA
A touca não foi utilizada para execução desse experimento. O uso de toucas descartáveis proporciona barreira efetiva para o profissional, contra gotículas ou aerossóis, ou ainda, queda de fios de cabelo sobre a superfície de trabalho.
Indicadores Ácido-Base
1. OBJETIVO
Este experimento trata da análise do comportamento dos indicadores de cor, alaranjado de metila, fenolftaleína e azul de bromotimol, quando adicionados a ácidos e bases, e suas respectivas mudanças de coloração perante as soluções estudadas.
Ao final deste experimento, você deverá ser capaz de:
· identificar os ácidos e bases utilizando os indicadores de cor;
· compreender o comportamento dos indicadores nas soluções;
· utilizar a capela de exaustão.
2. ONDE UTILIZAR ESSES CONCEITOS?
Dominar o uso de indicadores de pH se torna necessário para conhecer acidez e/ou basicidade de produtos, alimentos e até do solo. Quando certas substâncias são produzidas, é possível investigar sua acidez ou basicidade através de indicadores que mostram se a esta é básica ou ácida. Estes conceitos estão presentes tanto na indústria, quanto no cotidiano. Na indústria, por exemplo, a determinação da basicidade é amplamente utilizada na produção de sabão; no cotidiano, por sua vez, a acidez está presente nos cafés, sucos e alguns remédios; já a basicidade geralmente está presente nos produtos dehigiene e limpeza.
3. O EXPERIMENTO
Este experimento utilizará as seguintes vidrarias: tubos de ensaio e béqueres de capacidade volumétrica de 50 mL. Tem-se ainda soluções de ácido clorídrico e hidróxido de sódio, onde os indicadores de cor, alaranjado de metila, azul de bromotimol e fenolftaleína serão testados para evidenciar o efeito dessas soluções sobre os indicadores.
4. SEGURANÇA
Nesta prática serão utilizados luvas, jaleco e máscara.
5. CENÁRIO
O ambiente do experimento apresenta uma capela de exaustão, onde serão realizados os testes com os indicadores. As vidrarias, soluções e indicadores estarão armazenados dentro dos armários da capela.
PRÉ-TESTE
1) Marque a alternativa que melhor descreve os indicadores ácido-base.
a) Os indicadores ácido-base são compostos inorgânicos que, ao entrarem em contato com um ácido ou uma base, permanecem ou adotam uma coloração diferente;
RESPOSTA INCORRETA
Os indicadores ácido-base são compostos orgânicos.
b) os indicadores ácido-base são compostos orgânicos que, ao entrarem em contato com um ácido ou uma base, permanecem ou adotam uma coloração diferente;
 RESPOSTA CORRETA
Através das propriedades físico-químicas, os indicadores apresentam a capacidade de mudar de cor, em função do pH que o meio se encontra.
c) os indicadores ácido-base são compostos orgânicos que, ao entrarem em contato com um ácido ou uma base, possuem uma coloração distinta para cada substância independente da sua natureza.
RESPOSTA INCORRETA
Os indicadores possuem o mesmo comportamento de coloração para substâncias ácidas e básicas.
2) Complete as lacunas com a alternativa correta:
“O potencial de hidrogênio é uma escala que mensura o grau de________________, ___________________ e ___________________ de um composto. Valores de pH abaixo de 7 são denominados __________________ e acima de 7 são _________________, possuindo o valor igual a 7, são denominados_______________.”
a) Acidez - neutralidade - alcalinidade - básicos - ácidos - neutros;
RESPOSTA INCORRETA
Na escala de pH, valores abaixo de 7 são substâncias ácidas e acima de 7 possuem características básicas.
b) acidez - neutralidade - alcalinidade - ácidos - básicos - neutros;
 RESPOSTA CORRETA
A escala de pH mensura a acidez, neutralidade e alcalinidade das substâncias, variando de 0 a 14, onde, abaixo de 7 as substâncias são ácidas, acima de 7 básicas e com valor igual a 7 são neutras.
c) acidez - neutralidade - alcalinidade - ácidos - neutros - básicos.
RESPOSTA INCORRETA
Na escala de pH, valores acima de 7 indicam substâncias que possuem características básicas, abaixo de 7 são ácidas e com o valor 7 são denominadas neutras.
3) Considere um indicador que apresente a cor verde em meio ácido, a cor amarela em meio neutro e a cor azul em meio básico. É correto afirmar que:
a) Em contato com uma solução aquosa de bicarbonato de sódio (NaHCO3) a cor deste indicador será azul;
RESPOSTA CORRETA
A solução de bicarbonato de sódio é classificada como básica.
b) em contato com uma solução aquosa de bicarbonato de sódio a cor deste indicador será amarela;
 RESPOSTA INCORRETA
Bicarbonato de sódio é uma solução básica e o indicador de cor adquire uma tonalidade amarela quando o meio é neutro.
c) em contato com uma solução aquosa de bicarbonato de sódio a cor deste indicador será verde.
RESPOSTA INCORRETA
Bicarbonato de sódio é uma solução básica, o indicador de cor adquire uma cor verde quando o meio é ácido.
4) Qual a coloração que a fenolftaleína, azul de bromotimol e alaranjado de metila adquirem, respectivamente, em meio básico?
a) Rosa, azul, laranja;
RESPOSTA CORRETA
Estas são as características adotadas pelos indicadores de cor em meio básico.
b) incolor, vermelho, amarelo.
 RESPOSTA INCORRETA
Estas são as características adotadas pelos indicadores de cor em meio ácido.
c) rosa, laranja, azul.
RESPOSTA INCORRETA
Em meio básico, o azul de bromotimol adquire uma cor azul e o alaranjado de metila uma cor laranja.
5) Identifique abaixo os equipamentos de proteção individual necessários neste?
a) Jaleco, luvas e máscara;
RESPOSTA CORRETA
O jaleco é um equipamento de proteção individual essencial para o ambiente do laboratório de química; as luvas irão proteger a mão de possíveis contaminações com substâncias presentes no laboratório; a máscara servirá para proteger de possíveis inalações com substâncias que possuem alta volatilização.
b) jaleco e óculos;
 RESPOSTA INCORRETA
O óculos não será utilizado pois este experimento não traz risco das substâncias entrarem em contato com os olhos.
c) jaleco e luvas.
RESPOSTA INCORRETA
Neste experimento é necessário o uso da máscara, em função do ácido utilizado, mesmo que em baixas concentrações.
PÓS-TESTE
1) Com relação aos indicadores ácido-base é possível afirmar:
a) A fenolftaleína adquire a coloração rosa em meio básico;
RESPOSTA CORRETA
Esta é a característica do indicador de cor fenolftaleína em meio básico; em meio ácido a característica adquirida é a incolor.
b) a fenolftaleína adquire a coloração rosa em meio ácido;
 RESPOSTA INCORRETA
Esta característica é adquirida em meio básico, em meio ácido a fenolftaleína estará incolor.
c) o alaranjado de metila adquire a coloração vermelha em meio básico.
RESPOSTA INCORRETA
O alaranjado de metila adquire a coloração vermelha em meio ácido.
2) Na natureza existem indicadores naturais, como o repolho roxo. Esse indicador adquire coloração vermelha em meio ácido e coloração verde-amarelada em meio básico. Em vinagre, qual será a coloração adquirida pelo indicador de cor extraído do repolho roxo?
a) Verde-amarelada;
RESPOSTA INCORRETA
O repolho roxo adquire uma coloração verde-amarelada em meio básico. Porém, o vinagre é um ácido.
b) vermelha;
 RESPOSTA CORRETA
Por ser ácido, o vinagre adquirirá cor vermelha.
c) incolor.
RESPOSTA INCORRETA
A tonalidade apresentada não será incolor, já que o vinagre é um ácido.
3) O indicador de cor alaranjado de metila adquire qual coloração ao ser adicionada a uma solução que possui pH abaixo de 7?
a) Vermelha;
RESPOSTA CORRETA
Como a solução em questão é ácida, o indicador de cor alaranjado de metila apresentará tonalidade vermelha.
b) alaranjada;
 RESPOSTA INCORRETA
O alaranjado de metila adquire uma cor alaranjada quando a solução tem características básicas. Porém, não é o caso da solução em questão.
c) incolor.
RESPOSTA INCORRETA
A coloração adquirida é a vermelha, pois a solução está ácida.
4) Um aluno trabalhando no laboratório deixou cair o azul de bromotimol em uma solução que estava sobre a mesa de trabalho. De imediato, a solução adquiriu uma cor amarela. Sobre o caso relatado, o resultado significa que a solução estava:
a) Ácida;
RESPOSTA CORRETA
Em meio ácido o azul de bromotimol adquire uma coloração amarela.
b) básica;
 RESPOSTA INCORRETA
Em meio básico o azul de bromotimol possui uma coloração azul.
c) neutra.
RESPOSTA INCORRETA
Como adquiriu uma cor amarela, a solução está ácida.
5) Um estudante curioso resolveu testar algumas soluções cotidianas para determinar sua acidez através do pH. As soluções testadas foram: suco de laranja industrializado, refrigerante e detergente. Os testes foram realizados com o papel indicador de pH, que varia de 0 a 14. Sobre o caso relatado, quais os resultados da acidez e basicidade dessas soluções, respectivamente?
a) Ácido, ácido, neutro;
RESPOSTA CORRETA
Suco de laranja industrializado e refrigerante possuem pH abaixo de 7, sendo, em média, entre 2,5 e 3. O detergente é feito à base de tensoativos, preparados a partir de hidrocarbonetos, ácidos e bases. Assim, o pH do detergente é neutro, ou seja, igual a 7.
b) ácido, básico, neutro;
 RESPOSTA INCORRETA
O refrigerante tem pH próximo de 2,5, sendo, portanto, ácido e não básico.
c) ácido, ácido, básico.
RESPOSTA INCORRETA
O detergente tem pH próximo de 7, já que é preparado com ácidos e bases, deixando o pH neutro e não básico.
Reações Químicas e Trocas de Energia
1. OBJETIVO
Neste experimento, você irá executar procedimentos adequados para dimensionara quantidade de calor envolvida na reação de decomposição do peróxido de hidrogênio. Para isso, você utilizará o calorímetro à pressão constante.
Ao final deste experimento, você deverá ser capaz de:
· compreender os processos de troca de energia;
· entender alguns conceitos de termoquímica;
· calcular a quantidade de calor absorvida ou liberada por um sistema.
2. Onde utilizar esses conceitos?
Quase todas as reações químicas absorvem ou liberam energia, geralmente na forma de calor. Essa área da química é conhecida como termoquímica, que faz parte de um tópico mais amplo chamado termodinâmica. Saber manipular condições reacionais para obter energia é extremamente importante, uma vez que, o calor produzido pode ser aproveitado em diferentes áreas da indústria.
3. O experimento
A decomposição do peróxido de hidrogênio, catalisada pelo dióxido de manganês, será monitorada pelo calorímetro, à pressão constante. O calor trocado pelo sistema será registrado pelo equipamento.
4. Segurança
Nesta prática serão utilizados jaleco, luvas e óculos. Os itens de segurança são essenciais para não haver o contato direto com os reagentes. Além disso, o experimento será realizado na capela.
5. Cenário
O experimento será conduzido na capela. A balança e o calorímetro já estarão na parte interna, enquanto todos os outros itens necessários para a realização do experimento estarão no armário inferior.
PRÉ-TESTE
1) Em termodinâmica, o mundo está dividido em sistemas e vizinhanças. Todo sistema aberto pode trocar matéria e energia com suas vizinhanças. Todo sistema fechado pode trocar somente energia. Já o sistema isolado, não permite trocas. Um processo que libera calor para a vizinhança é denominado:
a) calorímetro;
RESPOSTA INCORRETA
O calorímetro é o equipamento utilizado para determinar o calor trocado.
b) endotérmico;
 RESPOSTA INCORRETA
No processo endotérmico, o sistema absorve energia da vizinhança, portando, ΔH>0.
c) exotérmico.
RESPOSTA CORRETA
O processo exotérmico libera energia para a vizinhança, portanto, ΔH<0.
2) Para analisar as variações de energia associadas às reações químicas, temos que primeiro definir o sistema como a parte específica do universo que interessa. Para os químicos, um sistema inclui normalmente substâncias envolvidas em transformações químicas ou físicas. Dentre as opções abaixo, marque a alternativa correta sobre sistema e vizinhança.
a) Em uma reação química, o meio reacional é a vizinhança e o entorno é o sistema;
RESPOSTA INCORRETA
Na reação química, o meio reacional é o sistema e tudo que está no entorno é a vizinhança.
b) Em uma reação química, o meio reacional e o entorno são o sistema;
 RESPOSTA INCORRETA
Em um sistema reacional, o sistema é o frasco de reação e tudo que está no entorno é a vizinhança.
c) Em uma reação química, o meio reacional é o sistema e o entorno é a vizinhança.
RESPOSTA CORRETA
A reação é o sistema e tudo que está ao redor é a vizinhança.
3) Na reação de decomposição do peróxido de hidrogênio, há liberação de certa quantidade de energia para a vizinhança como indicado na reação:
Neste caso, chamamos a mistura reacional de sistema e o resto do universo de vizinhança. Assim, o calor produzido no processo de decomposição é transferido do sistema para a vizinhança. Esta reação é um exemplo de um processo:
a) isotérmico;
RESPOSTA INCORRETA
No processo isotérmico, não há mudança na temperatura do sistema. Em contrapartida, na reação de decomposição, há liberação de energia, logo, a temperatura do sistema aumenta.
b) endotérmico;
 RESPOSTA INCORRETA
O processo endotérmico absorve energia da vizinhança, logo, o calor (q) é positivo.
c) exotérmico.
RESPOSTA CORRETA
O processo exotérmico libera energia para a vizinhança, logo, o calor (q) é negativo.
4) No laboratório, as variações de calor nos processos físicos e químicos são medidas através do calorímetro, um recipiente fechado projetado para este fim. Utilizando o calorímetro à pressão constante, o calor (q) é:
a) igual a variação da entalpia ΔH;
RESPOSTA CORRETA
Na reação efetuada à pressão constante, o calor trocado por um sistema pode ser determinado pela variação da entalpia, portanto, q = ΔH.
b) menor que a variação da entalpia ΔH;
 RESPOSTA INCORRETA
Quando a reação é realizada à pressão constante, o calor trocado por um sistema pode ser determinado pela variação da entalpia (q=ΔH).
c) maior que a variação da entalpia ΔH.
RESPOSTA INCORRETA
O calor trocado pelo sistema à pressão constante pode ser indicado pela variação da entalpia.
5) A reação de decomposição do peróxido de hidrogênio em solução aquosa, libera um mol de peróxido decomposto para cada meio mol de oxigênio gasoso produzido. Esta reação, ocorrendo de forma natural e em temperatura ambiente, é considerada lenta, sendo necessário um catalisador para que ela ocorra de forma mais rápida. O calor liberado é diretamente proporcional a massa de reagente utilizada:
Sabendo que foi liberado 94,50 kJ para 68 g de peróxido de hidrogênio, qual seria a massa de peróxido de hidrogênio necessária para liberar 3,78 kJ de energia?
a) 10,5 g;
RESPOSTA INCORRETA
O calor liberado está diretamente ligado à massa do reagente utilizado, portanto:
b) 2,7 g;
 RESPOSTA CORRETA
Na reação, a energia liberada está relacionada de forma estequiométrica com a massa dos componentes da reação, portanto:
c) 52,5 g.
RESPOSTA INCORRETA
A energia liberada em uma reação está diretamente ligada à massa da substância envolvida, portanto:
Questão 1
A influência das ligações químicas sobre as propriedades dos materiais pode ser observada no nosso cotidiano, por exemplo, porque conseguimos fundir (derreter) o açúcar para fazer caramelo (ponto de fusão cerca de 185 oC) e não conseguimos fazer o mesmo com o sal (ponto de fusão 801 oC)? Assinale a alternativa CORRETA:
a.
todo composto que possui ligações covalentes apresentam ponto de fusão elevado já o iônico possui ponto de fusão baixo, logo o sal apresenta ligações covalentes e o açúcar iônico.
b.
a sacarose (açúcar) é um composto orgânico que possui ligações covalentes e o sal é um composto inorgânico que possui ligações iônicas.
c.
o sal possui ligações metálicas e o açúcar ligações iônicas.
d.
o sal por possuir alto ponto de fusão é um metal e o açúcar faz ponte de hidrogênio com a água.
e.
o açúcar possui ligações metálicas e o sal iônico.
Questão 2
O termo isótopo é utilizado para diferenciar o mesmo elemento químico com abundâncias relativas diferenciadas pela quantidade de nêutrons. Mesmo possuindo abundâncias relativas diferentes, esses elementos exteriorizam as mesmas propriedades químicas e, por isso, possuem o mesmo número atômico, com diferente número de massa. (CARRANZA, 2015). Assim, o elemento químico Gadolínio-157 é denominado 157 pelo fato de:
a.
Possuir número de prótons (Z) 157, ou seja, número de elétrons (N) somado com o número de nêutrons (P), que resulta 157.
b.
O número de prótons presente no núcleo do átomo é 157, ou seja, A = 157.
c.
Possuir número de massa (A) 157, ou seja, número de prótons (P) somado com o número de nêutrons (N), que resulta 157.
d.
Possuir massa atômica (N) 157, ou seja, número de prótons (Z) somado com o número de elétrons (A), que resulta em 157.
e.
O Gadolínio é um átomo com número atômico (N) igual a 157 pelo fato dele possuir 157 prótons.