GABARITO LABORATORIO QUIMICA

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1Gabarito: Virtual Chemistry
Gabarito: Virtual Chemistry
Observações
Para resolver alguns exercícios, é necessário utilizar a tabela periódica. Por isso, os alunos de-
vem tê-la à mão.
Os roteiros não oferecem o valor da constante de Avogadro do elemento químico. O professor 
deve passar esse dado ao aluno.
2 Gabarito: Virtual Chemistry
Experimento de Thomson 
com tubo de raios catódicos
A fonte utilizada, que está do lado esquerdo da bancada, é o emissor de elétrons (electron gun) 
que produz feixe de elétrons.
Os elétrons têm carga negativa.
O detector utilizado é a Tela de Fósforo (Phosphor Screen), que está do lado direto da bancada.
Ao clicar no interruptor é aberta uma janela de programa com uma tela verde.
Após a alteração do campo magnético para 30 µT, o ponto iluminado na tela de fósforo desloca-
-se para a direita.
Após a alteração do campo elétrico para 10 V, o ponto iluminado na tela de fósforo desloca-se 
para a esquerda.
O ponto iluminado deve estar no centro (0, 0) quando as forças elétrica e magnética estiverem 
em equilíbrio.
Para que o ponto iluminado fique 5 cm à esquerda do centro, a voltagem deve ser de + 13 V.
O campo magnético é de + 44 µT.
Distância defletida (d) Campo elétrico (V) Campo magnético (B)
5 cm + 13 V + 44 µT
Ao professor: os valores da distância defletida, do campo elétrico e campo magnético podem ser 
da escolha do aluno, que pode escolher um valor para uma dessas variáveis e anotar as medidas das 
demais variáveis.
Calcula-se a razão carga/massa (q/me) pela fórmula:
q/me = (5,0826 × 10
12) × V × d / B2,
em que V: campo elétrico (em volts), d: distância defletida a partir do centro após aplicar so-
mente a voltagem (em cm); e B é o campo magnético (µT).
q/me = (5,0826 × 10
12) × 13 × 5 / 442
q/me = 1,70 × 10
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Calcula-se o erro percentual pela fórmula a seguir, utilizando o valor aceito (dado no exercício) 
e o valor encontrado.
Erro percentual = (sua resposta − valor aceito) × 100
 valor aceito
Erro percentual = (1,7 × 1011 − 1,76 × 1011) × 100
 1,76 × 1011
Erro percentual = 3,4%
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3Gabarito: Virtual Chemistry
Experimento da gota 
de óleo de Millikan
O canhão de elétrons emite feixe de elétrons.
Ele eletriza as gotas de óleo.
Gotas de óleo descendo.
As gotas de óleo não descem com a mesma velocidade.
A força gravitacional.
Tabela de dados
Gota Voltagem (v, em volts) Tempo (t, em segundos) Distância (d, em metros)
1 9,4 1,79 0,125 × 10−3
2 9,9 2,07 0,125 × 10−3
3 9,9 2,35 0,125 × 10−3
Ao professor: os valores da tabela devem ser próximos aos indicados na tabela de resposta.
Ao professor: os valores da voltagem, tempo e distância são determinados experimentalmente. Por 
isso, eles podem variar.
Calcula-se a velocidade terminal das gotas 1, 2 e 3, utilizando a fórmula:
Vt = d/t
Gota 1
Vt1 = 0,125 × 10
−3 / 1,79
Vt1 = 6,983 × 10
−5 m/s
Gota 2
Vt2 = 0,125 × 10
−3 / 2,07
Vt2 = 6,038 × 10
−5 m/s
Gota 3
Vt3 = 0,125 × 10
−3 / 2,35
Vt3 = 5,319 × 10
−5 m/s
Calcula-se o raio das gotas 1, 2 e 3 pela fórmula:
r = (9,0407 × 10−5 m1/2 × s1/2) × √vt
Gota 1
R1 = 9,0407 × 10
−5 × (6,983 × 10−5)1/2
1.2
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4 Gabarito: Virtual Chemistry
R1 = 7,5548 × 10
−7 m
Gota 2
R2 = 9,0407 × 10
−5 × (6,038 × 10−5)1/2
R2 = 7,55480 × 10
−7 m
Gota 3
R3 = 9,0407 × 10
−5 × (5,319 × 10−5)1/2
R3 = 6,5935 × 10
−7 m
Calcula-se a massa das gotas: 1, 2 e 3, utilizando a fórmula:
m = Vóleo × ρóleo
m = 3,439 (Kg × m−3) × r3 (m)
Gota 1
m1 = 3,439 (kg × m
−3) × (7,5548 × 10−7)3 (m)
m1 = 1,48 × 10
−18 Kg
Gota 2
m2 = 3,439 (kg × m
−3) × (7,55480 × 10−7)3 (m)
m2 = 1,48 × 10
−18 Kg
Gota 3
m3 = 3,439 (kg × m
−3) × (6,5935 × 10−7)3 (m)
m3 = 9,86 × 10
−18 Kg
(I) Calcula-se a carga total da gota 1, utilizando a fórmula:
Qtot = Q(n) × e = (9,810 × 10
−2 C × Kg−1 × J−1) × m/V
Qtot 1 = (9,810 × 10
−2) × 1,4828 × 10−18 / 9,4
Qtot 1 = 1,547 × 10
−20 C
(II) Calcula-se a quantidade de elétrons na gota 1, utilizando a fórmula:
Q(n)1 = Qtot 1 / e
Q(n)1 = 1,547 × 10
−20 / 1,6 × 10−19
Q(n)1 = 9,66 × 10
−2
(III) Calcula-se o valor da carga de cada elétron da gota 1, utilizando a fórmula:
Eexperimental 1 = Qtot 1 / Q(n1)
Eexperimental 1 = 1,6014 × 10
−19 C
Repetem-se as etapas I, II e III para a gota 2
(I)Qtot 2 = (9,810 × 10
−2) × 1,4828 × 10−15 / 9,9
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5Gabarito: Virtual Chemistry
Qtot 2 = 1,4693 × 10
−17 C
(II) Q(n)2 = 1,4693 × 10
−17 / 1,6 × 10−19
Q (n) 2 = 0,91832 × 10
2
(III) Eexperimental 2 = 1,4693 × 10
−17 / 0,91832 × 102
Eexperimental 2 = 1,6005 × 10
−19 C
Repetem-se as etapas I, II e III para a gota 3
(I) Qtot 3 = (9,810 × 10
−2) × 9,8578 × 10−16 / 9,9
Qtot 3 = 9,7681 × 10
−18 C
(II) Q (n)3 = 9,7681 × 10
−18 / 1,6 × 10−19
Q (n)3 = 61,051
(III) Eexperimental 3 = 9,7681 × 10
−18 / 61,051
Eexperimental 3 = 1,5999 × 10
−19 C
Tabela de resultados
Gota Velocidade terminal (Vt)
Raio 
(r, em metros)
Massa 
(m, em kg)
Carga total da 
gota (Qtot, em 
coulombs)
Carga em um 
elétron (C)
1 6,983 × 10−5 7,5548 × 10−7 1,4828 × 10−15 1,547 × 10−17 1,6014 × 10−19
2 6,038 × 10−5 7,55480 × 10−7 1,4828 × 10−15 1,4693 × 10−17 1,6005 × 10−19
3 5,319 × 10−5 6,5935 × 10−7 9,8578 × 10−16 9,7681 × 10−18 1,5999 × 10−19
Ao professor: os valores da velocidade, raio, massa e carga total não precisam ser necessariamente 
os mesmos da tabela. Essas variações dependem do tempo, distância e voltagem medidos, porém a 
carga em um elétron deve ter valores próximos aos descritos na tabela.
Média dos valores da carga dos elétrons = (eexp 1 + eexp 2 + eexp 3) / 3
Média carga dos elétrons = 1,6006 × 10−19 C
Erro percentual = (sua resposta − 1,6 × 10−19 × 100%)
 1,6 × 10−19
Erro percentual = (1,6006 × 10−19 − 1,6 × 10−19 × 100%)
 1,6 × 10−19
Erro percentual = 0,03%
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6 Gabarito: Virtual Chemistry
Calcula-se a massa do elétron pela razão:
q/me,
onde q é a carga do elétron.
Nesse cálculo será utilizada a média da carga do elétron; me é a massa do elétron; e o valor da 
razão é q/me = 1,7 × 10
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1,7 × 1011 = 1,6006 × 10−19 / me
me = 0,9415 × 10
−30 Kg
O valor da massa de um elétron é 0,9415 × 10−30 kg.
Experimento de 
retroespalhamento 
(backscattering) de Rutherford
São emitidas partículas alfa da fonte alfa (Alpha Source).
Partículas alfa são núcleos de hélio, nos quais cada uma possui dois prótons e dois nêutrons e 
carga positiva +2.
O metal utilizado é o Ouro.
O detector nesse experimento é Tela de Fósforo (Phosphor Screen).
Representa o feixe de partículas alfa que não são defletidas.
Verificamos outros pontos brilhantes em diversas regiões do detector. São partículas alfa que 
são defletidas.
A deflexão das partículas prova uma concentração de cargas positivas em uma região do átomo: 
o núcleo.
Após um minuto de colisões, percebemos que a tela foi completamente preenchida por pontos 
luminosos provenientes das partículas alfa.
Tem-se um número menor de colisões e não aparece o feixe de luz no centro.
Quase não ocorrem colisões.
Leva quase um minuto para apenas uma colisão acontecer.
As partículas retornam para trás por causa da grande concentração de massa no centro do 
átomo.
Esses resultados refutam o modelo de pudim de passas, pois notamos que a massa do átomo de 
ouro não é espalhada sobre o volume total atômico, mas concentrada em um núcleo no centro 
do átomo.
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1.3
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7Gabarito: Virtual Chemistry
Podemos concluir que os átomos são constituídos principalmente de espaços vazios.
Por fim, percebemos, através do ângulo de deflexão e do número de partículas defletidas, que a 
massa do átomo não está espalhada,mas concentrada.
O átomo de magnésio é muito menor do que o átomo de ouro e o mesmo vale para o seu núcleo. 
O núcleo de magnésio é tão pequeno que temos uma chance muito pequena de acertá-lo direta-
mente com as partículas alfa para que elas retornem para trás. Átomos de ouro têm uma secção 
transversal muito maior.
Investigando as propriedades 
de partículas alfa e beta
A fonte utilizada é o emissor de elétrons (electron gun).
Os elétrons têm carga negativa.
O detector utilizado nesse experimento é Tela de Fósforo (Phosphor Screen).
Observa-se uma fonte de luz no centro.
Ocorre deslocamento do ponto de luz para a direita.
O ponto de luz aproxima-se do centro.
Um ponto de luz no centro da tela.
O ponto de luz desloca-se para a esquerda.
A direção do ponto de luz emitido pela Fonte Alfa foi oposta à direção do ponto de luz emitido 
pelo emissor de elétrons, quando o campo magnético foi alterado.
Ocorre um pequeno deslocamento para a direita, menor que 0,5 cm.
Ocorre maior deslocamento do ponto de luz emitido pelo Emissor de Elétrons do que da Fonte 
Alfa, quando se altera o campo elétrico.
As partículas alfa possuem maior massa do que os elétrons (partícula beta): enquanto as partí-
culas alfa têm massa 4, os elétrons têm 0 de massa. A massa dos elétrons é bem menor do que a 
massa da partícula alfa.
O campo elétrico e o campo magnético não afetam os raios X, pois não ocorre deslocamento do 
ponto roxo que aparece na tela da câmera de vídeo.
Resumindo, as partículas alfa têm massa atômica maior do que as partículas beta, e as partículas 
betas se deslocam mais do que as partículas alfa, quando o campo elétrico e/ou magnético é 
alterado.
O raio X não é afetado quando ocorre alteração do campo elétrico e/ou magnético.
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8 Gabarito: Virtual Chemistry
Radiação de corpo negro
Gráfico Radiação de corpo negro Intensidade versus Comprimento de onda − 
λ (nm)
Tabela de dados
Temperatura (K) Comprimento de onda (nm)
3000 950
3100 922
3200 880
3300 853
3400 839
3500 826
3600 798
Ao professor: os valores da tabela devem ser próximos aos indicados na tabela de resposta.
À medida que a temperatura se eleva, a altura do pico da curva aumenta, e ela se desloca para a 
esquerda, com menores comprimentos de onda.
O pico de intensidade não ocorre na região visível. É emitida luz dentro da faixa do espectro 
visível, mas com menor intensidade.
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9Gabarito: Virtual Chemistry
A intensidade aumenta à medida que o comprimento de onda diminui para um ponto, mas, em 
seguida, a intensidade diminui à medida que o comprimento de onda diminui. A física clássica 
não prevê um máximo na curva, que é claramente evidente.
A magnitude aumenta à medida que a temperatura sobe.
O metal de Tungstênio derrete. Na temperatura de 3700 K não aparece pico de onda.
Calcula-se a frequência quando a temperatura é 3400 K, pela fórmula:
ν = c / λ,
onde ν é a frequência, c é a velocidade da luz que é 2,998 × 108 m × s−1 e λ é o comprimento de 
onda
ν = 2,99 × 108 / 839 × 10−9
ν = 3,58 × 1014 m × s−1
Calcula-se a energia, quando a temperatura é 3400 K:
E = h × ν,
onde E é a energia, h é a constante de Planck, que é igual a 6,626 × 10−34J e ν é a frequência.
E = 6,626 × 10−34 × 3,58 × 1014
E = 2,37 × 10−19 J
Efeito fotoelétrico
A fonte utilizada é o laser, que emite luz coerente a um único comprimento de onda que está 
em fase.
A intensidade do laser está em 1 nW.
O comprimento de onda do laser está em 400 nm.
A chapa utilizada nesse experimento é chapa de metal de sódio ou Metal Foil (Na).
O detector utilizado é a Tela de Fósforo ou Phosophor Screen. A Tela de Fósforo detecta elétrons 
e brilhos momentaneamente nas posições em que os elétrons impactam na tela.
O laser emite luz (incide fótons) na superfície da chapa de sódio e a superfície ejeta elétrons.
O sinal não é tão intenso e reluzente quando cada elétron afeta a tela de fósforo.
Quando aumentamos a intensidade para 1 kW, o sinal é mais intenso do que em 1 fóton/segun-
do, mas o sinal da tela é o mesmo que em 1 nW.
Quando a intensidade é de 1 nW e o comprimento de onda é 600 nm, não aparece ponto de luz 
na tela. O sinal desaparece.
O comprimento de onda máximo em que ocorre a emissão de elétrons é de 450 nm.
Comprimento de onda, neste experimento, corresponde à energia da luz emitida. Quanto 
maior o comprimento, menor a energia da luz, mas a intensidade corresponde à quantidade 
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10 Gabarito: Virtual Chemistry
de luz. O mais importante é o comprimento de onda (ou a frequência). Se o comprimento de 
onda não for adequado, não há sinal.
Tabela de dados
Comprimento de onda (nm) Frequência (1 / s) Energia (J) Cor de Luz
400 7.50 × 1014 4.97 × 10−19 violeta
600 5 × 1014 3.32 × 10−19 laranja
450 6.66 × 1014 4.42 ×10−19 azul
Ao professor: os valores da tabela devem ser próximos aos indicados na tabela de resposta.
(I) Calcula-se a frequência, utilizando a fórmula, quando o comprimento de onda é 400 nm
c = λ × ν,
onde ν é a frequência, c é a velocidade da luz que é 2,998 × 108 m × s−1 e λ é o comprimento de 
onda.
2,998 × 108 = λ × 400 × 10−19
λ = 7,495 × 1014 (1 / s)
(II) Calcula-se a energia para o comprimento de onda 400, utilizando a seguinte fórmula
E = h × ν,
onde E é a energia, h é a constante de Planck que é igual a 6,626 × 10−34 J e ν é a frequência.
E = 6,626 × 10−34 × 7,5 × 1014
E = 4,97 × 10−19 J
Repetimos os passos I e II para os comprimentos de onda 600 nm e 450 mn
A altura do pico muda de acordo com a intensidade, mas a energia cinética dos elétrons perma-
nece a mesma.
Quando o comprimento de onda diminui, a energia cinética dos elétrons emitidos aumenta; e 
quando aumentamos o comprimento de onda, a energia cinética dos elétrons emitidos diminui.
Equação de Rydberg
Veem-se 14 linhas, sendo uma lilás, uma roxa, duas azuis, uma verde-água, uma vermelha e oito 
laranja avermelhadas.
5
1.7
2
11Gabarito: Virtual Chemistry
Tabela de dados
Λ (nm) Λ (m) 1 / λ (m−1)
Linha 1 410,8033 410,8 × 10−9 2,4 × 106
Linha 2 434,9030 434,9 × 10−9 2,29 × 106
Linha 3 488,0886 488 × 10−9 2,04 × 106
Linha 4 657,6177 657,6 × 10−9 1,52 × 106
Para calcular o valor de 1 / λ, substituímos o valor de λ(m) pelo medido no espectro.
O comprimento de onda e a energia são inversamente proporcionais.
De n = 3 para n = 2 é a linha 1
De n = 4 para n = 2 é a linha 2
De n = 5 para n = 2 é a linha 3
De n = 6 para n = 2 é a linha 4
Ao professor: utilizar o valor da constante de Rydberg é R = 1,0974 × 107 m−1. Pedir aos alunos que 
façam o item 6 depois de terem completado as tabelas dos itens 4 e 7, pois, comparando os valores 
de 1 / λ, consegue-se responder este exercício.
Tabela de dados
Transição ni 
para nf
(1 / nf
2) − (1 / ni
2) 1 / λ (m−1)
Ni = 6 e nf = 2 0,22 2,414 × 10
6
Ni = 5 e nf = 2 0,21 2,304 × 10
6
Ni = 4 e nf = 2 0,1875 2,057 × 10
6
Ni = 3 e nf = 2 0,1388 1,523 × 10
6
Ao professor: os valores da tabela devem ser próximos aos indicados na tabela de resposta.
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12 Gabarito: Virtual Chemistry
Gráfico Equação de Rydberg 1 / λ versus (1 / nf
2) − (1 / ni
2)
Ao professor: pode-se fazer o gráfico em qualquer software. Neste exercício, utilizou-se o software 
Origin.
O coeficiente angular da reta é 1,0971 × 107, portanto é esse o valor calculado da constante de 
Rydberg.
Calcula-se o erro percentual pela fórmula:
Erro percentual = (sua resposta − valor aceito × 100)
 valor aceito
Erro percentual = (1,0971 × 107 − 1,0974 × 107 × 100)
 1,0974 ×107
Erro percentual = 0,0273%
Espectro de emissão atômica
Veem-se 14 linhas, sendo uma lilás, uma roxa, duas azuis, uma verde-água, uma vermelha e oitolaranja avermelhadas.
Tabela de dados
Λ (nm) V (1 / s) Energia (J)
Linha 1 409,9723 1229,096 × 1017 8,1439 × 10−14
Linha 2 434,0720 1301,34 × 1017 8,6226 × 10−14
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13Gabarito: Virtual Chemistry
Λ (nm) V (1 / s) Energia (J)
Linha 3 487,2576 1460,79 × 1017 9,67919 × 10−14
Linha 4 655,9557 1966,555 × 1017 1,30303 × 10−15
Ao professor: os valores do comprimento de onda devem ser próximos dos indicados na tabela, 
assim como a frequência (ν) e a energia, pois elas dependem do comprimento de onda.
Calcula-se a frequência pela fórmula:
ν = c / λ,
onde V é a frequência, c é a velocidade da luz que é 2,998 × 108 m × s−1 e λ é o comprimento de 
onda.
Para a linha 1, tem-se:
ν(1) = 2,998 × 10
17 × 409,9723
ν(1) = 1229,096 × 10
17 (1 / s)
Para as demais linhas
ν(2) = 1301,34 × 10
17 (1 / s)
ν(3) = 1460,79 × 10
17 (1 / s)
ν(4) = 1966,555 × 10
17(1 / s)
Calcula-se a energia pela fórmula a seguir:
E = h × ν,
onde E é a energia, h é a constante de Planck, que é igual 6,626 × 10−34 J, e ν é a frequência.
Para a linha 1, tem-se
E = 6,626 × 10−34 × 1229,096 × 1017
E (1) = 8,1439 × 10−14 J
Para as demais linhas:
E (2) = 8,6226 × 10−14
E (3) = 9,67919 × 10−14 J
E (4) = 1,30303 × 10−15 J
O espectro do hélio não será muito diferente do gás hidrogênio.
Veem-se 7 linhas, sendo quatro azuis, uma verde-água, uma amarela e uma vermelha.
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14 Gabarito: Virtual Chemistry
Tabela de dados
Λ (nm) V (1 / s) Energia (J)
Linha (externa direita) 669,2521 1,229096 × 1020 8,1439 × 10−14 J
Ao professor: os valores da tabela devem ser próximos aos indicados na tabela de resposta.
Calcula-se a frequência, pela fórmula:
V = c / λ, onde c = 2,998 × 1017 nm × s−1
V = 2,998 × 1017 × 409,9723
V = 1,229096 × 1020 (1 / s)
Calcula-se a energia, pela fórmula:
E = h × v, onde h = 6,626 × 10−34
E = 6,626 × 10−34 × 1,229096 × 1020
E = 8,1439 × 10−14 J
Princípio da incerteza 
de Heisenberg
A fonte utilizada é o laser, pois ele produz radiação eletromagnética, com comprimento de onda 
bem definido.
O comprimento de onda do laser está a 500 nm.
O espaçamento entre as fendas é de 3,0 µm.
A intensidade da luz não afeta o padrão de difração.
Quando aumentamos o espaçamento da fenda, as linhas de difração aumentam, além de serem 
mais finas.
Com o aumento do comprimento de onda, ocorre mudança de cor da luz.
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15Gabarito: Virtual Chemistry
Não há diferença entre os padrões.
Um único elétron não pode difratar. O que você vê como o padrão de difração se acumula ao 
longo do tempo e é realmente a estatística de que cada fóton individual bate na tela. É incerto o 
que cada fóton individualmente vai fazer, mas as propriedades de uma grande coleção de fótons 
podem ser facilmente previstas.
Macroscopicamente a luz se comporta como uma partícula, e a dualidade onda-partícula da luz 
é realmente uma representação da estatística, ou incerteza, exibida no experimento.
A fonte é o Eletron Gun ou emissor de elétrons.
Essa difração tem menor intensidade da cor do espectro do que na difração da luz.
Mudou, e agora aparecem pontos de luz. Um único elétron não pode sofrer difração.
Espectro de emissão 
de sódio e mercúrio
Colocando o cursor em cima da onda e olhando na janelinha de x, encontramos o comprimen-
to de onda da linha que é 590,3097 nm, e a cor da linha é amarela, pois na mesma direção no 
espectro há uma linha amarela.
O espectro do mercúrio possui mais linhas do que o espectro do sódio. Observa-se que essas 
linhas ocorrem nos diversos comprimentos de onda, sendo que há várias com comprimentos de 
onda maiores, não apenas uma como no de sódio. Assim, com essa diversidade de comprimen-
tos de onda no espectro, tem-se linhas com diversas cores.
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1.10
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6
16 Gabarito: Virtual Chemistry
Nomes e fórmulas 
de compostos iônicos
Tabela de dados
Ag+ Pb+2 Ca+2 Fe+3 Cu+2
Na2S
Cor da 
solução: preta
Fórmula 
química: 
Ag2S
Nome do 
composto: 
sulfeto de 
prata
Íon presente 
na solução: 
Na+
Cor da 
solução: preta
Fórmula 
química: 
PbS
Nome do com-
posto: sulfeto 
de 
chumbo
Íon presente na 
solução: 
Na+
Cor da solu-
ção: clara.
Sem reação
Cor da 
solução: preta
Fórmula quí-
mica: FeS
Nome do 
composto: 
sulfeto de 
ferro II
Íon presente 
na solução: 
Na+
Cor da 
solução: 
preta
Fórmula quí-
mica: CuS
Nome do 
composto: 
sulfeto de 
cobre
Íon presente 
na solução: 
Na+
Na2SO4
Cor da 
solução: 
clara.
Sem reação
Cor da 
solução: 
branca
Fórmula 
química: 
PbSO4
Nome do com-
posto: sulfato 
de chumbo II
Íon presente na 
solução: Na+
Cor da solu-
ção: clara.
Sem reação
Cor da 
solução: 
clara.
Sem reação
Cor da 
solução: 
clara.
Sem reação
NaCl
Cor da solu-
ção: branca
Fórmula quí-
mica: AgCl
Nome do 
composto: 
cloreto de 
prata
Íon presente 
na solução: 
Na+
Cor da 
solução: 
branca
Fórmula 
química: PbCl2
Nome do com-
posto: cloreto 
de chumbo II
Íon presente na 
solução: 
Na+
Cor da solu-
ção: clara.
Sem reação
Cor da 
solução: 
clara.
Sem reação
Cor da 
solução: 
clara.
Sem reação
2.1
5
17Gabarito: Virtual Chemistry
Ag+ Pb+2 Ca+2 Fe+3 Cu+2
NaOH
Cor da solu-
ção: marrom
Fórmula quí-
mica: Ag2O
Nome do 
composto: 
óxido de 
prata
Íon presente 
na solução: 
Na+
Cor da 
solução: clara
Sem reação
Cor da solu-
ção: branca
Fórmula 
química:
Ca(OH)2
Nome do 
composto: 
hidróxido 
de cálcio
Íon presente 
na solução: 
Na+
Cor da 
solução: 
vinho
Fórmula 
química:
Fe(OH)3
Nome do 
composto: 
hidróxido 
de ferro III
Íon presente 
na solução: 
Na+
Cor da 
solução: azul 
opaco
Fórmula 
química:
Cu (OH)2
Nome do 
composto: 
hidróxido 
de cobre II
Íon presente 
na solução: 
Na+
Na2CO3
(CO3
2−)
Cor da solu-
ção: amarela
Fórmula quí-
mica: 
Ag2CO3
Nome do 
composto: 
carbonato de 
prata
Íon presente 
na solução: 
Na+
Cor da 
solução: 
branca
Fórmula 
química: 
PbCO3
Nome do com-
posto: carbona-
to de chumbo
Íon presente na 
solução: 
Na+
Cor da solu-
ção: branca
Fórmula 
química: 
CaCO3
Nome do 
composto: 
carbonato 
de cálcio
Íon presente 
na solução: 
Na+
Cor da 
solução: vinho
Fórmula quí-
mica: Fe(OH)3
Nome do 
composto: 
hidróxido 
de ferro III
Íon presente 
na solução: 
Na+
Cor da 
solução: azul 
esbranqui-
çado
Fórmula quí-
mica: CuCO3
Nome do 
composto: 
carbonato de 
cobre II
Íon presente 
na solução: 
Na+
Escrever reações de 
precipitação balanceadas
A cor do precipitado é marrom.
Equação balanceada: 2 AgNO3 + Na2CO3 Ag2CO3 + 2NaNO3
A cor do precipitado é branco.
Equação balanceada: Pb(NO3)2 + 2 NaCl PbCl2 + 2NaNO3
2.2
3
4
18 Gabarito: Virtual Chemistry
A cor do precipitado é laranja.
Equação balanceada: 2 Sb(OH)3 + 3 Na2S Sb2S3 + 6NaOH
Eletrólitos fortes e fracos
Tabela de dados
NaCl: 42,44 Na2CO3: 61,31 NaHCO3: 33,11 KNO3: 36,85
NH4Cl: 57,59 NH3: 0,83 HCl: 39,29 HCN: 0,01
Ao professor: os valores da tabela devem ser próximos aos indicados na tabela de resposta.
Eletrólitos são compostos que, em presença de água, formam íons e conduzem eletricidade.
Os eletrólitos são: NaCl, Na2CO3, NaHCO3, KNO3, NH4Cl, HCl e NH3
NH3 é um eletrólito fraco, pois seu valor de condutividade é baixo.
HCN é um eletrólito, pois sua condutividade é bastante baixa. Isso ocorre porque o ácido cianí-
drico possui um grau de ionização próximo de zero, além de Ka baixo.
Não conduzem eletricidade na forma sólida. Os eletrólitosconduzem eletricidade somente em 
presença de água, pois ocorre a formação de íons (dissociação iônica) e, como eles apresentam 
carga elétrica negativa, permitem que a solução conduza eletricidade.
Tabela de dados
NaCl: iônica Na2CO3: iônica NaHCO3: iônica KNO3: iônica
NH4Cl: iônica NH3: covalente HCl: iônica HCN: covalente
Ao professor: não existe composto formado exclusivamente por um tipo de ligação. Na tabela esta-
mos generalizando que um composto é iônico quando é formado por um metal e um não metal e 
covalente quando é formado por um não metal e não metal.
Para que um composto seja um eletrólito, em presença de água ele deve formar íons (dissociação 
iônica). São os íons eletricamente carregados que permitem que a solução conduza eletricidade.
NaCl(s) Na+ (aq) + Cl− (aq)
Na2CO3(s) 2Na
+ (aq) + CO3
−2 (aq)
NaHCO3 (s) Na
+ (aq) + HCO3
− (aq)
KNO3 (s) K
+ (aq) + NO3
− (aq)
5
2.3
5
6
7
8
9
19Gabarito: Virtual Chemistry
NH4Cl NH4
+ (aq) + Cl− (aq)
HCl H+ (aq) + Cl− (aq)
Porque na solução está presente o íon CO3
2−, que tem carga −2, enquanto os demais íons nega-
tivos têm carga −1. Quanto maior o valor numérico da carga negativa, mais condutividade o 
composto tem (ele é mais negativo que os demais). A condutividade depende do número de 
íons e da mobilidade iônica: tamanho e carga.
Reações de precipitação
Tabela de dados
Tabela de dados
AgNO3 (Ag
+) Pb(NO3)2 (Pb
+2) Ca(NO3)2 (Ca
+2)
Na2CO3 (CO3
2−)
a. Solução amarela
Ag2CO3
f. Solução branca
PbCO3
K. Solução branca
CaCO3
Na2S (S
−2)
b. Solução preta
Ag2S
g. Solução preta
PbS l. Sem reação
NaOH (OH−)
c. Solução marrom
Ag2O
h. Sem reação
m. Solução branca
Ca(OH)2
Na2SO4 (SO4
2−) d. Sem reação
i. Solução branca
PbSO4
n. Sem reação
NaCl (Cl−)
e. Solução branca
AgCl
j. Solução branca
PbCl2
p. Sem reação
No espaço d não ocorre reação. Nos espaços: h, l, n e p também não ocorrem reação.
Não é necessário escrever a equação química se a reação não ocorre. Basta indicar que a reação 
não ocorre. Como não ocorre formação de produtos, não haverá nada depois da “setinha”, por 
isso não é necessário escrever a equação química.
a. 2AgNO3 (aq) + Na2CO3 (aq) Ag2CO3 (s) +2NaNO3 (aq)
b. 2AgNO3 (aq) + Na2S (aq) Ag2S (s) + 2NaNO3 (aq)
c. 2AgNO3 (aq) +2 NaOH (aq) Ag2O (s) + 2NaNO3 (s) + H2O (l)
e. AgNO3 (aq) + NaCl (aq) AgCl (s) + NaNO3 (aq)
f. Pb(NO3)2 (aq) + Na2CO3 (aq) PbCO3 (s) + 2NaNO3 (aq)
g. Pb(NO3)2 (aq) + Na2S (aq) PbS (s) + 2NaNO3 (aq)
i. Pb(NO3)2 (aq) + Na2SO4 (aq) PbSO4 (s)+ 2NaNO3 (aq)
10
2.4
2
3
4
20 Gabarito: Virtual Chemistry
j. Pb(NO3)2 (aq) +2 NaCl (aq) PbCl2 (s) + 2NaNO3 (aq)
k. Ca(NO3)2 (aq) + Na2CO3 (aq) CaCO3 (s) + 2NaNO3 (aq)
m. Ca(NO3)2 (aq) +2 NaOH (aq) Ca(OH)2 (s) + 2NaNO3 (aq)
a. Ag2CO3 (aq) 2 Ag
+ (aq) + CO3
−2 (aq)
b. Ag2S (aq) 2 Ag
+ (aq) + S−2 (aq)
c. Ag2O (aq) 2 Ag
+ (aq) + O−2 (aq)
e. AgCl (aq) Ag+ (aq) + Cl− (aq)
f. PbCO3 (aq) Pb
+2 (aq) + CO3
−2 (aq)
g. PbS (aq) Pb+2 (aq) + S−2 (aq)
i. Pb SO4 (aq) Pb
+2 (aq) + SO4
−2 (aq)
j. PbCl2 (aq) Pb
+2 (aq) + 2Cl− (aq)
k. CaCO3 (aq) Ca
+2 (aq) + CO3
−2 (aq)
m. Ca(OH)2 (aq) Ca
+2 (aq) + 2 OH− (aq)
Contagem de átomos 
e moléculas (I)
Massa de ouro = 51,0616 g
Calcula-se o número de mols da amostra por regra de três, sabendo-se que a massa molar do 
ouro é 197 g/mol:
1 mol 197 g
X mols 51,0616 g
X = 0,259 mols de Au
Calcula-se o número de átomos da amostra, por regra de três, sabendo-se que 1 mol de Au tem 
6,02 × 1023 átomos.
1 mol Au 6,02 × 1023 átomos
0,259 mols Au X átomos de Au
X = 1,559 × 1023 átomos de Au
5
2.5
3
4
5
21Gabarito: Virtual Chemistry
Contagem de átomos 
e moléculas (II)
Massa do chumbo = 33,1230 g.
Calcula-se o número de mols da amostra por regra de três, sendo que a massa molar do chumbo 
é 207,2 g/mol:
1 mol Pb 207,2 g Pb
X mols Pb 33,1230 g Pb
X = 0,16 mols de Pb
Calculando o número de átomos da amostra, por regra de três, sabendo-se que 1 mol de Pb tem 
6,02 × 1023
1 mol de Pb 6,02 × 1023 átomos de Pb
0,16 mols de Pb X átomos de Pb
X = 0,9632 × 1023 átomos de Pb
Massa de urânio = 51,0581 g
Calcula-se o número de mols da amostra, por regra de três, sendo que a massa molar de urânio 
é 238 g/mol.
1 mol de U 238 g de U
X mols de U 51,0581 g de U
X = 0,2145 mols de U
Calcula-se o número de átomos da amostra, por regra de três, sendo que 1 mol de urânio tem 
6,02 × 1023 átomos.
1 mol de U 6,02 × 1023 átomos de U
0,2145 mols de U X
X = 1,2913 × 1023 átomos de U
2.6
3
4
5
6
22 Gabarito: Virtual Chemistry
Contagem de átomos 
e moléculas (III)
Primeiro, faz-se os cálculos para o érbio (Er)
Massa de Er = 25,8016 g
Massa molar de Er = 167,3 g/mol
(I) Calcula-se a quantidade de mols de Er na amostra, por regra de três:
1 mol de Er 167,3 g de Er
X 25,8016 g de Er
X = 0,1542 mols de Er
(II) Calcula-se a quantidade de átomos de Er na amostra, por regra de três:
1 mol de Er 6,02 × 1023 átomos de Er
0,1542 mols de Er y átomos de Er
Y = 0,929 × 1023 átomos de Er
Repetem-se as etapas I e II do item 4 para o sódio (Na):
Massa de Na = 2,8699 g
Massa molar de Na = 23 g/mol
(I) Calcula-se a quantidade de mols de Na na amostra, por regra de três:
1 mol de Na 23 g de Na
X 2,8699 g de Na
X = 0,1247 mols de Na
(II) Calcula-se a quantidade de átomos de Na na amostra, por regra de três:
1 mol de Na 6,02 × 1023 átomos de Na
0,1247 mols de Na Y átomos de Na
Y = 0,7507 × 1023 átomos de Na
Repetem-se as etapas I e II para o tungstênio (W)
Massa de W = 51,4260 g
Massa molar de W = 183,8 g/mol
(I) Calcula-se a quantidade de mols de W na amostra, por regra de três:
1 mol de W 183,8 g de W
X 51,4260 g de W
X = 0,2798 mols de W
2.7
4
5
23Gabarito: Virtual Chemistry
(II) Calcula-se a quantidade de átomos de W na amostra, por regra de três:
1 mol de W 6,02 × 1023 átomos de W
0,2794 mols de W Y átomos de W
Y = 1,682 × 1023 átomos de W
Repetem-se as etapas I e II para o elemento de sua escolha. O elemento escolhido foi o alumínio 
(Al).
Ao professor: o aluno pode escolher qualquer elemento químico.
Massa de Al = 7,3547 g
Massa molar de Al = 27 g/mol
(I) Calcula-se a quantidade de mols de Al na amostra, por regra de três:
1 mol de Al 27 g de Al
X 7,3547 g de Al
X = 0,2724 mols de Al
(II) Calcula-se a quantidade de átomos de Al na amostra, por regra de três:
1 mol de Al 6,02 × 1023 átomos de Al
0,2724 mols de Al Y átomos de Al
Y = 1,6399 × 1023 átomos de Al
Tabela de dados
Érbio (Er) Sódio (Na) Tungstênio (W) Sua Escolha (Alumínio)
Massa (g) 25,8016 g 2,8699 g 51,4260 g 7,3547
Massa molar 
(g/mols) 167,3 g/mol 23 g/mol 183,8 g/mol 27 g/mol
Átomos de 
cada elemento 0,929 × 10
23 0,7507 × 1023 1,682 × 1023 1,6399 × 1023
Ao professor: os valores da tabela devem ser próximos aos indicados na tabela de resposta.
24 Gabarito: Virtual Chemistry
Contagem de átomos 
e moléculas (IV)
Massa de NaCl = 1,0232 g
Calcula-se o número de mols da amostra por regra de três, sabendo que a massa molar do NaCl 
é 58,5 g/mol.
1 mol de NaCl 58,5 g de NaCl
X mols de NaCl 1,0232 g de NaCl
X = 0,1749 mols de NaCl
Calcula-se o número de mols de Na na amostra, por regra de três:
58,5 g de NaCl 23 g de Na
0,1749 mols de NaCl X mols de Na
X = 0,0687 mols de Na na amostra
Calcula-se o número de mols de Cl na amostra, por regra de três:
58,5 g de NaCl 35,5 g de Cl
0,1749 mols de NaCl Y mols de Cl
Y = 0,1061 mols de Cl na amostra
Calcula-se o número de átomos de Na na amostra, por regra de três:
1 mol de NaCl 6,02 × 1023 átomos de NaCl
0,0687 mols de Na X átomosde Na
X = 0,41322 × 1023 de átomos de Na na amostra
Calcula-se o número de átomos de Cl na amostra, por regra de três:
1 mol de NaCl 6,02 × 1023 átomos
0,1061 mols de Cl Y átomos de Cl
Y = 0,638 × 1023 átomos de Cl na amostra
Contagem de átomos 
e moléculas (V)
massa C12H22O11 = 0,98 g
2.8
4
5
6
7
2.9
4
25Gabarito: Virtual Chemistry
(I) Calcula-se o número de mols da amostra, por regra de três, a massa molar do C12H22O11 é 342 g/mol:
1 mol C12H22011 342 g de C12H22O11
X 0,98 g de C12H22O11
X = 0,002865 mols de C12H22O11
(II) Calcula-se, por regra de três, a quantidade de mols de cada elemento quando tem-se 1 mol 
de C12H22O11
Quantidade de mols de carbono
1 mol de C12H22O11 342 g C12H22O11
X mols de C 144 g de C
X = 0,421 mols de C
Quantidade de mols de hidrogênio
1 mol de C12H22O11 342 g C12H22O11
X mols de H 22 g de H
X = 0,0643 mols de H
Quantidade de mols de oxigênio
1 mol de C12H22O11 342 g C12H22O11
X mols de O 176 g de O
X = 0,514 mols de O
(III) Para calcular o número de mols de cada elemento na quantidade de amostra que foi pesa-
da, faz-se o seguinte cálculo:
(no de mols do elemento na amostra) = (no de mols do elemento em 1 mol) × (no de mols da 
amostra)
O no de mols de cada elemento em 1 mol do composto já foi calculado (etapa II) e o no de mols 
do composto também já foi calculado (etapa I), assim para cada elemento fica:
Para o carbono: 0,421 × 0,002865 = 0,001206 mols de carbono
Para o hidrogênio: 0,0643 × 0,002865 = 0,00018 mols de hidrogênio
Para o oxigênio: 0,514 × 0,002865 = 0,00147 mols de oxigênio
(IV) Calcula-se o número de moléculas C12H22O11 em 0,0028 mols da amostra
1 mol C12H22O11 6,02 × 10
23 moléculas de C12H22O11
0,002865 mols C12H22O11 X moléculas de C12H22O11
X = 0,01725 × 1023 × moléculas C12H22O11
(V) Calcula-se o número de átomos de cada elemento da amostra
(no de átomo do elemento na amostra) = (no de moléculas da amostra) × (no de mols do 
elemento na amostra)
6
7
8
26 Gabarito: Virtual Chemistry
O no de mols de cada elemento do composto na amostra pesada já foi calculado (etapa III) e o 
no de átomos do composto também já foi calculado (etapa IV), assim para cada elemento fica:
Para o carbono: 0,01725 × 1023 × 0,001206 = 2,1 × 1018 de átomos de C
Para o hidrogênio: 0,01725 × 1023 × 0,00018 = 3,1 × 1017 de átomos de H
Para o oxigênio: 0,01725 × 1023 × 0,00147 = 2,5 × 1018 de átomos de O
Faz-se as etapas (I), (II), (III), (IV) e (V) para o NH4Cl
A massa de NH4Cl é igual a 1,0222 g
(I) Calcula-se o número de mols da amostra, por regra de três, sendo que a massa molar do NH4 
Cl é 53,5 g.
1 mol NH4Cl 53,5 g de NH4Cl
X 1,0222 g de NH4Cl
X = 0,0191 mols de NH4Cl
(II) Calcula-se, por regra de três, a quantidade de mols de cada elemento quando tem-se 1 mol 
de NH4Cl.
Quantidade de nitrogênio
1 mol de NH4Cl 53,5 g de NH4Cl
X 14 g de N
X = 0,262 mols de N
Quantidade de hidrogênio
1 mol de NH4Cl 53,5 g de NH4Cl
X 4 g de H
X = 0,075 mols de H
Quantidade de cloro
1 mol de NH4Cl 53,5 g de NH4Cl
X 35,5 g de Cl
X = 0,663 mols de Cl
(III) Para calcular o número de mols de cada elemento na quantidade de amostra que foi pesa-
da, faz-se o seguinte cálculo:
(no de mols do elemento na amostra) = (no de mols do elemento em 1 mol) × (no de mols da 
amostra)
O número de mols de cada elemento em 1 mol do composto já foi calculado (etapa II) e o 
 número de mols do composto também já foi calculado (etapa I). Assim para cada elemento fica:
Para o nitrogênio: 0,262 × 0,0191 = 5 × 10−3 mols de nitrogênio
Para o hidrogênio: 0,075 × 0,0191 = 1,43 × 10−3 mols de hidrogênio
9
27Gabarito: Virtual Chemistry
Para o cloro: 0,663 × 0,0191 = 0,013 mols de cloro
(IV) Calcula-se o número de moléculas NH4Cl em 0,0191 mols da amostra
1 mol NH4Cl 6,02 × 10
23 moléculas de NH4Cl
0,0191 mols NH4Cl X moléculas
X = 0,1149 × 1023 moléculas NH4Cl
(V) Calcula-se o número de átomos de cada elemento da amostra
(no de átomo do elemento na amostra) = (no de átomo da amostra) × (no de mols do elemen-
to na amostra)
O número de mols de cada elemento do composto na amostra pesada já foi calculado (etapa 
III) e o número de átomos do composto também já foi calculado (etapa IV). Assim para cada 
elemento fica:
Para o nitrogênio: 0,1149 × 1023 × 5 × 10−3 = 0,574 × 1020 de átomos de N
Para o hidrogênio: 0,1149 × 1023 × 1,43 × 10−3 = 0,164 × 1020 de átomos de H
Para o cloro: 0,1149 × 1023 × 0,013 = 1,49 × 1020 de átomos de Cl
Número de moléculas de C12H22O11: 0,01685 × 10
23
Número de moléculas de NH4Cl: 0,1149 × 10
23
Portanto, existem mais moléculas NH4Cl
Tabela de dados
C12H22O11 NH4Cl
Massa (gramas) 0,98 1,0222
Massa molar (g/mol) 342 53,5
Mols de composto 0,0028 0,01910
Mols de cada elemento 
na amostra
Carbono: 0,001206
Hidrogênio: 0,00018
Oxigênio: 0,00147
Nitrogênio: 0,005
Hidrogênio: 0,00141
Cloro: 0,012
Átomos de cada 
elemento na amostra
Carbono: 2,1 × 1018
Hidrogênio: 3,1 × 1017
Oxigênio: 2,5 × 1018
Nitrogênio: 0,574 × 1020
Hidrogênio: 0,164 × 1020
Cloro: 1,49 × 1020
Ao professor: os valores da tabela devem ser próximos aos indicados na tabela de resposta.
10
28 Gabarito: Virtual Chemistry
Contagem de prótons, 
nêutrons e elétrons (I)
Massa de Sc = 7,9026 g
Calcula-se o número de mols, por regra de três, sendo que a massa molar do Sc é 45 g/mol
1 mol de Sc 45 g de Sc
X 7,9026 g de Sc
X = 0,1756 mols de Sc
Calcula-se o número de átomos, por regra de três
1 mol de Sc 6,02 × 1023 átomos de Sc
0,1756 mols de Sc X
X = 1,0571 × 1023 átomos de Sc
O Sc tem número de massa (A) igual a 45, e número atômico (Z) igual a 21. O número de massa 
é a soma do número de prótons e neutros. E o número atômico equivale à quantidade de pró-
tons. A quantidade de elétrons equivale à quantidade de prótons. A quantidade de nêutrons é 
calculada pela fórmula:
A = Z + n,
onde A é o número de massa, z é o número atômico (prótons) e n é a quantidade de nêutrons.
Calcula-se a quantidade de nêutrons:
45 = 21 + n
n = 24 nêutrons.
Assim o Sc tem: 21 prótons, 21 elétrons e 24 nêutrons.
Ao professor: é necessário saber o número de massa e o número atômico do elemento. Assim os 
alunos devem utilizar a tabela periódica ou o professor deve fornecer tais dados.
Para calcular a quantidade de partículas (prótons, nêutrons e elétrons) na amostra pesada de Sc, 
utiliza-se a fórmula:
(Quantidade de partículas na amostra) = (no de átomos presentes na amostra) × (quantida-
de de partículas em 1 átomo de Sc)
O número de átomos presentes na amostra foi calculado no item 5 (1,0571 × 1023 átomo) e a 
quantidade de cada partícula em um átomo foi calculada no item 6.
Prótons na amostra: 1,0571 × 1023 × 21 = 22,1991 × 1023
Elétrons na amostra: 1,0571 × 1023 × 21 × 22,1991 × 1023
Nêutrons na amostra: 1,0571 × 1023 × 24 = 25,3704 × 1023
2.10
3
4
5
6
7
29Gabarito: Virtual Chemistry
Contagem de prótons, 
nêutrons e elétrons (II)
Massa = 29,2373 g
Calcula-se o número de mols, por regra de três, sendo a massa molar do Bi 209 g/mol
1 mol de Bi 209 g de Bi
X mols de Bi 29,2373 g de Bi
X = 0,1398 mols de Bi
Calcula-se o número de átomos na amostra de Bi, por regra de três:
1 mol de Bi 6,02 × 1023 átomos
0,1398 mols de Bi X
X = 0,8416 × 1023 átomos de Bi
O Bi tem o número de massa (A) igual a 209, e número atômico (Z) igual a 83. O número de 
massa é a soma do número de prótons e nêutrons. E o número atômico equivale à quantidade de 
prótons. A quantidade de elétrons equivale à quantidade de prótons. A quantidade de nêutrons 
é calculada pela fórmula:
A = Z + n,
onde A é o número de massa, z é o número atômico (prótons) e n é a quantidade de nêutrons.Calcula-se a quantidade de nêutrons:
209 = 83 + n
n = 126 nêutrons.
Assim o Bi tem: 83 prótons, 83 elétrons e 126 nêutrons.
Ao professor: é necessário saber o número de massa e o número atômico do elemento. Assim os 
alunos devem utilizar a tabela periódica ou o professor deve fornecer tais dados.
O 209Bi5+, por apresentar a carga 5+, tem 5 elétrons a menos do que o 209Bi. O elétron tem carga 
negativa, mas, quando um átomo perde elétron, ele fica com carga positiva, como no caso do 
209Bi5+.
A quantidade de prótons e nêutrons do 209Bi5+ não se altera em relação ao 209Bi, apenas a quan-
tidade de elétrons irá se alterar. O 209Bi tem 83 elétrons, já 209Bi5+ tem 83 − 5 que é igual a 78 
elétrons.
Assim o Bi tem: 83 prótons, 78 elétrons e 126 nêutrons
Para calcular a quantidade de partículas (prótons, nêutrons e elétrons) na amostra de 209Bi5+, 
utiliza-se a fórmula:
(Quantidade de partícula na amostra) = (no de átomos presente na amostra) × (quantidade 
da partícula em 1 átomo de 209Bi5+)
2.11
3
4
5
6
7
8
30 Gabarito: Virtual Chemistry
O número de átomos presentes na amostra foi calculado no item 5 (0,8421 × 1023 átomos) e a 
quantidade de cada partícula em um átomo foi calculado no item 7.
Prótons na amostra de 209Bi5+: 0,8416 × 1023 × 83 = 6,985 × 1024
Elétrons na amostra de 209Bi5+: 0,8416 × 1023 × 78 = 6,564 × 1024
Nêutrons na amostra de 209Bi5+: 0,8416 × 1023 × 126 = 1,06 × 1025
Criando uma solução 
de molalidade conhecida
Massa de água: 54,7784 g
Massa de NH4Cl: 2,0741 g
Calcula-se o número de mols de NH4Cl, por regra de três, sendo que a massa molar do NH4Cl 
é 53,5 g/mol:
1 mol g de NH4Cl 53,5 g de NH4Cl
X 2,0741 g de NH4Cl
X = 0,03877 mols de NH4Cl
Tabela de dados
Massa de NH4Cl(g) 2,0741
Mols de NH4Cl (g) 0,03877
Massa da água (g) 54,7784
Kg de água 0,5477 × 10−2
Ao professor: os valores da tabela devem ser próximos aos indicados na tabela de resposta.
A molalidade da solução é calculada pela fórmula:
(Molalidade da solução de NH4Cl) = (mols de NH4Cl) / (Kg de água)
Molalidade da solução de NH4Cl = 0,03877 / 0,5477 × 10
−2
Molalidade da solução de NH4Cl = 7,079 mol/Kg
2.12
6
7
8
31Gabarito: Virtual Chemistry
Criando uma solução 
de molaridade conhecida
Volume da solução = 0,05 L.
A massa de NaHCO3 pesada é de 2,0388 g
Calcula-se o número de mols de NaHCO3, por regra de três, sendo que a massa molar de 
NaHCO3 é 84 g/mol
1 mol g de NaHCO3 84 g de NaHCO3
X 2,0388 g de NaHCO3
X = 0,0243 mols de NaHCO3
Tabela de dados
Massa de NaHCO3 (g) 2,0388
Mols de NaHCO3 (mols) 0,0243
Litros de solução (L) 0,05
A molaridade da solução é calculada pela fórmula:
(Molaridade da solução de NaHCO3) = (mols de NaHCO3) / (L de água)
Molaridade da solução de NaHCO3 = 0,0243 / 0,05
Molaridade da solução de NaHCO3 = 0,486 mol/L
Convertendo concentrações 
para diferentes unidades
A massa pesada de NaHCO3 é de 6,9374 g
Calcula-se o número de mols, por regra de três, sendo que a massa molar de NaHCO3 é 
84 g/mol
1 mol de NaHCO3 84 g de NaHCO3
X 6,9374 g de NaHCO3
X = 0,08259 mols NaHCO3
2.13
6
7
8
2.14
6
32 Gabarito: Virtual Chemistry
Tabela de dados
Massa de NaHCO3 (g) 6,9374 g
Mols de NaHCO3 0,08259
Volume(L) de NaHCO3 0,05
A molaridade da solução é calculada pela fórmula:
(Molaridade da solução de NaHCO3) = (mols de NaHCO3) /(L de NaHCO3)
Molaridade da solução de NaHCO3 = 0,08259 / 0,05
Molaridade da solução de NaHCO3 = 1,6518 mols/L
Calcula-se a massa da solução, por regra de três, utilizando a densidade da solução que é de 
1,047 g/mL
1,047 g de solução 1 mL de solução
X 50 mL de solução
X = 52,35 g = 0,05235 Kg de solução
Calcula-se a molalidade da solução pela fórmula:
(Molalidade da solução) = (mols de NaHCO3) / (Kg de solução)
Molalidade da solução = 0,08258 / 0,05235
Molalidade da solução = 1,577 mols/Kg
Calcula-se o percentual da massa de NaHCO3 na solução por regra de três:
52,35 g de solução 100% de solução
6,9374 g de NaHCO3 X
X = 13,252%
Percentual de NaHCO3 na solução 13,252%.
Calcula-se o número de mols da solução, por regra de três, sabendo que a molalidade é 
1,577 mols/Kg
1000 g de solução 1,577 mols de solução
52,35 g de solução X mols de solução
X = 0,08255 mols de solução
Calcula-se o número de mols de NaHCO3 na solução, por regra de três, sabendo que há 0,08255 
mols de solução:
52,35 g de solução 6,9374 g de NaHCO3
0,08255 mols de solução Y mols de NaHCO3
7
8
9
10
33Gabarito: Virtual Chemistry
Y = 0,0109 mols de NaHCO3
Para calcular a fração molar, utiliza-se a fórmula:
(Fração molar de NaHCO3) = (n
o de mols de NaHCO3) / (n
o de mols da solução)
Fração molar de NaHCO3 = 0,0109 mols de NaHCO3 / 0,08255
Fração molar = 0,132
Endotérmico versus 
exotérmico
Tabela de dados
Tabela de dados
Mistura T1 (°C) T2(°C) ΔT = T2 − T1(°C)
NaCl (s) + H20 (l) 25,01 24,79 −0,22
NaNO3 (s) + H2O (l) 25,00 24,08 −0,92
NaCH3COO + H2O (l) 24,99 25,90 0,91
Ao professor: os valores da tabela devem ser próximos aos indicados na tabela de resposta.
Calcula-se o ΔT para as três misturas.
ΔTNaCl + H2O = −0,22
ΔTNaNO3 + H2O = −0,92
ΔTNaCH3COO + H2O = 0,91
Reações Endotérmicas: NaCl com H2O e NaNO3 com H20, pois elas resfriam.
Reações Exotérmicas: NaCH3COO com H2O, pois ela aquece.
O sinal do ΔH informa se o processo é exotérmico quando ΔH < 0 (negativo) ou endotérmico 
quando ΔH > 0 (positivo).
As reações endotérmicas são NaCl com água e NaNO3 com água, pois elas possuem ΔH posi-
tivo.
A reação exotérmica é NaCH3COO com água, pois tem ΔH negativo.
A solução de NaCl apresenta pouca variação de temperatura.
3.1
6
7
8
9
34 Gabarito: Virtual Chemistry
Entalpia de solução: NH4NO3
Tabela de dados
Tabela de dados
Massa de NH4NO3 (g)
Tinicial(°C)
(antes de adicionar NH4NO3)
Tfinal(°C)
(após a adição de NH4NO3)
2,0618 g 25,00 23,68
Ao professor: os valores da tabela devem ser próximos aos indicados na tabela de resposta.
Calcula-se a variação de temperatura, em graus Celsius e em Kelvin:
ΔT = (23,68 − 25) °C (296,68 − 298)K
ΔT = −1,32 °C = −1,32 K
Ao professor: a variação da temperatura em graus Celsius (ΔT em °C) é a mesma que a variação da 
temperatura em Kelvin (ΔT em °K). ΔT em °C = ΔT em K.
A reação de NH4NO3 e água é endotérmica.
O sinal do ΔH informa se o processo é exotérmico, quando ΔH < 0 (negativo), ou endotérmico, 
quando ΔH > 0 (positivo).
A reação é endotérmica, então ΔH é positivo.
Calcula-se o número de mols de NH4NO3, por regra de três, sendo que a massa molar de NH4NO3 
é 80 g/mol
1 mols de NH4NO3 80 g de NH4NO3
X 2,0618 g de NH4NO3
X = 0,0257 mols de NH4NO3
Calcula-se a massa de água, multiplicando o volume de água pela sua densidade (1 g/mL): 
100 (mL) × 1(g/mL) = 100 g de água.
Calcula-se o calor da água
Q = m × Cágua × ΔT,
onde Q é o calor, m é a massa (g) e Cágua é o calor específico da água [4,184 J/(gK)] e ΔT é a 
variação de temperatura.
Q = 100 × 4,184 × −1,32
Q = −552,288 J
Calcula-se o calor molar pela fórmula:
(Calor molar da solução) = (calor absorvido) / (mols de NH4NO3)
Calor molar da solução = −552,288J / 0,0257 mol de NH4NO3
Calor molar da solução = 21,489 KJ/mol
3.2
4
5
6
7
8
9
35Gabarito: Virtual Chemistry
Calcula-se o erro percentual pela fórmula a seguir. O valor aceito é de 25,69 KJ/mol:
Erro percentual = (sua resposta − valor aceito) × 100
 valor aceito
Erro percentual = (21,489 kJ/mol − 25,69 KJ/mol) × 100
 25,69 KJ/mol
Erro percentual = 16,35%
Ao professor: é recomendado que o aluno faça o experimento mais de uma vez para comparar os 
valores do erro percentual de cada experimento. O erro do experimento pode ocorrer em virtudeda 
pureza de NH4NO3, da massa de água e da perda de calor para o ambiente.
Calor específico do alumínio
Tabela de dados
Al
Massa de metal (g) 7,3548
Volume de água (mL) 100
Massa de água (g) 99,8
Temperatura inicial da água (°C) 25,00
Temperatura inicial do metal (°C) 200
Temperatura máxima da água + metal (°C) 27,38
Ao professor: os valores da tabela devem ser próximos aos indicados na tabela de resposta.
Calcula-se a variação de temperatura, em graus Celsius e em Kelvin:
ΔT água = 27,38 − 25 °C (300,38 − 298) K
ΔT água = 2,38 °C = 2,38 K
Ao professor: a variação da temperatura em graus Celsius (ΔT em °C) é a mesma que a variação da 
temperatura em Kelvin (ΔT em °K). ΔT em °C = ΔT em K.
Calcula-se a massa da água multiplicando o volume pela sua densidade (1 g/ml) / 100(mL) × 
0,998(g/mL) = 99,8 g
Calcula-se o calor da água pela fórmula:
Q = mágua × Cágua × ΔTágua,
10
3.3
5
6
7
36 Gabarito: Virtual Chemistry
onde Q é o calor, m é a massa (g), Cágua é o calor específico da água [4,184 J/(gK)] e ΔT é a va-
riação de temperatura.
Qágua = 99,8 × 4,184 × 2,38
Qágua = 993,8 J
ΔTalumínio = 27,38 − 200 = −172,62 °C
Dado que Qágua = −Qalumínio
O calor do alumínio é: Qalumínio = −993,8 J
Calcula-se o calor específico do alumínio pela fórmula:
Calumínio = Qalumínio/(mAl × ΔTAl),
onde Calumínio é o calor específico, Qalumínio é o calor, mAl é a massa e ΔTAl é a variação de tempe-
ratura.
C alumínio = −993,8 / (7,3546 × (−172,62))
C alumínio = 0,782 J(gK)
Calcula-se o erro percentual pela fórmula, o valor aceito é de 0,903 J / (gK):
Erro percentual = (sua resposta − valor aceito) × 100
 valor aceito
Erro percentual = (0,782 − 0,903) × 100
 0,903
Erro percentual = 13,4%
Ao professor: é recomendado que o aluno faça o experimento mais de uma vez para comparar os 
valores do erro percentual de cada experimento. O erro do experimento pode ocorrer em virtude da 
pureza de alumínio, da massa de água e da perda de calor para o ambiente.
Calor específico do chumbo
Tabela de dados
Pb
Massa de metal (g) 33,1229
Volume de água (mL) 100
Massa de água (g) 99,8
Temperatura inicial da água (°C) 25,00
8
9
10
3.4
5
37Gabarito: Virtual Chemistry
Pb
Temperatura inicial do metal (°C) 200
Temperatura máxima da água + metal (°C) 26,57
Ao professor: os valores da tabela devem ser próximos aos indicados na tabela de resposta.
Calcula-se a variação da temperatura da água (em graus Celsius e em Kelvin) e tem-se:
ΔTágua = Tfinal − Tinicial
ΔT água = 26,57 − 25,00 (299,57 − 298) K
ΔT água = 1,57 °C = 1,57 K
Ao professor: a variação da temperatura em graus Celsius (ΔT em °C) é a mesma que a variação da 
temperatura em Kelvin (ΔT em °K). ΔT em °C = ΔT em K
Calcula-se a massa da água multiplicando o volume pela sua densidade (1 g/ml): 100(mL) × 
0,998(g/mL) = 99,8 g.
Calcula-se o calor da água, pela fórmula:
Q = mágua × Cágua × ΔTágua,
onde Q é o calor, m é a massa (g), cágua é o calor específico da água [4,184 J/(gK)] e ΔT é a varia-
ção de temperatura.
Q = 99,8 × 4,184 × 1,57
Qágua = 655,574224 J
Calcula-se a variação da temperatura do chumbo:
ΔTchumbo = Tfinal − Tinicial
ΔTchumbo = 26,57 − 200
ΔTchumbo = −173,43 °C
Dado que Qágua = −Qchumbo
O calor do chumbo é: Qchumbo = −655,574224 J
Cchumbo = Qchumbo /(mchumbo × ΔTchumbo),
onde cchumbo é o calor específico, Qchumbo é o calor, mchumbo é a massa e ΔTchumbo é a variação de 
temperatura.
cchumbo = −655,573 /(33,1229 × (−173,43))
cchumbo = 0,114 (JgK)
6
7
8
9
38 Gabarito: Virtual Chemistry
Calcula-se o erro percentual pela fórmula. O valor aceito é 0,130 J/(gK):
Erro percentual = (sua resposta − valor aceito) × 100
 valor aceito
Erro percentual = (0,114 − 0,130) × 100
 0,130
Erro percentual = 12,23%
Ao professor: é recomendado que o aluno faça o experimento mais de uma vez para comparar os 
valores do erro percentual de cada experimento. O erro do experimento pode ocorrer em virtude da 
pureza do chumbo, da massa de água e da perda de calor para o ambiente.
Calor de combustão: 
gordura de frango
Tabela de dados
Gordura de frango
Massa da amostra (g) 0,9136
Temperatura inicial (°C) 24,991
Temperatura final (°C) 28,332
Ao professor: os valores da tabela devem ser próximos aos indicados na tabela de resposta.
Calcula-se a variação da temperatura da água (em graus Celsius e em Kelvin) e tem-se:
ΔT = Tfinal − Tinicial
ΔT = 28,332 − 24,991 (301,332 − 297,991) K
ΔT = 3,341(°C) = 3,341 K
Ao professor: a variação da temperatura em graus Celsius (ΔT em °C) é a mesma que a variação da 
temperatura em Kelvin (ΔT em °K). ΔT em °C = ΔT em K
Calcula-se a quantidade de mols de gordura de frango, por regra de três, sendo que a massa 
molar é 797,7 g/mol
1 mol de gordura de frango 797,7 g de gordura de frango
X 0,9136 g de gordura de frango
X = 1,145 × 10−3 g de gordura de frango
10
3.5
6
7
8
39Gabarito: Virtual Chemistry
Calcula-se ΔHcomb pela fórmula:
ΔHcomb = (Csistema × ΔT) / n,
onde ΔHcomb é o calor de combustão, Csistema é a capacidade térmica do sistema calorimétrico 
que é 10,310 kJ/K, n é o número de mols de gordura de frango da amostra e ΔT é a variação de 
temperatura.
ΔH = 10,310 × 3,341 / 1,145 × 10−3
ΔH = 30083,59 KJ / mol
Calcula-se o erro percentual pela fórmula, sendo que o valor aceito é 30038 kJ/mol:
Erro percentual = (sua resposta − valor aceito) × 100
 valor aceito
Erro percentual = (30083,59 − 30038) × 100
 30038
Erro percentual = 0,15%
Porque o calor de combustão das gorduras é elevado.
Os alimentos ingeridos são “queimados” dentro do nosso organismo, produzindo calor (ener-
gia). Quando colocamos um alimento no calorímetro, ocorre a combustão, o alimento gera 
calor no sistema, e esse calor gerado é utilizado para calcular o teor calórico dos alimentos.
Ao professor: é recomendado que o aluno faça o experimento mais de uma vez para comparar os 
valores do erro percentual entre os experimentos.
Calor de combustão: açúcar
Tabela de dados
(Sacarose) 
C12H22O11
Massa da amostra (g) 0,9849
Temperatura inicial (°C) 25,006
Temperatura final (°C) 26,584
Equação de combustão da sacarose: C12H22O11 + 12O2 12 CO2 + 11H2O
9
10
11
12
3.6
6
7
40 Gabarito: Virtual Chemistry
Calcula-se a variação da temperatura da água (em graus Celsius e em Kelvin) e tem-se:
ΔT = 26,584 − 25,006oC (299,584 − 298,006)K
ΔT = 1,578 oC = 1,578 K
Ao professor: a variação da temperatura em graus Celsius (ΔT em °C) é a mesma que a variação da 
temperatura em Kelvin (ΔT em °K). ΔT em °C = ΔT em K.
Calcula-se o número de mols de sacarose, por regra de três, sendo que a massa molar da saca-
rose é 342,3 g/mol.
1 mol 342,3 g de sacarose
X 0,9849 g de sacarose
X = 2,877 × 10−3 mols de sacarose
Calcula-se ΔHcomb pela fórmula:
ΔHcomb = (Csistema × ΔT) / n,
onde ΔHcomb é o calor de combustão, Csistema é a capacidade térmica do sistema calorimétrico, que 
é 10,310 kJ/K, n é o número de mols de sacarose da amostra e ΔT é a variação de temperatura.
ΔHcomb =(10,31 × 1,578) / 2,877 × 10
−3
ΔHcomb = 5654,9 KJ/mol
Calcula-se o erro percentual pela fórmula. O valor aceito é 5639 kJ/mol
Erro percentual = (sua resposta − valor aceito) × 100
 valor aceito
Erro percentual = (5654,9 − 5639) × 100
 5639
Erro percentual = 0,281%
Ao professor: é recomendado que o aluno faça o experimento mais de uma vez para comparar os 
valores do erro percentual entre os experimentos.
Calor de combustão: TNT
Tabela de dados
TNT
Massa da amostra (g) 0,9939
Temperatura inicial (°C) 24,993
8
9
10
511
3.7
6
41Gabarito: Virtual Chemistry
TNT
Temperatura final (°C) 26,445
Calcula-se a variação da temperatura da água (em grau Celsius e em Kelvin) etem-se:
ΔT = Tfinal − Tinicial
ΔT = 26,445 − 24,993 °C (299,445 − 297,993)K
ΔT = 1,452 °C = 1,452 K
Ao professor: a variação da temperatura em graus Celsius (ΔT em °C) é a mesma que a variação da 
temperatura em Kelvin (ΔT em °K). ΔT em °C = ΔT em K.
Calcula-se o número de mols de TNT, por regra de três, sendo que a massa molar é de 
227,13 g mol.
1 mol 227,13 g de TNT
X 0,9939 g de TNT
X = 4,375 × 10−3 mols de TNT
Calcula-se ΔHcomb pela fórmula:
ΔHcomb = (Csistema × ΔT) / n,
onde ΔHcomb é o calor de combustão, Csistema é a capacidade térmica do sistema calorimétrico, que 
é 10,310 kJ/K, n é o número de mols de TNT e ΔT é a variação de temperatura.
ΔH = (10,31 × 1,452) / 4,375 × 10−3
ΔH = 3421,742 KJ/mol
Calcula-se o erro percentual pela fórmula. O valor aceito é 3406 KJ/mol.
Erro percentual = (sua resposta − valor aceito) × 100
 valor aceito
Erro percentual = (3421,74 − 3406) × 100
 3406
Erro percentual = 0,462%
O TNT tem o ponto de fusão em 81 °C, sendo menor que o da sacarose, que fica entre 160 °C 
a 192 °C. Assim o calor de combustão do TNT é menor que o da sacarose, pois requer menos 
energia para se decompor do que a sacarose.
7
8
9
10
11
42 Gabarito: Virtual Chemistry
Calor de formação: etanol
Tabela de dados
Álcool etílico
(C2H5OH)
Massa da amostra (g) 0,7814
Temperatura inicial (°C) 24,990
Temperatura final (°C) 27,242
Equação de combustão do etanol: C2H5OH + 3O2 2 CO2 + 3H2O
Calcula-se a variação da temperatura da água (em graus Celsius e em Kelvin) e tem-se:
ΔT = Tfinal − Tinicial
ΔT = 27,242 − 24,990 °C (300,242 − 297,99)K
ΔTágua = 2,252 °C = 2,252 K
Ao professor: a variação da temperatura em graus Celsius (ΔT em °C) é a mesma que a variação da 
temperatura em Kelvin (ΔT em °K). ΔT em °C = ΔT em K.
Calcula-se o número de mols, por regra de três, sendo que a massa molar é de 46 g/mol.
1 mol 46 mols de etanol
X 0,7814 g mols de etanol
X = 0,0169 mols de etanol
Calcula-se ΔHcomb pela fórmula:
ΔHcomb = (Csistema × ΔT) / n,
onde ΔHcomb é o calor de combustão, Csistema é a capacidade térmica do sistema calorimétrico, que 
é 10,310 kJ/K, n é o número de mols de etanol e ΔT é a variação de temperatura.
ΔH = (10,31 × (2,252)) / 0,0169
ΔH = 1373,85 Kj/mol
Como a reação é endotérmica, tem-se ΔH < 0.
ΔH = −1373,85 Kj/mol
A equação para a combustão do etanol é:
ΔH combustão = ΣnΔHf (produtos) − ΣnΔHf (reagentes),
onde n é o número de mols de cada composto e ΔH é a entalpia de formação de cada composto.
ΔH combustão = [2 × (H gás carbônico) + 3 × (H água)] − [(H etanol) +3 × (H oxigênio)]
3.8
6
7
8
9
10
11
43Gabarito: Virtual Chemistry
Substitui-se na equação do item 11 os valores dados no item 12, para os calores de formação:
ΔH combustão = 2 × (−393,5) + 3 × (−285,83) − (H etanol) − 3 × (0)
−1373,85 = −1644,49 − H etanol
H etanol = −1644,49 + 1373,85
H etanol = −270,64 KJ/mol
Calcula-se o erro percentual pela fórmula. O valor aceito é −277,7 KJ/mol.
Erro percentual = (sua resposta − valor aceito) × 100
 valor aceito
Erro percentual = (−270,64 − (−277,7) × 100)
 −277,7
Erro percentual = 2,54%
Ao professor: é recomendado que o aluno faça o experimento mais de uma vez para comparar os 
valores do erro percentual entre os experimentos.
Calor de formação: aspirina
Tabela de dados
aspirina (C8H8O4)
Massa da amostra (g) 0,9813
Temperatura inicial 25,00
Temperatura final 27,237
Equação de combustão da aspirina: C9H8O4 + 9O2 9 CO2 + 4H2O
Calcula-se a variação da temperatura da água (em graus Celsius e em Kelvin) e tem-se:
ΔT = Tfinal − Tinicial
ΔT = 27,237 − 25 °C (300,237 − 298)K
ΔT água = 2,237 °C = 2,237 K
Ao professor: a variação da temperatura em graus Celsius (ΔT em °C) é a mesma que a variação da 
temperatura em Kelvin (ΔT em °K). ΔT em °C = ΔT em K
12
13
3.9
6
7
8
44 Gabarito: Virtual Chemistry
Calcula-se o número de mols de aspirina na amostra, por regra de três, sendo que a massa molar 
da aspirina é
1 mol de aspirina 180 g de aspirina
X 0,9813 g de aspirina
X = 5,4516 × 10−3 mols de aspirina
Calcula-se a variação da temperatura da aspirina:
ΔTaspirina = 2,237 °C = 2,237 K
Ao professor: a variação da temperatura em graus Celsius (ΔT em °C) é a mesma que a variação da 
temperatura em Kelvin (ΔT em °K). ΔT em °C = ΔT em K.
Calcula-se ΔHcomb pela fórmula:
ΔHcomb = (Csistema × ΔT) / n,
onde ΔHcomb é o calor de combustão, Csistema é a capacidade térmica do sistema calorimétrico, que 
é 10,310 kJ/K, n é o número de mols de aspirina e ΔT é a variação de temperatura.
ΔH = (10,31 × (2,237)) / 5,4516 × 10−3
ΔH = −4,2305 × 103 KJ/mol
A equação para a combustão da aspirina é dada por:
ΔH combustão = ΣnΔHf (produtos) − ΣnΔHf (reagentes),
onde n é o número de mols de cada composto e H é a entalpia de formação de cada composto
ΔH combustão = 9 × (H gás carbônico) + 4 × (H água) − (H aspirina) − 9 × (H oxigênio)
Substitui-se na equação do item 11 os valores dados no item 12 para os calores de formação:
ΔH combustão = 9 × (−393,5) + 4 × (−285,83) − (H aspirina) − 9 × (0)
−4,2305 × 103 = −4684,82 − H aspirina
H aspirina = −454,32 KJ/mol
Calor de formação do C9H8O4 = −454,32 KJ/mol
Calor de reação: 
NaOH (aq) + HCl (aq)
Tabela de dados
Tabela de dados
NaOH/HCl
Temperatura inicial (°C) 25,00
9
10
11
12
3.10
2
45Gabarito: Virtual Chemistry
NaOH/HCl
Temperatura final (°C) 31,10
Ocorre aquecimento, ou seja, a reação é exotérmica. ΔH tem sinal inverso de ΔT. Como ΔT é 
positivo, então ΔH é negativo.
Calcula-se a variação da temperatura, em graus Celsius e em Kelvin:
ΔT = 31,1 − 25 °C (304,1 + 298)K
ΔT = 6,1 °C = 6,1 K
Ao professor: a variação da temperatura em graus Celsius (ΔT em °C) é a mesma que a variação da 
temperatura em Kelvin (ΔT em °K). ΔT em °C = ΔT em K.
Volume da mistura = 100 mL HCl + 100 mL NaOH
Volume = 200 mL
Multiplicando-se o volume da mistura pela densidade, que é de 1 g / mL, tem-se que a massa 
da mistura é 200 g.
Calcula-se o calor de reação pela fórmula:
Calor reação = m × c × ΔT,
onde m é a massa da mistura, c é a capacidade calorífica específica da solução, cujo valor é 4,184 
J/(gK) e ΔT é a variação de temperatura.
Calor de reação = 200 × 4,184 × 6,1
Calor de reação = 5104,48J ou 5,10448 KJ
Calcula-se o número de mols de NaOH usado na reação pela fórmula:
(No de mols de NaOH) = (Volume de NaOH) × (molaridade)
No de mols de NaOH = 0,1(L) × 1(mols/L)
No de mols de NaOH = 0,1 mols de NaOH
Calcula-se ΔH pela fórmula:
ΔH = (Calor de reação) / (no de mols de NaOH da reação)
ΔH = 5,10448 / 0,1
ΔH = 51,044 KJ/mol
Como a reação é endotérmica, o ΔH deve ser negativo. Então ΔH = −51,044 KJ/mol.
Tabela de dados
Massa da 
mistura (g) ΔT (°C)
Calor total 
liberado (KJ)
Quantidade 
de NaOH (mol) ΔH / mol (KJ/mol)
200 6,1 5,10448 0,1 −51,044
3
4
5
6
7
8
46 Gabarito: Virtual Chemistry
Calor de reação: 
MgO(s) + HCl (aq)
Tabela de dados
MgO/HCl
Massa de MgO (g) 2,806
Temperatura inicial (°C) 24,99
Temperatura final (°C) 44,67
Ocorre aquecimento, a reação é exotérmica. Nas reações exotérmicas, o sinal de ΔT é positivo. 
Como o sinal de ΔH é o inverso do sinal de ΔT, então ΔH é negativo.
Calcula-se a variação da temperatura, em graus Celsius e em Kelvin:
ΔT = Tfinal − Tinicial
ΔT = 44,67 − 24,99 °C (317,67 − 397,99)K
ΔT = 19,68 °C = 19,68 K
Ao professor: a variação da temperatura em graus Celsius (ΔT em °C) é a mesma que a variação da 
temperatura em Kelvin (ΔT em °K). ΔT em °C = ΔT em K.
Volume de HCl = 100 mL
Calcula-se a massa de HCl, multiplicando o volume da solução pela densidade (1 g/mL) e tem-
-se: 100 mL × 1(g/mL) = 100 g de solução
Massa de MgO = 2,806 g
Somandoa massa de HCl e de MgO, tem-se a massa da mistura:
Massa da mistura = 100 + 2,806 = 102,806 g
Calcula-se o calor de reação pela fórmula:
Calor reação = m × c × ΔT,
onde m é a massa da mistura, c é a capacidade calorífica específica da solução, cujo valor é 4,184 
J/(gK) e ΔT é a variação de temperatura.
Calor de reação = 102,806 × 4,184 × 19,68
Q = 8465,16 J
Calcula-se o número de mols de MgO, por regra de três, sendo que a massa molar de MgO é 40,29.
1 mol 40,29 g de MgO
X 2,806
X = 0,0696 mols de MgO
3.11
3
4
5
6
7
8
47Gabarito: Virtual Chemistry
Calcula-se ΔH pela fórmula:
ΔH = (Calor de reação) / (no de mols de MgO da reação)
ΔH = 8465,16 / 0,0696
ΔH = 121,626 KJ/mol
Como a reação é endotérmica, o ΔH deve ser negativo. Então, ΔH = −121,626 KJ/mol.
Tabela de dados
Massa da mistura ΔT (K) Calor total liberado (KJ)
Quantidade de 
MgO (mol) ΔH / mol (KJ/mol)
102,806 g 19,68 8,46516 0,0696 −121,626
Lei de Hess
Tabela de dados
Parâmetro Reação 1 Reação 2 Reação 3
Massa de NaOH (g) 3,9983 4,004
4
(calculado no item 
14)
Temperatura inicial °C 25,01 25,01 25,00
Temperatura final °C 30,05 36,02 30,86
Calcula-se a variação da temperatura de cada reação:
ΔT = Tfinal − Tinicial
ΔTReação 1 = 5,04 °C = 5,04 K
ΔTReação 2 = 11,01 °C = 11,01 K
ΔTReação 3 = 5,86 °C = 5,86 K
Ao professor: a variação da temperatura em graus Celsius (ΔT em °C) é a mesma que a variação da 
temperatura em Kelvin (ΔT em °K). ΔT em °C = ΔT em K.
Calcula-se a massa das reações, lembrando que 100 mL de uma solução equivale à massa de 
100 g, pois a densidade da solução é 1 g/mL. A massa da solução deve ser somada com a massa 
do composto pesado.
9
3.12
9
10
11
48 Gabarito: Virtual Chemistry
Massa Reação 1 = 200 (água) + 3,9983 (NaOH) = 203,9983 g
Massa Reação 2 = 100 (HCl) + 100 (água) + 4,004 (NaOH) = 204,004 g
Massa Reação 3 = 100 (HCl) + 100 (NaOH) = 200 g
Calcula-se o calor de reação pela fórmula
Calor de reação = m × c × ΔT,
onde m é a massa da mistura, c é a capacidade calorífica específica da solução, que é 4,184 
J/ (gK), e ΔT é a variação de temperatura.
Calor de reação Reação 1 = 4301,78J
Calor de reação Reação 2 = 9397,61 J
Calor de reação Reação 3 = 4903,65 J
Calcula-se o número de mols das reações 1 e 2 pela fórmula:
no de mols = massa / massa molar
no de mols Reação 1 = 3,998 / 40 = 0,099 mols
no de mols Reação 2 = 4,004 / 40 = 0,1001 mols
Calcula-se o número de mols da reação 3 pela fórmula
no de mols = volume (L) × molaridade(mols/L)
no de mols Reação 3 = 0,1(L) × 1 = 0,1 mols
Calculando a massa de NaOH pela fórmula:
Massa NaOH = no de mols × massa molar
Massa NaOH = 0,1 × 40 = 4 g
Calcula-se a energia da reação pela fórmula
energia = calor da reação / mol de NaOH
Energia Reação 1 = 4,30178 / 0,099
Energia Reação 1 = 43,452 KJ/mols
Energia Reação 2 = 9397,61 / 0,1001
Energia Reação 2 = 93,882 KJ/mols
Energia Reação 3 = 4903,65 / 0,1
Energia Reação 3 = 49,036/mols
12
13
14
15
49Gabarito: Virtual Chemistry
Tabela de resultados
No de 
reação
Massa da mistura 
de reação (g) Δ T (K)
Calor total 
liberado (KJ)
Quantidade 
de NaOH 
(mol)
Calor liderado 
por mol de 
NaOH
1 203,9983 278,19 4,30178 0,099 43,452
2 204,004 284,16 9,39761 0,1001 93,882
3 200 278,94 4,90364 0,1 49,036
Tem-se as reações:
Reação 1: NaOH(s) Na+ (aq) + OH− (aq) + ΔH1
Reação 2: NaOH(s) + H+ (aq) + Cl− (aq) H2O + Na
+ (aq) + Cl− (aq) + ΔH2
Reação 3: Na+ (aq) + OH− (aq) + H+ (aq) + Cl− (aq) H2O + Na
+ (aq) + Cl− (aq) + ΔH3
Somando a reação 1 e a reação 3:
Reação 1: NaOH(s) Na+ (aq) + OH− (aq)+ ΔH1
Reação 3: Na+ (aq) + OH− (aq) + H+ (aq) + Cl− (aq) H2O + Na
+ (aq) + Cl− (aq) + ΔH3
Na soma, o Na+, que é produto da reação 1, é cancelado com o Na+, que é reagente da reação 3; e 
o OH−, que é produto da reação 1, é cancelado com o OH−, que é reagente da reação 3.
A soma resulta na reação 2:
Reação 2: NaOH(s) + H+ (aq) + Cl− (aq) H2O + Na
+ (aq) + Cl− (aq)+ ΔH1 + ΔH3
ΔH2 = ΔH1 + ΔH3
Calcula-se a diferença percentual pela fórmula:
Diferença percentual = |calor2 − (calor 1 + calor 3) × 100|
 calor2
Diferença percentual = |3,882 − (43,452 + 49,036) | × 100
 93,882
Diferença percentual = 1,4848%
Ao professor: é recomendado que o aluno faça o experimento mais de uma vez para comparar os 
valores do erro percentual entre os experimentos.
As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas, ou 
seja, uma equação termoquímica (etapa global) pode ser expressa pela soma de duas ou mais 
equações (etapa intermediária) e o ΔH da equação global é a soma dos ΔH das etapas interme-
diárias. Por exemplo, nesta prática a soma do calor de reação das reações 1 e 3 (etapa interme-
diária) é igual ao calor de reação da reação 2 (etapa global).
16
17
18
50 Gabarito: Virtual Chemistry
Equilíbrio entre 
entalpia e entropia
Valores de massas pesados:
Massa (I) = 2,0505 g
Massa (II) = 2,0940 g
Massa (III) = 1,975 g
Tabela de dados
Mistura T1 T2 ΔT
(I) NaCl (s) + H2O (l) 25,00 24,79 −0,21
(II) NaNO3 (s) + H2O (l) 25,00 24,01 −0,99
(III) NaCH3COO + H2O (l) 25,00 25,90 0,90
Calcula-se o valor da variação de temperatura de I, II e III pela fórmula
ΔT = T2 − T1
ΔT (I) = −0,21
ΔT (II) = −0,99
ΔT (III) = 0,90
Ao professor: a variação da temperatura em graus Celsius (ΔT em °C) é a mesma que a variação da 
temperatura em Kelvin (ΔT em °K). ΔT em °C = ΔT em K.
As misturas I e II são reações endotérmicas, pois resfriam. A mistura III é uma reação exotér-
mica, pois aquece.
O sinal do ΔH informa se o processo é exotérmico quando ΔH < 0 (negativo) ou endotérmico 
quando ΔH > 0 (positivo).
As misturas I e II têm variação de entalpia positiva, pois são reações endotérmicas. A mistura 
III tem variação de entalpia negativa, pois é uma reação exotérmica.
A mistura I apresenta pouca variação de temperatura.
NaNO3(s) Na
+ (aq) + NO3
− (aq)
NaCH3COO Na
+ (aq) + CH3COO
− (aq)
Para as reações I, II e III, ΔG é negativo, pois as reações ocorrem para a direita.
Nas reações I e II, tem-se ΔS positivo, pois na equação ΔG = ΔH −TΔS tem-se ΔH com sinal 
positivo e T com sinal positivo; para que ΔG seja negativo, ΔS deve ser positivo.
Na reação III, tem-se ΔS positivo, pois na equação ΔG = ΔH −TΔS ΔH tem sinal negativo e T 
3.13
2
6
7
8
9
10
11
12
51Gabarito: Virtual Chemistry
sinal positivo; para que ΔG seja negativo, ΔS pode ser negativo, ou ΔS pode ser negativo se ΔH 
tiver um valor alto.
Como se percebe pelo exercício anterior, ΔG é negativo e ΔS é positivo em um processo endo-
térmico (reações I e II) e em um processo exotérmico (III), mas, no caso do processo exotérmi-
co, o valor de ΔH deve ser alto para que ΔS seja positivo. Uma dissolução pode ser exotérmica 
quando ocorre liberação de energia para o meio externo e a solução é aquecida, ou pode ser 
endotérmica, e então o meio externo sofrerá um resfriamento, pois perderá energia para o meio 
onde ocorre a dissolução.
Calor de fusão da água
Tabela de dados
Massa de água no calorímetro (mL) 100
Massa de água no calorímetro (g) 99,8
Massa de gelo (g) 25,1018
Temperatura inicial (°C) 25,01
Temperatura final (°C) 5,30
ΔT = | Tf − Ti |
ΔT = | 5,30 − 25,01 |
ΔT = 19,71 °C
Ao professor: a variação de temperatura em graus Celsius (ΔT em °C) é a mesma que a variação 
da temperatura em Kelvin (ΔT em K). ΔT em °C = ΔT em K.
Calcula-se o calor pela fórmula:
Q = m × l,
onde m é a massa do gelo e l é o calor latente de fusão do gelo (334 × 103 J/kg).
Q = 25,1018 × 10−3 × 334 × 103 J/kg
Q = 8384,001J = 8,384 KJ
Calcula-se o número de mols de água, por regra de três, sendo que a massa molar é de 18 g/mol:
1 molde água 18 g de água
X 25,1018 g de água
X = 1,3945 mols de água
13
4.1
5
6
7
8
52 Gabarito: Virtual Chemistry
Calcula-se a entalpia de fusão da água pela fórmula:
ΔH = Q / n,
onde Q é o calor transferido e n é o número de mols
ΔH = 8,384 / 1,3945
ΔH = 6,0122 KJ/mol
Calcula-se o erro percentual pela fórmula, sendo que o valor aceito é 6,01 kJ/mol:
Erro percentual = | sua resposta − valor aceito | × 100
 valor aceito
Erro percentual = | 6,0122 − 6,01 | × 100
 6,01
Erro percentual = 0,037%
Ao professor: é recomendado que o aluno faça o experimento mais de uma vez para comparar os 
valores do erro percentual entre os experimentos.
Algumas fontes de erro podem ser: da balança, do termômetro e do calorímetro.
Calor de vaporização 
da água
Tabela de dados 
Pressão de Vapor (kPa) Temperatura (K)
140 382,47
120 377,97
100 372,79
80 366,67
60 359,11
40 349,03
Ao professor: os valores da sua planilha devem estar próximos, não precisam ser os mesmos valores 
indicados.
9
10
11
4.2
3
53Gabarito: Virtual Chemistry
Calculou-se os valores de ln P e 1 / Temperatura, tais valores estão na tabela a seguir:
ln P 1 / Temperatura (1 / K)
4,94164 0,00261
4,78749 0,00265
4,60517 0,00268
4,38203 0,00273
4,09434 0,00278
3,68888 0,00287
Ao professor: pode-se utilizar qualquer planilha eletrônica. Utilizou-se o software Origin. Esse pro-
grama indicou o coeficiente angular e a inclinação da reta.
Gráfico Calor de vaporização da água: lnP versus 1 / T (1 / K)
4
54 Gabarito: Virtual Chemistry
Gráfico Calor de vaporização da água com inclinação da reta: lnP versus 1 / T 
(1 / K)
O software utilizado calculou o coeficiente angular (B) e o coeficiente linear (A), que estão in-
dicados a seguir:
Parâmetro Valor
A 18,01856
B −5000,79434
A equação da reta é dada por: y = BX + A.
A inclinação da reta é dada pelo valor do coeficiente angular, no caso é B = −5000,79434.
Calculando ΔHvap pela fórmula:
ΔHvap = − inclinação × R,
onde R é igual a 8,314 J × k−1 × mol−1
ΔHvap = – (−5000,79434) × 8,314
ΔHvap = 41576,604 J/mol
ΔHvap = 41,576604 KJ/mol
Calcula-se o erro percentual pela fórmula, o valor aceito é de 40,7 kJ/mol.
Erro percentual = | sua resposta − valor aceito | × 100
 valor aceito
Erro percentual = | 41,576 − 40,7 | × 100
 40,7
Erro percentual = 2,15%
5
6
55Gabarito: Virtual Chemistry
O ponto de ebulição da água 
em grandes altitudes
Tabela de dados 
Pressão de Vapor (Torr) Temperatura (K)
1500 393,37
Ao professor: no manual, a tabela dá a pressão em kPa, mas o exercício pede que seja colocada 
em Torr.
Calcula-se o valor de T2 pela fórmula, sendo P2 = 340 torr, P1 = 1500 × 10
3 torr, T1 = 393,37 K, 
ΔHvap = 40,67 KJ / mol e R = 62,3637 L × torr. K
−1 × mol−1
ln P2
P1
 = − ΔH vap × (1 / T2 − 1 / T1)
R
ln 340
1500
 − (40,67 × 10
3) × (1 / T2 − 1 / 393,37)
62,3637
ln 0,2266 = − (40,67 × 10
3) × (1 / T2 − 2,54 × 10
−3)
62,3637
−1,4845 × 62,3637 = −(40,67 × 103) × (1 / T2 − 2,54 × 10
−3)
−92,579 = −40,67 × 103 / T2 + 103,30
40,67 × 103 / T2 = 195,879
T2 = 40670 / 195,879
T2 = 207,629 K
4.3
2
3
56 Gabarito: Virtual Chemistry
Elevação do ponto de ebulição
Tabela de dados 
Massa de NaCl (g) 4,0891
Massa de água (g) 99,8
Temperatura de ebulição da água pura (°C) 99,56
Temperatura de ebulição da solução (°C) 100,30
Calcula-se o número de mols de NaCl pela fórmula:
mols de NaCl = massa pesada (g) / massa molar de NaCl (g/mol)
mols de NaCl = 4,0891 / 58,5
mols de NaCl = 0,0699 mols de NaCl
Calcula-se a massa da água multiplicando o volume utilizado pela sua densidade (0,998 g/mL): 
100 mL × 0,998 g/mL = 99,8 g ou 0,0998 Kg
Calcula-se a molalidade pela fórmula:
Molalidade = mols de soluto (NaCl) / Kg de solvente (água)
Molalidade = 0,0699 / 0,0998
Molalidade = 0,700 mols/Kg
Calcula-se pela fórmula a variação do ponto de ebulição:
ΔT = Kb × m × i,
onde ΔT é a mudança do ponto de ebulição; i é o número de íons na solução por mol de NaCl 
dissolvido, no caso i = 2; m é a molalidade da solução; e Kb é a constante molar do ponto de 
ebulição da água, que é 0,51 °C/m.
ΔT = 0,51 × 0,700 × 2
ΔT = 0,714 °C
Utiliza-se a fórmula para calcular o ponto de ebulição “calculado”:
Ponto de ebulição calculado para a solução = ΔT + ponto de ebulição da água pura
T ebulição calculada = 0,714 + 99,56
T ebulição calculada = 100,274 °C
Os valores do ponto de ebulição da solução (calculado e real) são bem próximos, sendo que o 
ponto de ebulição calculado para a solução é de 100,274 °C, e o valor obtido no experimento é 
de 100,30 °C.
4.4
6
7
8
57Gabarito: Virtual Chemistry
Diminuição do ponto 
de congelamento
Tabela de dados 
Massa de NaCl (g) 3,9869
Massa de água (g) 99,8
Massa de gelo (g) 45
Massa de água + gelo (g) 144,8
Temperatura mínima (°C) −1,75
Calcula-se o número de mols de NaCl pela fórmula:
mols de NaCl = massa pesada (g) / massa molar de NaCl (g/mol), dado que massa molar 
NaCl = 58,5 g/mol
Mols de NaCl = 3,9869 / 58,5
Mols de NaCl = 0,06815 mols
Calcula-se a massa da água multiplicando o volume utilizado pela sua densidade (0,998 g/mL): 
100 mL × 0,998 g/mL = 99,8 g ou 0,0998 Kg.
Como a solução é composta de água e gelo, deve-se somar as massas de ambos. Assim a massa 
do soluto é 99,8 + 45 = 144,8 g
Calcula-se a molalidade (m) pela fórmula:
Molalidade (mols/Kg)= Mols de solvente (mols) / massa do soluto (Kg)
Molalidade = 0,06815 mols / 0,1448 Kg
Molalidade = 0,47065 mols/kg
Calcula-se pela fórmula a variação do ponto de ebulição:
ΔT = Kb × m × i,
onde ΔT é a mudança do ponto de ebulição; i é o número de íons na solução por mol de NaCl 
dissolvido, no caso i = 2; m é a molalidade da solução; e Kb é a constante molal do ponto de 
congelamento da água, que é 1,86 °C/m.
ΔT = 1,86 × 0,47065 × 2
ΔT = 1,751 °C
Calcula-se pela fórmula o ponto de congelamento “calculado”:
Ponto de congelamento calculado da solução = 0,0 °C − ΔT
Ponto de congelamento calculado = −1,750 °C
Os valores do ponto de congelamento da solução (calculado e real) são os mesmos. O ponto 
de congelamento calculado para a solução é de −1,75 °C e o valor obtido no experimento é o 
mesmo (−1,75 °C).
4.5
5
6
7
58 Gabarito: Virtual Chemistry
Determinação da massa molar 
a partir do ponto de ebulição
Tabela de dados 
Massa de NaCl (g) 4,0839
Massa de água (g) 99,8
Temperatura de ebulição da água pura (°C) 99,59
Temperatura de ebulição da solução (°C) 100,30
Calcula-se a elevação do ponto de ebulição (ΔT) causado pela adição de NaCl, subtraindo a 
temperatura de ebulição da solução com NaCl pela temperatura de ebulição da água pura:
ΔT = 100,30 − 99,59
ΔT = 0,71 °C
Calcula-se a molalidade da solução pela fórmula:
ΔT = Kb × m × i,
onde ΔT é a mudança do ponto de ebulição; i é o número de íons na solução por mol de NaCl 
dissolvido, no caso i = 2; m é a molalidade da solução; e Kb é a constante molar do ponto de 
ebulição da água, que é 0,51 °C/m.
0,71 = 0,51 × m × 2
m = 0,696 mols/kg
Calcula-se a massa da água (solvente) multiplicando o volume utilizado pela sua densidade 
(0,998 g/mL): 100 mL × 0,998 g/mL = 99,8 g ou 0,0998 Kg.
Calcula-se a quantidade de mols na solução pela fórmula da molalidade (m):
Molalidade (mols/Kg) = mols de soluto (mols) / massa do solvente (Kg)
0,696 = mols de NaCl / 0,0998
Mols de NaCl = 0,0695 mols de NaCl
Calcula-se a massa molar de NaCl, para a massa pesada de 4,0839 g pela fórmula:
Mols de NaCl = massa pesada (g) / massa molar (g/mol)
0,06975 = 4,0839 / massa molar
Massa molar de NaCl = 58,7611 g/mol
Os valores da massa molar de NaCl (calculado e real) são próximos. A massa molar calculada 
foi de 58,7611