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Química Biológica
Prof. MSc. Luiz Fabrício Gardini Brandão
Química Biológica
Química Biológica (SDE0898)
Carga Horária: 110 horas (66 horas teóricas, 44 horas práticas)
Ementa: Conversão de Unidades, Grandezas Químicas e Estequiometria, Geometria Molecular, 
Polaridade, Soluções, pH.
Avaliações:
AV1: Avaliação Escrita (0 a 10)
AV2: Avaliação Escrita (0 a 10)
AV3: Avaliação Escrita (0 a 10)
Média: Soma das duas maiores notas dividido por 2
IMPORTANTE: Notas abaixo de 4,0 não serão computadas.
- Sugestão: Para facilitar o processo de aprendizagem é bom sempre trazer uma tabela periódica.
- Nas avaliações, será permitido apenas o uso da calculadora, lápis ou lapiseira, caneta e 
borracha. Não será permitido o empréstimo de material. Haverá uma cópia da tabela periódica 
disponível nas avaliações.
Química Biológica
Importante:
- As datas podem sofrer alterações no decorrer do semestre. É obrigação do 
acadêmico se manter informado. (Cuidado ao faltar ou chegar atrasado às aulas).
- E.P.I = jaleco de manga longa (qualquer cor), calça comprida e sapatos (ou botas ou 
tênis) completamente fechados (ou seja, proibido o uso de sapatilhas, sandálias, 
sandálias de plataforma, peep toe, sapatos de salto, rasteirinha, chinelos)
- As notas das AV1s, AV2s e AV3s serão divulgadas em um prazo máximo de 7 dias 
corridos após a realização de cada prova.
AV1 – Resolução de problemas envolvendo cálculos (sem alternativas)
AV2 – Prova nacional (6 a 10 questões – múltipla escolha e cálculos)
AV3 – Prova nacional (6 a 10 questões – múltipla escolha e cálculos)
Química Biológica
BIBLIOGRAFIA
Química - A Matéria e suas Transformações - Vol. 1, James E. Brady; Joel W. Russell; 
John R. Holum, LTC, 2003, 3ª ed.
Química - A Matéria e suas Transformações - Vol. 2, James E. Brady; Joel W. Russell; 
John R. Holum, LTC, 2003, 3ª ed.
Química Geral e Reações Químicas – Kotz, J.C. 2002.
Química: A Ciência Central. Brown, LeMay, Bursten. 2002
Documentos para imprimir para a próxima aula:
- Prof. Fabrício – Química Geral – Aulas (máximo 2 slides por página)
- Prof. Fabrício – Resolução dos exercícios propostos
- Prof. Fabrício – Tabela Periódica
Química Biológica
Química Biológica
Sistema Internacional
Química Biológica
Grandeza Física
Tudo o que pode ser medido
Escalar Vetorialou
Ex: Distância: 80 km Ex: Velocidade: 110 km/h N
magnitude
unidade
magnitude
unidade
direção
Química Biológica
Grandeza Física
Tudo o que pode ser medido
Fundamental Derivadaou
Ex: Distância: comprimento
de A a B
Ex: Tempo: Sucessão de 
eventos
Ex: Velocidade: km/h
Definição depende
de outras grandezas
físicas
Química Biológica
Sistema Internacional de Unidades (S.I.)
Grandezas Fundamentais
Grandeza Unidade Símbolo
Comprimento metro m
Massa kilograma kg
Tempo segundo s
Corrente Elétrica ampere A
Temperatura kelvin K
Quantidade de Substância mol mol
Intensidade Luminosa candela cd
Química Biológica
Grandezas Derivadas
Grandeza Unidade Símbolo Unidade S.I.
Frequência Hertz Hz s-1
Energia Joule J kg.m2/s2
Força Newton N kg.m/s2
Pressão Pascal Pa kg/(m.s2)
Potência Watt W kg.m2/s3
Carga elétrica Coulomb C A.s
Potencial elétrico Volt V kg.m2/(A.s3)
Resistência elétrica Ohm Ω kg.m2/(A2.s3)
Capacitância Farad F A2.s4/(kg.m2)
Indutância Henry H kg.m2/(A2.s2)
Campo Magnético Tesla T kg/(A.s2)
Sistema Internacional de Unidades (S.I.)
Química Biológica
metros, kilometros, milhas, jardasDistância:
Metro (m) = ____1____ 
10 000 000
a distância do Polo Norte até 
o equador pelo meridiano 
que passa por Paris.
Def. Sec. XVIII
Química Biológica
Massa: gramas, kilogramas, libras
1 kg = 1 L de água
Química Biológica
Tempo: horas, minutos, segundos
Segundo (s) = __1__ dia 
86 400
(1 dia = 24 horas = 1 440 
minutos = 86 400 segundos)
Def. 1956
Química Biológica
Tempo: horas, minutos, segundos
Definição mais precisa (1967):
Segundo (s) = 9 192 631 770 oscilações do átomo 
radioativo Césio-133.
Química Biológica
Sistema Métrico Sistema Britânico
Distância metros (e derivados) pés, jardas, milhas
Massa gramas (e derivados) libras
Volume litros (e derivados) galão
Temperatura oC oF
Tempo segundos, minutos segundos, minutos
Unidades Físicas: Forma de expressar medidas
Química Biológica
Múltiplos e Prefixos o Sistema Métrico
Múltiplo Prefixo Abreviação Conversão (exemplo metro)
1012 Tera T 1 Tm = 1.1012 m
109 Giga G 1 Gm = 1.109 m
106 Mega M 1 Mm = 1.106 m
103 Kilo k 1 km = 1.103 m
102 Hecta h 1 hm = 1.102 m
10 Deca da 1 dam = 1.10 m
1 Unidade Física 1 m = 1 m
10-1 Deci d 1 dm = 1.10-1 m
10-2 Centi c 1 cm = 1.10-2 m
10-3 Mili m 1 mm = 1.10-3 m
10-6 Micro m 1 mm = 1.10-6 m
10-9 Nano n 1 nm = 1.10-9 m
10-12 Pico p 1 pm = 1.10-12 m
Química Biológica
Conversão de Unidades - Exemplos e Exercícios
1km  m
100 cm  m
2,5 mm  m
2,5 m  mm
1 m  mm
Química Biológica
Conversão de Unidades - Exemplos e Exercícios
4h  s
100 km  m
2,5 polegadas  cm
4 polegadas  m
80 km/h  m/s
2 m/s  km/h
Química Biológica
Conversão de Unidades - Exemplos e Exercícios
1Mbyte  bytes
10 kJ  Joules
2,5 kW  MW
2,5 dg  g
1 mg  kg
1 kg  mg
Química Biológica
Conversão de Unidades - Exemplos e Exercícios
Áreas
Terreno de 10 m x 15 m = 150 m2
Converta 150 m2 em:
- cm2
- km2
Química Biológica
Conversão de Unidades - Exemplos e Exercícios
Volume:
Uma caixa d`água de 1m x 1m x 1m = 1m3
Converta 1 m3 em:
- cm3
- km3
Química Biológica
Conversão de Unidades
Densidade
1L = 1 dm3
d = m/V
ferro algodão
0,10 m = 1 dm = 10 cm
Química Biológica
Conversão de Unidades
1L = 1 dm3
Densidade
Ferro = 7874 kg/m3 Algodão = 0,23 g/cm3
d = m/V
Converter para g/dm3
Química Biológica
Conversão de Temperatura
TF = 9 TC + 32
5
TF =1,8TC + 32
TC = (TF – 32)
1,8
TK = TC + 273
y = ax + b
y = eixo vertical
x = eixo horizontal
a = inclinação (slope)
b = intersecção do y 
Química Biológica
Conversão de Temperatura - Exercícios
10o F  oC
10o C  oF
10o F  K
10o C  K
10 K  oF
10 K  oC
TF = 9 TC + 32
5
TK = TC + 273
Química Biológica
Cuidado com sua Calculadora!!!
No Brasil:
Ponto = mil ex: 1.000 lê-se “mil”
Vírgula = casa decimal ex: 1,000 lê-se “um”
Nos EUA:
Ponto = casa decimal ex: 1.000, lê-se “um”
Vírgula = mil ex: 1,000 lê-se “mil”
CALCULADORA – PADRÃO EUA
- Não precisa digitar pontos quando quer expressar mil ou milhão, etc. 
Ex: Um milhão, digitar 1000000 e não 1.000.000
- Ao expressar um número decimal é necessário digitar ponto. Ex: 1.5
Ao ler a resposta da calculadora, ela pode expressar vírgulas ou
apóstrofes para expressar mil, milhão, etc…
Ex: 1’000’000 ou 1,000,000 significa um milhão.
Química Biológica
Aulas Teóricas 1 a 3 – Grandezas Químicas
- Introdução à Química
- Átomos
- Ligações Químicas
Química Biológica
Química  Terra
Estudo da matéria e suas transformações
Matéria – Algo que ocupa espaço (sólido, líquido, gasoso) 
Ao transformar a matéria sempre haverá energia envolvida:
- Ex: Carvão  Cinzas (libera energia)
- Ex: Cobre  Moeda (armazena energia)
Toda a matéria (sólida, líquida ou gasosa) é composta de:
ÁTOMOS!
Química Geral
Química Geral
Sólido Líquido Gasoso
Átomo = indivisível
Há mais átomos na cabeça de um alfinete que pessoas na Terra.
10 milhões de átomos lado a lado para cobrir a extensão 
de um hífen “-”
Há um pouco mais de 100 “espécies" de átomos que 
compõem tudo que existe no nossoplaneta (TABELA 
PERIÓDICA)
Os átomos são as unidades básicas da natureza
Química Geral
Como assim só 100 tipos diferentes de átomos formam 
tudo o que existe no mundo?
Da mesma forma que somente 26 letras do alfabeto 
formam as 600 mil palavras da língua portuguesa.
Quando átomos se combinam forma-se as moléculas!
Química Geral
Química Geral
Química Geral
1. Introdução
Sec. XIX – Modelo Atômico de Dalton
Átomo = indivisível
Bola de Bilhar
Maciço
Indivisível
Sem cargas
Química Geral
Modelo Atômico de Tompson
Pudim de Passas
Cargas positivas e negativas = atração
Química Geral
Modelo Atômico de Rutherford/Bohr
Sistema Planetário
Partículas Positivas e Negativas
Divisível
“Grande Vazio” – Massa no 
Núcleo
Analogia: Maracanã 
Elefante e moscas
Química Geral
Modelo Atômico de Rutherford/Bohr
Prótons (p) – núcleo – carga positiva
Elétrons (e) – eletrosfera – carga negativa
Nêutrons (n) – núcleo – sem carga (neutro)
Química Geral
Química Geral
A diferença de um átomo para 
outro é o número do prótons
Ex: Água (H2O)
Química Geral
A = massa atômica = 14 amu (unidades de massa atômica)
Z = número atômico (número de prótons) = 7
Química Geral
Só prótons e nêutrons tem massa. A massa dos elétrons é insignificante 
pois eles pesam aproximadamente 1800 vezes menos que os prótons e 
nêutrons.
X
Prótons = 1
Elétrons = 1
Massa = 1
Nêutrons = 0
Prótons = 2
Elétrons = 2
Nêutrons = 2
Massa = 4
No Elétrons = No Prótons
Nêutrons = Massa – Prótons
N = A – Z
Os prótons, elétrons e nêutrons não existem em frações. Ou seja não 
existe meio próton, ou 0,3 nêurons ou 0,7 prótons, etc…
Química Geral
Prótons = ?
Elétrons = ?
Massa = ?
Nêutrons = ?
Vamos imaginar como é um átomo de carbono:
Química Geral
Química Geral
Massa insignificante?
Ex. Se somarmos todos o prótons, elétrons e nêutrons de todos os átomos 
de uma pessoa 80 kg, obteríamos o seguinte valor aproximadamente:
-79,066 kg de prótons e nêutrons
- 0,044 kg de elétrons
-Ou seja, aproximamente 44 gramas de uma pessoa de 80 kg é referente 
aos seus elétrons. Em uma balança normal de farmácia, este valor não faria 
a menor diferença!
-Isto é o consideramos massa insignificante. Quando o seu valor é tão baixo 
que não faz diferença no total de acordo com os instrumentos de medição.
Então, por quê o número de massa de um elemento não é sempre um 
número inteiro?
Química Geral
Devido aos isótopos de cada elemento!
Ou seja, na natureza, não existe só um tipo de carbono (átomo que 
possui 6 prótons). Existem mais!
ISÓTOPOS
São átomos que possuem o mesmo número de prótons, 
porém diferente número de nêutrons
C12 C13 C14 
Prótons = ?
Elétrons = ?
Massa = ?
Nêutrons = ?
Prótons = ?
Elétrons = ?
Massa = ?
Nêutrons = ?
Prótons = ?
Elétrons = ?
Massa = ?
Nêutrons = ?
98,89% 1,11% traços
Química Geral
ISÓTOPOS
São átomos que possuem o mesmo número de prótons, 
porém diferente número de nêutrons
C14 
Prótons = 6
Elétrons = 6
Massa = 14
Nêutrons = 8
Química Geral
C14 – Meia Vida = 5740 anos
ISÓTOPOS
Cl35 Cl37 
Prótons = ?
Elétrons = ?
Massa = ?
Nêutrons = ?
Prótons = ?
Elétrons = ?
Massa = ?
Nêutrons = ?
75,77% 24,23%
Química Geral
ISÓTOPOS
H1 H2 H3
Prótons = ?
Elétrons = ?
Massa = ?
Nêutrons = ?
Prótons = ?
Elétrons = ?
Massa = ?
Nêutrons = ?
99,985% 0,015% sintético
Prótons = ?
Elétrons = ?
Massa = ?
Nêutrons = ?
Química Geral
c c
c
Colunas = Famílias
Química Geral
c c
c
Colunas = Famílias
Química Geral
Nome especial das famílias:
1A – Metais alcalinos 4A – Família do Carbono 8A - Gases
2A – Metais alcalinos terrosos 5A – Família do Nitrogênio Nobres
3A – Família do Boro 6A – Calcogênios
1B a 8B – Metais de transição 7A – Halogênios
Linhas = Períodos
Química Geral
Os elétrons da Camada de Valência são os 
responsáveis pelas ligações entre os átomos
-O número de elétrons na camada de valência de um 
elemento coincide com a família em que ele se 
encontra na tabela periódica (para os elementos da 
família A).
-Vejamos, como exemplo o Carbono e o Cloro:
-Carbono: Família 4A, portanto 4 elétrons na camada de 
valência.
-Cloro: Família 7A, portanto 7 elétrons na camada de 
valência.
Química Geral
1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A
Elementos da Família B
Química Geral
REGRA DO OCTETO:
-Todos os átomos anseiam por ter 8 elétrons na camada de 
valência. (Há algumas exceções como o H e o Li).
-Caso não tenham, vão se ligar à outros átomos através de 
compartilhamento de elétrons ou doação de elétrons para se 
estabilizarem.
-Sendo assim, todos os átomos almejam possuir uma configução 
eletrônica de um GÁS NOBRE (elementos da família 8A – 8 elétrons 
da última camda).
-Os GASES NOBRES não fazem ligações químicas pois já estão 
estabilizados com 8 elétrons na camada de valência.
Química Geral
Átomos: partículas responsáveis pela composição de toda a matéria 
presente no universo.
Íons: Átomos carregados positivamente (cátions - perda de 
elétrons) ou negativamente (ânions - ganho de elétrons).
Moléculas/Compostos: Ligações entre dois ou mais átomos.
Ex: Fe (ferro) Cl (cloro)
S (enxofre) C (carbono)
Na (sódio) F (flúor)
Ex: Fe3+ (cátion ferro) Cl- (ânion cloro - cloreto)
Mg2+ (cátion magnésio) S2- (ânion enxofre - sulfeto)
Na+ (cátion sódio) F- (ânion flúor - fluoreto)
Ex: MgS – sulfeto de magnésio
NaCl – cloreto de sódio
C6H12O6 - glicose
Química Geral
Ligações Químicas
São formadas devido às forças 
de interação entre elétrons
Química Geral
Ligações Iônicas:
-Ocorrem entre ametais e metais (átomos da família 1A e 2A com 
átomos da família 5A, 6A e 7A). Ou seja, entre metais e ametais.
-Ligação entre átomos por doação de elétrons
Química Geral
Ligações Iônicas:
-Formação de íons = é a perda ou ganho de elétrons para adquirir 
maior estabilidade  REGRA DO OCTETO
Ametais da Família 5A, 6A e 7A possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última
camada. Assim, a tendência destes átomos é ganhar elétrons para
abrigar 8 elétrons na última camada. Ao ganhar estes elétrons sua
carga formal torna-se negativa  ÂNIONS
P (Z=15) – 15 elétrons: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 P3-
O (Z=8) – 8 elétrons: 1s2 2s2 2p4 O2-
S (Z=16) – 16 elétrons: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 S2-
F (Z=9) – 9 elétrons: 1s2 2s2 2p5 F-
Cl (Z=17) – 17 elétrons: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl-
Química Geral
Ligações Iônicas:
-Formação de íons = é a perda ou ganho de elétrons para adquirir 
maior estabilidade  REGRA DO OCTETO
Metais da Família 1A, 2A e 3A possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última
camada. Assim, a tendência destes átomos é perder seus elétrons para
abrigar 8 elétrons na última camada. Ao perder estes elétrons sua
carga formal torna-se positiva  CÁTIONS
Li (Z=3) – 3 elétrons: 1s2 2s1 Li+
Na (Z=11) – 11 elétons: 1s2 2s2 2p6 3s1 Na+
Mg (Z=12) – 12 elétrons: 1s2 2s2 2p6 3s2 Mg2+
Ca (Z=20) – 20 elétrons: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Ca2+
B (Z=5) – 5 elétrons: 1s2 2s2 2p1 B3+
Al (Z=13) – 13 elétrons: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Al3+
Química Geral
Ligações Iônicas:
-Podemos pensar de duas maneiras:
1.Transferência de elétrons (doação de elétrons)
2.Atração de íons
Li (Z=3) – 3 elétrons: 1s2 2s1 Li+
F (Z=9) – 9 elétrons: 1s2 2s2 2p5 F-
Representação: LiF – Fluoreto de Lítio
As ligações iônicas são sempre polares!
Química Geral
Ligações Iônicas (Estruturas de Lewis):
Ao escrevera fórmula química: Cátion primeiro e ânion depois!
Química Geral
Um grão de sal!
Química Geral
Ligações Covalentes:
-Ocorrem normalmente entre os elementos das familías 4A, 5A, 6A e 
7A, além do Hidrogênio da família 1A. Ou seja, entre ametais.
-Ligação entre átomos por compartilhamento de elétrons pois 
ambos querem ganhar elétrons. Como um átomo não pode doar 
elétrons para o outro, eles compartilham.
Química Geral
Ligações Covalentes:
-Exemplo: Moléculas Diatômicas (com dois átomos somente)
H (Z=1) – 1 elétron: 1s1 H2
F (Z=9) – 9 elétrons: 1s2 2s2 2p5 F2
Cl (Z=17) – 17 elétrons: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl2
Br (Z=35) – 35 elétrons: 1s2 …… 4s2 …. 4p5 Br2
I (Z=53) – 53 elétrons: 1s2 ……… 5s2 …. 5p5 I2
Elementos da Família 7A  7 elétrons na última camada  falta
apenas um elétron para completar a regra do octeto.
(O Hidrogênio é uma exceção pois precisa apenas de dois elétrons)
Química Geral
Ligações Covalentes:
-Exemplo: Moléculas Diatômicas (com dois átomos somente)
Por quê o oxigênio e o nitrogênio se ligam entre si por ligações 
múltiplas?
-Oxigênio  Família 6A  2 elétrons  REGRA DO OCTETO
-Nitrogênio  Família 5A  3 elétrons  REGRA DO OCTETO
O2
N2
Química Geral
Ligações Covalentes:
Apolares X Polares
Eletroafinidade
As setas indicam a
afinidade do
núcleo do átomo
com os elétrons.
momento dipolo
(carga parcial positiva 
e negativa)
Química Geral
Íons Poliatômicos
Alguns compostos são formados por 3 ou mais tipos diferentes de 
átomos. Desta forma, é comum existir os íons poliatômicos, que são íons 
formados pois 2 tipos diferentes de elementos.
Ex: O composto sulfato de sódio Na2SO4 é formado pelo cátion Na
+ e o 
ânion SO4
2-, sendo este um íon poliatômico.
Ex. O composto fosfato de magnésio Mg3(PO4)2 é formado pelo cátion 
Mg2+ e o ânion PO4
3-, sendo este um íon poliatômico.
Ex. O composto hidróxido de lítio LiOH é formado pélo cátion Li+ e o 
ânion OH-, sendo este um íon poliatômico.
Ex. O composto hidróxido de magnésio Mg(OH)2 é formado pélo cátion 
Mg2+ e o ânion OH-, sendo este um íon poliatômico.
Química Geral
Matéria
Elemento Composto/Substância/
Molécula
Mistura
Matéria composta de 
um só elemento da 
tabela periódica.
Ex. Ferro (Fe)
Cobre (Cu)
Iodo (I)
P.F. Ferro = 1538oC
P.E. Ferro = 2862oC
Matéria composta de dois ou mais 
elementos da tabela periódica que 
possuem propriedades físicas 
(como ponto de fusão e ebulição) 
definidas.
Ex. Água (H2O)
Ácido Sulfúrico (H2SO4)
Cloreto de Sódio (NaCl)
P.F. água = 0oC
P.E. água = 100oC
Várias 
Substâncias
Ex. Água do mar
Coca-cola
Sucos
P.F. coca-cola ?
P.E. coca-cola ?
(varia ao longo 
do tempo)
Química Geral
Química Geral
Exercícios
Os exercícios propostos no final de cada aula foram 
elaborados com a intenção de ajudar o acadêmico a 
fixar, através do método de repetição, o conteúdo 
exposto em sala de aula.
Sugere-se ao acadêmico resolver e compreender 
todos os exercícios para obter um bom desempenho 
nesta disciplina.
Não é necessário entregar ao professor.
Química Geral
Exercícios
1. Quantos prótons, elétrons e nêutrons há no átomo de ouro 197Au? 
2. Quantos prótons, elétrons e nêutrons há no átomo de potássio 39K?
3. Usando a tabela periódica, defina qual é o elemento que contém 18 prótons, 18 elétrons e 22 
nêutrons? 
4. Quais dos elementos Li, Be, F, S, Cl possuem características químicas e físicas similares? Justifique. 
5. Localize na tabela periódica, os elementos fósforo e o lítio e atribua a eles o número de massa e o 
número atômico. 
6. Localize a família dos metais alcalinos, Escreva o nome de cada elemento e atribua a todos os 
elementos (considerando sempre o isótopo principal) desta família o número de massa e o número 
atômico. Em seguida, calcule o número de nêutrons de cada elemento. 
7. Localize a família dos metais alcalinos terrosos, escreva o nome de cada elemento e atribua a todos 
os elementos (considerando sempre o isótopo principal) desta família o número de massa e o número 
atômico. Em seguida, calcule o número de nêutrons de cada elemento. 
8. Localize a família dos calcogênios, escreva o nome de cada elemento e atribua a todos os elementos 
(considerando sempre o isótopo principal) desta família o número de massa e o número atômico. Em 
seguida, calcule o número de nêutrons de cada elemento. 
Química Geral
Exercícios
9. Localize a família dos halogênios, escreva o nome de cada elemento e atribua a todos os 
elementos (considerando sempre o isótopo principal) desta família o número de massa e o número 
atômico. Em seguida, calcule o número de nêutrons de cada elemento.
10. Localize a família dos gases nobres, escreva o nome de cada elemento e atribua a todos os 
elementos (considerando sempre o isótopo principal) desta família o número de massa e o número 
atômico. Em seguida, calcule o número de nêutrons de cada elemento. 
11. Com o auxílio da tabela periódica, dê o símbolo completo (com a sua respectiva massa, 
número atômico e carga) para o íon que possui 26 prótons, 30 nêutrons e 24 elétrons. 
12. Com o auxílio da tabela periódica, dê o símbolo completo (com a sua respectiva massa, 
número atômico e carga) para o íon que possui 15 prótons, 16 nêutrons e 18 elétrons.
13. Com o auxílio da tabela periódica, encontre a quantidade de prótons e elétrons do íon 
selênio. 
14. Qual é a carga dos íons bario, oxigênio e alumínio? 
15. Quais dos compostos N2O, Na2O, CaCl2, SF4 são do tipo iônico? Justifique. 
16. Quais dos compostos CI4, FeS, P4O6, PbF2 são do tipo covalente (ou molecular)? 
17. Qual é a fórmula química das substâncias formadas a partir dos íons: a) Al3+ e Cl- b) Al3+ e 
O2- c) Mg2+ e NO3
-
Química Geral
Exercícios
18. Qual é a fórmula química das substâncias formadas a partir dos íons: a) Na+ e PO4
3- b) Zn2+
e SO4
2- c) Fe3+ e CO3
2-
19. Quais são os íons que formam os compostos: a)NaBr b)Na2O c) MgBr2 d) Fe2O3 e)MgO 
f)Li2O
20. Quantos átomos de hidrogênio há em cada fórmula? a) C2H5OH b) Ca(CH3COO)2 c) 
(NH4)3PO4
21. Quantos átomos de carbono há na fórmula C2H5COOCH3? 
22. Quantos átomos de oxigênio há na fórmula Ca(ClO3)2? 
23. Com o auxílio de uma tabela periódica, prediga os íons formados à partir dos elementos Al, 
Ca, S, I. 
24. Com o auxílio de uma tabela periódica, prediga os compostos formados a partir dos 
elementos: a) Ga e F b) Li e H c) Al e I d) K e S
25. A prata (Ag) é um metal de transição e pode assumir diversas formas iônicas. No entanto, a 
sua princial é o cátion Ag1+. Sendo assim, quais compostos você esperaria que a prata formasse com a) I 
b) S c) F? 
26. Quais são as fórmulas químicas dos compostos formados a partir dos íons: a) Ca2+ e Br - b) 
NH4
+ e Cl- c) Al3+ e C2H3O2
- d) K+ e SO4
2- e) Mg2+ e PO4
3- f) Mg2+ e NO3
- g) Na+ e CO3
2- h) Ba2+ e OH- i) 
NH4
+ e PO4
3- j) Hg2+ e ClO3
-
Química Geral
Exercícios
Pesquise sobre os assuntos abaixo e redija algumas linhas a respeito de cada um deles. Isto vai 
lhe ajudar a ampliar os seus conhecimentos em química, o seu vocabulário, a sua escrita e a sua cultura. 
Bons estudos!
1. Descreva a contribuições que Dalton, Thompson e Rutherford fizeram para a ciência.
2. Por que assumimos que a massa de um íon é igual ao seu átomo de origem?
4. Quais são os isótopos do carbono e qual a quantidade percentual de cada um deles no planeta Terra?
5. Qual são os gases que compoem a atmosfera do planeta Terra. Escreva o nome e a sua fórmula 
molecular.
6. Em condições normais de pressão (1 atm), qual é a temperatura de fusão e ebulição dos seguintes 
compostos listados abaixo:a) Ferro
b) Nitrogênio (N2)
c) Oxigênio (O2)
d) Água (H2O)
e) Álcool etílico (CH3CH2OH)
f) Éter metílico (CH3OCH3)
g) Sal de cozinha (cloreto de sódio – NaCl)
h) Açúcar de cozinha (sacarose – C12H24O12)
7. Pesquise a temperatura média de um fogão doméstico e explique porque ao cozinhar o açúcar ele 
derrete para virar caramelo e o sal não derrete.
Química Geral
Respostas
1. 79, 79, 118
2. 19, 19, 20
3. 4018Ar
4. F e Cl pois são halogênios, ou seja, pertencer à família 7A e possuem 7 elétrons na camada de valência.
5. 3115P 
7
3Li
6. Hidrogênio 11H nêutrons = 0 e da mesma forma com os demais elementos
7. vide exemplo de resposta do exercício 6
8. vide exemplo de resposta do exercício 6
9. vide exemplo de resposta do exercício 6
10. vide exemplo de resposta do exercício 6
11. 5626Fe
2+
12. 3115P
3-
13. 34 prótons e 36 elétrons
14. 2+, 2- e 3+
15. Na2O e CaCl2 pois são ligações entre metais e ametais
16. CI4 e P4O6 pois são ligações entre ametais
17. a) AlCl3, b)Al2O3, c) Mg(NO3)2 
18. a) Na3PO4 b)ZnSO4 c) Fe2(CO3)3 
19. a) Na+ e Br - b) Na+ e O2- c) Mg2+ e Br - e) Fe3+ e O2- f) Li+ e O2-
20. a) 6 b) 6 c)12
21. 3
22. 6
23. Al3+, Ca2+, S2-, I-
24. a) GaF3 b) LiH c) AlI3 d)K2S
25. a) AgI b) Ag2S c) AgF
26. a) CaBr2 b) NH4Cl c) Al(C2H3O2)3 d) K2SO4 e) Mg3(PO4)2 f) Mg(NO3)2 g) Na2CO3 h) Ba(OH)2 i) (NH4)3PO4 j) Hg(ClO3)2
Química Geral
Aulas Teóricas 4 e 5
Estequiometria e Soluções
Reações Químicas
-São rearranjos de átomos
-Ocorre devido à diferença de afinidade entre átomos
Química Geral
Ferro e Enxofre (Fe + S) Sulfeto de Ferro: FeS
Uma reação química muda as propriedades da matéria
Ímã
Química Geral
Símbolos usados em uma reação química:
6CO2(g) + 6H2O(l) C6H12O6(s) + 6O2(g)
(Reagentes) (Produtos)
+ adição de substâncias e formação de mais de uma substância
aponta a direção dos reagentes aos produtos
reação reversível
(g) ou gasoso à temperatura ambiente (25o C)
(l) líquido à temperatura ambiente
(s) ou sólido à temperatura ambiente
(aq) solução aquosa (substância dissolvida em água)
aquecimento
luz
6CO2 coeficiente (indica a quantidade de moléculas)
6CO2 valor subscrito (indica a quantidade de átomos)
Qual é o nome da reação descrita acima?
Química Geral
hv
hv
Lei de Lavoisier: Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se
transforma. Ou seja, a massa dos produtos é igual à massa dos reagentes.
produtosreagentes
Química Geral
Qual é o nome da reação descrita acima?
Tipos de Reações Químicas
-Combinação
-Decomposição
-Simples Troca
-Dupla Troca
Química Geral
Tipos de Reações Químicas (Exemplos)
- Combinação
4 Fe + 3 O2  2 Fe2O3
- Decomposição
H2O  2 H2 + O2
- Simples Troca
Cu + 2 AgNO3  2 Ag + Cu(NO3)2
- Dupla Troca
Na2SO4 + BaCl2  BaSO4 + 2 NaCl
Química Geral
Balanceamento de Equações
H2 + O2  H2O (não balanceada)
Reagentes: Produtos:
2 Hidrogênios 2 Hidrogênios
2 Oxigênios 1 Oxigênio
2 H2 + O2  2 H2O (balanceada)
Reagentes: Produtos:
4 Hidrogênios 4 Hidrogênios
2 Oxigênios 2 Oxigênios
Química Geral
As reações devem ser balanceadas e escritas como uma equação química!
Balanceamento de Equações e Estequiometria
2 H2 + O2  2 H2O (balanceada)
Reagentes: Produtos:
H2 = 1 x 2 = 2 H2 = 1 x 2 = 2
2 H2 = 2 x 2 = 4 O = 16 x 1 = 16
O2 = 16 x 2 = 32 H2O = 16 + 2 = 18
2 H2 + O2 = 32 + 4 = 36 2 H2O = 18 x 2 = 36
Ou seja:
36 g de reagentes produz 36 g de produtos
2 H2 + O2  2 H2O
4g 32g 36g Hidrogênio (A = 1)
Oxigênio (A = 16)
Química Geral
Balanceamento de Equações e Estequiometria
2 H2 + O2  2 H2O
4g 32g 36g (Esta é a proporção de massa da reação)
4 32 36 (Esta é a proporção de a.m.u. da reação)
2 1 2 (Esta é a proporção de moléculas da reação)
4 2 6 (Esta é a proporção de átomos da reação)
À partir destas razões, é possível realizar cálculos estequiométricos:
Ex: 1. Com relação a reação abaixo, pergunta-se:
2 H2 + O2  2 H2O
a)Se tivermos 32g de O2, quanto será formado de H2O?
b)Se tivermos 2 g de H2, quanto será formado de H2O?
c)Se tivermos 16 g de O2, quanto será formado de H2O?
d)Para produzir 72 g de H2O, quanto será necessário de H2 e O2?
e)Para produzir 200 g de H2O, quanto será necessário de H2 e O2?
Química Geral
Como o átomo e as moléculas possuem uma massa muito pequena, 
usamos o conceito de MOL para quantificar a matéria.
1 MOL = 6,02x1023 unidades
Ou seja: 602.000.000.000.000.000.000.000 unidades
Ou seja: 602 sextilhões de unidades!
1 mol de laranjas = 602 sextilhões de laranjas
1 mol de melancias = 602 sextilhões de melancias
1 mol de Carbono = 6,02x1023 átomos de carbono
1 mol de CO2 = 6,02x10
23 moléculas de CO2
Química Geral
Qual é a massa de 1 mol de Carbono? Ou seja, quanto pesa 
6,02x1023 átomos de carbono?
1 mol de C = 12g de C
Assim como 1 mol de Cl = 35,45g de Cl
2 mols de C = 24g de C
2,5 mols de C = 30g de C
Qual é a massa de 1 mol de H2O?
Qual é a massa de 3,5 mols de H2O?
Química Geral
Exemplos:
1.Qual é a massa, em gramas, de 6,33 mol de NaHCO3 ?
1.Qual a quantidade de matéria (quantos mols) de NH4Cl em 200 g dessa substância?
2.Quantos átomos de H há em 0,585 mol de C4H10?
Química Geral
Exemplos:
4.Quantos gramas de água são produzidos na oxidação de 1,0 g de glicose? 
C6H12O6 + O2  CO2 + H2O
Quantos gramas de CO2 são produzidos na queima de 3 mols de glicose?
Química Geral
v
Definição: Soluto disperso em um solvente de forma homogênea
Solvente
Ex: Água
Soluto
Ex: NaCl
Solução de 
NaCl aquosa
Química Geral
SOLUÇÕES
Soluções
Concentração: massa do soluto / volume do solvente
Solvente
Ex: Água
(1 Litro)
Soluto
Ex: NaCl (100 g)
Solução de 
NaCl aquosa
C = m
V
C = m = 100 g = 100 g/L 
V 1L
Química Geral
Soluções
Formas de expressar a concentração de uma solução:
Ex: 100 gramas de NaCl solubilizado em 1 Litro de solução:
a) 100 g/L
b) 0,1 g/mL
c) 1,71 mol/L (Faça os cálculos: NaCl = 58,5 g/mol)
d) 1,71 M (lê-se molar = mol/L)
e) 10 % (p/V) (quantidade (em gramas) de soluto em 100 mL de solução)
Química Geral
Química Geral
Exemplos:
1.Calcule a concentração em mol/L de uma solução preparada a partir da dissolução de 23,4 g 
de sulfato de sódio (Na2SO4) em água suficiente para preparar 125 mL de solução.
2.Quantos gramas de Na2SO4 existem em 15 mL de uma solução 0,5 mol/L?
Soluções – Diluição
Ilustração
Vi
Ci
Vf
Cf
Química Geral
Soluções – Diluição
Fórmulas:
Ci.Vi = Cf.Vf ou Mi.Vi = Mf.Vf
Sendo que:
Ci = Concentração Inicial (em g/L)
Cf = Concentração final (em g/L)
Mi = Concentração inicial (em mol/L ou M)
Mf = Concentração final (em mol/L ou M)
Química Geral
Química Geral
Exemplos:
3. Quantos mililitros de uma solução de 3,0 mol/L de H2SO4 são necessários para preparar 450 
mL de uma solução de 0,10 mol/L.
4. Ao fazer uma diluição, você misturou 25 mL de uma solução aquosa de NaOH na 
concentração de 5,0 molar com quantidade de água destilada suficiente para completar 200 
mL. Qual é a concentração final da solução que você preparou? (Calcule a concentração em 
mol/L e em g/L).
Definição de Arrhenius: Substância que na presença de água libera 
o cátion Hidrogenio (H+).
Ex. HCl  H+ + Cl-
Ou seja: HCl + H2O  H3O
+ + Cl-
Ácidos Fortes: São aqueles que se dissociam completamente 
(aproximadamente 100%) na presençade água.
Ácidos
Química Geral
Ácidos
Nomenclatura de ácidos sem oxigênio:
Ácido (nome do ânion)ídrido
Exemplos:
HCl ácido clorídrico
HBr ácido bromídrico
HI ácido iodídrico
HF ácido fluorídrico
H2S ácido sulfídrico
HCN ácido cianídrico
Química Geral
Ácidos
Nomenclatura de ácidos com oxigênio:
Ácido (nome do ânion)ico ou oso
Exemplos:
HNO2 ácido nitroso
HNO3 ácido nítrico
H2SO3 ácido sulfuroso
H2SO4 ácido sulfúrico
HClO ácido hipocloroso
HClO2 ácido cloroso
HClO3 ácido clórico
HClO4 ácido perclórico
Química Geral
Bases
Definição de Arrhenius: Substância que na presença de água libera 
o ânion hidróxido (OH-).
Ex. NaOH  Na+ + OH-
Ou seja: NaOH + H2O  Na
+ + OH- + H2O
Bases Fortes: São aquelas que se dissociam completamente 
(aproximadamente 100%) na presença de água.
Química Geral
Bases
Nomenclatura de bases:
Hidróxido de (nome do cátion)
Exemplos:
LiOH Hidróxido de lítio
NaOH Hidróxido de sódio
KOH Hidróxido de potássio
Mg(OH)2 Hidróxido de magnésio
Ca(OH)2 Hidróxido de cálcio
Al(OH)3 Hidróxido de alumínio
NH4OH Hidróxido de amônio
Fe(OH)2 Hidróxido de ferro (II) ou hidróxido ferroso
Fe(OH)3 Hidróxido de ferro (III) ou hidróxido férrico
Química Geral
Sais
Definição: Substância iônica formada à partir da reação entre um 
ácido e uma base.
Ou seja: HCl + NaOH  NaCl + H2O
Na reação entre um ácido e uma base, além da formação do sal, 
forma-se também água
Química Geral
Sais
Nomenclatura de sais:
A base do nome é uma derivação do ânion do ácido que o gerou
Exemplos:
HCl + NaOH  NaCl + H2O
ácido clorídrico hidróxido de sódio cloreto de sódio
Exemplos:
NaBr brometo de sódio
CaCl2 cloreto de cálcio
KBr brometo de potássio
Na2SO4 sulfato de sódio
KNO3 nitrato de potássio
Na2SO3 sulfito de sódio
Bico de pato, osso de cabrito, Frederico no espeto
Química Geral
Óxidos
Definição: Substância iônica formada à partir do oxigênio.
Nomenclatura: ânion oxigênio recebe o nome de óxido e o cátion 
permanece inalterado.
MgO óxido de magnésio
CaO óxido de cálcio
Li2O óxido de lítio
Na2O óxido de sódio
K2O óxido de potássio
Fe2O3 óxido de ferro
Al2O3 óxido de alumínio
Química Geral
Reação de Neutralização
A reação química entre um ácido e uma base gera água e sal como 
produtos por isso é chamada de Reação de Neutralização. 
Exemplos
HCl + NaOH  H2O + NaCl
H2SO4 + 2 KOH  2 H2O + K2SO4
Química Geral
Reação de Combustão
A reação de combustão completa é caracterizada por produzir 
CO2 e H2O ao reagir um composto com O2. 
Exemplos
Combustão completa da glicose
C6H12O6 + 6 O2  6 CO2 + 6 H2O
Combustão completa do etanol
C2H6O + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O
As combustões imcompletas eliminam CO (monóxido de carbono) e 
C (fuligem)
Química Geral
pH: potencial hidrogeniônico que indica a acidez ou basicidade de 
uma solução.
pH
Sendo assim, quanto mais ácida uma substância, maior a sua 
concentração de H+ e menor o valor do seu pH.
Química Geral
pH
Ácido: Definição de Arrhenius - Substância que na presença de 
água libera o cátion hidrogenio (H+).
Ex. HCl  H+ + Cl-
Ou seja: HCl + H2O  H3O
+ + Cl-
pH = -log [H+]
[H+]  a concentração é expressa em mol/L (ou M)
Química Geral
pH
Se pH é pH = -log[H+] e eu quero saber a concentração de [H+] em 
uma solução em que o pH = 0 e em outra que o pH = 1, então:
-log10 [H
+] = 0  10-0 = [H+]  [H+] = 1
pH = 0  [H+] = 1 mol/L ou seja: [H+] = 1 mol/L
pH = 1  [H+] = 0,1 mol/L [H+] = 1,0 . 10-1 mol/L
pH = 2  [H+] = 0,01 mol/L [H+] = 1,0 . 10-2 mol/L
pH = 3  [H+] = 0,001 mol/L [H+] = 1,0 . 10-3 mol/L
pH = 4  [H+] = 0,0001 mol/L [H+] = 1,0 . 10-4 mol/L
pH = 5  [H+] = 0,00001 mol/L [H+] = 1,0 . 10-5 mol/L
pH = 6  [H+] = 0,000001 mol/L [H+] = 1,0 . 10-6 mol/L
pH = 7  [H+] = 0,0000001 mol/L [H+] = 1,0 . 10-7 mol/L
pH = 8  [H+] = 0,00000001 mol/L [H+] = 1,0 . 10-8 mol/L
pH = 9  [H+] = 0,000000001 mol/L [H+] = 1,0 . 10-9 mol/L
pH = 10  [H+] = 0,0000000001 mol/L [H+] = 1,0 . 10-10 mol/L
pH = 11  [H+] = 0,00000000001 mol/L [H+] = 1,0 . 10-11 mol/L
pH = 12  [H+] = 0,000000000001 mol/L [H+] = 1,0 . 10-12 mol/L
pH = 13  [H+] = 0,0000000000001 mol/L [H+] = 1,0 . 10-13 mol/L
pH = 14  [H+] = 0,00000000000001 mol/L [H+] = 1,0 . 10-14 mol/L
Química Geral
pH
pH neutro (água pura) = 7
Então, se o meio é neutro, há a mesma quantidade de H+ e OH-
2H2O  H3O
+ + OH-
H2O  H
+ + OH-
pH = 7 ou seja: [H+] = 1,0 . 10-7 mol/L
Química Geral
pH
CUIDADO: Não existe pH ácido ou básico.
• pH é alto ou baixo (de 0 a 14)
• A solução é ácida ou básica!
Química Geral
Chuva Ácida
- Apesar de toda a chuva ser ácida por possuir o CO2 da atmosfera
dissolvida na água formando o ácido carbônico (H2CO3), a chuva
ácida é considerada pelos meteorologistas aquelas que possuem
o pH abaixo de 5,5 por possuir nitratos, nitritos, sulfatos e
sulfitos dissolvidos em água formando os ácidos nítrico, nitroso,
sulfúrico e sulfuroso, respectivamente.
- HNO3 HNO2 H2SO4 H2SO3
Química Geral
Exercícios
1. Uma solução tem uma concentração de íons H3O
+ de 10-10 mol/L. 
Qual é o seu pH?
2. Qual é a concentração de H3O
+ de uma solução cujo pH é 8?
1. Qual é o pH de uma solução que tem uma concentração de OH- = 10-
9 M?
2. Qual o pH de uma solução que tem pOH = 9
3. Qual o pOH de uma solução que tem concentração de OH- 10-3M?
4. Qual o pOH de uma solução que tem concentração de H+ = 10-2M?
Química Biológica
Reação de Neutralização
- Utilidade: Verificar a acidez ou basicidade de uma solução
Exemplo: Determinar a quantidade de ácido acético em uma amostra de 
vinagre.
• Ácido acético do vinagre reage com uma base gerando sal e água:
HC2H3O2 (aq) + NaOH (aq)  H2O + NaC2H3O2 (aq)
Como a proporção é de 1:1, ou seja, 01 mol de ácido acético reage com 
01 mol de hidróxido de sódio para formar 01 mol de água e 01 mol de 
acetato de sódio, se soubermos a quantidade consumida de NaOH (na
reação), saberemos a quantidade de HC2H3O2.
Sendo assim, preparamos uma solução de NaOH, por exemplo, de 0,500 
mol/L e reagimos aos poucos até consumir todo o HC2H3O2.
NaOH (aq)  Na+ + OH- (base forte se dissocia completamente)
0,500 M 0,500M 0,500M 
Química Biológica
Reação de Neutralização
Titulação (parte experimental) 
Vinagre (Ex: 10,0 mL)
Qual a sua acidez?
NaOH (0,500 M)
Ex: Consumiu 17,1 mL na
reação de neutralização.
Química Biológica
Reação de Neutralização
- Se 10,0 mL de vinagre consumiu 17,1 mL de solução de NaOH (0,500 
M) para neutralizar, é possível calcular a concentração de ácido no 
vinagre:
HC2H3O2 (aq) + NaOH (aq)  H2O + NaC2H3O2 (aq)
10,0 mL 17,1 mL
X M 0,500 M
Quantos mols de NaOH foram consumidos na reação?
0,500 mol . 0,0171L NaOH = 0,00855 mol de NaOH consumido
1L
Como a proporção da reação é 1:1, sabemos que 0,00855 mol de NaOH
reagiu com 0,00855 mol de HC2H3O2. Se há 0,00855 mol de HC2H3O2 em
10 mL de vinagre, qual a sua concentração (mol/L)?
0,00855 mol = 0,855 mol/L (ou 0,855M)
0,010 L
Química Biológica
Reação de Neutralização
No entanto, na embalagem do vinagre, a concentração de acidez vem
descrita em %, sendo assim, converta 0,855M em % (v/v).
- Para que isso possa ser feito, é necessário saber a massa e o volume 
que 0,855M de ácido acético ocupa. Ou seja, é necessário saber suadensidade:
- Densidade NaC2H3O2 = 1,049 g/cm
3 PM HC2H3O2 = 60 g/mol
- Sendo assim:
0,855 mol HC2H3O2 . 60g HC2H3O2 = 51,5 g de HC2H3O2
L mol HC2H3O2 L
d = m  1,049 g = 51,5 g  V = 51,5 g . cm3  V = 49,09 cm3 
V cm3 V 1,049 g
Se em 1 L de vinagre, há 0,855 mol de ácido acético, ou seja, 51,5 g, ou
seja, 49,09 mL deste ácido, qual é a sua concentração em % (v/v)?
Química Biológica
Reação de Neutralização
1 L de vinagre = 1000 mL de vinagre
1000 mL de vinagre --------- 49,09 mL de ácido acético
100 mL de vinagre --------- X mL de ácido acético
1000X = 100 . 49,09 
X = 4,909 mL de ácido acético (em 100 mL de vinagre), ou seja,
4,9% (v/v) de ácido acético.
Química Biológica
Equilíbrio de reações
• ácido acético é uma ácido orgânico. Os ácidos orgânicos são ácidos
fracos, ou seja, não se dissociam completamente.
• HCl + H2O  H3O
+ + Cl-
• HC2H3O2 + H2O H3O
+ + C2H3O2
-
Ka = Constante de Acidez
Ka HC2H3O2 = 1,75 . 10-5
pKa = -log Ka
pKa HC2H3O2 = 4,75
Química Biológica
Química Geral
Exercícios
1. Faça o balanceamento das equações:
a) SO2(g) + O2(g) SO3(g)
b) CH4(g) + Cl2(g)  CCl4(l) + HCl(g)
c) Fe(OH)3(s) + H2SO4(aq)  Fe2(SO4)3(aq) + H2O(l)
d) C4H10O(l) + O2(g)  CO2(l) + H2O(g)
2. Escreva a equação balanceada da reação de combinação que ocorre quanto o lítio metálico reage
com o gás flúor.
3. Escreva a equação balanceada da reação de combinação que ocorre quanto o alumínio metálico
reage com o oxigênio atmosférico.
4. Escreva a equação balanceada para a combustão do etanol (C2H6O). Dica: Pesquise qual é a 
molécula necessária para que haja uma combustão além do combustível e quais são os produtos
originados de uma combustão completa.
5. Qual é a massa, em gramas, de 1,0 mol de 12C?
6. Quantos átomos de carbono estão presentes em 1,0 mol de 12C?
7. Qual é a massa, em gramas, de 1,0 mol de 13C?
8. Quantos átomos de carbono estão presentes em 1,0 mol de 13C?
9. Qual é a massa, em gramas, de 1,0 mol de C?
10. Quantos átomos de carbono estão presentes em 1,0 mol de C?
11. Calcule a massa, em gramas, de 1,0 mol de glicose (C6H12O6).
12. Calcule a massa molar do nitrato de cálcio Ca(NO3)2.
13. Calcule a massa, em gramas, de 0,433 mol de nitrato de cálcio Ca(NO3)2.
Química Geral
Exercícios
14. Qual é a massa, em gramas, de 6,33 mol de NaHCO3 ?
15. Calcule a massa, em gramas, de 1,73 mol de CaH2
16. Qual a quantidade de matéria (quantos mols) de NH4Cl em 76,5 g dessa substância?
17. Quantos átomos de H há em 0,585 mol de C4H10?
18. Qual é a massa, em gramas, de 3,0x10-5 mol de ácido sulfúrico (H2SO4)?
19. Calcule a massa, em gramas, de 2,50x10-2 mol de MgCl2?
20. Qual a quantidade de mol de glicose em 5,380g de C6H12O6 ?
21. Qual a quantidade de mol de bicarbonato de sódio existente em 508g de NaHCO3?
22. Quantos gramas de água são produzidos na oxidação de 1,0 g de glicose? Dica: Lembre-se de fazer o 
balanceamento da equação C6H12O6 + O2  CO2 + H2O
23. A decomposição do KClO3 geralmente é usada para produzir pequenas quantidades de O2 no 
laboratório pela reação: KClO3(s)  KCl(s) + O2(g). Quantos gramas de O2 podem ser preparados a partir
de 4,50g de KClO3?
24. O hidróxido de lítio (LiOH) sólido é usado em veículos espaciais para remover o dióxido de carbono
(CO2) exalado. O hidróxido de lítio reage com o dióxido de carbono gasoso para formar carbonato de lítio
(Li2CO3) e água. Quantos gramas de dióxido de carbono podem ser absorvidos por 1,0 g de hidróxido de 
lítio?
Química Geral
Exercícios
25. A fermentação da glicose (C6H12O6) produz álcool etílico (C2H6O) e CO2:
C6H12O6  C2H6O + CO2
a)Qual a quantidade (em mols) de matéria de CO2 produzida quando 0,40 mol de C6H12O6 reage dessa
maneira?
b)Quantos gramas de C6H12O6 são necessários para formar 7,50 g de C2H6O?
c)Quantos gramas de CO2 são formados quando 7,50 g de C2H6O são produzidos?
26. Os airbags automotivos enchem-se quando a azida de sódio NaN3, decompõe-se rapidamente em
seus elementos constituintes: Na(s) e N2(g).
a)Qual a quantidade de matéria (quantos mols) de N2 é produzida pela decomposição de 2,5 mol de NaN3?
b)Quantos gramas de NaN3 são necessários para formar 6,0 g de gás nitrogênio?
27. As substâncias abaixo reagem entre si. Indique os produtos fornecidos após a reação química e faça o 
balanceamento.
a)Na2CO3 + MgSO4
b)Pb(NO3)2 + Na2S
c)(NH4)3PO4 + CaCl2
d)Cr2(SO4)3 + (NH4)2CO3
e)AgNO3 + K2SO4
f)Pb(NO3)2 + KOH
Química Geral
Exercícios
28. Classifique as substânicas abaixo como ácidos, bases, sais ou óxidos:
a) CsOH
b) H3PO4
c) H2SO4
d) Ba(OH)2
e) HClO2
f) HClO4
g) Mg(OH)2
h) NaCl
i) Na2O
j) HCl
k) KOH
l) MgO
m) KCl
n) HBr
o) Mg3(PO4)2
p) BaSO4
q) Na2SO4
r) CaO
s) Al2(SO4)3
t) CaCl2
Química Geral
Exercícios
29. Calcule a concentração em mol/L de uma solução preparada a partir da dissolução de 23,4 g de sulfato
de sódio (Na2SO4) em água suficiente para preparar 125 mL de solução.
30. Calcule a concentração em mol/L de uma solução preparada a partir da dissolução de 5,0 g de glicose
(C6H12O6) em água suficiente para preparar 100 mL de solução.
31. Quantos gramas de Na2SO4 são necessários para preparar 0,350 L de uma solução 0,5 mol/L de 
Na2SO4?
32. Quantos gramas de Na2SO4 existem em 15 mL de uma solução 0,5 mol/L?
33. Quantos mililitros de uma solução de 3,0 mol/L de H2SO4 são necessários para preparar 450 mL de 
uma solução de 0,10 mol/L.
34. Quantos gramas de Ca(OH)2 são necessários para neutralizar 25,0 mL de uma solução de HNO3 na
concetranção de 1,00 mol/L?
35. Quantos gramas de NaOH são necessários para neutralizar 20,0 mL de um solução de H2SO4 na
concentração de 0,150 mol/L?
36. Um método comercial usado para descascar batatas é afundá-las em uma solução de NaOH por curto
período, removê-las da solução e retirar a casca com jatos de água. A concentração do NaOH fica
normalmente na faixa entre 3 e 6 mol/L. O NaOH é analisado periodicamente e em uma dessas análises, 
foram necessários 45,7 mL de solução de H2SO4 a 0,5 mol/L para neutralizar 20,0 mL de uma amostra de 
solução de NaOH. Qual é a concentração (em mol/L) da solução de NaOH analisada? Esta solução está
adequada para a finalidade de descascar batatas?
Respostas dos exercícios propostos – Vide arquivo de resolução em PDF 
Química Geral
Exercícios
Pesquise sobre os assuntos abaixo e redija algumas linhas a respeito de cada um deles. Isto vai lhe ajudar 
a ampliar os seus conhecimentos em química, o seu vocabulário, a sua escrita e a sua cultura. Bons 
estudos!
1.Qual o princípio científico ou lei usada no processo de balanceamento de equações?
2.No balanceamento de equações, por que os índices inferiores (os números que ficam abaixo dos 
átomos) nas fórmulas químicas não podem ser modificados?
3.Qual é a diferença entre adicionar um índice inferior 2 ao final de uma fórmula para CO virar CO2 e 
adicionar um coeficiente diante da fórmula para dar 2CO?
4.A reação química a seguir, como escrita, está coerente com a lei da conservação da massa?
3 Mg(OH)2(s) + 2 H3PO4(aq)  Mg3(PO4)2(s) + H2O(l). Justifique a sua resposta.