PRINCÍPIOS DE QUÍMICA BIOLÓGICA

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Prezado (a) Aluno(a), 
 
Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se familiarizar 
com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
 
 
1. 
 
 
A Química é uma ciência quantitativa. Entre outras coisas, os que estudam Química 
medem tamanho, massa, volume, tempo e temperatura. Sobre as unidades de 
medida assinale a alternativa correta: 
 
 
 
O metro é uma unidade de volume. 
 
 
O ampère é uma unidade de tempo. 
 
 
A massa de um objeto é uma medida da quantidade de matéria nele contida. 
 
 
O quilograma é uma unidade de comprimento 
 
 
O °C (grau Celsius) é a unidade para temperatura utilizada no SI. 
 
 
 
Explicação: 
A massa de um objeto é uma medida da quantidade de matéria nele contida, enquanto o peso de um objeto é uma 
medida da atração gravitacional sobre sua matéria. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
Suponha que seu médico tenha lhe receitado tomar 5 mL de um determinado 
xarope 4 vezes ao dia, durante 10 dias. Qual o volume total, em litros, de 
medicamento você irá tomar no final deste período? 
 
 
 
0,5L 
 
 
0,2L 
 
 
0,005L 
 
 
0,05L 
 
 
2L 
 
 
 
Explicação: 
O volume total deve ser encontrado somando todos os volumes do intervalo de tempo considerado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3. 
 
 
São grandezas derivadas e corretamente expressas segundo o Sistema 
Internacional de Unidades: 
 
 
 
força em N (Newton) e velocidade em m/s (metros por segundo). 
 
 
intervalo de tempo em s (segundos) e velocidade em km/h (quilômetros por hora). 
 
 
área em m² (metros quadrados) e intervalo de tempo em min (minutos). 
 
 
quantidade de movimento em g.m/s (grama vezes metro por segundo) e momento angular em kg².m/s (quilograma 
ao quadrado vezes metros por segundo). 
 
 
aceleração em m/s² (metros por segundo ao quadrado) e volume em m²(metros quadrados). 
 
 
 
Explicação: 
Letra B 
As grandezas derivadas do SI são escritas em função das grandezas fundamentais, como o metro, o quilograma e 
o segundo. A grandeza velocidade, que é a razão do deslocamento, em metros, pelo intervalo de tempo, em segundos, deve ser 
medida em metros por segundo, de acordo com as unidades do Sistema Internacional. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. 
 
 
A respeito do Sistema Internacional de Unidades, marque a alternativa correta. 
 
 
 
A unidade de resistência elétrica é o ohm, que possui como símbolo a letra grega Ω e depende das unidades 
fundamentais de comprimento, massa, tempo e corrente elétrica. 
 
 
A unidade de resistência elétrica é o ohm, que possui como símbolo a letra grega Ω e depende das unidades 
fundamentais de comprimento, tempo e corrente elétrica. 
 
 
A unidade de comprimento, o metro, é definida com parâmetros relacionados com a velocidade do som no ar. 
 
 
As grandezas de base são o comprimento, a massa, a temperatura, o tempo, a corrente elétrica, o campo magnético, a 
quantidade de substância e a intensidade luminosa. 
 
 
As unidades de medida das grandezas de base não podem ser associadas a prefixos multiplicativos porque seriam 
descaracterizadas. 
 
 
 
Explicação: 
LETRA ¿C¿ 
A unidade de corrente elétrica ohm é definida por: Ω = m2. Kg.s ¿ 3 .A ¿ 2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
A respeito da unidade de temperatura termodinâmica (kelvin), marque a 
alternativa correta: 
 
 
 
A escala de temperatura kelvin foi escolhida por ser a única escala centígrada em uso. 
 
 
A escala de temperatura kelvin foi escolhida por ser a única escala em uso que não é centígrada. 
 
 
A definição da unidade de temperatura termodinâmica está relacionada com a temperatura do ponto triplo da água, que 
equivale a 273,16 K. 
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A definição da unidade de temperatura termodinâmica está fundamentada na temperatura do ponto triplo da água, que 
equivale a 283,16 K. 
 
 
A sua definição está fundamentada na temperatura do zero absoluto. 
 
 
 
Explicação: 
LETRA ¿C¿ 
O kelvin, unidade de temperatura termodinâmica, é a fração 1/273,16 da temperatura termodinâmica do ponto triplo da água. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
Em um teste de aptidão em um concurso da Polícia Militar de um determinado 
estado, o candidato deve percorrer uma distância de 2400 metros em um tempo 
de 12 minutos. Qual alternativa indica os valores de distância em km? 
 
 
 
0,42 km 
 
 
2,4 km 
 
 
0,25 km 
 
 
4,2 km 
 
 
0,24 km 
 
 
 
Explicação: 
Transformação de metros para quilômetros, com andar 3 casas com a vírgula para a esquerda 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
Um metro corresponde ao espaço linear percorrido pela luz no vácuo durante um 
intervalo de 1/299.792.458 de segundo. O metro (m) é ligeiramente maior que 
uma jarda (1 jarda tem 36 polegadas, enquanto 1 metro tem 39,37 polegadas). 
Quantos metros correspondem a 177,165 polegadas? 
 
 
 
0,42m 
 
 
6,34 
 
 
2,5m 
 
 
4,5m 
 
 
3,12m 
 
 
 
Explicação: 
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1metro possui 39,37 polegadas 
x--------------177,165 polegadas 
Usando a regra de três obtêm-se 4,5m 
 
Prezado (a) Aluno(a), 
 
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com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
 
 
1. 
 
 
Os modelos atômicos surgiram como forma de tentar explicar como é formada a 
matéria e mais precisamente, os átomos que as compõem. Desde o século V a.C. 
a estrutura da matéria é estudada e desde então, muitos modelos distintos foram 
propostos. 
Analise as afirmações a seguir sobre os modelos atômicos conhecidos: 
I. Os elementos químicos são compostos de partes muito pequenas e 
indivisíveis chamadas átomos, que são todos iguais quando representam 
um mesmo elemento e que não podem ser criados ou destruídos, embora 
possam ser combinados para originar novos compostos. 
II. Os átomos são divisíveis em porções carregadas, e consistem em uma 
esfera maciça positiva uniforme de matéria na qual os elétrons estão 
incrustrados e distribuídos pela massa positiva. 
III. Grande parte da massa do átomo, assim como toda sua carga positiva, 
concentra-se em uma parte muito pequena chamada de núcleo, ao passo 
que a maior parte do volume atômico compreende o espaço ao redor do 
núcleo no qual as cargas negativas movem-se constantemente. 
IV. A eletrosfera se subdivide em camadas eletrônicas distintas separadas por 
quantidades diferentes de energia, que por sua vez também são 
subdivididas em subcamadas ou níveis eletrônicos. 
Os modelos descritos pelas afirmações de I a IV relacionam-se, respectivamente, 
aos cientistas: 
 
 
 
Dalton, Thomson, Rutherford, Böhr. 
 
 
Böhr, Rutherford, Thomson, Dalton. 
 
 
Dalton, Böhr, Rutherford, Thomson. 
 
 
Dalton, Rutherford, Thomson, Böhr. 
 
 
Rutherford, Thomson, Dalton, Böhr. 
 
 
 
Explicação: 
Gabarito 
Alternativa correta: C 
Justificativa: A ordem correta da relação dos modelos atômicos descritos é: I-Dalton, 
II-Thomson, III-Rutherford, IV-Böhr. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2. 
 
 
Fogos de artifício utilizam sais de diferentes íons metálicos misturados com um 
material explosivo. Quando incendiados, emitem diferentes colorações.Por 
exemplo: sais de sódio emitem cor amarela, de bário, cor verde, e de cobre, cor 
azul. Essas cores são produzidas quando os elétrons excitados dos íons metálicos 
retornam para níveis de menor energia. O modelo atômico mais adequado para 
explicar esse fenômeno é o modelo de: 
 
 
 
Dalton. 
 
 
Thomson. 
 
 
Rutherford-Bohr. 
 
 
Millikan. 
 
 
Rutherford. 
 
 
 
Explicação: 
Os saltos quanticos com emissão de energia luminosa foram propostos por Rutherford-Bohr. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
Indique o número de prótons, nêutrons e elétrons que existem, respectivamente, 
no átomo de mercúrio 80200Hg: 
 
 
 
80, 200, 80. 
 
 
200, 120, 200. 
 
 
80, 80, 200. 
 
 
200, 120, 80. 
 
 
80, 120, 80. 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿c¿. 
O número atômico (Z) é a quantidade de prótons. Essa informação aparece no canto inferior esquerdo do símbolo do elemento, 
ou seja, 80. 
Visto que o número de massa (A) fica do lado superior esquerdo do símbolo do elemento, ou seja, é igual a 200, e esse número 
de massa é igual à soma dos prótons com os nêutrons, podemos encontrar a quantidade de nêutrons da seguinte forma: 
A = p + n 
n = A -p 
n = 200 ¿ 80 
n = 120 
Quando o elemento está no estado fundamental, a quantidade de elétrons é exatamente igual à quantidade de prótons, sendo, 
portanto, igual a 80. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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4. 
 
 
Ernest Rutherford (1871-1937) foi um físico neozelandês, que estudou 
juntamente com J. J. Thomson com a radioatividade. Seu trabalho permitiu a 
elaboração de um modelo atômico que possibilitou o entendimento da radiação 
emitida pelos átomos de urânio, polônio e rádio. Sobre a descoberta de 
Rutherford podemos afirmar que: 
 
I. O átomo é constituído por partículas negativas que giram em torno de um 
núcleo com carga positiva. 
II. Os elétrons executam trajetórias em torno do núcleo em movimentos orbitais 
III. Os elétrons são distribuídos em níveis e subníveis de energia. 
IV. No núcleo é onde se localiza predominantemente a massa do átomo. 
 
Estão correta (s) a (s) afirmativa (s): 
 
 
 
I; II e IV 
 
 
Somente IV 
 
 
Somente III 
 
 
I; II e III 
 
 
Todas as alternativas estão corretas. 
 
 
 
Explicação: 
O Modelo Atômico de Rutherford sugere que o átomo apresenta o aspecto de um sistema planetário. Por esse motivo ele é 
chamado de modelo planetário ou de modelo de átomo nucleado. 
De acordo com esse modelo apresentado em 1911, os elétrons giram em torno do núcleo (formado por prótons e nêutrons), de 
forma semelhante aos planetas que giram à volta do Sol. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
Existiram diversos modelos atômicos na História da matéria. Uma importante 
contribuição do modelo de Rutherford foi considerar o átomo constituído de: 
 
 
 
um núcleo de massa desprezível comparada com a massa do elétron. 
 
 
um núcleo muito pequeno de carga positiva, cercada por elétrons. 
 
 
elétrons mergulhados numa massa homogênea de carga positiva chamado "pudim com passas" 
 
 
uma região central com carga negativa chamada núcleo. 
 
 
uma estrutura altamente compactada de prótons e elétrons. 
 
 
 
Explicação: 
No modelo atômico mais atual ve-se que o núcleo é muito pequeno de carga positiva, cercada por elétrons. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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6. 
 
 
Um íon de certo elemento químico, de número de massa 85, apresenta 36 
elétrons e carga +1. Qual é o número atômico desse íon? 
 
 
 
85 
 
 
35 
 
 
37 
 
 
49 
 
 
36 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿c¿. 
Se o elemento estivesse no estado fundamental, o número atômico (prótons) seria igual à quantidade de elétrons. Visto que está 
com a carga +1, significa que ele perdeu um elétron, ou seja, antes ele tinha 37 elétrons. Portanto, o seu número atômico é 37. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
Os modelos atômicos foram propostos a partir de experimentos. Nas alternativas 
abaixo, os modelos estão associados à um experimento específico, EXCETO em: 
 
 
 
Quando submetido a uma energia externa, átomos podem emitir comprimento de onda luminosa a medida que os 
elétrons excitados voltam ao seu estado fundamental. Esse fenômeno é explicado pela teoria de Thonsom. 
 
 
O modelo de Rutherford explica o comportamento de partículas alfa projetadas contra uma fina folha de metal. Neste 
experimento, algumas partículas sofrem desvios, enquanto a maioria consegue atravessar sem qualquer desvio. 
 
 
A lei de conservação das massas pode ser explicada pela teoria atômica de Dalton. 
 
 
Quando submetida à diferença de potencial, um gás pode se tornar condutor de eletricidade. Esse fenômeno pode ser 
explicado pelo modelo atômico de Dalton. 
 
 
A condução de corrente elétrica em uma solução contendo moléculas ionizadas pode ser explicada pela teoria de 
Thonsom. 
 
 
 
Explicação: 
A teoria atômica de Dalton foi baseada em experimentos, mas nenhum desses experimentos conseguiu revelar o átomo 
claramente. Por isso, Dalton denominava o átomo como a menor parte da matéria. 
A teoria de Dalton apresenta muito mais postulados do que comprovações. Veja alguns deles: 
 Os átomos são maciços e apresentam forma esférica (semelhantes a uma bola de bilhar); 
 Os átomos são indivisíveis; 
 Os átomos são indestrutíveis; 
 Um elemento químico é um conjunto de átomos com as mesmas propriedades (tamanho e massa); 
 Os átomos de diferentes elementos químicos apresentam propriedades diferentes uns dos outros; 
 O peso relativo de dois átomos pode ser utilizado para diferenciá-los; 
 Uma substância química composta é formada pela mesma combinação de diferentes tipos de átomos; 
 Substâncias químicas diferentes são formadas pela combinação de átomos diferentes. 
 
 
 
 
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8. 
 
 
O átomo de Rutherford (1911) foi comparado ao sistema planetário (o núcleo 
atômico representa o sol e a eletrosfera, os planetas): 
 
 
 
concentra praticamente toda a massa do átomo. 
 
 
contém nêutrons. 
 
 
contém as partículas de carga elétrica positiva. 
 
 
contém prótons e nêutrons. 
 
 
contém as partículas de carga elétrica negativa. 
 
 
 
Explicação: 
a eletrosfera do átomo, contém eletrons, que são cargas negativas 
 
 
 
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avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se familiarizar 
com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
 
 
1. 
 
 
O arranjo da Tabela periódica é uma das realizações mais importantes e, porque 
não dizer, úteis da Química, visto que ajuda a organizar o que seria uma 
arrumação confusa de propriedades dos elementos. Entretanto, o fato de que a 
estrutura da tabela corresponde à estrutura eletrônica dos átomos era 
desconhecido por seus descobridores. 
A tabela periódica foi desenvolvida exclusivamente a partir das propriedades 
físicas e químicas dos elementos e resume suas tendências. Sobre a tabela 
periódica pode-se afirmar que: 
 
 
 
Os elementos estão dispostos de acordo com seus números de massa, em ordem crescente. 
 
 
Os blocos s e p formam os grupos principais da tabela periódica. As configurações eletrônicas semelhantes dos 
elementos do mesmo grupo são a causa das propriedades semelhantes desses elementos. 
 
 
A classificação dos elementos químicos em períodos revela que elementos de um mesmo período apresentam o mesmo 
número de elétrons na camada de valência. 
 
 
Elementos com números de elétrons iguais na última camada ocupam famíliam diferentes. 
 
 
Atabela períodica é formada por 8 períodos que correspondem a suas linhas verticais. 
 
 
 
Explicação: 
Os blocos s e p formam os grupos principais da tabela periódica. As configurações eletrônicas semelhantes dos elementos do 
mesmo grupo são a causa das propriedades semelhantes desses elementos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2. 
 
 
Assinale a única alternativa em que todos os elementos possuem propriedades 
semelhantes: 
 
 
 
Ba, Ra, Rn. 
 
 
Au, Hg, C 
 
 
Li, Ni, Bi. 
 
 
He, Ar, Rn. 
 
 
C, Cs, Cd 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿a¿. 
Para ter as propriedades semelhantes, os elementos devem pertencer à mesma família na Tabela Periódica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
Considera-se um sistema homogêneo ou heterogêneo qualquer porção do 
universo que seja submetida a uma observação, sendo que a mesma pode ser 
uma substância pura ou uma mistura. São exemplos de sistemas homogêneos e 
heterogêneos, respectivamente, 
 
 
 
água com gelo e água barrenta. 
 
 
água potável eágua com álcool etílico. 
 
 
água do mar e vinho. 
 
 
água destilada com gelo e água potável com sal. 
 
 
água destilada e água com óleo de soja. 
 
 
 
Explicação: 
Relacionar os conceitos de sistemas homogêneos e heterogêneos com seus exemplos respectivos, dados em aula 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. 
 
 
Com relação aos elementos pertencentes ao quinto período da classificação 
periódica, podemos afirmar que: 
 
 
 
Todos eles possuem cinco elétrons nos seus níveis de valência. 
 
 
É impossível determinar o número de níveis em que os elétrons de tais elementos estão distribuídos 
 
 
Os elétrons destes elementos estão distribuídos em quatro níveis de energia. 
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Todos estes elementos possuem quatro elétrons nos seus níveis de valência. 
 
 
Os elétrons destes elementos estão distribuídos em cinco níveis de energia. 
 
 
 
Explicação: 
Os elementos que pertencem ao mesmo período apresentam omesmo número de camadas eletrônicas. Portanto, todos 
os elementos de um dado período têm em comum a camada de valência, e o número quântico principal desta camada é igual ao 
número do período. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
Associe os conceitos básicos de química com os seus respectivos exemplos. 
( 1 ) elemento químico ( ) gás oxigênio 
( 2 ) substância composta ( ) água 
( 3 ) substância simples ( ) vinagre 
( 4 ) mistura ( ) sódio 
 
( ) água do mar 
( ) liga de cobre 
A correta associação, de cima para baixo, é 
 
 
 
1 ,3 , 4 , 2, 1 , 2 
 
 
2 , 3 , 4 , 1 , 4 , 4 
 
 
4 , 3 , 1 , 4 , 2 , 2 
 
 
3 , 2, 2 , 4 , 1 , 4 
 
 
2 , 3 , 4 , 4 , 2 , 1 
 
 
 
Explicação: 
Questão de associação de conceitos de substância pura, mistura homogênea e heterogênea com seus respectivos exemplos, 
dados em aula. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
Dados os elementos de números atômicos 3, 9, 11, 12, 20, 37, 38, 47, 55, 56 e 
75, a opção que só contém metais alcalinos é: 
 
 
 
12, 37, 47 e 75 
 
 
9, 11, 38 e 55 
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3, 11, 37 e 55 
 
 
3, 9, 37 e 55 
 
 
12, 20, 38 e 56 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿a¿. 
Metais alcalinos são os elementos da família 1 e que, portanto, devem conter somente 1 elétron na última camada eletrônica. 
Veja cada um: 
3 → 2 ¿ 1 → metal alcalino 
11 → 2 ¿ 8 ¿ 8 ¿ 1 → metal alcalino 
37 → 2 ¿ 8 ¿ 18 ¿ 8 ¿ 1 → metal alcalino 
55 → 2 ¿ 8 ¿ 18 ¿ 18 ¿ 8 ¿ 1 → metal alcalino 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7. 
 
A tabela periódica organiza os elementos químicos de acordo com suas 
características e propriedades, mas também faz previsões acerca de seus 
comportamentos. Algumas propriedades físicas e químicas dos elementos 
relacionam-se com o posicionamento de cada um deles na tabela periódica. 
Dentre as propriedades periódicas, destacam-se o caráter metálico, o raio 
atômico, a energia de ionização, a afinidade eletrônica e a eletronegatividade. 
Com o auxílio da Tabela Periódica (imagem), coloque os elementos de cada 
conjunto em ordem decrescente de energia de ionização. 
 
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Fonte: https://www.todamateria.com.br/tabela-periodica/, acesso em 
29/08/2019. 
 
I. Fósforo, arsênio, antimônio. 
II. Cádmio, ródio, molibdênio. 
III. Potássio, cálcio, gálio. 
IV. Nitrogênio, oxigênio, carbono. 
 
 
 
I. Fósforo > antimônio > arsênio. 
II. Cádmio > ródio > molibdênio. 
III. Gálio > cálcio > potássio. 
IV. Nitrogênio > oxigênio > carbono. 
 
 
I. Arsênio > fósforo > antimônio. 
II. Ródio > cádmio > molibdênio. 
III. Potássio > gálio > cálcio. 
IV. Nitrogênio > oxigênio > carbono. 
 
 
I. Fósforo > arsênio > antimônio. 
II. Cádmio > ródio > molibdênio. 
III. Potássio > cálcio > gálio. 
IV. Nitrogênio > oxigênio > carbono. 
 
 
I. Fósforo > Arsênio > Antimônio 
II. Cádmio > Ródio > Molibdênio 
III. Gálio > Cálcio > Potássio 
IV. Oxigênio > Nitrogênio > Carbono 
 
 
I. Arsênio > arsênio > fósforo. 
II. Molibdênio > ródio > Cádmio. 
III. Potássio > cálcio > gálio. 
IV. Carbono > nitrogênio > oxigênio. 
 
 
 
Explicação: 
Gabarito 
Alternativa correta: B 
Justificativa: A relação correta da energia de ionização entre os grupos é: 
I. Fósforo > Arsênio > Antimônio 
II. Cádmio > Ródio > Molibdênio 
III. Gálio > Cálcio > Potássio 
IV. Oxigênio > Nitrogênio > Carbono 
 
Prezado (a) Aluno(a), 
 
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avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se 
familiarizar com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
 
 
1. 
 
 
Grande parte da atividade química envol¬ve a transferência ou o 
compartilhamento de elétrons entre as substâncias e é através das ligações 
químicas que tais transferências se completam. De um modo geral, todos os 
átomos buscam a configuração eletrônica mais estável possível. 
Avalie os conceitos dos tipos de ligações químicas: 
I. Um par de elétrons é compartilhado por dois átomos, sendo um elétron de 
cada átomo participante da ligação. 
II. Um par de elétrons é compartilhado por dois átomos, porém são fornecidos 
apenas por um dos átomos participantes da ligação. Esse tipo de ligação ocorre 
quando um dos átomos já tem o seu octeto completo, mas o outro ainda não. 
III. Formada pela transferência de elétrons de um elemento metálico para um 
não-metálico, originando um composto de carga residual neutra. Envolve as 
forças ele¬trostáticas que existem entre íons de cargas de sinais opostos. 
IV. Nesse tipo de ligação, cada átomo se liga a vários outros átomos vizinhos, 
permitindo que os elétrons que participam das ligações estejam relativamente 
livres para mover-se pela estrutura tridimensional do elemento e é essa liberdade 
e mobilidade eletrônica confere altas condutividades elétrica e térmica. 
A alternativa que representa corretamente e respectivamente as ligações 
químicas é: 
 
 
 
Covalente simples, metálica, iônica, covalente coordenada. 
 
 
Metálica, covalente simples, covalente coordenada, iônica. 
 
 
Covalente simples, covalente coordenada, iônica, metálica. 
 
 
Covalente coordenada, covalente simples, metálica, iônica. 
 
 
Iônica, covalente coordenada, covalente simples, metálica. 
 
 
 
Explicação: 
Gabarito 
Alternativa correta: A 
Justificativa: A descrição correta e respectiva das ligações químicas é Covalente 
simples, covalente coordenada, iônica, metálica. 
 
 
 
 
 
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Ligação iônica (ou eletrovalente) é o resultado da atração eletrostática entre íons 
de cargas opostas em uma pequena rede cristalina. Esses íons são formados pela 
transferência de elétrons entre os átomos de dois elementos químicos. Para existir 
a formação de uma ligação iônica, é necessário que os átomos de um dos 
elementos tenham tendência a perder elétrons e os do outro, a ganhar elétrons. 
Assinale a alternativa correta sobre o Na+: 
 
 
 
O Na+ ganhou 2 elétrons 
 
 
O Na+ perdeu 1 elétron. 
 
 
O Na+ ganhou 1 elétron 
 
 
O Na+ é um ânion 
 
 
O Na+ é um íon negativo 
 
 
 
Explicação: 
Os cátions são íons positivos formados pela perda de elétrons. Como exemplo, o átomo de sódio perde um elétron 
para se tornar um cátion sódio, Na+1. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
Da combinação química entre os átomos de magnésio (Z=12) e nitrogênio (Z=7) 
pode resultar a substância de fórmula: 
 
 
 
Mg2N3 
 
 
Mg3N2 
 
 
MgN3 
 
 
MgN 
 
 
MgN2 
 
 
 
Explicação: 
Fazendo a distribuição eletronica dos elementos Mg e N, observa-se pela regra do octeto que o composto em questão é Mg3N2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. 
 
 A ligação covalente é intramolecular: une os átomos que formam a molécula. O 
que impede, entretanto, que todas as moléculas em um copo de água se 
difundam pelo meio, instantaneamente, deixando o copo vazio? O que mantém 
elas unidas? Como elas formam um objeto sólido, compacto, quando resfriadas? 
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As forças que existem entre as moléculas - forças intermoleculares - não são tão 
fortes como as ligações iônicas ou covalentes, mas são muito importantes; 
sobretudo quando se deseja explicar as propriedades macroscópicas da 
substância. E são estas forças as responsáveis pela existência de 3 estados 
físicos, podemos identificar estas forças como: 
 
 
 
forças físicas e forças de empuxo 
 
 
forças de van der Walls e forças dipolo-dipolo 
 
 
forças de van der Walls e forças físicas 
 
 
forças de van der Walls e forças de empuxo 
 
 
forças dipolo-dipolo e forças de empuxo 
 
 
 
Explicação: 
As interações exercidas entre moléculas obedecem também ao estado físico das substâncias. 
 
Podemos encontrar compostos em diferentes estados físicos: sólido, líquido e gasoso. Mas você sabe por que eles se apresentam 
assim? Tudo depende da interação entre as moléculas, ou seja, em cada estado físico elas se organizam de uma determinada 
forma. Sabe-se também que uma substância pode mudar de estado físico, é aí que surge a dúvida: como as forças 
intermoleculares influem neste processo? 
 
A desorganização das moléculas ocorre na passagem da substância de um estado físico para outro, por exemplo, sólido para o 
líquido (fusão), ou do líquido para o gasoso (vaporização). Durante este processo as forças intermoleculares são rompidas em 
razão do afastamento das moléculas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
Um composto que possui a HX, o elemento X pertence ao grupo: 
 
 
 
7A 
 
 
4A 
 
 
6A 
 
 
5A 
 
 
Gases nobres 
 
 
 
Explicação: 
 a ligação química se estabelece entre os elétrons da camada mais externa da eletrosfera (camada de valência). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
O elemento químico cálcio (Ca), metal alcalino-terroso, quando combinado com 
um elemento X forma um composto iônico do tipo CaX. Caso o potássio (K), metal 
alcalino, também seja capaz de combinar-se com o elemento X, a fórmula mais 
provável para o composto será: 
 
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KX 
 
 
K2X 
 
 
K1/2X2 
 
 
K2X2 
 
 
KX2 
 
 
 
Explicação: 
Para construir a fórmula de uma substância formada a partir da ligação iônica, devemos obedecer o seguinte padrão: 
 Determinar a carga do cátion; 
 Determinar a carga do ânion; 
 Cruzar as cargas, de forma que a carga do cátion seja o índice atômico (número à direita da sigla) do ânion, e vice-
versa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
Dos compostos abaixo, qual não realiza ligação iônica? 
 
 
 
Mg(Cl)2 
 
 
Na2O 
 
 
CaO 
 
 
NaCl 
 
 
HCl 
 
 
 
Explicação: 
Observa se a ligação iônica, entre um metal e um ametal no composto HCl. 
 
Prezado (a) Aluno(a), 
 
Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se familiarizar 
com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
 
 
1. 
 
 
Considerando a equação química: Cl2O7 + 2 NaOH → 2 NaClO4 + H2O os 
reagentes e produtos pertencem, respectivamente, às funções: 
 
 
 
óxido, base, óxido e hidreto. 
 
 
sal, base, sal e hidreto. 
 
 
base, ácido, óxido e óxido. 
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óxido, base, sal e óxido. 
 
 
ácido, sal, óxido e hidreto. 
 
 
 
Explicação: 
Os reagentes e produtos deste reação pertencem, respectivamente, as seguintes funções inorganicas óxido, base, sal e óxido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
Funções inorgânicas são os grupos de substâncias químicas que não apresentam 
como elemento químico principal o carbono. As substâncias químicas, de forma 
geral, possuem propriedades distintas, que nos levam a reconhecê-las e 
diferenciá-las. Assinale a resposta correta. 
 
 
 
 
Os sais podem ser obtidos através de reações de hidrogenação, através da junção de água e óxido. 
 
 
Óxidos ácidos são óxidos que quando são dissolvidos em água, formam bases. 
 
 
De acordo com Lewis, ácidos são compostos covalentes que reagem com água (sofrem ionização) formando soluções 
que apresentam como único ânion o íon hidrônio, H3O+. 
 
 
Óxidos são compostos binários, ou seja, formados por dois elementos distintos, dos quais o mais eletronegativo é o 
oxigênio. 
 
 
Óxidos básicos são óxidos que quando dissolvidos em água formam ácidos. 
 
 
 
Explicação: 
Óxidos são compostos binários, ou seja, formados por dois elementos distintos, dos quais o mais eletronegativo é o oxigênio. 
Pode ser um composto iônico ou molecular. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
Nomear os compostos é de fundamental importância em química, já que existem 
mais de 19 milhões de substâncias conhecidas. Com exceção das substâncias que 
possuem nomes comuns consagrados como é o caso da água (H2O), para todas as 
outras recomenda-se seguir algumas regras de nomenclatura, que em geral, 
relacionam os nomes com sua composição química, facilitando sua identificação e 
evitando a necessidade de decorá-los um a um. 
Os nomes dos ácidos inorgânicos a seguir são, respectivamente: 
HCl, HClO4, HNO3, HNO2 
 
 
 
Ácido nitroso, ácido perclórico, ácido nítrico, ácido clorídrico. 
 
 
Ácido perclórico, ácido nítrico, ácido clorídrico, ácido nitroso. 
 
 
Ácido perclórico, ácido clorídrico, ácido nítrico, ácido nitroso. 
 
 
Ácido clorídrico, ácido perclórico, ácido nítrico, ácido nitroso. 
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Ácido clorídrico, ácido perclórico, ácido nitroso, ácido nítrico. 
 
 
 
Explicação: 
Gabarito 
Alternativa correta: D 
Justificativa: A nomenclatura correta e respectiva dos ácidos inorgânicos é Ácido 
clorídrico, ácido perclórico, ácido nítrico, ácido nitroso. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. 
 
 
Qual a classificação correta das moléculas NaOH, NaCl e HCl? 
 
 
 
sal, base e ácido 
 
 
sal, ácido e base 
 
 
ácido, sal e ácido 
 
 
ácido, base e sal 
 
 
base, sal e ácido 
 
 
 
Explicação: 
NaOH é uma base, NaCl é um sal e HCl é um ácido 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
A respeito dassubstâncias denominadas ácidos, um estudante anotou as 
seguintes características: 
I) têm poder corrosivo; 
II) são capazes de neutralizar bases; 
III) são compostos por dois elementos químicos; 
IV) formam soluções aquosas condutoras de corrente elétrica. 
Ele cometeu erros somente em: 
 
 
 
III e IV 
 
 
I e II 
 
 
II e III 
 
 
I e IV 
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I e III 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿b¿. 
A afirmação I está errada porque nem todo ácido é corrosivo, e a III está incorreta porque existem ácidos com mais de dois 
elementos, como é o caso do ácido sulfúrico, H2SO4, formado por 3 elementos diferentes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
A respeito das substâncias denominadas ácidos, um estudante anotou as 
seguintes características: I) têm poder corrosivo; II) são capazes de neutralizar 
bases; III) são compostos por dois elementos químicos; IV) formam soluções 
aquosas condutoras de corrente elétrica. Ele cometeu erros somente em: 
 
 
 
I e III 
 
 
I e IV 
 
 
III e IV 
 
 
I e II 
 
 
II e III 
 
 
 
Explicação: 
Os ácidos não tem poder corrosivo e não necessariamente são composto somente por dois elementos quimicos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
Considerando a equação química: 
Cl2O7 + 2 NaOH → 2 NaClO4 + H2O 
os reagentes e produtos pertencem, respectivamente, às funções: 
 
 
 
 
 
óxido, base, sal e óxido. 
 
 
 
sal, base, sal e hidreto. 
 
 
 
óxido, base, óxido e hidreto. 
 
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base, ácido, óxido e óxido 
 
 
 ácido, sal, óxido e hidreto. 
 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿a¿. 
Cl2O7: óxido (composto formado por dois elementos, sendo que o mais eletronegativo deles é o oxigênio). 
NaOH: base (composto que se dissocia em água e libera íons, dos quais o único ânion é o hidróxido, OH-: NaOH → Na+ + OH-); 
NaClO4: sal (composto que, em solução aquosa, sofre dissociação iônica, liberando pelo menos um cátion diferente do H+ e um 
ânion diferente do OH-); 
H2O: óxido. 
rezado (a) Aluno(a), 
 
Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se 
familiarizar com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
 
 
1. 
 
 
Quantos mols de cálcio existem em 1,29·1024 átomos de CaCO3. Dado: nº Avogadro 
= 6,02.1023. 
 
 
 
1,29.1024 mols 
 
 
6,02.1023 mols 
 
 
2,14.102 mols 
 
 
6,02.101 mols 
 
 
2,14.100 mols 
 
 
 
Explicação: 
Gabarito 
Alternativa correta: D 
Justificativa: Existem 2,14 mols de Ca2+ em 1,29.1024 átomos de CaCO3. 
1 mol -------- 6,02.1023 átomos 
n ------------- 1,29.1024 átomos 
n = 1,29.1024/6,02.1023 = 2,14 mols de Ca2+. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2. 
 
 
(UFM-RS) A fórmula percentual indica a massa de cada elemento químico que 
existe em 100 partes de massa da substância. Considerando a sacarose, 
C12H22O11, açúcar extraído da cana de açúcar e da beterraba, é correto afirmar 
que a composição percentual do carbono, de hidrogênio e de oxigênio nessa 
molécula é respectivamente: 
 
 
 
(40,11; 7,43 e 52,46)% 
 
 
(43,11; 5,43 e 51,46)% 
 
 
(42,11; 6,43 e 51,46)% 
 
 
 
(43,11; 4,43 e 52,46)% 
 
 
(41,11; 8,43 e 50,46)% 
 
 
 
Explicação: 
 Descobrindo a massa de cada elemento em uma molécula de sacarose: 
C = (12 mol . 12 g/mol) = 144 g 
H = ( 22 mol . 1 g/mol) = 22 g 
O = (11 mol . 16 g/mol) = 176 g 
 Somando as massas dos elementos para saber a massa total de 1 mol da sacarose: (114 + 22 + 176) g = 342 g. 
 Jogando esses valores na fórmula da porcentagem de cada elemento no composto, temos: 
Porcentagem de massa do elemento = massa do elemento na amostra . 100% 
 massa total da amostra 
Porcentagem de massa do carbono = 144 g . 100% = 42,11% 
 342 g 
Porcentagem de massa do hidrogênio = 22 g . 100% = 6,43% 
 342 g 
Porcentagem de massa do oxigênio = 176 g . 100% = 51,46% 
 342 g 
 Ou por regra de três: 
Substância massa de C 
342 g -------- 144 g de C 
100 g ---------x 
x = 42,11 g de C em 100 g de amostra ou 42,11% de C. 
Substância massa de H 
342 g -------- 22 g de H 
100 g --------- x 
x = 6,43 g de H em 100 g de amostra ou 6,43% de H. 
Substância massa de O 
342 g -------- 176 g de O 
100 g --------- x 
x = 51,46 g de O em 100 g de amostra ou 51,46% de O. 
 Assim, a fórmula percentual da sacarose é C42,11%H6,43%O51,46%. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. 
 
Considere um copo que contém 180 mL de água. Determine, respectivamente, o 
número de mol de moléculas de água, o número de moléculas de água e o 
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número total de átomos (Massas atômicas = H = 1,0; O = 16; Número de 
Avogadro = 6,0 . 1023; densidade da água =1,0 g/mL). 
 
 
 
10 mol, 6,0 . 1024 moléculas de água e 18 . 1024 átomos. 
 
 
10 mol, 5,0 . 1023 moléculas de água e 15 . 1024 átomos. 
 
 
18 mol, 6,0 . 1024 moléculas de água e 18 . 1024 átomos. 
 
 
5 mol, 6,0 . 1024 moléculas de água e 18 . 1024 átomos. 
 
 
20 mol, 12 . 1024 moléculas de água e 36 . 1024 átomos. 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿a¿. 
A massa molar da água é igual a 18 g/mol. Visto que a densidade da água é igual a 1,0 g/mL, em 180 mL de água, temos 180 g: 
d = m 
 v 
m = d . v 
m = (1,0 g/mL) . 180 mL 
m = 180 g 
Assim, temos: 
1 mol de moléculas de água ------ 18 g/mol 
 n --------------------- 180 g 
n = 180/18 
n = 10 mol de moléculas de água 
* Agora vamos determinar o número de moléculas de água: 
18 g/mol ------- 6,0 . 1023 moléculas/mol 
 180 g----------- x 
x = 180 . 6,0 . 1023 
 18 
x = 60 . 1023 = 6,0 . 1024 moléculas de água. 
* Determinação da quantidade total de átomos: 
1 molécula de água (H2O) ----- 3 átomos 
 6,0 . 1024 moléculas/mol ------ y 
y = (6,0 . 1024 ) . 3 
y = 18,0 . 1024 átomos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. 
 
 
Uma das alternativas para diminuir a quantidade de 
dióxido de carbono liberada para a atmosfera 
consiste em borbulhar esse gás em solução aquosa 
de hidróxido de sódio. A reação que ocorre é 
mostrada a seguir: CO2 + NaOH → Na2CO3 + H2O. 
Sabendo que 44 g de dióxido de carbono (CO2) 
reagem com o hidróxido de sódio (NaOH), formando 
106 g de carbonato de sódio (Na2CO3) e 18 g de 
água, qual é a massa de hidróxido de sódio 
necessária para que o gás carbônico seja totalmente 
consumido? 
 
 
 
80g 
 
 
120g 
 
 
180g 
 
 
75g 
 
 
200g 
 
 
 
Explicação: 
Dada a equação CO2 + NaOH → Na2CO3 + H2O e os dados do enunciado é possível 
montar a seguinte equação (Lei de Lavoisier ou de conservação das massas): 
 
44 (CO2) + x = 106 (Na2CO3) + 18 (H2O) 
x = 106 + 18 ¿ 44 
x = 80. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
Sabendo que a massa atômica do magnésio é igual a 24 u, determine a massa, 
em gramas, de um átomo desse elemento. (Dado: Número de Avogadro = 6,0 . 
1023). 
 
 
 
24 . 10-23 g. 
 
 
24 g. 
 
 
4,0 . 10-23 g. 
 
 
4,0 g. 
 
 
4,0 . 1023 g. 
 
 
 
Explicação: 
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Alternativa ¿e¿. 
1 mol de átomos de Mg ↔ 24 g/mol ↔ 6,0 . 1023 átomos/mol 
x = 1 átomo . 24 g/mol 
 6,0 . 1023 átomos/mol 
x = 4,0 . 10-23 g. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
A fotossínteseé um processo fotoquímico que 
consiste na produção de energia através da luz solar 
e fixação de carbono proveniente da atmosfera. A 
grande maioria do carbono fixado é convertida em 
C6H12O6. Considerando as massas dos átomos: 
C=12u, H=1u e O=16u, a massa molecular da 
molécula produzida na fotossínte é: 
 
 
 
180u 
 
 
29u 
 
 
200u 
 
 
168 u 
 
 
100u 
 
 
 
Explicação: 
Dados os valores de massa dos átomos de C, H e O tem-se que: Massa Molecular (MM)=(12x6)+(1x12)+(16x6)=180u. 
 
Prezado (a) Aluno(a), 
 
Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se familiarizar 
com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
 
 
1. 
 
 
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) 
O volume de CO2, medido a 27ºC e 1atm., produzido na combustão de 960,0 g de 
metano, é: 
Dados: 
 massa molar do CH4 = 16,0 g/mol 
 constante universal dos gases: R = 0,082 atm.L/mol.K 
 
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1620,0 L 
 
 
960,0 L 
 
 
1476,0 L 
 
 
1344,0 L 
 
 
60,0 L 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿d¿. 
* Passo 1: determinar o número de mol de CO2 produzido a partir da massa de 960 gramas de CH4 
16 g ----- 1 mol de CO2 
960 g ---- nCO2 
16.nCO2 = 960 
nCO2 = 960/16 
nCO2 = 60 mol 
* Passo 2: determinar o volume CO2 utilizando as codições de tempertura e pressão, além do número de mol encontrado 
P.VCO2 = nCO2.R.T 
1.VCO2 = 60.0,082.300 
VCO2 = 1476 L. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
O hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO3) é utilizado em fármacos denominados 
antiácidos que ajudam a diminuir a acidez estomacal causada pelo excesso de 
ácido clorídrico (HCl). Qual das alternativas a seguir indica corretamente a reação 
que ocorre entre esses dois compostos? 
 
 
 
NaHCO3 + HCl → NaCl +H2CO3 
 
 
NaHCO3 + HCl → NaCClO2+ H2O 
 
 
NaHCO3 + HCl → NaH2CO3 + Cl2 
 
 
NaHCO3 + HCl → NaH2CClO3 
 
 
NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿a¿. 
O NaHCO3 neutraliza o HCl presente no suco gástrico. O CO2 formado é o responsável pela eructação (arroto). 
 
 
 
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3. 
 
 
Qual é a quantidade de matéria de gás oxigênio necessária para fornecer 17,5 
mol de água, H2O(v), na queima completa do acetileno, C2H2(g)? 
 
 
 
17,5 mol 
 
 
43,75 mol 
 
 
2 mol 
 
 
27,2 mol 
 
 
35 mol 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿a¿. 
* Escrevendo a equação balanceada da reação para ver a proporção estequiométrica: 
2 C2H2(g) +5 O2(g) → 4 CO2(g) + 2 H2O(v) 
5 mol de O2(g) ------ 2 mol de H2O(v) 
x----------------------17,5 mol de H2O(v) 
x = 17,5 . 5 / 2 
x = 43,75 mol de O2(g) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. 
 
 
Das reações químicas que ocorrem: 
I. nos flashes fotográficos descartáveis; 
II. com o fermento químico para fazer bolos; 
III. no ataque de ácido clorídrico ao ferro; 
IV. na formação de hidróxido de alumínio usado no tratamento de água; 
V. na câmara de gás; 
representadas, respectivamente, pelas equações: 
I. 2 Mg + O2 →2 MgO 
II. NH4HCO3 → CO2+ NH3 + H2O 
III. Fe + 2 HCl → FeCl2+ H2 
IV. Al2(SO4)3+ 6 NaOH → 2 Al(OH)3+ 3 Na2SO4 
V. H2SO4+ 2 KCN → K2SO4 + 2 HCN 
Assinale a alternativa que corresponde a reações de decomposição: 
 
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apenas II e IV. 
 
 
apenas I. 
 
 
apenas V. 
 
 
apenas II. 
 
 
apenas I e III. 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿d¿. 
Somente a reação II, pois nela uma substância (NH4HCO3) decompõe-se em três substâncias mais simples (CO2+ NH3 + H2O). O 
bolo cresce em razão da liberação do gás carbônico (CO2). As demais reações são de: 
I. 2 Mg + O2 →2 MgO: Síntese ou adição. 
III. Fe + 2 HCl → FeCl2+ H2: Simples troca. 
IV. Al2(SO4)3+ 6 NaOH → 2 Al(OH)3+ 3 Na2SO4: Dupla troca. 
V. H2SO4+ 2 KCN → K2SO4 + 2 HCN: Dupla troca. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
O óxido de ferro (III), Fe2O3, presente no minério de ferro, reage com monóxido de 
carbono, CO, produzindo ferro metálico e dióxido de carbono, CO2, de acordo com 
a reação química a seguir. Qual a massa de Fe2O3 necessária para produzir 10,0 g 
de Fe? 
Fe2O3(s) + 3 CO(g)  2 Fe(s) + 3 CO2(g) 
Dados: Fe = 55,8, C = 12,0 u, O = 16,0 u. 
 
 
 
14,3 g 
 
 
44,01 g 
 
 
159,69 g 
 
 
55,85 g 
 
 
10,0 g 
 
 
 
Explicação: 
Gabarito 
Alternativa correta: C 
Justificativa: Pela equação química, sabe-se que cada 2 mols de Fe2O3 produz 2 mols de 
Fe. Como a massa molar do ferro é 55,85 g/mol e do óxido de ferro (III) é 159,69 g/mol, 
temos: 
Massa de Fe2O3(g) = 10/55,85 x 2 mol de Fe2O3 x 159,69 g(molFe2O3)
-1 
Massa de Fe2O3(g) = 10 x 159,69/55,85 x 2 g = 14,3 g. 
 
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6. 
 
 
O consumo de ácido sulfúrico pode ser utilizado como um indicador do 
desenvolvimento de um país. Industrialmente, esse ácido pode ser obtido a partir 
da pirita de ferro, que consiste basicamente em sulfeto ferroso (FeS). Classifique 
as equações de obtenção industrial do ácido sulfúrico mostradas a seguir: 
I. FeS + O2 → Fe + SO2 
II. 2 SO2 + 2 O2 → 2 SO3 
III. SO3 + H2O → H2SO4 
 
 
 
Simples troca, síntese, síntese. 
 
 
Síntese, simples troca, dupla troca. 
 
 
Dupla troca, análise, análise. 
 
 
Dupla troca, síntese, síntese. 
 
 
Simples troca, análise, análise. 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿e¿. 
I. FeS + O2 → Fe + SO2 = reação de simples troca ou deslocamento (uma substância composta (FeS) reage com uma substância 
simples (O2) e produz uma nova substância simples (Fe) e uma nova substância composta ( SO2) pelo deslocamento entre seus 
elementos). 
II. 2 SO2 + 2 O2 → 2 SO3 = reação de síntese ou adição (duas substâncias reagem e produzem uma única substância mais 
complexa). 
III. SO3 + H2O → H2SO4 = reação de síntese ou adição. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
Considerando a reação FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S qual é a massa de FeCl2 obtida 
quando 1100g de FeS de 80% de pureza reagem com excesso de ácido nítrico? 
Dados: FeCl2 = 127g/mol; FeS = 88g/mol. 
 
 
 
12,7g 
 
 
1,270g 
 
 
12700g 
 
 
1270g 
 
 
127g 
 
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Explicação: 
Quando o problema não faz referência, consideramos a pureza de 100%. Quando ela é dada, é necessário converter a quantidade 
de substância impura na quantidade correspondente da substância pura. 
1100g ¿¿¿¿¿¿ 100% 
x ¿¿¿¿¿¿ 80% 
x = 880g 
a) Proporção em mol 
1 mol de FeS ¿¿¿¿¿ 1 mol de FeCl2 
b) Regra de três 
88g ¿¿¿¿¿¿ 127g 
880g ¿¿¿¿¿¿ y 
y = 1270g 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8. 
 
 
Considere as equações que representam as reações utilizadas na obtenção do 
ácido nítrico: 
I) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6 H2O 
II) 2NO + O2 → 2NO2 
III) 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO 
Calcule a massa de amônia necessária para a preparação de 6,3g de ácido nítrico. 
Dado: NH3: 17g/mol, HNO3: 63g/mol, NO2: 46g/mol, NO: 30g/mol. 
 
 
 
2,55g de NH3 
 
 
2550g de NH3 
 
 
255g de NH3 
 
 
0,25g de NH3 
 
 
25,5g de NH3 
 
 
 
Explicação: 
Devemos primeiramente ajustar os coeficientes para que haja a proporcionalidade. Multiplicando a equação II por 2 e a equação 
III por 4/3, temos: 
4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 3 H2O 
4 NO + 2 O2 → 4 NO2 
4 NO2 + 4/3 H2O → 8/3 HNO3 + 4/3 NO 
Portanto, a partir de 4 mols de NH3 são obtidos 8/3 mols de HNO3. 
4 . 17g de NH3 -------8/3 . 63g de HNO3 
x ------------------------- 6,3g 
x = 51/20 = 2,55g de NH3 
 
Prezado (a) Aluno(a), 
 
Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação.O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se familiarizar 
com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
 
 
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1. 
 
 
As soluções diferem das substâncias puras porque suas propriedades variam 
dependendo das quantidades relativas de seus constituintes. Essas diferenças 
geram razões para fazer uma distinção entre uma substância pura e uma 
solução. As soluções desempenham um papel importante na Química porque 
permitem o encontro de diferentes tipos de moléculas, condição essencial para 
que as reações rápidas possam ocorrer. Com base nos conceitos de soluções, 
assinale a alternativa incorreta. 
 
 
 
Solvente é simplesmente uma substância que pode dissolver outras moléculas e compostos, que são conhecidos como 
solutos. 
 
 
O soluto é sempre o composto que vai ser adicionado à solução e solubilizado. 
 
 
Em uma solução, o soluto é dissolvido por um solvente. 
 
 
Solução é uma mistura homogênea de solvente e soluto chama-se solução e boa parte da química da vida ocorre em 
soluções aquosas, ou soluções em que a água é o solvente. 
 
 
O soluto pode ser reconhecido como qualquer composto que está em maior quantidade em uma solução. 
 
 
 
Explicação: 
Soluto 
Pode ser reconhecido como qualquer composto que está em menor quantidade em uma solução. O soluto é responsável por ser 
dissolvido por um solvente. Expondo de forma mais simplificada, o soluto é sempre o composto que vai ser adicionado à solução 
e solubilizado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
O metal mercúrio (Hg) é tóxico, pode ser absorvido, via gastrointestinal, pelos 
animais, e sua excreção é lenta. A análise da água de um rio contaminado revelou 
uma concentração de 5,0 . 10-5 M de mercúrio. Qual é a massa aproximada em 
mg de mercúrio que foi ingerida por um garimpeiro que bebeu um copo contendo 
250 mL dessa água? (Dado: Hg = 200 g.mol-1). 
 
 
 
250. 
 
 
0,025. 
 
 
2,5. 
 
 
25. 
 
 
0,25. 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿d¿. 
Dados: 
m1 = ? (é o que se quer encontrar) 
MM= 200 g/mol 
V (L) = 250 mL = 0,25 L 
M = 5,0 . 10-5 mol/L 
* Aplicando os valores relacionados na fórmula, temos: 
M = ___m1__ 
 MM . v 
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m1 = M . MM . v 
m1 = (5,0 . 10-5 mol/L) . (200 g/mol) . (0,25 L) 
m1 = 250 . 10-5 g = 2,5 . 10 -3 g = 2,5 mg 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
No preparo de uma solução aquosa, foi usado 0,4 g de cloreto de sódio como 
soluto. Sabendo que a concentração da solução resultante é de 0,05 mol/L, 
determine o volume final. 
 
 
 
8 L. 
 
 
80 L. 
 
 
0,14 L. 
 
 
1,4 L. 
 
 
140 L. 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿a¿. 
Dados: 
m1 = 0,4 g 
MM(NaCl)= 23 + 35,5= 58,5 g/mol 
V (L) = ? (é o que se deseja descobrir) 
M = 0,05 mol/L 
* Aplicando os valores relacionados na fórmula, temos: 
M = ___m1__ 
 MM . V 
V = ___m1__ 
 MM . M 
V = ________0,4g__________ 
 (58,5 g/mol) . (0,05 mol/L) 
V = 0,14 L. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. 
 
 
Se você adicionar um pouco de sal a um copo de água e agitar, notará que o sal 
irá se dissolver e, a partir dessa mistura, formar uma solução aquosa. No entanto, 
se a mesma experiência for feita com um pouco de areia fina, o resultado será 
muito diferente. Como a areia não se dissolve em água, irá depositar-se no fundo 
do recipiente, logo após o término da agitação. A mistura de água e areia, no 
momento da agitação, constitui um bom exemplo: 
 
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solução homogênea 
 
 
dispersão homogênea 
 
 
dispersão coloidal 
 
 
emulsão 
 
 
suspensão 
 
 
 
Explicação: 
No momento imediatamente após a agitação, temos uma suspensão. Alguns minutos após teremos uma mistura heterogênea. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
O gráfico representa as curvas de solubilidade de alguns 
sais em água. 
 
De acordo com o gráfico, podemos concluir que: 
 
 
 
a temperatura não influencia a solubilidade de sais. 
 
 
a massa de clorato de potássio capaz de saturar 200 mL de água, a 30 °C, é de 20 g. 
 
 
a temperatura não afeta a solubilidade do cloreto de sódio. 
 
 
o cloreto de potássio é mais solúvel que o cloreto de sódio à temperatura ambiente. 
 
 
a substância mais solúvel em água a 40 °C é o nitrito de sódio. 
 
 
 
Explicação: 
Gabarito 
Alternativa correta: E 
Justificativa: A 30ºC, a massa de clorato de potássio (KClO3) que dissolve em 100mL 
de água é de 10g. Portanto, em 200ml será de 20g. 
 
 
 
 
 
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6. 
 
 
Calcule a concentração em mol/L ou molaridade de uma solução que foi 
preparada dissolvendo-se 18 gramas de glicose em água suficientes para produzir 
1 litro da solução. (Dado: massa molar da glicose = 180 g/mol) 
 
 
 
10,0. 
 
 
100,0. 
 
 
3240. 
 
 
1,8. 
 
 
0,1. 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿a¿. 
M = ___m1__ 
 MM . v 
M = ______18 g________ 
 (180 g/mol) . (1,0 L) 
M = 0,1 mol/L 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
Que volume de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) de 8M é necessário para 
preparar 400 mL de uma solução 3M? 
 
 
 
15 mL 
 
 
1,5 mL 
 
 
15 L 
 
 
1,5 L 
 
 
150 mL 
 
 
 
Explicação: 
O aluno deve levar em consideração que a concentração de uma solução é dada pelo número de mols dividido pelo volume 
 
Prezado (a) Aluno(a), 
 
Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se familiarizar 
com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
 
 
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1. 
 
 
As soluções diferem das substâncias puras porque suas propriedades variam 
dependendo das quantidades relativas de seus constituintes. Essas diferenças 
geram razões para fazer uma distinção entre uma substância pura e uma 
solução. As soluções desempenham um papel importante na Química porque 
permitem o encontro de diferentes tipos de moléculas, condição essencial para 
que as reações rápidas possam ocorrer. Com base nos conceitos de soluções, 
assinale a alternativa incorreta. 
 
 
 
Solvente é simplesmente uma substância que pode dissolver outras moléculas e compostos, que são conhecidos como 
solutos. 
 
 
O soluto é sempre o composto que vai ser adicionado à solução e solubilizado. 
 
 
Em uma solução, o soluto é dissolvido por um solvente. 
 
 
Solução é uma mistura homogênea de solvente e soluto chama-se solução e boa parte da química da vida ocorre em 
soluções aquosas, ou soluções em que a água é o solvente. 
 
 
O soluto pode ser reconhecido como qualquer composto que está em maior quantidade em uma solução. 
 
 
 
Explicação: 
Soluto 
Pode ser reconhecido como qualquer composto que está em menor quantidade em uma solução. O soluto é responsável por ser 
dissolvido por um solvente. Expondo de forma mais simplificada, o soluto é sempre o composto que vai ser adicionado à solução 
e solubilizado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
O metal mercúrio (Hg) é tóxico, pode ser absorvido, via gastrointestinal, pelos 
animais, e sua excreção é lenta. A análise da água de um rio contaminado revelou 
uma concentração de 5,0 . 10-5 M de mercúrio. Qual é a massa aproximada em 
mg de mercúrio que foi ingerida por um garimpeiro que bebeu um copo contendo 
250 mL dessa água? (Dado: Hg = 200 g.mol-1). 
 
 
 
250. 
 
 
0,025. 
 
 
2,5. 
 
 
25. 
 
 
0,25. 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa¿d¿. 
Dados: 
m1 = ? (é o que se quer encontrar) 
MM= 200 g/mol 
V (L) = 250 mL = 0,25 L 
M = 5,0 . 10-5 mol/L 
* Aplicando os valores relacionados na fórmula, temos: 
M = ___m1__ 
 MM . v 
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m1 = M . MM . v 
m1 = (5,0 . 10-5 mol/L) . (200 g/mol) . (0,25 L) 
m1 = 250 . 10-5 g = 2,5 . 10 -3 g = 2,5 mg 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
No preparo de uma solução aquosa, foi usado 0,4 g de cloreto de sódio como 
soluto. Sabendo que a concentração da solução resultante é de 0,05 mol/L, 
determine o volume final. 
 
 
 
8 L. 
 
 
80 L. 
 
 
0,14 L. 
 
 
1,4 L. 
 
 
140 L. 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿a¿. 
Dados: 
m1 = 0,4 g 
MM(NaCl)= 23 + 35,5= 58,5 g/mol 
V (L) = ? (é o que se deseja descobrir) 
M = 0,05 mol/L 
* Aplicando os valores relacionados na fórmula, temos: 
M = ___m1__ 
 MM . V 
V = ___m1__ 
 MM . M 
V = ________0,4g__________ 
 (58,5 g/mol) . (0,05 mol/L) 
V = 0,14 L. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. 
 
 
Se você adicionar um pouco de sal a um copo de água e agitar, notará que o sal 
irá se dissolver e, a partir dessa mistura, formar uma solução aquosa. No entanto, 
se a mesma experiência for feita com um pouco de areia fina, o resultado será 
muito diferente. Como a areia não se dissolve em água, irá depositar-se no fundo 
do recipiente, logo após o término da agitação. A mistura de água e areia, no 
momento da agitação, constitui um bom exemplo: 
 
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solução homogênea 
 
 
dispersão homogênea 
 
 
dispersão coloidal 
 
 
emulsão 
 
 
suspensão 
 
 
 
Explicação: 
No momento imediatamente após a agitação, temos uma suspensão. Alguns minutos após teremos uma mistura heterogênea. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
O gráfico representa as curvas de solubilidade de alguns 
sais em água. 
 
De acordo com o gráfico, podemos concluir que: 
 
 
 
a temperatura não influencia a solubilidade de sais. 
 
 
a massa de clorato de potássio capaz de saturar 200 mL de água, a 30 °C, é de 20 g. 
 
 
a temperatura não afeta a solubilidade do cloreto de sódio. 
 
 
o cloreto de potássio é mais solúvel que o cloreto de sódio à temperatura ambiente. 
 
 
a substância mais solúvel em água a 40 °C é o nitrito de sódio. 
 
 
 
Explicação: 
Gabarito 
Alternativa correta: E 
Justificativa: A 30ºC, a massa de clorato de potássio (KClO3) que dissolve em 100mL 
de água é de 10g. Portanto, em 200ml será de 20g. 
 
 
 
 
 
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6. 
 
 
Calcule a concentração em mol/L ou molaridade de uma solução que foi 
preparada dissolvendo-se 18 gramas de glicose em água suficientes para produzir 
1 litro da solução. (Dado: massa molar da glicose = 180 g/mol) 
 
 
 
10,0. 
 
 
100,0. 
 
 
3240. 
 
 
1,8. 
 
 
0,1. 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿a¿. 
M = ___m1__ 
 MM . v 
M = ______18 g________ 
 (180 g/mol) . (1,0 L) 
M = 0,1 mol/L 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
Que volume de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) de 8M é necessário para 
preparar 400 mL de uma solução 3M? 
 
 
 
15 mL 
 
 
1,5 mL 
 
 
15 L 
 
 
1,5 L 
 
 
150 mL 
 
 
 
Explicação: 
O aluno deve levar em consideração que a concentração de uma solução é dada pelo número de mols dividido pelo volume 
Prezado (a) Aluno(a), 
 
Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se 
familiarizar com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
 
 
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1. 
 
 
Uma solução 1,0mol/L de Nitrato de magnésio (II) contendo um eletrodo de Mg e 
uma solução de 1,0 mol/L de Nitrato de prata (I) contendo um eletrodo de Ag foram 
usados para construir uma célula galvânica. Qual a fem-padrão da célula a 25ºC? 
Dados: Potenciais-padrão: 
Ag+1 (1mol/L) + 1e- → Ag(s), E° = 0,80V 
Mg+2 (1mol/L) + 2e- → Mg(s), E° = - 2,37V 
 
 
 
3,17 V 
 
 
- 3,17 V 
 
 
-2,37 V 
 
 
2,37 V 
 
 
0,80 V 
 
 
 
Explicação: 
Gabarito 
Alternativa correta: C 
Justificativa: Ânodo (oxidação): Mg(s) → Mg
+2 (1mol/L) + 2e- 
Cátodo (redução): 2Ag+1 (1mol/L) + 2e- → 2Ag(s) 
A fem da célula pode ser calculada: E°célula = E°cátodo - E°anodo  + 0,80V - (-2,37V) 
= 3,17V 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
Dadas as reações e seus respectivos os potenciais 
padrão de redução 
Ni2+ + 2e- ⇆ Ni(s) E° = -0,23V; 
Cu2+ + 2e- ⇆ Cu(s) E° = +0,34V. 
 
Calcule a fem-padrão da célula a 25°C 
 
 
 
0,11V. 
 
 
-0,11V. 
 
 
0,70V. 
 
 
0,57V. 
 
 
-0,57V. 
 
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Explicação: 
E°célula = E°cátodo - E°anodo 
E°célula = 0,34 - (-0,23) = 0,57V. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
A equação seguinte indica as reações que ocorrem em uma pilha: 
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) 
Podemos afirmar que: 
 
 
 
O zinco metálico é o cátodo. 
 
 
Os elétrons passam dos átomos de zinco metálico aos íons de cobre. 
 
 
O zinco metálico sofre aumento de massa. 
 
 
O cobre é o agente redutor. 
 
 
O íon cobre sofre oxidação. 
 
 
 
Explicação: 
a) O zinco metálico é o ânodo, ele perde elétrons: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-. 
b) O íon cobre sofre redução, ele ganha elétrons: Cu2+(aq) + 2 e-→ Cu(s). 
c) O zinco metálico é o ânodo que é corroído, porque ele sofre oxidação e, com isso, a massa da barra diminui. 
d) O cobre é o agente oxidante, pois ele causou a oxidação do zinco. 
e) Correta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. 
 
 
Numa pilha eletroquímica sempre ocorre: 
 
 
 
Passagem de elétrons, no circuito externo, do cátodo para o ânodo. 
 
 
Redução no ânodo. 
 
 
 Movimentação de elétrons no interior da solução eletrolítica. 
 
 
Uma reação de oxirredução. 
 
 
Reação de neutralização. 
 
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Explicação: 
 
a) No ânodo ocorre uma oxidação. 
b) A movimentação de elétrons ocorre nos eletrodos. 
c) A passagem de elétrons é do ânodo para o cátodo. 
d) A reação que ocorre é de oxirredução e não de neutralização (esta é um tipo de reação que ocorre entre ácidos e bases). 
e) Correta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
Na pilha de Daniel (veja esquema adiante) ocorre a reação: 
Zn(s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+(aq) + Cu(s) 
 
Qual das substâncias a seguir, dissolvida em água, você escolheria para colocar 
no compartimento B a fim de que a pilha possa produzir eletricidade? Justifique. 
 
 
 
CuSO4 
 
 
ZnCℓ 
 
 
H2SO4 
 
 
HCℓ 
 
 
 
Na2SO4 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa C. 
O CuSO4(aq) é a única substância da lista que em solução aquosa fornece íons Cu2+(aq); esses recebem os elétrons fornecidos pelo 
zinco metálico, transformando-se em cobre metálico, Cu(s0, segundo a equação fornecida. Essa substância poderia ser substituída 
por outro sal solúvel que tivesse como cátion o Cu2+(aq). 
 
http://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
 
 
 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
As pilhas e as baterias são dispositivos nos quais uma reação espontânea de 
oxidorredução transforma energia química em energia elétrica. Portanto, sempre 
há uma substância que se reduz, ganhando elétrons, que é o cátodo, e uma que 
se oxida, perdendo elétrons, que é o ânodo. Abaixo, temos um exemplo de uma 
pilha eletroquímica: 
 
A respeito dessa pilha, responda: 
a) A concentração dos íons B3+ e A2+ aumenta ou diminui? 
b) Ocorrecorrosão ou deposição dos eletrodos A e B? 
 
 
 
a) A concentração de B3+aumenta e de A2+ diminui. 
b) Haverá corrosão sobre o eletrodo A e deposição do eletrodo B. 
 
 
a) A concentração de B3+aumenta e de A2+ diminui. 
b) Haverá deposição sobre o eletrodo B e corrosão do eletrodo A. 
 
 
a) A concentração de B3+aumenta e de A2+ diminui. 
b) Haverá deposição sobre o eletrodo A e corrosão do eletrodo B. 
 
 
a) A concentração de A3+aumenta e de B2+ diminui. 
b) Haverá deposição sobre o eletrodo A e corrosão do eletrodo B. 
 
 
a) A concentração de B3+diminui e de A2+ aumenta. 
b) Haverá deposição sobre o eletrodo A e corrosão do eletrodo B. 
 
 
 
Explicação: 
a) Conforme mostra a reação global, a concentração de B3+aumenta e de A2+ diminui. 
b) Haverá deposição sobre o eletrodo A e corrosão do eletrodo B. 
 
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