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Universidade Federal do Paraná (UFPR) 
 
3.3.1.1 Aspectos macroscópicos da Química ....................................................................................... 1 
3.3.1.2 Estrutura da matéria e teoria atômica ..................................................................................... 43 
3.3.1.3 Classificação periódica e propriedades dos elementos e seus compostos ............................. 54 
3.3.1.4 Ligação química ..................................................................................................................... 69 
3.3.1.5 Ácidos e bases ....................................................................................................................... 83 
3.3.1.6 Estequiometria química ........................................................................................................ 111 
3.3.1.7 Unidades e grandezas em Química ..................................................................................... 127 
3.3.1.8 Soluções, propriedades coligativas e forças intermoleculares .............................................. 133 
3.3.1.9 Termoquímica ...................................................................................................................... 158 
3.3.1.10 Equilíbrio químico ............................................................................................................... 166 
3.3.1.11 Cinética química ................................................................................................................. 186 
3.3.1.12 Eletroquímica ..................................................................................................................... 195 
3.3.1.13 Estrutura dos compostos de carbono ................................................................................. 209 
3.3.1.14 Isomeria em Compostos Orgânicos ................................................................................... 249 
3.3.1.15 Ocorrência e obtenção de compostos orgânicos e suas propriedades principais ............... 260 
 
 
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Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
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conceitual. Em qualquer situação, solicitamos a comunicação ao nosso serviço de atendimento ao cliente 
para que possamos esclarecê-lo. Entre em contato conosco pelo e-mail: professores @maxieduca.com.br 
 
Substâncias e Misturas 
 
As substâncias químicas correspondem a moléculas, que podem ser representadas por fórmulas, 
como a água, H2O. Estas são formadas por elementos químicos, ou seja, aqueles que são encontrados 
na tabela periódica. Analisando-se o exemplo da própria água, tem-se que, tanto o Hidrogênio como o 
Oxigênio, estão na tabela periódica, nas famílias 1 e 8, respectivamente. 
 
Substância Pura 
 
Uma substância pura é exatamente o que o termo indica: uma única substância com composição 
característica e definida e com um conjunto definido de propriedades, isto é, que possuem composição 
fixa. Exemplos de substâncias puras são: a água, o sal, o ferro, o açúcar comestível e o oxigênio. Nas 
substâncias puras o ponto de fusão e ebulição ocorrem em temperaturas constantes: 
 
 
 
As substâncias puras podem ser classificadas como simples ou compostas. 
 
-Substância simples 
As substâncias formadas por um ou mais átomos de um mesmo elemento químico é classificada 
como substância pura simples ou, simplesmente, substância simples. 
 
 
-Substância composta 
Quando as moléculas de determinada substância são formadas por dois ou mais elementos químicos, 
ela é classificada como substância pura composta ou, simplesmente, substância composta. 
 
 
3.3.1.1 Aspectos macroscópicos da Química 
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Símbolos e fórmulas 
-Símbolos: representa um elemento químico 
-Fórmula: representa uma substância pura, simples ou composta. 
 
Exemplos: 
-O é o símbolo do elemento químico oxigênio 
-O2 é a fórmula da substância simples oxigênio 
-O3 é a fórmula da substância simples ozônio 
 
Misturas 
Uma mistura é um sistema formado por duas ou mais substâncias puras, denominadas componentes. 
Em uma mistura o fusão e/ou ebulição não ocorrem em temperaturas constantes. A temperatura varia 
durante a fusão ou durante a ebulição, ou durante ambas. Estas não possuem ponto de fusão e ponto de 
ebulição, e sim intervalo de fusão e intervalo de ebulição: 
 
 
Existem misturas que, como exceção, comportam-se como se fossem substâncias puras durante a 
fusão: são as chamadas misturas eutéticas. 
Exemplo: algumas ligas metálicas, dentre elas a solda usada em eletrônica (37% de chumbo e 63% 
de estanho). 
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Por outro lado, também existem misturas que, como exceção, comportam-se como se fossem 
substâncias puras durante o processo de ebulição; são chamadas de misturas azeotrópicas. 
Exemplo: água e álcool na proporção de 4% de água e 96% de álcool 
 
 
 
Uma vez que as misturas apresentam composição variável, têm também propriedades — como ponto 
de fusão, ponto de ebulição, densidade — diferentes daquelas apresentadas pelas substâncias quando 
estudadas separadamente. 
 
Tipos de misturas 
As misturas podem ser classificadas em homogêneas e heterogêneas. A diferença entre elas é que 
a mistura homogênea é uma solução que apresenta uma única fase enquanto a heterogênea pode 
apresentar duas ou mais fases. Fase é cada porção que apresenta aspecto visual uniforme. 
 
Misturas homogêneas 
Nesse tipo de mistura não há superfícies de separação visíveis entre seus componentes, mesmo que 
a observação seja realizada a nível de um microscópio eletrônico. 
Exemplo: Solução de água e açúcar 
 
As misturas homogêneas são normalmente chamada de solução 
 
Misturas heterogêneas 
As misturas heterogêneas são aquelas em que são possíveis as distinções de fases (regiões visíveis 
da mistura onde se encontram os componentes), formada por duas ou mais fases. As substâncias podem 
ser diferenciadas a olho nu. 
Exemplos: 
- água + óleo 
- granito 
- água + enxofre 
- água + areia + óleo 
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Sistema homogêneo e Heterogêneo: Fases 
Sistema homogêneo 
Apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinado. Pode 
ser um mistura (solução) ou uma substância pura. 
 
 
 
 
 
 
Sistema heterogêneo 
É aquele que apresenta mais de uma fase, ou seja, não possui um aspecto uniforme, é descontínuo. 
 
Os sistemas heterogêneos também podem ser constituídos de substâncias puras. Por exemplo, água 
+ gelo: os componentes são os mesmos, mas, por estarem em estados físicos diferentes, apresentam 
aspecto heterogêneo. 
 
 Exemplos: 
 
Substância pura 
 
Fases: 
São diferentes porções homogêneas, limitadas por superfícies de separação visíveis (com ou sem 
aparelhos de aumento), que constituem um sistema heterogêneo.Um sistema homogêneo apresenta sempre uma única fase, isto é, constitui um sistema monofásico. 
Entretanto, sistema heterogêneo constitui sempre um sistema polifásico (muitas fases), que pode ser 
bifásico, trifásico, tetrafásico e etc. 
 
 
 
 
 
 
 
Processos de separação de misturas 
Análise imediata 
Na natureza, raramente encontramos substâncias puras. Assim, para obtermos uma determinada 
substância, é necessário usar métodos de separação. O conjunto de processos físicos que não alteram 
a natureza das substâncias é denominado análise imediata. Para cada tipo de mistura — heterogênea ou 
homogênea — usamos métodos diferentes. 
 
Decantação 
Processo utilizado para separar dois tipos de misturas heterogêneas. 
 
Substância pura Mistura homogênea 
Mistura homogênea 
Informações importantes: 
-Uma mistura de vários gases constitui sempre um sistema monofásico 
-Uma mistura de n sólidos constitui um sistema com n fases na maioria das vezes. 
 
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a) Líquido e sólido 
A fase sólida (barro), por ser mais densa, sedimenta-se, ou seja, deposita-se no fundo do recipiente, 
e a fase líquida pode ser transferida para outro frasco. A decantação é usada, por exemplo, nas estações 
de tratamento de água 
 
 
b) Líquido e líquido 
Separa líquidos imiscíveis (exemplo: água e óleo) com a utilização de um funil de decantação. Após a 
decantação, abre-se a torneira, deixando passar o líquido mais denso. 
 
 
 
Centrifugação 
A centrifugação é uma maneira de acelerar o processo de decantação envolvendo sólidos e líquidos 
realizada num aparelho denominado centrífuga. Na centrífuga, devido ao movimento de rotação, as 
partículas de maior densidade, por inércia, são arremessadas para o fundo do tubo. 
 
Filtração 
É utilizada para separar substâncias presentes em misturas heterogêneas envolvendo sólidos e 
líquidos. 
-Filtração simples: A fase sólida é retida no papel de filtro, e a fase líquida é recolhida em outro frasco. 
 
 
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-Filtração a vácuo: A água que entra pela trompa d’água arrasta o ar do interior do frasco, diminuindo 
a pressão interna do kitassato, o que torna a filtração mais rápida. 
 
 
Destilação 
É utilizada para separar cada uma das substâncias presentes em misturas homogêneas envolvendo 
sólidos dissolvidos em líquidos e líquidos miscíveis entre si. 
 
-Destilação Simples: Na destilação simples de sólidos dissolvidos em líquidos, a mistura é aquecida, 
e os vapores produzidos no balão de destilação passam pelo condensador, onde são resfriados pela 
passagem de água corrente no tubo externo, se condensam e são recolhidos no erlenmeyer. A parte 
sólida da mistura, por não ser volátil, não evapora e permanece no balão de destilação 
 
 
-Destilação fracionada: Na destilação fracionada, são separados líquidos miscíveis cujas temperaturas 
de ebulição (TE) não sejam muito próximas. Durante o aquecimento da mistura, é separado, inicialmente, 
o líquido de menor TE; depois, o líquido com TE intermediária, e assim sucessivamente, até o líquido de 
maior TE. À aparelhagem da destilação simples é acoplada uma coluna de fracionamento. Conhecendo-
se a TE de cada líquido, pode-se saber, pela temperatura indicada no termômetro, qual deles está sendo 
destilado. 
 
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Ventilação 
Esse método é usado, por exemplo, para separar a palha do grão de arroz. É aplicada uma corrente 
de ar, e a palha, que é mais leve, voa. 
 
Tamisação 
Feita com uma peneira muito fina chamada tamise, separa sólidos maiores dos menores. Ex: 
cascalhos e pequenas pedras preciosas. 
 
Sublimação 
As substâncias participantes desse processo podem ser separadas das impurezas através da 
sublimação e posterior cristalização. 
 
 
Separação Magnética 
É um método que utiliza a força de atração do ímã para separar materiais metálicos ferromagnéticos 
dos demais. Uma mistura de limalha (pó) de ferro com outra substância, pó de enxofre, por exemplo, pode 
ser separada com o emprego de um ímã. Aproximando o ímã da mistura, a limalha de ferro prende-se a 
ele, separando-se do enxofre. 
 
 
 
Liquefação fracionada 
Separa gases com pontos de fusão diferentes. Nesse processo um dos gases se liquefaz primeiro, 
podendo assim ser separado do outro gás. 
 
 
 
Cromatografia em papel 
Esta técnica é assim chamada porque utiliza para a separação e identificação das substâncias ou 
componentes da mistura a migração diferencial sobre a superfície de um papel de filtro de qualidade 
especial (fase estacionária). A fase móvel pode ser um solvente puro ou uma mistura de solventes. 
Este método é muito útil para separar substâncias muito polares, como açúcares e aminoácidos. 
Possui o inconveniente de poder-se cromatografar poucas quantidades de substância de cada vez. 
A cromatografia funciona graças ao fato das moléculas possuírem uma propriedade chamada 
polaridade em comum e tenderem a se atrair mutuamente. Uma molécula polar é simplesmente aquela 
que possui uma região rica em elétrons e uma outra região que é pobre em elétrons. Estas regiões às 
vezes são representadas como sendo negativamente e positivamente carregadas, respectivamente. 
Moléculas polares são unidas por forças de atração entre cargas opostas de moléculas diferentes. 
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Moléculas de água têm regiões ricas em elétrons nos átomos de oxigênio e regiões pobres em elétrons 
nos átomos de hidrogênio. 
Assim, as moléculas de água são polares e, por conseguinte, organizam-se de maneira que a região 
de carga positiva de uma molécula é atraída pela região de carga negativa de outra. 
Estas interações provêem uma explicação para o elevado ponto de ebulição da água. A água (H2O) é 
uma molécula muito mais simples que o etanol (H3C-H2C-OH), mas tem um ponto de ebulição muito mais 
alto - etanol = 46ºC; água =100ºC, 1atm 
 
Assim, as duas amostras da mesma molécula (uma conhecida, usada como padrão, e outra 
desconhecida) são analisadas sob condições idênticas, ambas terão o mesmo Rf 
Esta razão será também diferente (de forma ideal) do Rf de qualquer outra molécula presente na 
mistura, suportando, desta forma, a identificação do desconhecido. Um princípio básico dos processos 
cromatográficos é que uma diferença de Rf é considerada como prova de que as amostras são diferentes, 
entretanto valores idênticos apenas suportam a identidade dos compostos, porque duas diferentes 
estruturas podem ter o mesmo Rf sob um determinado conjunto de condições. 
A cromatografia em papel é uma das técnicas mais simples e que requerem menos instrumentos para 
realização, porém também apresenta as maiores restrições para realização em termos analíticos. 
As técnicas cromatográficas são essenciais para a separação de substâncias puras de misturas 
complexas e são amplamente utilizadas nas análises de alimentos, drogas, sangue, produtos derivados 
de petróleo e produtos de fissão nuclear. 
 
Extração Líquido-Líquido 
A extração líquido-líquido (ELL) é um processo de separação que se utiliza da propriedade de 
miscibilidade de líquidos. Por exemplo, em uma situação onde temos dois líquidos, A e B, miscíveis entre 
si, e queremos separar A de B, podemos usar um terceiro líquido, C, que seja mais miscível com A do 
que com B (veja figura). A separação entre o extrato, A e C, e o refinado, A e B, é feita com uma ampola 
de decantação ou um funil de separação. 
 
 
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A ELL (extração líquido-líquido) ou extração é empregada como alternativa a outros processos de 
separação, quando estes não são recomendáveis ou não são viáveis. Além disso, pode ser realizado à 
temperatura ambiente ou temperaturamoderada; existe ainda a possibilidade de utilização de solventes 
com boa capacidade de extração ou seletivos; como também possibilita controle de pH, força iônica e 
temperatura, de forma a evitar a desnaturação de enzimas e proteínas (sistemas aquosos bifásicos de 
biomoléculas); 
 
Extração de Produtos Naturais a partir de Vegetais 
Esse método de extração de substâncias é usado em uma área da Química, denominada “Química de 
Produtos Naturais”. Quando um químico deseja saber quais substâncias uma determinada planta contém, 
ele submete partes da planta (caule, folhas, casca) a um tratamento com solventes de polaridades 
diversas e analisa, posteriormente, as substâncias extraídas. Por outro lado, quando se deseja extrair de 
uma determinada planta uma substância que se conhece, o tratamento é feito com um solvente no qual 
a substância é muito mais solúvel. Esse processo também retira da planta outras substâncias e o químico 
tem que executar então, processos para purificar a substância desejada. 
 
Extração por Solventes 
A Extração com solventes é uma técnica relativamente moderna, usada para obter maior rendimento 
ou produtos que não podem ser obtidos por nenhum outro processo. As plantas são imersas no solvente 
adequado acetona ou qualquer outro derivado do petróleo e a separação realiza-se quimicamente, pela 
destilação em temperaturas especiais que causam somente a condensação do óleo e não dos solventes. 
Neste caso, os óleos obtidos geralmente não são usados em aromaterapia, pois geralmente contêm 
vestígios do solvente. A Extração com solventes consiste basicamente na transferência de íons, 
específicos, de uma solução pouco concentrada para outra, mais concentrada, por meio de um fenômeno 
de um soluto de distribuir entre dois solventes imiscíveis, em contato. 
 
Questões 
 
01. (UFMG) Uma amostra de uma substância X teve algumas de suas propriedades determinadas. 
Todas as alternativas apresentam propriedades que são úteis para identificar essa substância, exceto: 
(A) densidade 
(B) massa da amostra 
(C) solubilidade em água 
(D) temperatura de fusão 
(E) temperatura de ebulição 
 
02. Um copo contém uma mistura de água, acetona, cloreto de sódio e cloreto de prata. A água, a 
acetona e o cloreto de sódio estão numa mesma fase líquida, enquanto que o cloreto de prata se encontra 
numa fase sólida. Descreva como podemos realizar, em um laboratório de química, a separação dos 
componentes desta mistura. De sua descrição devem constar as etapas que você empregaria para 
realizar esta separação, justificando o(s) procedimento(s) utilizado(s). 
 
03. (UFAC) Com relação às substâncias O2, H2, H2O, Pb, CO2, O3, CaO e S8, podemos afirmar que: 
(A) todas são substâncias simples. 
(B) somente O2, H2 e O3 são substâncias simples. 
(C) todas são substâncias compostas. 
(D) somente CO2, CaO e S8 são substâncias compostas. 
(E) as substâncias O2, H2, Pb, O3 e S8 são simples 
 
04. Duas amostras de uma solução aquosa de CuSO4, de coloração azul, foram submetidas, 
respectivamente, às seguintes operações: 
I. filtração através de papel de filtro; 
II. destilação simples. 
Qual é a coloração resultante: 
A) do material que passou pelo filtro na operação I? 
B) do produto condensado na operação II? 
Justifique suas respostas. 
 
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05. Dos materiais abaixo, quais são misturas e quais são substâncias puras? Dentre as substâncias 
puras, quais são simples e quais são compostas? 
Água dos rios; 
Ferro; 
Aço; 
Gás carbônico; 
Salmoura; 
Refrigerante; 
Leite; 
Metano; 
Vinagre; 
Ouro 18 quilates; 
Amálgama (liga de mercúrio, prata e zinco); 
Gasolina; 
Ar atmosférico; 
Etanol anidro; 
Água destilada; 
Gás nitrogênio; 
Cobre; 
Gás oxigênio. 
 
06. (CEFET-PR) Para um químico, ao desenvolver uma análise, é importante verificar se o sistema 
com o qual está trabalhando é uma substância pura ou uma mistura. Dependendo do tipo de mistura, 
podemos separar seus componentes por diferentes processos. Assinale a alternativa que apresenta o 
método correto de separação de uma mistura. 
(A) Uma mistura homogênea pode ser separada através de decantação. 
(B) A mistura álcool e água pode ser separada por filtração simples. 
(C) A mistura heterogênea entre gases pode ser separada por decantação. 
(D) Podemos afirmar que, ao separarmos as fases sólidas e líquida de uma mistura heterogênea, elas 
serão formadas por substâncias puras. 
(E) O método mais empregado para a separação de misturas homogêneas sólido-líquido é a 
destilação. 
 
07 (Fuvest-SP) Para a separação das misturas: gasolina-água e nitrogênio-oxigênio, os processos 
mais adequados são respectivamente: 
(A) decantação e liquefação. 
(B) sedimentação e destilação. 
(C) filtração e sublimação. 
(D) destilação e condensação. 
(E) flotação e decantação. 
 
08. (UFPE) Associe as atividades do cotidiano abaixo com as técnicas de laboratório apresentadas a 
seguir: 
• Preparar cafezinho com café solúvel 
• Preparar chá de saquinho 
• Coar um suco de laranja 
1. Filtração 3. Extração 
2. Solubilização 4. Destilação 
A sequência correta é: 
(A) 2, 3 e 1. 
(B) 4, 2 e 3. 
(C) 3, 4 e 1. 
(D) 1, 3 e 2. 
(E) 2, 2 e 4. 
 
09. (UFPR) O processo de destilação é importante para a separação de misturas. Assinale a alternativa 
correta sobre o processo de destilação da água. 
(A) Na passagem do líquido, ocorre a quebra das ligações covalentes entre os átomos de hidrogênio 
e de oxigênio. 
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(B) A temperatura de ebulição varia durante a destilação da água. 
(C) A fase vapor é constituída por uma mistura dos gases hidrogênio e oxigênio. 
(D) A temperatura de ebulição depende da pressão atmosférica local. 
(E) A temperatura de ebulição depende do tipo de equipamento utilizado no processo. 
 
10. (PUC RJ) A despeito dos sérios problemas ambientais, o mercúrio é ainda muito utilizado nos 
garimpos devido à sua singular capacidade de dissolver o ouro, formando com ele um amálgama. Em 
muitos garimpos, o ouro se encontra na forma de partículas dispersas na lama, ou terra, dificultando assim 
a sua extração. Nestes casos, adiciona-se mercúrio à bateia, forma-se o amálgama (que não se mistura 
com a lama) e, em seguida, é feita a sua separação. Após separado da lama, o amálgama é aquecido 
com um maçarico até a completa evaporação do mercúrio, restando assim apenas o ouro. 
Sobre a temática apresentada, é INCORRETO afirmar que: 
(A) o mercúrio é um metal líquido a 25 °C e 1 atm de pressão. 
(B) a diferença nas temperaturas de ebulição é aproveitada para separar o mercúrio do ouro, já que 
estes não formam mistura eutética. 
(C) mercúrio e ouro formam um sistema heterogêneo. 
(D) a separação do sistema amálgama-lama constitui um processo físico. 
(E) os vapores de mercúrio eliminados durante a última etapa da extração podem contaminar os 
garimpeiros e também os ecossistemas em torno do garimpo. 
 
 
Respostas 
01. Resposta B 
A massa é uma propriedade que independe da natureza do material. 
 
02. Resposta: 
No primeiro passo devemos fazer uma filtração comum, retendo o AgCl(s) no filtro; em seguida, 
aqueceríamos a mistura em um aparelho de destilação separando a acetona primeiro e só em seguida a 
água do sal. 
 
03. Resposta E. 
 
04. Resposta: 
A) As soluções são materiais homogêneos e o papel de filtro não retém nenhuma substância, portanto 
o material que passou pelo filtro conserva a coloração azul da solução. 
B) Pela destilação simples, a água passa para vapor, sendo condensada a seguir. O produto 
condensado. Portanto, é incolor. 
 
05. Resposta: 
Água dos rios: mistura 
Ferro: substância pura simples 
Aço: mistura 
Gás carbônico: substância pura composta 
Salmoura: mistura 
Refrigerante: mistura 
Leite: mistura 
Metano: substância pura composta 
Vinagre: mistura 
Ouro 18 quilates: mistura 
Amálgama(liga de mercúrio, prata e zinco): mistura 
Gasolina: mistura 
Ar atmosférico: mistura 
Etanol anidro: substância pura composta 
Água destilada: substância pura composta 
Gás nitrogênio: substância pura simples 
Cobre: substância pura simples 
Gás oxigênio: substância pura simples 
 
 
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06. Resposta E. 
a) Incorreta. A decantação é uma técnica empregada para separar misturas heterogêneas do tipo 
sólido-líquido. 
b) Incorreta. O álcool e a água são líquidos miscíveis que não se separam por técnicas físicas como a 
filtração simples. Nesse caso, são necessárias técnicas químicas como a destilação fracionada. 
c) Incorreta. Vide letra a. 
d) Incorreta. Não podemos afirmar que, ao separarmos as fases sólida e líquida de uma mistura 
heterogênea, elas serão formadas por substâncias puras, porque, por exemplo, o líquido pode, na 
verdade, ser uma mistura homogênea, como álcool e água, e não um líquido puro. 
e) Correta. A destilação simples é o método mais empregado para a separação de misturas 
homogêneas sólido-líquido. 
 
07. Resposta A 
A gasolina e a água são líquidos praticamente insolúveis e podem ser separados por decantação, por 
exemplo, em um funil de bromo. O oxigênio e o nitrogênio são separados por liquefação e posterior 
destilação fracionada. 
 
08. Resposta A 
No preparo do café, você solubiliza-o em água, o conteúdo do chá de saquinho é extraído com a ajuda 
da água quente, e as partes indesejáveis da laranja, no caso as sementes, são filtradas para o preparo 
do suco. 
 
09. Resposta D. 
 
10. Resposta C. 
O mercúrio é o único metal que dissolve o ouro, por isso é usado nos garimpos. Ele separa o ouro da 
ganga, ou seja, as rochas onde o metal está incrustado. Quando se põe a ganga em contato com o 
mercúrio, só o ouro se dissolve. Depois, a solução de ouro é separada do material sólido por um processo 
de decantação. Restando, então, ouro e mercúrio que, submetidos a destilação (a mistura é aquecida e 
o mercúrio evapora) se separam. 
 
Alotropia1 
Uma substância simples é aquela que apresenta apenas um elemento químico, como por exemplo, o 
gás oxigênio O2. Quando uma substância simples varia o número de átomos, ou sua estrutura cristalina, 
outra substância é formada e a este fenômeno atribuímos o nome de Alotropia. Em síntese a Alotropia 
ocorre quando um elemento químico forma duas ou mais substâncias simples diferentes. 
Quando tratamos de formas alotrópicas obtidas a partir da variação na atomicidade devemos lembrar 
do gás oxigênio e do gás ozônio. Suas fórmulas são O2 e O3 respectivamente, havendo a variação de um 
átomo de oxigênio entre eles. Esta variação lhes confere propriedades diferentes e ao mesmo tempo 
essenciais para o funcionamento da vida na Terra, pois o gás oxigênio é necessário para a respiração e 
o gás ozônio é um dos responsáveis pela proteção contra os raios ultravioleta sendo encontrado na 
camada que inclusive leva o seu nome, a camada de ozônio. 
O enxofre é um elemento que possui variações alotrópicas, as principais são: enxofre ortorrômbico, ou 
apenas rômbico e enxofre monoclínico. As estruturas das moléculas ocorrem em forma de anel com oito 
átomos de enxofre (S8), porém possuem arranjos diferentes entre si originando assim diferentes cristais. 
O enxofre rômbico e o monoclínico são encontrados em regiões vulcânicas e utilizados para obtenção 
de ácido sulfúrico (H2SO4) industrialmente, bem como fazem parte da composição de fertilizantes. 
 
1 Disponível em: <http://www.infoescola.com/quimica/alotropia/> 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
13 
 
 
Diamante. Foto: everything possible / Shutterstock.com 
 
Grafite. Foto: Fablok / Shutterstock.com 
 
O fósforo pode apresentar diversas formas alotrópicas. As mais conhecidas o fósforo vermelho e o 
fósforo branco sendo o último extremamente reativo e consequentemente instável. Possuem fórmula 
molecular P4 variando apenas sua estrutura e são utilizados em artigos de pirotecnia além de aditivos de 
óleos industriais. 
Outro exemplo que ilustra bem a formação de alótropos devido a variação da estrutura são as formas 
alotrópicas do carbono: grafite e diamante. O grafite possui uma estrutura em forma de lâminas e o 
diamante possui uma estrutura mais compacta o que confere a ele uma maior estabilidade. O diamante 
é o mineral com maior dureza conhecido e devido a isso é utilizado inclusive como broca para perfuração, 
além é claro da sua comercialização como pedra preciosa. O grafite é facilmente desgastável por isso é 
utilizado em lápis além é claro da utilização em peças refratárias e lubrificantes. Outra forma alotrópica 
do carbono é o fulereno que é muito utilizado pela medicina como antiviral, antioxidante e antimicrobiano. 
 
Formas alotrópicas do carbono. Ilustração: magnetix / Shutterstock.com 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
14 
 
Atualmente tem se desenvolvido muito a pesquisa na área da Nanociência relacionada aos nanotubos, 
que são estruturas de carbono em forma de “rolo” ou tubo extremamente pequenas. Esses nanotubos 
possuem grandeza na escala de 10-9 a 10-12 metros e são obtidos através de folhas de grafite enroladas 
quimicamente. Esses materiais são largamente utilizados em circuitos eletrônicos e são muito estáveis, 
resistentes e conduzem bem corrente elétrica. Desta forma são de extrema importância para o 
desenvolvimento tecnológico em geral. 
Reações Químicas 
 
As reações químicas são transformações que envolvem alterações, quebra e/ou formação, nas 
ligações entre partículas (átomos, moléculas ou íons) da matéria, resultando na formação de nova 
substância com propriedades diferentes da anterior. Algumas evidências da ocorrência de uma reação 
química são mudança de cor, evolução de calor ou luz, formação de uma substância volátil, formação de 
um gás, entre outros. 
No nosso cotidiano, há muitas reações químicas envolvidas, como por exemplo, no preparo de 
alimentos, a própria digestão destes alimentos no nosso organismo, a combustão nos automóveis, o 
aparecimento da ferrugem, a fabricação de remédios, etc. 
 
 
 
Equações químicas 
A equação química é a forma de se escrever uma reação química que envolve os reagentes e 
produtos. As substâncias iniciais de uma reação química, as que reagem, são chamadas de reagentes. 
Já as substâncias finais de uma reação, as que se formam, são chamadas de produto.2 
 
-Representação de uma Equação Química: 
 
 
 
 
Nas equações químicas são utilizados símbolos e números para descrever os nomes e as proporções 
das diferentes substâncias que entram nessas reações. Os reagentes são mostrados no lado esquerdo 
da equação e os produtos no lado direito. Na reação a matéria não e criada e nem destruídas, os átomos 
somente são reorganizados de forma diferente, por isso, uma equação química deve ser balanceada: o 
número de átomos da esquerda precisa ser igual o número de átomos da direita. Sendo assim, balancear 
uma equação é fazer com que ela entre em equilíbrio. 
 
-Exemplo de uma Equação Química não equilibrada: 
 
H2 + Cl2  HCl 
 
A equação acima está desbalanceada, pois temos nos reagentes (H2 e Cl2) dois átomos de cada 
elemento, e no produto (HCl) somente uma molécula. 
 
-Exemplo de uma Equação Química equilibrada: 
 
H2 + Cl2  2 HCl 
 
Agora, a equação representada acima está balanceada, uma vez que a adição do coeficiente 2 nos 
produtos que indica a existência de duas moléculas de ácido clorídrico (HCl). Esse número que antecede 
o elemento, no caso o número 2, é chamado de coeficiente estequiométrico. A função desse coeficiente 
é indicar a quantidade de cada substância que participa da reação. 
 
2 Mundoeducação.uol.com.br 
Reagentes Produto 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
15Podemos saber praticamente tudo sobre uma reação química através de sua equação, ela pode 
oferecer, por exemplo, as seguintes informações através de símbolos tais como: 
 
-Quando a reação é reversível: ↔ 
-Presença de luz: λ 
-Catalisadores ou aquecimento: ? 
-Formação de um precipitado: ↓ 
 
A Equação Química pode ainda demonstrar o estado físico do átomo participante da reação, através 
das letras respectivas entre parênteses: 
 
Gás (g) Vapor (v) Líquido (l) Sólido (s) Cristal (c). 
 
Tipos de reações 
Reação de síntese ou adição 
Na reação de síntese, uma substância composta é formada pela junção de duas ou mais substâncias 
(simples ou compostas).3 
 
A + B  C 
OBS: Essa reação se faz presente em flashes fotográficos descartáveis e foguetes sinalizadores. 
 
Exemplo 1: Ao se queimar uma fita de magnésio, o oxigênio presente no ar reage com o magnésio da 
fita, originando o óxido de magnésio:4 
 
2Mg(s) + 1 O2(g) → 2MgO(s) 
 
Exemplo 2: Reação do óxido de cálcio com a água, produz o hidróxido de cálcio: 
 
CaO + H2O → Ca(OH)2 
 
Exemplo 3: As soluções aquosas de ácido clorídrico e hidróxido de amônio, liberam dois gases: o HCl 
e o NH3. Se colocarmos estes dois gases em contato, eles gerarão uma névoa que é o cloreto de amônio: 
 
HCl + NH3 → NH4Cl 
 
Reação de Análise ou Decomposição 
A reação de decomposição ou de análise é um dos tipos de reações químicas na qual determinado 
composto, por ação espontânea se instável e não espontânea se estável, ao se desfragmentar 
quimicamente, dá origem à pelo menos dois produtos diferentes. Como exemplifica a reação a seguir: 
 
2AB(s)  2A(s) + B2(g) 
 
Nessa reação, um composto simples AB se decompõe em duas substâncias simples A e B. Os 
símbolos subscritos (s, g) significam o estado de agregação das matérias envolvidas: sólido e gasoso, 
respectivamente 
 
Exemplo: Ocorre na decomposição do NaCl em Sódio sólido e Cloro gasoso: como o NaCl é 
extremamente estável, é necessário algum processo (geralmente eletroquímico) para que os átomos de 
cada molécula-íon sejam separados. 
 
Vários fatores podem causar a decomposição de um composto, entre eles, vamos destacar três: 
 
(1) Pirólise: Quando algumas substâncias compostas são submetidas ao aquecimento, elas se 
decompõem. Esse tipo de reação é chamado de pirólise, isto é, quebra de um composto por meio do 
fogo. 
Exemplo: Esse tipo de reação ocorre na produção do bio-óleo ou alcatrão pirolítico, que é considerado 
uma alternativa energética para os combustíveis derivados do petróleo. A vantagem do bio-óleo é que ele 
 
3 THEODORE L. Brown, H. EUGENE LeMay, BRUCE E. Bursten. Química: A ciência central, São Paulo – SP: Editora Prentice-Hall, 2005. 9ª Edição. 992 pág. 
4 http://www.infoescola.com/ 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
16 
 
não possui metais pesados como chumbo e mercúrio, que podem poluir o meio ambiente e contaminar 
seres vivos; não possui enxofre, que sofre reações na atmosfera e gera as chuvas ácidas, e também 
libera menos cinzas. 
Outros exemplos de reações de decomposição pela ação do calor: 
 
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) 
 
2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g) 
 
5(2) Fotólise: Esse tipo de reação quando a luz causa a decomposição dos compostos. 
Exemplo 1: A fotólise ocorre no processo fotossintético realizado pelos vegetais a fim de produzir 
energia. A reação mais importante da fotossíntese é a fotólise da água, que ocorre na fase clara. 
 
2H2O  O2 + 4H+ + 4e- 
 
Exemplo 2: A água oxigenada (peróxido de hidrogênio), também está sujeito à fotólise, como 
representado na equação química: 
 
H2O2 (aq) H2O (l) + 1/2O2 (g) 
 
(3) Eletrólise: Nas reações de eletrólise as substâncias se decompõem pela passagem de corrente 
elétrica 
 
Reação de simples troca ou deslocamento 
Esse tipo de reação ocorre quando uma substância simples reage com uma composta originando 
novas substâncias: uma simples e outra composta. 
 
A + XY → AY + X 
 
Exemplo: Quando uma lâmina de zinco é introduzida em uma solução aquosa de ácido clorídrico, vai 
ocorrer a formação de cloreto de zinco e o gás hidrogênio vai ser liberado. 
 
Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2(aq) + H2 (g) 
A reação e classificada como de deslocamento uma vez que o zinco “deslocou” o hidrogênio 
 
Reação de substituição ou dupla troca 
A reação de dupla troca ocorre quando dois reagentes reagem formando dois produtos, ou seja, se 
duas substâncias compostas reagirem dando origem a novas substâncias compostas recebem essa 
denominação. 
 
AB + XY → AY + XB 
Importante: Para a ocorrência da reação de dupla troca, pelo menos uma das três condições abaixo 
deve ocorrer: 
-Formar-se pelo menos um produto insolúvel; 
-Formar-se pelo menos um produto menos ionizado (mais fraco); 
-Formar-se pelo menos um produto menos volátil. 
 
Exemplo: a reação entre o ácido sulfúrico com hidróxido de bário produz água e sulfato de bário. 
 
H2SO4 (aq) + Ba(OH)2(aq) → 2 H2O(l) + BaSO4(s) 
 
O produto sulfato de bário: BaSO4(s) é um sal branco insolúvel. 
 
Balanceamento das reações químicas 
Segundo Danton os átomos normalmente se conservam nas transformações químicas, mas nem 
sempre uma equação é indicada de forma que isso fique aparente. Isso porque é preciso fazer um 
"acerto", o balanceamento químico do número de átomos que constituem os reagentes e os produtos. 
 
5 SOUZA, Líria Alves De. "Tipos de Reações Químicas"; Brasil Escola. 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
17 
 
Neste tópico falaremos um pouco sobre um tipo bem específico de balanceamento, aquele que é feito 
logo no início, quando não se tem muita prática. Para melhor entendimento, recomendamos o uso de 
"bolinhas" ou os símbolos criados por Dalton. Além de ilustrarem melhor a operação, elas ajudam a fixar 
a ideia logo no início. Confira o exemplo: 
 
Vamos balancear a equação da formação da água. Tendo como reagentes uma molécula de 
Hidrogênio com dois átomos e uma molécula de gás oxigênio, também com dois átomos, precisamos 
chegar à fórmula H2O. 
Repare que sobra um átomo de oxigênio e para que ocorra o balanceamento, não pode haver sobra. 
Por isso é preciso acrescentar outra molécula de Hidrogênio com dois átomos. Assim ao invés de uma, 
serão produzidas duas moléculas de água. 
 
 
A equação balanceada ficaria da seguinte forma: 
. 
Repare que a soma dos átomos dos reagentes é igual ao número de átomos do produto. É isso que 
confirma: a equação foi balanceada. 
 
Confira outro exemplo: BaO + As2O5 → Ba3 (AsO4)2 
 
Neste caso ao invés de sobrar, faltam átomos de Bário e Oxigênio. Para isso é preciso acrescentar 
moléculas de BaO até que a necessidade seja suprida, tomando cuidado para que não haja sobra. 
 
Acrescentando mais duas moléculas de BaO, tudo se resolve. Basta transcrever os coeficientes das 
fórmulas químicas na equação e pronto. Repare mais uma vez que o número de átomos se conserva. 
 
Fórmulas das substâncias 
As ciências se comunicam por meio de códigos. A música, por exemplo, utiliza símbolos para representar 
os variados sons, e desta forma, uma partitura musical será acessível a qualquer músico do mundo. A 
Química também possui os seus códigos e, sem dúvida, os mais importantes são os símbolos dos elementos 
químicos e as fórmulas das substâncias. No caso da substância água, foi verificado experimentalmente, que: 
→ A água era formada pelos elementos químicos hidrogênio e oxigênio. 
→ Em qualquer quantidade de água, os átomos de hidrogênio e oxigênio estavam combinados na 
proporção de 2:1, respectivamente. 
Em função destas observações, concluiu-se que a água passou a ser representada pela fórmula H2O. 
 
H2O1ou H2O 
 
Onde os números 1 e 2, denominados de índice, indicam a quantidade de átomos de cada elemento 
químico. Normalmente, o índice 1 não precisa escrito.Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
18 
 
Balanceamento das equações químicas por oxirredução 
Como nas reações de óxido-redução ocorre transferência de elétrons, para balanceá-las devemos 
igualar o número de elétrons perdidos e recebidos. Para isso, devemos inicialmente determinar o número 
de elétrons perdidos ou recebidos para cada espécie química, que corresponde à variação do Nox (ΔNox). 
Com base nesse conhecimento, vamos determinar a quantidade necessária de cada espécie para 
obter a igualdade do número de elétrons. 
 
Regras para realizar o balanceamento das equações por oxirredução 
O balanceamento tem como fundamento que o total de elétrons cedidos pelo redutor seja IGUAL ao 
total de elétrons recebidos pelo oxidante. 
 
1º) Determinar, na equação química, os valores de todos os Nox e verificar qual espécie se oxida e 
qual se reduz, analisando os valores dos Nox dos elementos nos reagentes e nos produtos. 
 
2º) Escolher entre as espécies que sofrem redução e oxidação uma delas para iniciar o balanceamento. 
 
3º) Calcular os Δoxid e Δred . Veja abaixo: 
Δoxid = número de elétrons perdidos x atomicidade do elemento 
Δred = número de elétrons recebidos x atomicidade do elemento 
 
4º) Se possível, os Δoxid e Δred podem ser simplificados. Exemplificando: 
Δoxid = 4 Δred = 2 
 
Resumindo.. 
Δoxid = 2 Δred = 1 
 
5º) Para igualar os elétrons nos processos de oxidação e redução: 
O Δoxid se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se reduz. 
O Δred se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se oxida. 
 
6º) Os coeficientes das demais substâncias são determinados por tentativas, baseando-se na 
conservação dos átomos. 
 
Exemplo1: 
Uma lâmina de alumínio (Al) foi mergulhada numa solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4), 
ocorrendo a formação de cobre metálico (Cu) e de sulfato de alumínio [Al2(SO4)3]. 
 
 
 
A reação esquematizada acima pode ser representada, na forma iônica, da seguinte maneira: 
 
Al(s) + Cu2+ (aq) Al3+ (aq) + Cu(s) 
 
Primeiramente, devemos determinar o Nox de cada espécie e suas variações da seguinte maneira: 
 
 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
19 
 
O Al perde 3 e– ΔNox = 3 
O Cu2+ recebe 2 e– ΔNox = 2 
 
A seguir devemos igualar o número de elétrons: 
1 átomo de Al perde 3 e– 2 átomos de Al perdem 6 e– 
1 íon de Cu2+ recebe 2 e– 3 íons de Cu2+ recebem 6 e– 
Esses números de átomos correspondem aos coeficientes dessas espécies; a partir deles 
determinamos os coeficientes das outras espécies, obtendo a equação balanceada: 
 
2Al(s) + Cu2+ (aq) 2 Al3+ (aq) + 3 Cu(s) 
Exemplo 2: Quando uma solução aquosa de permanganato de potássio (KMnO4), de cor violeta, é 
tratada com ácido clorídrico (HCl), ela sofre uma descoloração, ou seja, torna-se incolor. 
A reação pode ser esquematizada da seguinte maneira: 
 
KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O 
 
Primeiramente, determinamos a variação do Nox (ΔNox) de cada elemento: 
 
 
 
Todo o manganês (Mn) presente no KMnO4 sofreu redução, originando o MnCl2: 
 
O cloro contido no HCl da origem ao KCl, MnCl2 e Cl2. Entretanto, apenas uma parte dos seus átomos 
oxidou-se, originando o Cl2: 
 
 
Associando o ΔNox com a quantidade de Cl2 formada, observamos que cada elemento cloro que forma 
Cl2 perde 1 elétron; como são necessários 2 cloros para formar cada Cl2, nessa formação foram perdidos 
2 elétrons. Assim, temos: 
-KMnO4 = ΔNox = 5; 
-Cl2 = 2 ΔNox = 2. 
 
Agora iremos determinar os coeficientes para cada espécie em que houve variação do Nox, sabendo 
que isso pode ser feito simplesmente atribuindo o ΔNox de uma espécie como coeficiente da outra 
espécie. Assim, temos: 
-KMnO4 = ΔNox = 5 ⇒ 5 será o coeficiente do Cl2; 
-Cl2 = 2 (ΔNox) = 2 ⇒ 2 será o coeficiente do KMnO4. 
 
Conhecendo os coeficientes do KMnO4 e do Cl2, podemos determinar os outros pelo método das 
tentativas, e teremos a equação balanceada: 
 
2KMnO4 + 16HCl  2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O 
 
Velocidade da Equação Química 
 
A velocidade das reações químicas é alterada principalmente por variações na superfície de contato, 
na concentração dos reagentes, na temperatura e pelo uso de catalisadores. 
A velocidade das reações químicas é uma área estudada pela Cinética Química. Esse estudo é 
importante porque é possível encontrar meios de controlar o tempo de desenvolvimento das reações, 
tornando-as mais lentas ou mais rápidas, conforme a necessidade. 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
20 
 
Alguns dos fatores que interferem na velocidade das reações são: 
- Temperatura: um aumento na temperatura provoca um aumento na velocidade das reações 
químicas, sejam elas endotérmicas ou exotérmicas, pois isso faz com que se atinja mais rápido o 
complexo ativado; 
- Concentração: um aumento na concentração dos reagentes acelera a reação, pois haverá um maior 
número de partículas dos reagentes por unidade de volume, aumentando a probabilidade de ocorrerem 
colisões efetivas entre elas; 
- Pressão: Esse fator interfere unicamente em sistemas gasosos. O aumento da pressão aumenta 
também a rapidez da reação, pois deixa as partículas dos reagentes em maior contato; 
- Superfície de contato: Quanto maior a superfície de contato, maior a velocidade com que a reação 
se processa, pois, conforme explicado nos dois últimos itens, a reação depende do contato entre as 
substâncias reagentes; 
-Catalisador: O uso de catalisadores específicos para determinadas reações pode acelerá-las. Essas 
substâncias não participam da reação em si, pois são totalmente regeneradas ao final dela. 
 
Questões 
 
01. 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 
 
(A) Dupla troca, síntese, síntese. 
(B) Dupla troca, análise, análise. 
(C) Síntese, simples troca, dupla troca. 
(D) Simples troca, análise, análise. 
(E) Simples troca, síntese, síntese. 
 
02. (FURRN-adaptado/2015) No filme fotográfico, quando exposto à luz, ocorre a reação: 
 
2 AgBr →2 Ag + Br2 
Essa reação pode ser classificada como: 
(A) pirólise. 
(B) eletrólise. 
(C) fotólise. 
(D) síntese. 
(E) simples troca 
 
03. (UFCE) 1. A equação: 
Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2 mostra que: 
 
(A) a reação não está balanceada. 
(B) há maior quantidade de átomos de alumínio nos produtos que nos reagentes. 
(C) os coeficientes que ajustam a equação são 2 , 3 , 1 e 3. 
(D) a massa dos reagentes não é igual à dos produtos. 
 
04. Assinale a alternativa que corretamente completa a frase a seguir: 
“Reações de análise ou decomposição são aquelas em que um único reagente transforma-se em dois 
ou mais produtos, sendo que, algumas recebem nomes especiais: a reação de ____ ocorre mediante 
decomposição provocada pelo calor; reação de ______ocorre mediante decomposição provocada pela 
luz; e reação de ______ ocorre mediante decomposição provocada pela passagem da corrente elétrica.” 
(A) síntese – deslocamento – dupla troca 
(B) adição – simples troca – deslocamento 
(C) pirólise – eletrólise – fotólise 
(D) pirólise – fotólise – eletrólise 
(E) fotólise – pirólise – eletrólise 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
21 
 
05. (UFRJ) A reação que representa a formação do cromato de chumbo II, que é um pigmento 
amarelo usado em tintas, é representada pela equação: 
Pb(CH3COO)2 + Na2CrO4 → PbCrO4 + 2 NaCH3COO 
Que é uma reação de: 
(A) oxirredução 
(B) dupla troca 
(C) síntese 
(D) deslocamento 
(E) decomposição 
 
06.Dê nomes às reações (reação de síntese, decomposição, simples troca ou dupla troca), de acordo 
com os reagentes e produtos, justificando a resposta:a) Zn + Pb(NO3)2 → Zn(NO3)2 + Pb 
b) FeS + 2 HCl → FeCl2 + H2S 
c) 2 NaNO3 → 2 NaNO2 + O2 
d) N2 + 3 H2 → 2 NH3 
 
07. UFMS A desidratação do sulfato de cobre, CuSO4 .x H2O, por aquecimento, é um processo que 
ocorre em 4 etapas, como mostrado abaixo. 
I. sulfato de cobre trihidratado é obtido pela perda de duas moléculas de água; 
II. forma-se o composto monohidrato; 
III. obtenção do sulfato de cobre anidro, ou seja, “seco”; 
IV. o sal anidro, quando fortemente aquecido, se decompõe em óxido de cobre II e trióxido de enxofre, 
como segue: CuSO4 → CuO + SO3. 
É correto afirmar que: 
01. O sulfato de cobre hidratado inicial tem fórmula CuSO4 . 5H2O; 
02. A equação que melhor representa a etapa II é CuSO4 . 5H2O → CuSO4 . H2O + 2H2O; 
04. Perdem-se quatro moléculas de água nas etapas I e II; 
08. 1 mol de sulfato de cobre anidro pesa 159,5 g; 
16. a equação total de desidratação para obtenção de sulfato de cobre anidro é 
CuSO4 . 5H2O → CuO + SO3; 
32. a etapa IV representa uma reação de óxido-redução. 
Dê, como resposta, a soma das alternativas corretas. 
 
08 Mackenzie-SP 
I. SO3 + H2O → H2SO4 
II. H2 + 1 O2 → H2O 
 
Das sínteses expressas pelas equações acima, realizadas em condições adequadas, é INCORRETO 
afirmar que: 
(A) na reação I tanto os reagentes como o produto são substâncias compostas. 
(B) na síntese da água, o balanceamento da equação está incorreto. 
(C) na reação I forma-se um ácido. 
(D) a soma dos menores coeficientes inteiros do balanceamento na equação I é igual a 3. 
(E) na reação II os reagentes são substâncias simples. 
 
09.I.E. Superior de Brasília-DF As nações mais desenvolvidas precisam dedicar mais atenção aos 
problemas daquelas menos favorecidas, em especial quanto às necessidades básicas das populações. 
A alimentação, por exemplo, é uma questão crítica em países como os da maioria do Continente Africano. 
Algumas providências simples têm efeito quase imediato na reversão do quadro de subnutrição humana. 
No Nordeste do Brasil, por exemplo, outra área crítica em termos nutricionais, experiências bem 
sucedidas têm sido levadas a cabo por abnegados voluntários no combate a esse grave problema. Uma 
das técnicas utilizadas consiste em introduzir um prego amarrado por um barbante nas panelas onde são 
cozidos alimentos pobres em ferro, como o arroz. Com isso, íons imprescindíveis ao organismo humano 
são acrescentados à alimentação dos cidadãos com menor poder aquisitivo. Utilizando o texto acima 
como referência e seus conhecimentos de Química, julgue os itens. 
( ) Os íons citados são provenientes do metal ferro, principal constituinte do prego. 
( ) O metal ferro que compõe o prego não pertence ao mesmo elemento químico do 
íon ferro. 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
22 
 
( ) Para que o prego contribua com íons para o arroz é necessário que o metal ferrosofra oxidação. 
( ) O ferro é um metal alcalino como o sódio. 
( ) O ferro é um elemento encontrado em quantidades significativas no solo do bioma Cerrado. 
 
10 Unifor-CE Considere algumas transformações que ocorrem no ambiente: 
I. Formação de dióxido de enxofre: S(s) + O2 (g)→ SO2(g) 
II. Interação da “chuva ácida” com mármore: 2H+ (aq) + CaCO3(s)→ CO2(g) + H2O(l) + Ca 2+(aq) 
III. Interação do monóxido de nitrogênio com ozônio (na estratosfera): 
NO(g) + O3(g) → NO2(g) + O2(g) 
 
Dos processos descritos, reconhece-se interação que envolve oxirredução em: 
(A) I, somente 
(B) II, somente 
(C) III, somente 
(D) I e III, somente 
(E) I, II e III 
 
Respostas 
 
01. Resposta 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. 
 
02. Resposta C. 
A fotólise é um tipo de reação de decomposição que ocorre na presença de luz. 
 
03. Resposta 
Todas as alternativas estão corretas. 
a) A reação não está balanceada porque enquanto nos reagentes temos 1 Al, 1 S e 4 O, nos produtos 
temos 2 Al, 3 S e 12 O. 
b) Há maior quantidade de átomos de alumínio nos produtos (dois) que nos reagentes (um). 
c) Os coeficientes que ajustam a equação são 2 , 3 , 1 e 3: 
2 Al + 3 H2SO4 → 1 Al2(SO4)3 + 3 H2 
Agora sim temos a mesma quantidade de átomos de todos os elementos nos dois membros da 
equação. 
d) A massa dos reagentes não é igual à dos produtos. 
Só o fato de a equação não estar balanceada já nos indica isso. Mas para comprovar, temos que 
consultar a massa dos elementos na tabela periódica (Al = 27, H = 1, S = 32, O = 16). Assim, temos: 
 Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2 
27 g + (2 + 32 + 64) g = (54 + 32 + 192) + 2 
 125 g ≠ 280 g. 
 
04. Resposta D. 
Pirólise, fotólise e eletrólise 
 
05. Resposta B 
 Dupla troca 
06. Resposta 
 a) A equação acima se refere a uma reação de simples troca (ou deslocamento): uma substância 
simples (Zn) reagiu com uma composta Pb(NO3)2 e originou uma nova substância simples (Pb) e outra 
composta Zn(NO3)2. 
b) Reação de dupla troca: duas substâncias compostas reagiram entre si originando duas novas 
substâncias compostas. 
c) Reação de decomposição (ou análise): uma única substância (NaNO3) originou dois produtos. 
d) Reação de síntese (ou adição): duas substâncias originaram um único produto (NH3). 
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23 
 
07. Resposta 
01 + 04 + 08 = 13 
 
08. Resposta: B 
 
09. Resposta: 
V – F – V – F – V 
 
10 Resposta:C 
Leis Ponderais 
 
No final do século XVIII, os cientistas Antoine Laurent Lavoisier e Joseph Louis Proust, através de 
estudos experimentais, concluíram que as reações químicas obedecem a determinadas leis. Essas leis 
são chamadas de leis ponderais e relacionam as massas das substâncias, reagentes e produtos 
participantes de uma reação química. 
 
-Lei de Lavoisier: 
A primeira delas, a Lei da Conservação de Massas, ou Lei de Lavoisier é uma lei da química que 
muitos conhecem por uma célebre frase dita pelo cientista conhecido como o pai da química, Antoine 
Lavoisier: 
 
“Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma” 
 
Ao realizar vários experimentos, Lavoisier concluiu que: 
 
“Num sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos” 
 
 
 
Exemplo: 
Mercúrio metálico + oxigênio → óxido de mercúrio II 
 100,5 g 8,0 g 108,5 g 
-Lei de Proust 
O químico Joseph Louis Proust observou que em uma reação química a relação entre as massas das 
substâncias participantes é sempre constante. A Lei de Proust ou a Lei das proporções definidas diz que 
dois ou mais elementos ao se combinarem para formar substâncias, conservam entre si proporções 
definidas. 
Em resumo a lei de Proust pode ser resumida da seguinte maneira: 
 
"Uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas 
sempre na mesma proporção em massa". 
 
Exemplo: A massa de uma molécula de água é 18g e é resultado da soma das massas atômicas do 
hidrogênio e do oxigênio. 
H2 – massa atômica = 1 → 2 x 1 = 2g 
O – massa atômica = 16 → 1 x 16 = 16g 
Reagente
s 
Produto 
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24 
 
Então 18g de água tem sempre 16g de oxigênio e 2g de hidrogênio. A molécula água está na proporção 
1:8. 
mH2 = 2g = 1 
____ ___ _ 
m O 16g 8 
 
 
 
 
 
-Lei de Dalton 
Em 1808, John Dalton propôs uma teoria para explicar essas leis ponderais, denominada teoria 
atômica, criando o primeiro modelo atômico científico, em que o átomo seria maciço e indivisível. A teoria 
proposta por ele pode ser resumida da seguinte maneira: 
1. Tudo que existe na natureza é formadopor pequenas partículas microscópicas denominadas 
átomos; 
2. Estas partículas, os átomos, são indivisíveis (não é possível seccionar um átomo) e indestrutíveis 
(não se consegue destruir mecanicamente um átomo); 
3. O número de tipos de átomos (respectivos a cada elemento) diferentes possíveis é pequeno; 
4. Átomos de elementos iguais sempre apresentam características iguais, bem como átomos de 
elementos diferentes apresentam características diferentes. Sendo que, ao combiná-los, em proporções 
definidas, definimos toda a matéria existente no universo; 
5. Os átomos assemelham-se a esferas maciças que se dispõem através de empilhamento; 
6. Durante as reações químicas, os átomos permaneciam inalterados. Apenas configuram outro 
arranjo. 
 
Ao mesmo tempo da publicação dos trabalhos de Dalton foi desenvolvido o estudo sobre a natureza 
elétrica da matéria, feita no início do século XIX pelo físico italiano Volta, que criou a primeira pilha elétrica. 
Isso permitiu a Humphry Davy descobrir dois novos elementos químicos: o potássio (K) e o sódio (Na). A 
partir disso, os trabalhos a respeito da eletricidade foram intensificados. 
Em meados de 1874, Stoney admitiu que a eletricidade estava intimamente associada aos átomos em 
que quantidades discretas e, em 1891, deu o nome de elétron para a unidade de carga elétrica negativa. 
 
A descoberta do elétron 
Em meados do ano de 1854, Heinrich Geissler desenvolveu um tubo de descarga que era formado por 
um vidro largo, fechado e que possuía eletrodos circulares em suas pontas. Ele notou que quando se 
produzia uma descarga elétrica no interior do tubo de vidro, utilizando um gás que estivesse sob baixa 
pressão, a descarga deixava de ser barulhenta, e no tubo uma cor aparecia –que iria depender do gás, 
de sua pressão e da voltagem a ele aplicada–. Um exemplo dessa experiência é o tubo luminoso de neon 
que normalmente se usa em estabelecimentos como placa. 
Já em 1875, William Crookes se utilizou de gases bastante rarefeitos, ou seja, que estavam em 
pressões muito baixas, e os colocou em ampolas de vidro. A eles depositou voltagens altíssimas e assim, 
emissões denominadas raios catódicos surgiram. Isso porque esses raios sempre se desviam na direção 
e sentido da placa positiva, quando são submetidos a um campo elétrico externo e uniforme, o que prova 
que os raios catódicos são de natureza negativa. 
Esse desvio ocorre sempre da mesma maneira, seja lá qual for o gás que se encontra no interior da 
ampola. Isso fez os cientistas imaginarem que os raios catódicos seriam formados por minúsculas 
partículas negativas, e que estas existem em toda e qualquer matéria. A tais partículas deu-se o nome de 
elétrons. Assim, pela primeira vez na história, constatava-se a existência de uma partícula subatômica, o 
elétron. 
 
Modelo atômico de Thomson 
No final do século XIX, Thomson, utilizando uma aparelhagem semelhante, demonstrou que esses 
raios poderiam ser considerados como um feixe de partículas carregados negativamente, uma vez que 
que eram atraídos pelo polo positivo de um campo elétrico externo e independiam do gás contido no tubo. 
Thomson concluiu que essas partículas negativas deveriam fazer parte dos átomos componentes da 
matéria, sendo denominados elétrons. Após isto, propôs um novo modelo científico para o átomo. Para 
Thomson, o átomo era uma esfera de carga elétrica positiva “recheada” de elétrons de carga negativa. 
As Leis de Lavoisier e de Proust são chamadas de Leis Ponderais porque estão 
relacionadas à massa dos elementos químicos nas reações químicas. 
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Esse modelo ficou conhecido como “pudim de passas”. Este modelo derruba a ideia de que o átomo é 
indivisível e introduz a natureza elétrica da matéria. 
 
A descoberta do próton 
Em 1886, Goldstein, físico alemão, provocando descargas elétricas num tubo a pressão reduzida (10 
mmHg) e usando um cátodo perfurado, observou a formação de um feixe luminoso (raios canais) no 
sentido oposto aos raios catódicos e determinou que esses raios era constituídos por partículas positivas 
 
Os raios canais variam em função do gás contido no tubo. Quando o gás era hidrogênio, obtinham-se 
os raios com partículas de menor massa, as quais foram consideradas as partículas fundamentais, com 
carga positiva, e denominadas próton pelo seu descobridor, Rutherford, em 1904. 
 
A descoberta da radioatividade 
Wilhelm Conrad Röntgen foi um físico alemão que, em 8 de novembro de 1895, realizando 
experimentos em que utilizava gases altamente rarefeitos em uma ampola de Crookes, descobriu 
acidentalmente que, a partir da parte externa do tubo, eram emitidos raios que conseguiam sensibilizar 
chapas fotográficas. Ele chamou esses raios de raios X. 
Isso possibilitou que, em 1886, Becquerel descobrisse a radioatividade e a descoberta do primeiro 
elemento capaz de emitir radiações semelhantes ao raio X: o urânio. Logo a seguir o casal Curie descobriu 
dois outros elementos radioativos: o polônio e o rádio. 
Com a finalidade de estudar as radiações emitidas pelos elementos radioativos, foram realizados 
vários tipos de experimentos, dentre os quais o mais conhecido é o representado a seguir, em que as 
radiações são submetidas a um campo eletromagnético externo. 
 
A experiência de Rutherford 
Em meados do século de XX, dentre as inúmeras experiências realizadas por Ernest Rutherford e seus 
colaboradores, uma ganhou destaque, uma vez que mostrou que o modelo proposto por Thomson era 
incorreto. 
A experiência consistiu em bombardear uma fina folha de ouro com partículas positivas e pesadas, 
chamada de α, emitidas por um elemento radioativo chamado polônio. 
 
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Rutherford observou que: 
a) grande parte das partículas α passaram pela folha de ouro sem sofrer desvios (A) e sem altera a 
sua superfície; 
b) algumas partículas α desviaram (B) com determinados ângulos de desvios; 
c) poucas partículas não atravessaram a folha de ouro e voltaram (C). 
 
O modelo de Rutherford 
A experiência da “folha de ouro” realizada pelo neozelandês Ernest Rutherford foi o marco decisivo 
para o surgimento de um novo modelo atômico, mais satisfatório, que explicava de forma mais clara uma 
série de eventos observados: 
O átomo deve ser constituído por duas regiões: 
a) Um núcleo, pequeno, positivo e possuidor de praticamente toda a massa do átomo; 
b) Uma região positiva, praticamente sem massa, que envolveria o núcleo. A essa região se deu o 
nome de eletrosfera. 
 
 
 
Para que fique mais claro, vamos agora relacionar o modelo de Rutherford com as conclusões 
encontrados em sua experiência. 
 
Observações Conclusões 
Grande parte das partículas alfa 
atravessa a lâmina sem desviar o curso. 
Boa parte do átomo é vazio. No espaço vazio 
(eletrosfera) provavelmente estão localizados os 
elétrons. 
Poucas partículas alfa (1 em 20000) não 
atravessam a lâmina e voltavam. 
Deve existir no átomo uma pequena região onde está 
concentrada sua massa (o núcleo). 
Algumas partículas alfa sofriam desvios 
de trajetória ao atravessar a lâmina. 
O núcleo do átomo deve ser positivo, o que provoca 
uma repulsão nas partículas alfa (positivas). 
 
Em resumo: o modelo de Rutherford representa o átomo consistindo em um pequeno núcleo rodeado 
por um grande volume no qual os elétrons estão distribuídos. O núcleo carrega toda a carga positiva e a 
maior parte da massa do átomo. Devido ao modelo atômico de Thomson não ser normalmente usados 
para interpretar os resultados dos experimentos de Rutherford, Geiger e Marsden, o modelo de Rutherford 
logo o substituiu. De fato, isto é a base para o conceito do átomo. 
Partículas 
alfa 
Núcleo do 
átomo 
Átomo 
de Ouro 
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O átomo moderno 
Quando Rutherford realizou seu experimento com um feixe de partículasalfa, e propôs um novo 
modelo para o átomo, houve algumas controvérsias. Entre elas era que o átomo teria um núcleo composto 
de partículas positivas denominadas prótons. No entanto, Rutherford concluiu que, embora os prótons 
contivessem toda a carga do núcleo, eles sozinhos não podem compor sua massa. 
O problema da massa extra foi resolvido quando, em 1932, o físico inglês J. Chadwick descobriu uma 
partícula que tinha aproximadamente a mesma massa de um próton, mas não era carregada 
eletricamente. Por ser a partícula eletricamente neutra, Chadwick a denominou de nêutron. 
 
 
 
Hoje, acreditamos que, com uma exceção, o núcleo de muitos átomos contém ambas as partículas: 
prótons e nêutrons, chamados núcleons. (A exceção é o núcleo de muitos isótopos comuns de hidrogênio 
que contém um próton e nenhum nêutron.) Como mencionamos, é geralmente conveniente designar 
cargas em partículas em termos de carga em um elétron. De acordo com esta convenção, um próton tem 
uma carga de +1, um elétron de -1, e um nêutron de 0. 
 
 
Em resumo, podemos então descrever um átomo como apresentando um núcleo central, que é 
pequeníssimo, mas que contém a maior parte da massa do átomo e é circundado por uma enorme região 
extra nuclear contendo elétrons (carga -1). O núcleo contém prótons (carga +1) e nêutrons (carga 0). O 
átomo como um todo não tem carga devido ao número de prótons ser igual ao número de elétrons. A 
soma das massas dos elétrons em um átomo é praticamente desprezível em comparação com a massa 
dos prótons e nêutrons. 
 
Número atômico e número de massa 
Um átomo individual (ou seu núcleo) é geralmente identificado especificando dois números inteiros: o 
número atômico Z e o número de massa A. 
O número atômico (Z) é o número de prótons no núcleo. Como um átomo é um sistema eletricamente 
nêutron, se conhecermos o seu número atômico, teremos então duas informações: o número de prótons 
e o número de elétrons. 
 
O número de massa A é o número total de núcleons (prótons mais nêutrons) no núcleo. 
 
 
 
 
Número de prótons= número de elétrons 
Número de massa= número de prótons + número de nêutrons 
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Pode-se ver destas definições que o número de nêutrons no núcleo é igual a A - Z. 
Um átomo específico é identificado pelo símbolo do elemento com número atômico Z como um índice 
inferior e o número de massa como um índice superior. Assim, 
 
 
Indica um átomo do elemento X com o número atômico Z e número de massa A. Por exemplo: 
 
 
Refere-se a um átomo de oxigênio comum número atômico 8 e um número de massa 16. 
 
Todos os átomos de um dado elemento têm o mesmo número atômico, porque todos têm o mesmo 
número de prótons no núcleo. Por esta razão, o índice inferior representando o número atômico é algumas 
vezes omitido na identificação de um átomo individual. Por exemplo, em vez de escrever 16O8, é suficiente 
escrever 16O, para representar um átomo de oxigênio -l6. 
 
Íons 
 
 
 
Os átomos podem perder ou ganhar elétrons, originando novos sistemas, carregados eletricamente: 
os íons. 
Nos íons, o número de prótons é diferente do número de elétrons. 
Os átomos, ao ganharem elétrons, originam íons negativos, ou ânions, e, ao perderem elétrons, 
originam íons positivos, os cátions. 
 
Cátions (íons positivos) 
Em um cátions, o número de prótons é SEMPRE maior do que o número de elétrons. Veja abaixo um 
exemplo de cátion: 
-Cl (Z=17) 
Número de prótons: 17  carga:: +17 
Número de elétrons: 17  carga: -17 
Carga elétrica total: +16-16= 0 
 
-Cl+ ( Z=17) 
Número de prótons: 17 carga: +17 
Número de elétrons: 16  carga: -16 
Carga elétrica total: +17 -16= +1 
 
Ânions (íons negativos) 
Em um ânion, o número de prótons é menor do que o número de elétrons. Vamos agora relacionar o 
átomo de enxofre (S) com seu ânion bivalente (S2-). 
 
-S (Z=16) 
Número de prótons: 16 carga: +16 
Número de elétrons: 16  carga: -16 
Carga elétrica total: +16 -16 =0 
 
-S (Z=16) 
Número de prótons: 16 carga: +16 
Número de elétrons: 19  carga: -18 
Carga elétrica total: +16 -18 = -2 
 
 
ÍONS: Número de prótons ≠ Número de elétrons 
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29 
 
O elemento químico 
Um elemento químico é definido como sendo o conjunto formado por átomos de mesmo número 
atômico (Z). 
A cada elemento químico atribui-se um nome; a cada nome corresponde um símbolo e, 
consequentemente, a cada símbolo corresponde um número atômico. 
 
Elemento químico Símbolo Número atômico 
Hidrogênio H 1 
Oxigênio O 8 
Cálcio Ca 20 
Cobre Cu 29 
Prata Ag 47 
Platina Pt 78 
Mercúrio Hg 80 
 
Relações atômicas 
-Isótopos: 
Átomos de um dado elemento podem ter diferentes números de massa e, portanto, massas diferentes 
porque eles podem ter diferentes números de nêutrons em seu núcleo. Como mencionado, tais átomos 
são chamados isótopos. 
 
Exemplo: considere os três isótopos de oxigênio de ocorrência natural: 16O8, 17O8 e 18O8; cada um 
destes tem 8 prótons no seu núcleo. (Isto é o que faz com que seja um átomo de oxigênio.). 
 
Átomos Prótons Nêutrons Elétrons 
H1
1 1 0 1 
H1
2 1 1 1 
H1
3 1 2 1 
08
16 8 8 8 
08
17 8 9 8 
08
18 8 10 8 
U92
234 92 142 92 
U92
235 92 143 92 
U92
238 92 146 92 
 
Cada isótopo também apresenta (A - Z) nêutrons, ou 8, 9 e 10 nêutrons, respectivamente. Devido aos 
isótopos de um elemento apresentar diferentes números de nêutrons, eles têm diferentes massas. 
 
-Isóbaros: 
São átomos de diferentes números de próton, mas que possuem o mesmo número de massa (A). 
Assim, são átomos de elementos químicos diferentes, mas que têm mesma massa, já que um maior 
número de prótons será compensado por um menor número de nêutrons, e assim por diante. Desse 
modo, terão propriedades físicas e químicas diferentes. 
 
-Isótonos: 
São átomos de diferentes números de prótons e de massa, mas que possuem mesmo número de 
nêutrons. Ou seja, são elementos diferentes, com propriedades físicas e químicas diferentes. 
 
Questões 
 
01. (FUVEST) O átomo constituído de 17 prótons, 18 nêutrons e 17 elétrons, possui número atômico 
e número de massa igual a: 
(A) 17 e 17 
(B) 17 e 18 
(C) 18 e 17 
(D) 17 e 35 
(E) 35 e 17 
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02. (PUC-SP). A notação Fe26
56 indica: 
(A) 26 átomos de ferro de número de massa 56. 
(B) 26 átomos grama de ferro de número de massa 56. 
(C) Um isóbaro de ferro de número de massa 56. 
(D) Um isótono de ferro de número de massa 56. 
(E) Isótopo de ferro de número de massa 56. 
 
03. Um átomo de número atômico Z e número de massa A: 
(A) tem A nêutrons. 
(B) tem A elétrons. 
(C) tem Z prótons. 
(D) tem A – Z nêutrons. 
(E) tem Z elétrons. 
 
04. (MACK) Indique a alternativa que completa corretamente as lacunas do seguinte período: “Um 
elemento químico é representado pelo seu ___________ , é identificado pelo número de __________ e 
pode apresentar diferente número de __________ .” 
(A) nome – prótons – nêutrons. 
(B) nome – elétrons – nêutrons. 
(C) símbolo – elétrons – nêutrons. 
(D) símbolo – prótons – nêutrons. 
(E) símbolo – – elétrons – nêutron 
 
05. (PUC-PR) Dados os átomos de 238U92 e 210Bi83, o número total de partículas (prótons, elétrons e 
nêutrons) existentes na somatória será: 
(A) 641 
(B) 528 
(C) 623 
(D) 465 
(E) 496 
 
06. No fim do século XIX começaram a aparecer evidências de que o átomo não era a menor partícula 
constituinte da matéria. Em 1897 tornou-se pública a demonstração da existência de partículas negativas, 
por um inglês de nome: 
(A) Dalton; 
(B) Rutherford; 
(C) Bohr; 
(D) Thomson; 
(E) Proust 
 
07. Com relação à estrutura do átomo, assinalar a alternativa correta: 
(A) o átomo é maciço 
(B) a massa do átomo está fundamentalmente concentrada no seu núcleo 
(C) no núcleo encontram-se prótons e elétrons 
(D) a massa do elétron é igual à massa do próton 
(E) átomos deum mesmo elemento químico são todos iguais 
 
08 (UFU-MG). O átomo é a menor partícula que identifica um elemento químico. Ele possui duas 
partes, a saber: uma delas é o núcleo, constituído por prótons e nêutrons, e a outra é a região externa – 
a eletrosfera-, por onde circulam os elétrons. Alguns experimentos permitiram a descoberta das 
características das partículas constituintes do átomo. 
Em relação a essas características, indique a alternativa correta. 
(A) prótons e elétrons possuem massas iguais e cargas elétricas de sinais opostos. 
(B) entre as partículas atômicas, os elétrons têm maior massa e ocupam maior volume no átomo. 
(C) entre as partículas atômicas, os prótons e os nêutrons têm maior massa e ocupam maior volume 
no átomo. 
(D) entre as partículas atômicas, os prótons e os nêutrons têm mais massa, mas ocupam um volume 
muito pequeno em relação ao volume total do átomo. 
 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
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09. (UFRJ). Alguns estudantes de Química, avaliando seus conhecimentos relativos a conceitos 
básicos para o estudo do átomo, analisam as seguintes afirmativas: 
I. Átomos isótopos são aqueles que possuem mesmo número atômico e números de massa diferentes. 
II. O número atômico de um elemento corresponde à soma do número de prótons com o de nêutrons. 
III. O número de massa de um átomo, em particular, é a soma do número de prótons com o de elétrons. 
IV. Átomos isóbaros são aqueles que possuem números atômicos diferentes e mesmo número de 
massa. 
V. Átomos isótonos são aqueles que apresentam números atômicos diferentes, número de massas 
diferentes e mesmo número de nêutrons. 
 
Esses estudantes concluem, corretamente, que as afirmativas verdadeiras são as indicadas por: 
(A) I, III e V 
(B) I, IV e V 
(C) II e III 
(D) II, III e V 
(E) II e V 
 
10. (UFCE). Na tentativa de montar o intrincado quebra-cabeça da evolução humana, pesquisadores 
têm utilizado relações que envolvem elementos de mesmo número atômico e diferentes números de 
massa para fazer a datação de fósseis originados em sítios arqueológicos. Quanto a esses elementos, é 
correto afirmar que são: 
(A) isóbaros 
(B) isótonos 
(C) isótopos 
(D) alótropos 
(E) isômeros 
 
Respostas 
 
01. Resposta D. 
O número de prótons é igual ao número atômico, portanto, o número atômico desde átomo é 17. 
O número de massa corresponde a soma do número de prótons mais o número de nêutrons, portanto 
o este número (17+18) é 35. 
 
02. Resposta A. 
26: representa o número atômico do Ferro 
56: Representa o número de massa, isto é prótons (26) + neutros (30). 
 
03. Resposta D. 
O número de nêutrons e calculado através da subtração entre o número de massa (A) e o número 
atômico (Z), portanto, o número de nêutrons é A - Z. 
 
04. Resposta D. 
 
05. Resposta C 
Vamos calcular primeiro o número de nêutrons para os dois elementos, usando a fórmula 
n = A – Z 
238U92: 238 -92 = 146 
210Bi83: 210 – 83 = 127 
 
Soma dos nêutrons: 146 + 127 = 273 
De acordo com a fórmula P = Z = e temos: 
-Soma dos prótons: 175; 
-Soma dos elétrons: 175; 
-Soma total (de prótons, elétrons e nêutrons) para os dois elementos será = 623. 
 
06. Resposta D. 
 
 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
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07. Resposta B 
A massa do átomo (A) é constituída por prótons e neutros e está concentrada no núcleo do átomo. 
 
08. Resposta D 
a) (INCORRETA), prótons e elétrons NÃO possuem massas iguais. 
b) (INCORRETA), entre as partículas atômicas, os elétrons NÃO têm maior massa e NÃO ocupam 
maior volume no átomo. 
c) (INCORRETA), entre as partículas atômicas, os prótons e os nêutrons têm maior massa, mas NÃO 
ocupam maior volume no átomo. 
 
09. Resposta B. 
II. (INCORRETA) O número atômico de um elemento corresponde ao número de prótons. 
III. (INCORRETA) O número de massa de um átomo é resultante da soma do número de prótons e 
nêutrons, dado pela fórmula A = p + n . 
 
10. Resposta C. 
a) (INCORRETA), isóbaros possuem o mesmo número de massa (A), mas se diferem na numeração 
atômica (Z). 
b) (INCORRETA), isótonos são átomos com número de nêutrons (n) iguais que se diferem pelo número 
atômico (Z) e de massa (A). 
d) (INCORRETA), alótropos se diferem pelo arranjo geométrico. 
e) (INCORRETA), isômeros possuem partículas atômicas idênticas, mas se diferem no arranjo 
molecular. 
 
Estudo dos Gases 
 
O estudo do comportamento dos gases deve ser feito sempre a partir de suas três variáveis de estado: 
pressão, temperatura e volume. 
 
Equação geral dos gases 
Todo gás é constituído de partículas (moléculas) que estão em contínuo movimento desordenado. 
Esse movimento de um grande número de moléculas provoca colisões entre elas e, por isso, sua trajetória 
não é retilínea num espaço apreciável, mas sim caminham em ziguezague. Essas colisões podem ser 
consideradas perfeitamente elásticas. O estado em que se apresenta um gás, sob o ponto de vista 
microscópico, é caracterizado por três variáveis: pressão, volume e temperatura. São denominadas 
variáveis de estado. 
 
I. Volume 
O volume de qualquer substância é o espaço ocupado por esta substância. No caso dos gases, o 
volume de uma dada amostra é igual ao volume do recipiente que a contém. As unidades usuais de 
volume são: litro (L), mililitro (ml), metro cúbico (m3), decímetro cúbico (dm3) e centímetro cúbico (cm3). 
 
 
II. Temperatura 
É a medida do grau de agitação térmica das partículas que constituem uma substância. No estudo dos 
gases, é utilizada a escala absoluta ou Kelvin (K) e, no Brasil, a escala usual é a Celsius ou centígrado 
(°C). Portanto, para transformar graus Celsius (t) em Kelvin, temos: 
 
 
 
III. Pressão 
A pressão é definida como força por unidade de área. No estado gasoso, a pressão é o resultado do 
choque de suas moléculas contra as paredes do recipiente que as contém. A medida da pressão de um 
T = t + 273 
Ct+273 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
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gás é feita através de um aparelho chamado manômetro. O manômetro é utilizado na medida da pressão 
dos gases, dentro de recipientes fechados. 
 
Leis Físicas dos Gases 
Uma dada massa de gás sofre uma transformação quando ocorrem variações nas suas variáveis de 
estado. Começamos o estudo modificando-se apenas duas das grandezas e a outra se mantém 
constante. 
 Lei de Boyle-Mariotte 
“À temperatura constante, uma determinada massa de gás ocupa um volume inversamente 
proporcional à pressão exercida sobre ele”. 
 
Esta transformação gasosa, onde a temperatura é mantida constante, é chamada de transformação 
isotérmica. 
 
Experiência da Lei de Boyle-Mariotte 
 
 
 
A lei de Boyle-Mariotte pode ser representada por um gráfico pressão-volume. Neste gráfico, as 
abscissas representam a pressão de um gás, e as ordenadas, o volume ocupado. 
 
 
A curva obtida é uma hipérbole, cuja equação representativa é PV = constante. Portanto, podemos 
representar: 
 
 
 Lei de Charles/Gay-Lussac 
“À pressão constante, o volume ocupado por uma massa fixa de gás é diretamente proporcional à 
temperatura absoluta." 
 
Esta transformação gasosa, onde a pressão é mantida constante, é chamada de transformação 
isobárica. As relações entre volume e temperatura podem ser representadas pelo esquema: 
 
Apostila gerada especialmente para: Walter Mello Mazzini 054.594.089-38
 
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Graficamente, encontramos: 
 
A reta obtida é representada pela equação: V = (constante) · T ou V/T = constante 
 
Com isso, ficamos com: 
 
 
 Lei de Charles/Gay-Lussac 
“A volume constante, a pressão exercida por uma determinada massa fixa de gás é diretamente 
proporcional à temperatura absoluta.” 
 
Esta transformação gasosa, onde o volume é mantido constante, é denominada de transformação 
isocórica, isométrica ou isovolumétrica. As relações entre pressão e temperatura são representadas a 
seguir: 
 
 
Graficamente, encontramos: 
Apostila gerada especialmente para: Walter