Teste de Conhecimento - PRINCÍPIOS DE QUÍMICA BIOLÓGICA

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PRINCÍPIOS DE QUÍMICA BIOLÓGICA 
1
a
 aula 
 
 
 
1. 
 
 
A respeito da unidade de temperatura termodinâmica (kelvin), marque a alternativa correta: 
 
 
 
A definição da unidade de temperatura termodinâmica está fundamentada na temperatura do 
ponto triplo da água, que equivale a 283,16 K. 
 
 
A escala de temperatura kelvin foi escolhida por ser a única escala em uso que não é 
centígrada. 
 
 
A escala de temperatura kelvin foi escolhida por ser a única escala centígrada em uso. 
 
 
A sua definição está fundamentada na temperatura do zero absoluto. 
 
 
A definição da unidade de temperatura termodinâmica está relacionada com a temperatura do 
ponto triplo da água, que equivale a 273,16 K. 
 
 
 
Explicação: 
LETRA ¿C¿ 
O kelvin, unidade de temperatura termodinâmica, é a fração 1/273,16 da temperatura termodinâmica do 
ponto triplo da água. 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
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? 
 
 
0,25 km 
 
 
0,42 km 
 
 
4,2 km 
 
 
0,24 km 
 
 
2,4 km 
 
 
 
Explicação: 
Transformação de metros para quilômetros, com andar 3 casas com a vírgula para a esquerda 
 
 
 
 
 
3. 
 
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 
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polegadas, enquanto 1 metro tem 39,37 polegadas). Quantos metros correspondem a 177,165 
polegadas? 
 
 
3,12m 
 
 
2,5m 
 
 
6,34 
 
 
0,42m 
 
 
4,5m 
 
 
 
Explicação: 
1metro possui 39,37 polegadas 
x--------------177,165 polegadas 
Usando a regra de três obtêm-se 4,5m 
 
 
 
 
 
4. 
 
 
São grandezas derivadas e corretamente expressas segundo o Sistema Internacional de Unidades: 
 
 
 
área em m² (metros quadrados) e intervalo de tempo em min (minutos). 
 
 
força em N (Newton) e velocidade em m/s (metros por segundo). 
 
 
aceleração em m/s² (metros por segundo ao quadrado) e volume em m²(metros quadrados). 
 
 
intervalo de tempo em s (segundos) e velocidade em km/h (quilômetros por hora). 
 
 
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). 
 
 
 
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. 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
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 ampère é uma unidade de tempo. 
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O quilograma é uma unidade de comprimento 
 
 
A massa de um objeto é uma medida da quantidade de matéria nele contida. 
 
 
O metro é uma unidade de volume. 
 
 
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. 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
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? 
 
 
0,2L 
 
 
0,005L 
 
 
0,5L 
 
 
0,05L 
 
 
2L 
 
 
 
Explicação: 
O volume total deve ser encontrado somando todos os volumes do intervalo de tempo considerado. 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
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, 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, massa, tempo e corrente elétrica. 
 
 
A unidade de comprimento, o metro, é definida com parâmetros relacionados com a velocidade 
do som no ar. 
 
 
As unidades de medida das grandezas de base não podem ser associadas a prefixos 
multiplicativos porque seriam descaracterizadas. 
 
 
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. 
 
 
 
Explicação: 
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LETRA ¿C¿ 
A unidade de corrente elétrica ohm é definida por: Ω = m2. Kg.s ¿ 3 .A ¿ 2 
 
2
a
 aula 
1. 
 
 
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. 
 
 
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 lei de conservação das massas pode ser explicada pela teoria atômica de Dalton. 
 
 
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 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. 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
Um íon de certo elemento químico, de número de massa 85, apresenta 36 elétrons e carga +1. Qual é o 
número atômico desse íon? 
 
 
36 
 
 
85 
 
 
37 
 
 
49 
 
 
35 
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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. 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
Indique o número de prótons, nêutrons e elétrons que existem, respectivamente, no átomo de 
mercúrio 80200Hg: 
 
 
80, 200, 80. 
 
 
200, 120, 200. 
 
 
80, 120, 80.200, 120, 80. 
 
 
80, 80, 200. 
 
 
 
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. 
 
 
 
 
 
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. 
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Estão correta (s) a (s) afirmativa (s): 
 
 
I; II e IV 
 
 
Somente III 
 
 
I; II e III 
 
 
Somente IV 
 
 
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. 
 
 
O átomo de Rutherford (1911) foi comparado ao sistema planetário (o núcleo atômico representa o sol e 
a eletrosfera, os planetas): 
 
 
contém prótons e nêutrons. 
 
 
contém as partículas de carga elétrica positiva. 
 
 
contém nêutrons. 
 
 
concentra praticamente toda a massa do átomo. 
 
 
contém as partículas de carga elétrica negativa. 
 
 
 
Explicação: 
a eletrosfera do átomo, contém eletrons, que são cargas negativas 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
Existiram diversos modelos atômicos na História da matéria. Uma importante contribuição do modelo de 
Rutherford foi considerar o átomo constituído de: 
 
 
elétrons mergulhados numa massa homogênea de carga positiva chamado "pudim com passas" 
 
 
uma estrutura altamente compactada de prótons e elétrons. 
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um núcleo muito pequeno de carga positiva, cercada por elétrons. 
 
 
um núcleo de massa desprezível comparada com a massa do elétron. 
 
 
uma região central com carga negativa chamada núcleo. 
 
 
 
Explicação: 
No modelo atômico mais atual ve-se que o núcleo é muito pequeno de carga positiva, cercada por 
elétrons. 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
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: 
 
 
Rutherford-Bohr. 
 
 
Millikan. 
 
 
Rutherford. 
 
 
Dalton. 
 
 
Thomson. 
 
 
 
Explicação: 
Os saltos quanticos com emissão de energia luminosa foram propostos por Rutherford-Bohr. 
 
 
 
 
 
8. 
 
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. 
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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. 
 
 
Rutherford, Thomson, Dalton, Böhr. 
 
 
Dalton, Böhr, Rutherford, Thomson. 
 
 
Böhr, Rutherford, Thomson, Dalton. 
 
 
Dalton, Rutherford, Thomson, 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. 
 
 
3
a
 aula 
 
 
 
1. 
 
 
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 potável eágua com álcool etílico. 
 
 
água destilada e água com óleo de soja. 
 
 
água do mar e vinho. 
 
 
água destilada com gelo e água potável com sal. 
 
 
água com gelo e água barrenta. 
 
 
 
Explicação: 
Relacionar os conceitos de sistemas homogêneos e heterogêneos com seus exemplos respectivos, dados 
em aula 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
Com relação aos elementos pertencentes ao quinto período da classificação periódica, podemos afirmar 
que: 
 
 
É impossível determinar o número de níveis em que os elétrons de tais elementos estão 
distribuídos 
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Todos eles possuem cinco elétrons nos seus níveis de valência. 
 
 
Os elétrons destes elementos estão distribuídos em quatro níveis de energia. 
 
 
Os elétrons destes elementos estão distribuídos em cinco níveis de energia. 
 
 
Todos estes elementos possuem quatro elétrons nos seus níveis de valência. 
 
 
 
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. 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
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 
 
 
3 , 2, 2 , 4 , 1 , 4 
 
 
4 , 3 , 1 , 4 , 2 , 2 
 
 
2 , 3 , 4 , 4 , 2 , 1 
 
 
1 ,3 , 4 , 2, 1 , 2 
 
 
2 , 3 , 4 , 1 , 4 , 4 
 
 
 
Explicação: 
Questão de associação de conceitos de substância pura, mistura homogênea e heterogênea com seus 
respectivos exemplos, dadosem aula. 
 
 
 
 
 
4. 
 
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 
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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 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. 
 
 
Elementos com números de elétrons iguais na última camada ocupam famíliam diferentes. 
 
 
A classificação dos elementos químicos em períodos revela que elementos de um mesmo 
período apresentam o mesmo número de elétrons na camada de valência. 
 
 
A tabela períodica é formada por 8 períodos que correspondem a suas linhas verticais. 
 
 
Os elementos estão dispostos de acordo com seus números de massa, em ordem crescente. 
 
 
 
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. 
 
 
 
 
 
5. 
 
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. Fósforo > Arsênio > Antimônio 
II. Cádmio > Ródio > Molibdênio 
III. Gálio > Cálcio > Potássio 
IV. Oxigênio > Nitrogênio > 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. 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 
 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
Assinale a única alternativa em que todos os elementos possuem propriedades semelhantes: 
 
 
 
Li, Ni, Bi. 
 
 
Ba, Ra, Rn. 
 
 
Au, Hg, C 
 
 
C, Cs, Cd 
 
 
He, Ar, Rn. 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿a¿. 
Para ter as propriedades semelhantes, os elementos devem pertencer à mesma família na Tabela 
Periódica. 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
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: 
 
 
3, 11, 37 e 55 
 
 
12, 37, 47 e 75 
 
 
12, 20, 38 e 56 
 
 
9, 11, 38 e 55 
 
 
3, 9, 37 e 55 
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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 
 
4
a
 aula 
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 coordenada, covalente simples, metálica, iônica. 
 
 
Covalente simples, metálica, iônica, covalente coordenada. 
 
 
Covalente simples, covalente coordenada, iônica, metálica. 
 
 
Iônica, covalente coordenada, covalente simples, metálica. 
 
 
Metálica, covalente simples, covalente coordenada, iônica. 
 
 
 
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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2. 
 
 
Dos compostos abaixo, qual não realiza ligação iônica? 
 
 
 
NaCl 
 
 
CaO 
 
 
HCl 
 
 
Na2O 
 
 
Mg(Cl)2 
 
 
 
Explicação: 
Observa se a ligação iônica, entre um metal e um ametal no composto HCl. 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
Da combinação química entre os átomos de magnésio (Z=12) e nitrogênio (Z=7) pode resultar a 
substância de fórmula: 
 
 
MgN2 
 
 
Mg2N3 
 
 
Mg3N2 
 
 
MgN3 
 
 
MgN 
 
 
 
Explicação: 
Fazendo a distribuição eletronica dos elementos Mg e N, observa-se pela regra do octeto que o composto 
em questão é Mg3N2 
 
 
 
 
 
4. 
 
 
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: 
 
 
K2X2 
 
 
KX2 
 
 
K1/2X2 
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K2X 
 
 
KX 
 
 
 
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. 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
Um composto que possui a HX, o elemento X pertence ao grupo: 
 
 
 
6A4A 
 
 
7A 
 
 
Gases nobres 
 
 
5A 
 
 
 
Explicação: 
 a ligação química se estabelece entre os elétrons da camada mais externa da eletrosfera (camada de 
valência). 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
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+ é um íon negativo 
 
 
O Na+ ganhou 1 elétron 
 
 
O Na+ perdeu 1 elétron. 
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O Na+ é um ânion 
 
 
 
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. 
 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
 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? 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 de van der Walls e forças de empuxo 
 
 
forças de van der Walls e forças físicas 
 
 
forças físicas e forças de empuxo 
 
 
forças dipolo-dipolo e forças de empuxo 
 
 
forças de van der Walls e forças dipolo-dipolo 
 
 
 
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
a
 aula 
 
 
 
1. 
 
 
Considerando a equação química: Cl2O7 + 2 NaOH → 2 NaClO4 + H2O os reagentes e produtos 
pertencem, respectivamente, às funções: 
 
 
base, ácido, óxido e óxido. 
 
 
óxido, base, óxido e hidreto. 
 
 
ácido, sal, óxido e hidreto. 
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sal, base, sal e hidreto. 
 
 
óxido, base, sal e óxido. 
 
 
 
Explicação: 
Os reagentes e produtos deste reação pertencem, respectivamente, as seguintes funções inorganicas 
óxido, base, sal e óxido. 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
Considerando a equação química: 
Cl2O7 + 2 NaOH → 2 NaClO4 + H2O 
os reagentes e produtos pertencem, respectivamente, às funções: 
 
 
 
 
sal, base, sal e hidreto. 
 
 
 
óxido, base, sal e óxido. 
 
 
 
óxido, base, óxido e hidreto. 
 
 
 
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. 
 
 
 
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3. 
 
 
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. 
 
 
 
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 básicos são óxidos que quando dissolvidos em água formam ácidos. 
 
 
Os sais podem ser obtidos através de reações de hidrogenação, através da junção de água e 
óxido. 
 
 
Óxidos são compostos binários, ou seja, formados por dois elementos distintos, dos quais o 
mais eletronegativo é o oxigênio. 
 
 
Óxidos ácidos são óxidos que quando são dissolvidos em água, formam bases. 
 
 
 
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. 
 
 
 
 
 
4. 
 
 
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: 
 
 
III e IV 
 
 
I e III 
 
 
I e II 
 
 
II e III 
 
 
I e IV 
 
 
 
Explicação: 
Os ácidos não tem poder corrosivo e não necessariamente são composto somente por dois elementos 
quimicos. 
 
 
 
 
 
5. 
 
A respeito das substâncias denominadas ácidos, um estudante anotou as seguintes características: 
I) têm poder corrosivo; 
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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 IV 
 
 
II e III 
 
 
I e III 
 
 
I e II 
 
 
 
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. 
 
 
Qual a classificação correta das moléculas NaOH, NaCl e HCl? 
 
 
 
sal, ácido e base 
 
 
ácido, sal e ácido 
 
 
base, sal e ácido 
 
 
ácido, base e sal 
 
 
sal, base e ácido 
 
 
 
Explicação: 
NaOH é uma base, NaCl é um sal e HCl é um ácido 
 
 
 
 
 
7. 
 
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 
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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 perclórico, ácido clorídrico, ácido nítrico, ácido nitroso. 
 
 
Ácido nitroso, ácido perclórico, ácido nítrico, ácido clorídrico. 
 
 
Ácido perclórico, ácido nítrico, ácido clorídrico, ácido nitroso. 
 
 
Ácido clorídrico, ácido perclórico, ácido nítrico, ácido nitroso. 
 
 
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. 
 
 
6
a
 aula 
 
 
 
1. 
 
 
Quantos mols de cálcio existem em 1,29·1024 átomos de CaCO3. Dado: nº Avogadro = 6,02.1023. 
 
 
 
6,02.1023 mols 
 
 
1,29.1024 mols 
 
 
6,02.101 mols 
 
 
2,14.100 mols 
 
 
2,14.102 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; 4,43 e 52,46)% 
 
 
(43,11; 5,43 e 51,46)% 
 
 
(41,11; 8,43 e 50,46)% 
 
 
(42,11; 6,43 e 51,46)% 
 
 
 
 
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%. 
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3. 
 
 
A fotossíntese é 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: 
 
 
 
200u 
 
 
168 u 
 
 
180u 
 
 
29u 
 
 
100u 
 
 
 
Explicação: 
Dados os valores de massa dos átomos de C, H e O tem-se que: Massa Molecular 
(MM)=(12x6)+(1x12)+(16x6)=180u. 
 
 
 
 
 
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 
 
 
180g 
 
 
200g 
 
 
75g 
 
 
120g 
 
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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 g. 
 
 
4,0 . 10-23 g. 
 
 
4,0 . 1023 g. 
 
 
 
Explicação: 
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. 
 
 
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 número total de átomos (Massas atômicas = H 
= 1,0; O = 16; Número de Avogadro = 6,0 . 1023; densidade da água =1,0 g/mL). 
 
 
18 mol, 6,0 . 1024 moléculas de água e 18 . 1024 átomos. 
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10 mol, 5,0 . 1023 moléculas de água e 15 . 1024 átomos. 
 
 
10 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 
 
7
a
 aula 
1. 
 
 
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? 
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NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O 
 
 
NaHCO3 + HCl → NaH2CO3 + Cl2 
 
 
NaHCO3 + HCl → NaH2CClO3 
 
 
NaHCO3 + HCl → NaCl +H2CO3 
 
 
NaHCO3 + HCl → NaCClO2+ H2O 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿a¿. 
O NaHCO3 neutraliza o HCl presente no suco gástrico. O CO2 formado é o responsável pela eructação 
(arroto). 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
Com base na reação abaixo, quantos mols de HCl são necessários para formar 3mols de FeCl2? 
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 
 
 
6 mols 
 
 
2 mols 
 
 
3 mols 
 
 
12 mols 
 
 
4 mols 
 
 
 
Explicação: 
Com base na reação temos que: 
 2 mols de HCl----- 1 mol de FeCl2 
 Xde HCl------------3 mols de FeCl2 
X= 6 mols de HCl 
 
 
 
 
 
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)? 
 
 
27,2 mol 
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2 mol 
 
 
43,75 mol 
 
 
17,5 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. 
 
 
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) 
O volumede 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 
 
 
 
1344,0 L 
 
 
1620,0 L 
 
 
1476,0 L 
 
 
60,0 L 
 
 
960,0 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 
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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. 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
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. 
 
 
12700g 
 
 
12,7g 
 
 
1270g 
 
 
127g 
 
 
1,270g 
 
 
 
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 
 
 
 
 
 
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: 
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I. FeS + O2 → Fe + SO2 
II. 2 SO2 + 2 O2 → 2 SO3 
III. SO3 + H2O → H2SO4 
 
 
Dupla troca, síntese, síntese. 
 
 
Dupla troca, análise, análise. 
 
 
Simples troca, análise, análise. 
 
 
Simples troca, síntese, síntese. 
 
 
Síntese, simples troca, dupla troca. 
 
 
 
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. 
 
 
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 
 
 
159,69 g 
 
 
55,85 g 
 
 
10,0 g 
 
 
44,01 g 
 
 
 
Explicação: 
Gabarito 
Alternativa correta: C 
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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. 
 
 
 
 
 
 
8. 
 
 
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: 
 
 
apenas I. 
 
 
apenas II e IV. 
 
 
apenas II. 
 
 
apenas V. 
 
 
apenas I e III. 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿d¿. 
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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. 
 
8
a
 aula 
1. 
 
 
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. 
 
 
1,4 L. 
 
 
8 L. 
 
 
0,14 L. 
 
 
80 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. 
 
 
 
 
 
2. 
 
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 
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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: 
 
 
suspensão 
 
 
dispersão homogênea 
 
 
dispersão coloidal 
 
 
solução homogênea 
 
 
emulsão 
 
 
 
Explicação: 
No momento imediatamente após a agitação, temos uma suspensão. Alguns minutos após teremos uma 
mistura heterogênea. 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
Que volume de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) de 8M é necessário para preparar 400 mL de uma 
solução 3M? 
 
 
150 mL 
 
 
15 mL 
 
 
15 L 
 
 
1,5 L 
 
 
1,5 mL 
 
 
 
Explicação: 
O aluno deve levar em consideração que a concentração de uma solução é dada pelo número de mols 
dividido pelo volume 
 
 
 
 
 
4. 
 
 
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. 
 
 
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. 
 
 
Solvente é simplesmente uma substância que pode dissolver outras moléculas e compostos, 
que são conhecidos como solutos. 
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Em uma solução, o soluto é dissolvido por um solvente. 
 
 
O soluto é sempre o composto que vai ser adicionado à solução e solubilizado. 
 
 
 
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. 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
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). 
 
 
0,025. 
 
 
25. 
 
 
2,5. 
 
 
0,25. 
 
 
250. 
 
 
 
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 
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 
 
 
 
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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. 
 
 
3240. 
 
 
1,8. 
 
 
0,1. 
 
 
100,0. 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿a¿. 
M = ___m1__ 
 MM . v 
M = ______18 g________ 
 (180 g/mol) . (1,0 L) 
M = 0,1 mol/L 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
O gráfico representa as curvas de solubilidade de alguns sais em água. 
 
De acordo com o gráfico, podemos concluir que: 
 
 
o cloreto de potássio é mais solúvel que o cloreto de sódio à temperatura ambiente. 
 
 
a temperatura não influencia a solubilidade de sais. 
 
 
a temperatura não afeta a solubilidade do cloreto de sódio. 
 
 
a massa de clorato de potássio capaz de saturar 200 mL de água, a 30 °C, é de 20 g. 
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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. 
 
 
9
a
 aula 
 
 
 
1. 
 
 
A eletroquímica é o ramo da química que trata da conversão da energia elétrica em energia química e 
vice-versa. Os processos eletroquímicos envolvem reações de oxirredução (oxidação-redução) nas quais 
a energia liberada por uma reação espontânea é convertida em eletricidade ou em que a eletricidade é 
usada para forçar a ocorrência de uma reação química não espontânea. Sobre os conceitos de 
oxirredução assinale a alternativa incorreta. 
 
 
Na redução há a diminuição do número de oxidação de um elemento em virtude do ganho de 
elétrons. 
 
 
A perda de elétrons por um elemento durante a oxidação está associada a um aumento do 
número de oxidação dele. 
 
 
O número de oxidação refere-se ao número de cargas que um átomo tem em uma molécula (ou 
em um composto iônico) caso haja transferência total de elétrons. 
 
 
Enquanto as reações ácido-base podem ser caracterizadas como processos de transferência de 
elétrons, as denominadas reações de oxirredução (ou redox) são consideradas reações de 
transferência de prótons. 
 
 
Nas reações de oxirredução, ocorre uma transferência de elétrons de uma substância para 
outra. 
 
 
 
Explicação: 
Enquanto as reações ácido-base podem ser caracterizadas como processos de transferência de prótons, 
as denominadas reações de oxirredução (ou redox) são consideradas reações de transferência de 
elétrons. 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
Encontre os números de oxidação (nox) dos elementos destacados nos pares a seguir: 
I. Enxofre (S) no par SO2 e SO42¿ 
II. Oxigênio (O) no par O2 e H2O2 
Os números de oxidação dos elementos S e O nos pares acima são, respectivamente (SO2, SO42-, O2, 
H2O2): 
 
 
+4, +6, +2, 0 
 
 
0, -2, +4, +6 
 
 
+4, +6, -2, -2 
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-2, 0, +4, +6 
 
 
-4, -6, 0, +2 
 
 
 
Explicação: 
Gabarito 
Alternativa correta: A 
Justificativa: Os nox dos elementos S e O nos pares são, respectivamente +4, +6, -
2, -2. 
 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
Nas reações de oxirredução, ocorre uma transferência de elétrons de uma substância para outra. Na reação 
abaixo qual o número de oxidação do elemento Br2 (l)? 
 
2NaBr2(s)+Cl2(g)→2NaCl2(s)+Br2(l) 
 
 
+2 
 
 
zero 
 
 
+1 
 
 
-2 
 
 
-1 
 
 
 
Explicação: 
Nos elementos livres (isto é, no estado não combinado), cada átomo tem número de oxidação zero. Cada 
átomo em H2, Br2, Na, Be, K, O2 e P4 tem o mesmo número de oxidação: zero 
 
 
 
 
 
4. 
 
No recente atentado terrorista ocorrido na cidade japonesa de Yokohama foi lançado fosgênio, 
representado na figura a seguir, num trem subterrâneo. 
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Os elementos químicos que compõem essa substância têm números de oxidação: 
I. carbono II. cloro III. oxigênio 
 
 
(I) 0, (II) -1, (III) +2 
 
 
 (I) +4, (II) -1, (III) -2 
 
 
(I) +3, (II) -1, (III) -2 
 
 
(I) -3, (II) +1, (III) +2 
 
 
(I) -4, (II) +1, (III) -2 
 
 
 
Explicação: 
 
 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
O número de oxidação refere-se ao número de cargas que um átomo tem em uma molécula (ou em um 
composto iônico) caso haja transferência total de elétrons. Sabendo que o nox do cloro Cl é (-1), qual o 
nox do Magnésio (Mg) na molécula MgCl2? 
 
 
zero 
 
 
+2 
 
 
-1 
 
 
 +1 
 
 
-2 
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6. 
 
 
Assinale a opção que apresenta o número de oxidação do elemento indicado em cada um dos seguintes 
compostos ou íons: 
a) Alumínio no óxido de alumínio, Al2O3 
b) Fósforo no ácido fosfórico, H3PO4 
c) Enxofre no íon sulfato, (SO4)-2 
d) Cada átomo de Cr no íon dicromato, (Cr2O7)-2 
e) Ferro na molécula Fe2O3 
f) Carbono no íon (CO3)-2 
 
 
a) +3 b) +3 c) +6 d) +6 e) +3 f) +4 
 
 
a) +3 b) +5 c) +6 d) +4 e) +3 f) +4 
 
 
a) +5 b) +5 c) +6 d) +6 e) +3 f) +4 
 
 
a) +3 b) +5 c) +6 d) +6 e) +3 f) +4 
 
 
a) +3 b) +5 c) +6 d) +6 e) +3 f) +5 
 
 
 
Explicação: 
a) +3 b) +5 c) +6 d) +6 e) +3 f) +4 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
Quando uma área com floresta precisa ser encoberta para a formação do lago artificial de uma 
hidroelétrica, toda a madeira deve ser retirada. Se isso não ocorrer, esse material entra em 
decomposição, podendo provocar danos nas turbinas, além de crescimento descontrolado da população 
de algas azuis (cianobactérias) e verdes ('Chlorophyta') e de algumas plantas flutuantes, como 'Eichornia 
crassipes', o aguapé ('Angiospermae'), e 'Salvinia sp.' ('Pteridophyta'). 
O caldo formado pela matéria orgânica encoberta pela água das barragens é altamente corrosivo. A 
decomposição da matéria orgânica em ambiente eutrofizado ocorre de modo anaeróbio e envolve muitas 
reações químicas. Uma delas é a fermentação da celulose que gera grande quantidade de metano e gás 
carbônico cujos átomos de carbono possuem, respectivamente, os números de oxidação: 
 
 
+4 e 0 
 
 
+4 e -4 
 
 
-4 e +4 
 
 
0 e -4 
 
 
-2 e +2 
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Explicação: 
-4 e +4 
 
 
10
a
 aula 
 
 
 
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 
 
 
0,80 V 
 
 
- 3,17 V 
 
 
2,37 V 
 
 
-2,37 V 
 
 
3,17 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; 
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Cu2+ + 2e- ⇆ Cu(s) E° = +0,34V. 
 
Calcule a fem-padrão da célula a 25°C 
 
 
 
0,57V. 
 
 
0,11V. 
 
 
-0,57V. 
 
 
-0,11V. 
 
 
0,70V. 
 
 
 
Explicação: 
E°célula = E°cátodo - E°anodo 
E°célula = 0,34 - (-0,23) = 0,57V. 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
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. 
 
 
HCℓ 
 
 
 
CuSO4 
 
 
H2SO4 
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Na2SO4 
 
 
ZnCℓ 
 
 
 
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). 
 
 
 
 
 
4. 
 
 
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) Ocorre corrosão ou deposição dos eletrodos A e 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+diminui e de A2+ aumenta. 
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+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 A e corrosão do eletrodo B. 
 
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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. 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
A equação seguinte indica as reações que ocorrem em uma pilha: 
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) 
Podemos afirmar que: 
 
 
Os elétrons passam dos átomos de zinco metálico aos íons de cobre. 
 
 
O cobre é o agente redutor. 
 
 
O zinco metálico sofre aumento de massa. 
 
 
O zinco metálico é o cátodo. 
 
 
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. 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
Numa pilha eletroquímica sempre ocorre: 
 
 
 
Uma reação de oxirredução. 
 
 
Passagem de elétrons, no circuito externo, do cátodo para o ânodo. 
 
 
 Movimentação de elétrons no interior da solução eletrolítica. 
 
 
Reação de neutralização. 
 
 
Redução no ânodo. 
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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.