EXERCICIO -Teste de Conhecimento Principios de Química Biológica

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PRINCÍPIOS DE QUÍMICA BIOLÓGICA 
1a aula 
Lupa 
 
 
 
 
 
Exercício: SDE4590_EX_A1_202001378111_V4 02/09/2020 
Aluno(a): ROSI BITENCOURT 2020.2 - F 
Disciplina: SDE4590 - PRINCÍPIOS DE QUÍMICA BIOLÓGICA 202001378111 
 
 
1 
 Questão 
 
 
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: 
 
 A massa de um objeto é uma medida da quantidade de matéria nele contida. 
 
O quilograma é uma unidade de comprimento 
 
O ampère é uma unidade de tempo. 
 
O °C (grau Celsius) é a unidade para temperatura utilizada no SI. 
 
O metro é uma unidade de volume. 
Respondido em 02/09/2020 23:16:16 
 
 
Explicação: 
A massa de um objeto é uma medida da quantidade de matéria nele contida, enquanto o peso de um objeto é 
uma medida da atração gravitacional sobre sua matéria. 
 
 
 
2 
 Questão 
 
 
Um metro corresponde ao espaço linear percorrido pela luz no vácuo durante um intervalo de 1/299.792.458 de segundo. 
O metro (m) é ligeiramente maior que uma jarda (1 jarda tem 36 polegadas, enquanto 1 metro tem 39,37 polegadas). 
Quantos metros correspondem a 177,165 polegadas? 
 
 
2,5m 
 4,5m 
 
3,12m 
 
6,34 
 
0,42m 
Respondido em 02/09/2020 23:16:34 
 
 
Explicação: 
1metro possui 39,37 polegadas 
x--------------177,165 polegadas 
Usando a regra de três obtêm-se 4,5m 
 
 
 
3 
 Questão 
 
 
javascript:diminui();
javascript:aumenta();
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? 
 
 2,4 km 
 
0,25 km 
 
0,24 km 
 
0,42 km 
 
4,2 km 
Respondido em 02/09/2020 23:16:53 
 
 
Explicação: 
Transformação de metros para quilômetros, com andar 3 casas com a vírgula para a esquerda 
 
 
 
4 
 Questão 
 
 
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 centígrada em uso. 
 A definição da unidade de temperatura termodinâmica está relacionada com a temperatura do ponto triplo da 
água, que equivale a 273,16 K. 
 
A sua definição está fundamentada na temperatura do zero absoluto. 
 
A escala de temperatura kelvin foi escolhida por ser a única escala em uso que não é centígrada. 
Respondido em 02/09/2020 23:17:03 
 
 
Explicação: 
LETRA ¿C¿ 
O kelvin, unidade de temperatura termodinâmica, é a fração 1/273,16 da temperatura termodinâmica do ponto triplo da 
água. 
 
 
 
5 
 Questão 
 
 
São grandezas derivadas e corretamente expressas segundo o Sistema Internacional de Unidades: 
 
 
área em m² (metros quadrados) e intervalo de tempo em min (minutos). 
 
quantidade de movimento em g.m/s (grama vezes metro por segundo) e momento angular 
em kg².m/s (quilograma ao quadrado vezes metros por segundo). 
 
aceleração em m/s² (metros por segundo ao quadrado) e volume em m²(metros quadrados). 
 
intervalo de tempo em s (segundos) e velocidade em km/h (quilômetros por hora). 
 força em N (Newton) e velocidade em m/s (metros por segundo). 
Respondido em 02/09/2020 23:17:10 
 
 
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. 
 
 
 
6 
 Questão 
 
 
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. 
 
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. 
 
A unidade de comprimento, o metro, é definida com parâmetros relacionados com a velocidade do som no ar. 
Respondido em 02/09/2020 23:17:18 
 
 
Explicação: 
LETRA ¿C¿ 
A unidade de corrente elétrica ohm é definida por: Ω = m2. Kg.s ¿ 3 .A ¿ 2 
 
 
 
7 
 Questão 
 
 
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? 
 
 
0,005L 
 
0,05L 
 
0,5L 
 0,2L 
 
2L 
Respondido em 02/09/2020 23:17:22 
 
 
Explicação: 
O volume total deve ser encontrado somando todos os volumes do intervalo de tempo considerado. 
 
 
PRINCÍPIOS DE QUÍMICA BIOLÓGICA 
 
Lupa Calc. 
 
 
 
 
 
SDE4590_A2_202001378111_V2 
 
Aluno: ROSI BITENCOURT Matr.: 202001378111 
Disc.: PRINC.QUÍM.BIOLÓGICA 2020.2 - F (G) / EX 
 
 
Prezado (a) Aluno(a), 
 
Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
javascript:diminui();
javascript:aumenta();
javascript:calculadora_on();
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se familiarizar 
com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
1. 
 
 
Os modelos atômicos surgiram como forma de tentar explicar como é formada a matéria e mais precisamente, os átomos que as 
compõem. Desde o século V a.C. a estrutura da matéria é estudada e desde então, muitos modelos distintos foram propostos. 
Analise as afirmações a seguir sobre os modelos atômicos conhecidos: 
I. Os elementos químicos são compostos de partes muito pequenas e indivisíveis chamadas átomos, que são todos iguais 
quando representam um mesmo elemento e que não podem ser criados ou destruídos, embora possam ser combinados 
para originar novos compostos. 
II. Os átomos são divisíveis em porções carregadas, e consistem em uma esfera maciça positiva uniforme de matéria na 
qual os elétrons estão incrustrados e distribuídos pela massa positiva. 
III. Grande parte da massa do átomo, assim como toda sua carga positiva, concentra-se em uma parte muito pequena 
chamada de núcleo, ao passo que a maior parte do volume atômico compreende o espaço ao redor do núcleo no qual 
as cargas negativas movem-se constantemente. 
IV. A eletrosfera se subdivide em camadas eletrônicas distintas separadas por quantidades diferentes de energia, que por 
sua vez também são subdivididas em subcamadas ou níveis eletrônicos. 
Os modelos descritos pelas afirmações de I a IV relacionam-se, respectivamente, aos cientistas: 
 
 
Dalton, Thomson, Rutherford, Böhr. 
 
 
Böhr, Rutherford, Thomson, Dalton. 
 
 
Dalton, Böhr, Rutherford, Thomson. 
 
 
Dalton, Rutherford, Thomson, Böhr. 
 
 
Rutherford, Thomson, Dalton, Böhr. 
 
 
 
Explicação: 
Gabarito 
Alternativa correta: C 
Justificativa: A ordem correta da relação dos modelos atômicos descritos é: I-Dalton, 
II-Thomson, III-Rutherford, IV-Böhr. 
 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
Fogos de artifício utilizam sais de diferentes íons metálicos misturados com um material explosivo. Quando incendiados, 
emitem diferentes colorações. Por exemplo: sais de sódio emitem cor amarela, de bário, cor verde, e de cobre, cor azul. Essas 
coressão 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. 
 
 
Thomson. 
 
 
Dalton. 
 
 
Rutherford-Bohr. 
 
 
Millikan. 
 
 
 
Explicação: 
Os saltos quanticos com emissão de energia luminosa foram propostos por Rutherford-Bohr. 
 
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
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3. 
 
 
Indique o número de prótons, nêutrons e elétrons que existem, respectivamente, no átomo de mercúrio 80200Hg: 
 
 
 
200, 120, 200. 
 
 
80, 120, 80. 
 
 
80, 200, 80. 
 
 
80, 80, 200. 
 
 
200, 120, 80. 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿c¿. 
O número atômico (Z) é a quantidade de prótons. Essa informação aparece no canto inferior esquerdo do símbolo do elemento, 
ou seja, 80. 
Visto que o número de massa (A) fica do lado superior esquerdo do símbolo do elemento, ou seja, é igual a 200, e esse número 
de massa é igual à soma dos prótons com os nêutrons, podemos encontrar a quantidade de nêutrons da seguinte forma: 
A = p + n 
n = A -p 
n = 200 ¿ 80 
n = 120 
Quando o elemento está no estado fundamental, a quantidade de elétrons é exatamente igual à quantidade de prótons, sendo, 
portanto, igual a 80. 
 
 
 
 
 
4. 
 
 
Ernest Rutherford (1871-1937) foi um físico neozelandês, que estudou juntamente com J. J. Thomson com a radioatividade. 
Seu trabalho permitiu a elaboração de um modelo atômico que possibilitou o entendimento da radiação emitida pelos átomos 
de urânio, polônio e rádio. Sobre a descoberta de Rutherford podemos afirmar que: 
 
I. O átomo é constituído por partículas negativas que giram em torno de um núcleo com carga positiva. 
II. Os elétrons executam trajetórias em torno do núcleo em movimentos orbitais 
III. Os elétrons são distribuídos em níveis e subníveis de energia. 
IV. No núcleo é onde se localiza predominantemente a massa do átomo. 
 
Estão correta (s) a (s) afirmativa (s): 
 
 
I; II e III 
 
 
I; II e IV 
 
 
Somente III 
 
 
Todas as alternativas estão corretas. 
 
 
Somente IV 
 
 
 
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. 
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
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De acordo com esse modelo apresentado em 1911, os elétrons giram em torno do núcleo (formado por prótons e nêutrons), de 
forma semelhante aos planetas que giram à volta do Sol. 
 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
Existiram diversos modelos atômicos na História da matéria. Uma importante contribuição do modelo de Rutherford foi 
considerar o átomo constituído de: 
 
 
um núcleo muito pequeno de carga positiva, cercada por elétrons. 
 
 
uma estrutura altamente compactada de prótons e elétrons. 
 
 
uma região central com carga negativa chamada núcleo. 
 
 
um núcleo de massa desprezível comparada com a massa do elétron. 
 
 
elétrons mergulhados numa massa homogênea de carga positiva chamado "pudim com passas" 
 
 
 
Explicação: 
No modelo atômico mais atual ve-se que o núcleo é muito pequeno de carga positiva, cercada por elétrons. 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
Um íon de certo elemento químico, de número de massa 85, apresenta 36 elétrons e carga +1. Qual é o número atômico desse 
íon? 
 
 
35 
 
 
37 
 
 
49 
 
 
85 
 
 
36 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿c¿. 
Se o elemento estivesse no estado fundamental, o número atômico (prótons) seria igual à quantidade de elétrons. Visto que está 
com a carga +1, significa que ele perdeu um elétron, ou seja, antes ele tinha 37 elétrons. Portanto, o seu número atômico é 37. 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
Os modelos atômicos foram propostos a partir de experimentos. Nas alternativas abaixo, os modelos estão associados à um 
experimento específico, EXCETO em: 
 
 
A condução de corrente elétrica em uma solução contendo moléculas ionizadas pode ser explicada 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. 
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
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O modelo de Rutherford explica o comportamento de partículas alfa projetadas contra uma fina folha de metal. Neste 
experimento, algumas partículas sofrem desvios, enquanto a maioria consegue atravessar sem qualquer desvio. 
 
 
A lei de conservação das massas pode ser explicada pela teoria atômica de Dalton. 
 
 
Quando 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. 
 
 
 
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. 
 
 
 
 
 
8. 
 
 
O átomo de Rutherford (1911) foi comparado ao sistema planetário (o núcleo atômico representa o sol e a eletrosfera, os 
planetas): 
 
 
contém as partículas de carga elétrica negativa. 
 
 
concentra praticamente toda a massa do átomo. 
 
 
contém prótons e nêutrons. 
 
 
contém nêutrons. 
 
 
contém as partículas de carga elétrica positiva. 
 
 
 
Explicação: 
a eletrosfera do átomo, contém eletrons, que são cargas negativas 
 
 
 
PRINCÍPIOS DE QUÍMICA BIOLÓGICA 
 
Lupa Calc. 
 
 
 
 
 
SDE4590_A3_202001378111_V1 
 
Aluno: ROSI BITENCOURT Matr.: 202001378111 
Disc.: PRINC.QUÍM.BIOLÓGICA 2020.2 - F (G) / EX 
 
 
Prezado (a) Aluno(a), 
 
Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
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javascript:diminui();
javascript:aumenta();
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Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se familiarizar 
com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
1. 
 
 
Eletronegatividade é a força com a qual um átomo atrai um elétron para si no instante da formação de uma ligação química 
com outro átomo. A propriedade oposta é chamada eletropositividade e sua variação é exatamente inversa.Os elementos 
abaixo pertencem a família dos halogênios. Com base no conceito de eletronegatividade e de que forma ela aumenta, assinale 
a alternativa que apresenta o elemento mais eletronegativo desta família. 
 
 
Bromo- 4º período 
 
 
Iodo- 5º período 
 
 
Cloro- 3º período 
 
 
Flúor- 2º período 
 
 
Astato- 6º período 
 
 
 
Explicação: 
Em uma mesma família a eletronegatividade aumenta de baixo para cima 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
A tabela periódica foi desenvolvida exclusivamente a partir das propriedades físicas e químicas dos elementos e resume suas 
tendências. Sobre a tabela periódica e propriedades periódicaspode-se afirmar que: 
 
 
Gases nobres é o nome dado aos elementos do grupo 17 (F, Cl, Br, I e At) 
 
 
Em uma mesma família a eletronegatividade aumenta com o aumento do período. 
 
 
Os elementos metálicos possuem baixa condutividade elétrica. 
 
 
Os elementos do bloco p tendem a perder elétrons para completar camadas. 
 
 
Existem três classes de elementos na tabela periódica: metais, não metais e metaloides. 
 
 
 
Explicação: 
Podemos dizer que existem três classes de elementos na tabela periódica: metais, não metais e metaloides. A maior parte dos 
elementos é metal - somente 24 não são. 
 
 
 
 
 
3. 
 
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. 
 
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
 
 
 
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. Arsênio > fósforo > antimônio. 
II. Ródio > cádmio > molibdênio. 
III. Potássio > gálio > cálcio. 
IV. Nitrogênio > oxigênio > carbono. 
 
 
I. Fósforo > antimônio > arsênio. 
II. Cádmio > ródio > molibdênio. 
III. Gálio > cálcio > potássio. 
IV. Nitrogênio > oxigênio > carbono. 
 
 
I. Arsênio > arsênio > fósforo. 
II. Molibdênio > ródio > Cádmio. 
III. Potássio > cálcio > gálio. 
IV. Carbono > nitrogênio > oxigênio. 
 
 
I. Fósforo > Arsênio > Antimônio 
II. Cádmio > Ródio > Molibdênio 
III. Gálio > Cálcio > Potássio 
IV. Oxigênio > Nitrogênio > Carbono 
 
 
I. Fósforo > arsênio > antimônio. 
II. Cádmio > ródio > molibdênio. 
III. Potássio > cálcio > gálio. 
IV. Nitrogênio > oxigênio > carbono. 
 
 
 
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 
 
 
 
 
 
 
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 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: 
 
 
A tabela períodica é formada por 8 períodos que correspondem a suas linhas verticais. 
 
 
A classificação dos elementos químicos em períodos revela que elementos de um mesmo período apresentam o mesmo 
número de elétrons na camada de valência. 
 
 
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. 
 
 
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. 
 
 
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, 9, 37 e 55 
 
 
3, 11, 37 e 55 
 
 
12, 20, 38 e 56 
 
 
12, 37, 47 e 75 
 
 
9, 11, 38 e 55 
 
 
 
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 
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37 → 2 ¿ 8 ¿ 18 ¿ 8 ¿ 1 → metal alcalino 
55 → 2 ¿ 8 ¿ 18 ¿ 18 ¿ 8 ¿ 1 → metal alcalino 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
Assinale a única alternativa em que todos os elementos possuem propriedades semelhantes: 
 
 
 
He, Ar, Rn. 
 
 
Li, Ni, Bi. 
 
 
Au, Hg, C 
 
 
Ba, Ra, Rn. 
 
 
C, Cs, Cd 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿a¿. 
Para ter as propriedades semelhantes, os elementos devem pertencer à mesma família na Tabela Periódica. 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
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 
 
 
2 , 3 , 4 , 1 , 4 , 4 
 
 
2 , 3 , 4 , 4 , 2 , 1 
 
 
4 , 3 , 1 , 4 , 2 , 2 
 
 
3 , 2, 2 , 4 , 1 , 4 
 
 
1 ,3 , 4 , 2, 1 , 2 
 
 
 
Explicação: 
Questão de associação de conceitos de substância pura, mistura homogênea e heterogênea com seus respectivos exemplos, 
dados em aula. 
 
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8. 
 
 
Com relação aos elementos pertencentes ao quinto período da classificação periódica, podemos afirmar que: 
 
 
 
Os elétrons destes elementos estão distribuídos em cinco níveis de energia. 
 
 
Todos eles possuem cinco elétrons nos seus níveis de valência. 
 
 
Os elétrons destes elementos estão distribuídos em quatro níveis de energia. 
 
 
Todos estes elementos possuem quatro elétrons nos seus níveis de valência. 
 
 
 
É impossível determinar o número de níveis em que os elétrons de tais elementos estão distribuídos 
 
 
 
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. 
 
 
PRINCÍPIOS DE QUÍMICA BIOLÓGICA 
 
Lupa Calc. 
 
 
 
 
 
SDE4590_A3_202001378111_V2 
 
Aluno: ROSI BITENCOURT Matr.: 202001378111 
Disc.: PRINC.QUÍM.BIOLÓGICA 2020.2 - F (G) / EX 
 
 
Prezado (a) Aluno(a), 
 
Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se familiarizar 
com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
1. 
 
 
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 do mar e vinho. 
 
 
água destilada e água com óleo de soja. 
 
 
água com gelo e água barrenta. 
 
 
água destilada com gelo e água potável com sal. 
 
 
 
Explicação: 
Relacionar os conceitos de sistemas homogêneos e heterogêneos com seus exemplos respectivos, dados em aula 
 
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PRINCÍPIOS DE QUÍMICA BIOLÓGICA 
 
Lupa Calc. 
 
 
 
 
 
SDE4590_A4_202001378111_V1 
 
Aluno: ROSI BITENCOURT Matr.: 202001378111 
Disc.: PRINC.QUÍM.BIOLÓGICA 2020.2 - F (G) / EX 
 
 
Prezado (a) Aluno(a), 
 
Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se familiarizar 
com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
1. 
 
 
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: 
 
 
Iônica, covalente coordenada, covalente simples, metálica. 
 
 
Covalente simples, covalente coordenada, iônica, metálica. 
 
 
Metálica, covalente simples, covalente coordenada, iônica. 
 
 
Covalente coordenada, covalente simples, metálica, iônica. 
 
 
Covalente simples, metálica, iônica, covalente coordenada. 
 
 
 
Explicação: 
Gabarito 
Alternativa correta: A 
Justificativa: A descrição correta e respectiva das ligações químicas é Covalente 
simples, covalente coordenada, iônica, metálica. 
 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
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+: 
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O Na+ perdeu 1 elétron. 
 
 
O Na+ é um íon negativo 
 
 
O Na+ é um ânion 
 
 
O Na+ ganhou 2 elétrons 
 
 
O Na+ ganhou 1 elétron 
 
 
 
Explicação: 
Os cátions são íons positivos formados pela perda de elétrons. Como exemplo, o átomo de sódio perde um elétron 
para se tornar um cátion sódio, Na+1. 
 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
Da combinação química entre os átomos de magnésio (Z=12) e nitrogênio (Z=7) pode resultar a substância de fórmula: 
 
 
 
MgN3 
 
 
Mg2N3 
 
 
MgN2 
 
 
Mg3N2 
 
 
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. 
 
 
 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 dipolo-dipolo e forças de empuxo 
 
 
forças de van der Walls e forças dipolo-dipolo 
 
 
forças físicas e forças de empuxo 
 
 
 
Explicação: 
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As interações exercidas entre moléculas obedecem também ao estado físico das substâncias. 
 
Podemos encontrar compostos em diferentes estados físicos: sólido, líquido e gasoso. Mas você sabe por que eles se apresentam 
assim? Tudo depende da interação entre as moléculas, ou seja, em cada estado físico elas se organizam de uma determinada 
forma. Sabe-se também que uma substância pode mudar de estado físico, é aí que surge a dúvida: como as forças 
intermoleculares influem neste processo? 
 
A desorganização das moléculas ocorre na passagem da substância de um estado físico para outro, por exemplo, sólido para o 
líquido (fusão), ou do líquido para o gasoso (vaporização). Durante este processo as forças intermoleculares são rompidas em 
razão do afastamento das moléculas. 
 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
Um composto que possui a HX, o elemento X pertence ao grupo: 
 
 
 
7A 
 
 
Gases nobres 
 
 
4A 
 
 
6A 
 
 
5A 
 
 
 
Explicação: 
 a ligação química se estabelece entre os elétrons da camada mais externa da eletrosfera (camada de valência). 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
O elemento químico cálcio (Ca), metal alcalino-terroso, quando combinado com um elemento X forma um composto iônico do tipo 
CaX. Caso o potássio (K), metal alcalino, também seja capaz de combinar-se com o elemento X, a fórmula mais provável para o 
composto será: 
 
 
KX2 
 
 
KX 
 
 
K1/2X2 
 
 
K2X 
 
 
K2X2 
 
 
 
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. 
 
 
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7. 
 
 
Dos compostos abaixo, qual não realiza ligação iônica? 
 
 
 
Na2O 
 
 
NaCl 
 
 
CaO 
 
 
Mg(Cl)2 
 
 
HCl 
 
 
 
Explicação: 
Observa se a ligação iônica, entre um metal e um ametal no composto HCl. 
 
 
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Lupa Calc. 
 
 
 
 
 
SDE4590_A5_202001378111_V1 
 
Aluno: ROSI BITENCOURT Matr.: 202001378111 
Disc.: PRINC.QUÍM.BIOLÓGICA 2020.2 - F (G) / EX 
 
 
Prezado (a) Aluno(a), 
 
Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se familiarizar 
com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
1. 
 
 
Nomear os compostos é de fundamental importância em química, já que existem mais de 19 milhões de substâncias conhecidas. 
Com exceção das substâncias que possuem nomes comuns consagrados como é o caso da água (H2O), para todas as outras 
recomenda-se seguir algumas regras de nomenclatura, que em geral, relacionam os nomes com sua composição química, facilitando 
sua identificação e evitando a necessidadede decorá-los um a um. 
Os nomes dos ácidos inorgânicos a seguir são, respectivamente: 
HCl, HClO4, HNO3, HNO2 
 
 
Ácido nitroso, ácido perclórico, ácido nítrico, ácido clorídrico. 
 
 
Ácido clorídrico, ácido perclórico, ácido nítrico, ácido nitroso. 
 
 
Ácido clorídrico, ácido perclórico, ácido nitroso, ácido nítrico. 
 
 
Ácido perclórico, ácido clorídrico, ácido nítrico, ácido nitroso. 
 
 
Ácido perclórico, ácido nítrico, ácido clorídrico, ácido nitroso. 
 
 
 
Explicação: 
Gabarito 
Alternativa correta: D 
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Justificativa: A nomenclatura correta e respectiva dos ácidos inorgânicos é Ácido 
clorídrico, ácido perclórico, ácido nítrico, ácido nitroso. 
 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
Qual a classificação correta das moléculas NaOH, NaCl e HCl? 
 
 
 
sal, base e ácido 
 
 
ácido, sal e ácido 
 
 
base, sal e ácido 
 
 
sal, ácido e base 
 
 
ácido, base e sal 
 
 
 
Explicação: 
NaOH é uma base, NaCl é um sal e HCl é um ácido 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
A respeito das substâncias denominadas ácidos, um estudante anotou as seguintes características: 
I) têm poder corrosivo; 
II) são capazes de neutralizar bases; 
III) são compostos por dois elementos químicos; 
IV) formam soluções aquosas condutoras de corrente elétrica. 
Ele cometeu erros somente em: 
 
 
I e II 
 
 
III e IV 
 
 
I e III 
 
 
I e IV 
 
 
II e III 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿b¿. 
A afirmação I está errada porque nem todo ácido é corrosivo, e a III está incorreta porque existem ácidos com mais de dois 
elementos, como é o caso do ácido sulfúrico, H2SO4, formado por 3 elementos diferentes. 
 
 
 
 
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4. 
 
 
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. 
 
 
base, ácido, óxido e óxido. 
 
 
ácido, sal, óxido e hidreto. 
 
 
óxido, base, óxido e hidreto. 
 
 
 
Explicação: 
Os reagentes e produtos deste reação pertencem, respectivamente, as seguintes funções inorganicas óxido, base, sal e óxido. 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
Considerando a equação química: 
Cl2O7 + 2 NaOH → 2 NaClO4 + H2O 
os reagentes e produtos pertencem, respectivamente, às funções: 
 
 
 
 
óxido, base, óxido e hidreto. 
 
 
 
sal, base, sal e hidreto. 
 
 
 
óxido, base, sal e óxido. 
 
 
 
 ácido, sal, óxido e hidreto. 
 
 
 
base, ácido, óxido e óxido 
 
 
 
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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6. 
 
 
A respeito das substâncias denominadas ácidos, um estudante anotou as seguintes características: I) têm poder corrosivo; II) são 
capazes de neutralizar bases; III) são compostos por dois elementos químicos; IV) formam soluções aquosas condutoras de 
corrente elétrica. Ele cometeu erros somente em: 
 
 
II e III 
 
 
III e IV 
 
 
I e IV 
 
 
I e II 
 
 
I e III 
 
 
 
Explicação: 
Os ácidos não tem poder corrosivo e não necessariamente são composto somente por dois elementos quimicos. 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
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. 
 
 
 
Óxidos básicos são óxidos que quando dissolvidos em água formam ácidos. 
 
 
Óxidos ácidos são óxidos que quando são dissolvidos em água, formam bases. 
 
 
Os sais podem ser obtidos através de reações de hidrogenação, através da junção de água e óxido. 
 
 
De acordo com Lewis, ácidos são compostos covalentes que reagem com água (sofrem ionização) formando soluções 
que apresentam como único ânion o íon hidrônio, H3O+. 
 
 
Óxidos são compostos binários, ou seja, formados por dois elementos distintos, dos quais o mais eletronegativo é o 
oxigênio. 
 
 
 
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. 
 
 
PRINCÍPIOS DE QUÍMICA BIOLÓGICA 
 
Lupa Calc. 
 
 
 
 
 
SDE4590_A6_202001378111_V1 
 
Aluno: ROSI BITENCOURT Matr.: 202001378111 
Disc.: PRINC.QUÍM.BIOLÓGICA 2020.2 - F (G) / EX 
 
 
Prezado (a) Aluno(a), 
 
Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
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Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se familiarizar 
com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
1. 
 
 
Quantos mols de cálcio existem em 1,29·1024 átomos de CaCO3. Dado: nº Avogadro = 6,02.1023. 
 
 
 
1,29.1024 mols 
 
 
6,02.1023 mols 
 
 
2,14.102 mols 
 
 
2,14.100 mols 
 
 
6,02.101 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+. 
 
 
 
 
 
 
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: 
 
 
(42,11; 6,43 e 51,46)% 
 
 
 
(43,11; 4,43 e 52,46)% 
 
 
(43,11; 5,43 e 51,46)% 
 
 
(41,11; 8,43 e 50,46)% 
 
 
(40,11; 7,43 e 52,46)% 
 
 
 
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: 
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Porcentagem de massa do elemento = massa do elemento na amostra . 100% 
 massa total da amostra 
Porcentagem de massa do carbono = 144 g . 100% = 42,11% 
 342 g 
Porcentagem de massa do hidrogênio = 22 g . 100% = 6,43% 
 342 g 
Porcentagem de massa do oxigênio = 176 g . 100% = 51,46% 
 342 g 
• Ou por regra de três: 
Substância massa de C 
342 g -------- 144 g de C 
100 g ---------x 
x = 42,11 g de C em 100 g de amostra ou 42,11% de C. 
Substância massa de H 
342 g -------- 22 g de H 
100 g --------- x 
x = 6,43 g de H em 100 g de amostra ou 6,43% de H. 
Substância massa de O 
342 g --------176 g de O 
100 g --------- x 
x = 51,46 g de O em 100 g de amostra ou 51,46% de O. 
• Assim, a fórmula percentual da sacarose é C42,11%H6,43%O51,46%. 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
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 
 
 
180u 
 
 
100u 
 
 
29u 
 
 
168 u 
 
 
 
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 
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(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? 
 
 
 
75g 
 
 
120g 
 
 
200g 
 
 
180g 
 
 
80g 
 
 
 
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. 
 
 
4,0 . 1023 g. 
 
 
4,0 g. 
 
 
4,0 . 10-23 g. 
 
 
24 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. 
 
 
 
 
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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). 
 
 
20 mol, 12 . 1024 moléculas de água e 36 . 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. 
 
 
10 mol, 5,0 . 1023 moléculas de água e 15 . 1024 átomos. 
 
 
18 mol, 6,0 . 1024 moléculas de água e 18 . 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 
 
 
 
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Lupa Calc. 
 
 
 
 
 
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Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se familiarizar 
com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
1. 
 
 
O hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO3) é utilizado em fármacos denominados antiácidos que ajudam a diminuir a acidez 
estomacal causada pelo excesso de ácido clorídrico (HCl). Qual das alternativas a seguir indica corretamente a reação que ocorre 
entre esses dois compostos? 
 
 
NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O 
 
 
NaHCO3 + HCl → NaCl +H2CO3 
 
 
NaHCO3 + HCl → NaH2CClO3 
 
 
NaHCO3 + HCl → NaCClO2+ H2O 
 
 
NaHCO3 + HCl → NaH2CO3 + Cl2 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿a¿. 
O NaHCO3 neutraliza o HCl presente no suco gástrico. O CO2 formado é o responsável pela eructação (arroto). 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
Quantas moléculas de água, H2O(v), são obtidas na queima completa do acetileno C2H2(g), ao serem consumidas 3,0 . 
1024 moléculas de gás oxigênio? 
 
 
120 . 1024 
 
 
0,12 . 1023 
 
 
1,2 . 1024 
 
 
12 . 1024 
 
 
1,2 . 1023 
 
 
 
Explicação: 
 Alternativa ¿e¿. 
* Escrevendo a equação balanceada da reação para ver a proporção estequiométrica: 
2 C2H2(g) +5 O2(g) → 4 CO2(g) + 2 H2O(v) 
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
* Sabe-se que 1 mol ↔ 6. 1023 moléculas, então: 
5 . 6. 1023 moléculas de O2(g)------- 2 . 6. 1023 moléculas de H2O(v) 
3,0 . 1024 moléculas de O2(g)------- x 
x = 3,0 . 1024 . 2 . 6. 1023 
5 . 6. 1023 
x = 1,2 . 1024 de H2O(v) 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) 
O volume de CO2, medido a 27ºC e 1atm., produzido na combustão de 960,0 g de metano, é: 
Dados: 
• massa molar do CH4 = 16,0 g/mol 
• constante universal dos gases: R = 0,082 atm.L/mol.K 
 
 
 
1344,0 L 
 
 
60,0 L 
 
 
1620,0 L 
 
 
960,0 L 
 
 
1476,0 L 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿d¿. 
* Passo 1: determinar o número de mol de CO2 produzido a partir da massa de 960 gramas de CH4 
16 g ----- 1 mol de CO2 
960 g ---- nCO2 
16.nCO2 = 960 
nCO2 = 960/16 
nCO2 = 60 mol 
* Passo 2: determinar o volume CO2 utilizando as codições de tempertura e pressão, além do número de mol encontrado 
P.VCO2 = nCO2.R.T 
1.VCO2 = 60.0,082.300 
VCO2 = 1476 L. 
 
 
 
 
 
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
4. 
 
 
Das reações químicas que ocorrem: 
I. nos flashes fotográficos descartáveis; 
II. com o fermento químico para fazer bolos; 
III. no ataque de ácido clorídrico ao ferro; 
IV. na formação de hidróxido de alumínio usado no tratamento de água; 
V. na câmara de gás; 
representadas, respectivamente, pelas equações: 
I. 2 Mg + O2 →2 MgO 
II. NH4HCO3 → CO2+ NH3 + H2O 
III. Fe + 2 HCl → FeCl2+ H2 
IV. Al2(SO4)3+ 6 NaOH → 2 Al(OH)3+ 3 Na2SO4 
V. H2SO4+ 2 KCN → K2SO4 + 2 HCN 
Assinale a alternativa que corresponde a reações de decomposição: 
 
 
apenas I e III. 
 
 
apenas II e IV. 
 
 
apenas II. 
 
 
apenas I. 
 
 
apenas V. 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿d¿. 
Somente a reação II, pois nela uma substância (NH4HCO3) decompõe-se em três substâncias mais simples (CO2+ NH3 + H2O). O 
bolo cresce em razão da liberação do gás carbônico (CO2). As demais reações são de: 
I. 2 Mg + O2 →2 MgO: Síntese ou adição. 
III. Fe + 2 HCl → FeCl2+ H2: Simples troca. 
IV. Al2(SO4)3+ 6 NaOH → 2 Al(OH)3+ 3 Na2SO4: Dupla troca. 
V. H2SO4+ 2 KCN → K2SO4 + 2 HCN: Dupla troca. 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
Considere as equações que representam as reações utilizadas na obtenção do ácido nítrico: 
I) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6 H2O 
II) 2NO + O2 → 2NO2 
III) 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO 
Calcule a massa de amônia necessária para a preparação de 6,3g de ácido nítrico. 
Dado: NH3: 17g/mol, HNO3: 63g/mol, NO2: 46g/mol, NO: 30g/mol. 
 
 
255g de NH3 
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp2,55g de NH3 
 
 
25,5g de NH3 
 
 
2550g de NH3 
 
 
0,25g de NH3 
 
 
 
Explicação: 
Devemos primeiramente ajustar os coeficientes para que haja a proporcionalidade. Multiplicando a equação II por 2 e a equação 
III por 4/3, temos: 
4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 3 H2O 
4 NO + 2 O2 → 4 NO2 
4 NO2 + 4/3 H2O → 8/3 HNO3 + 4/3 NO 
Portanto, a partir de 4 mols de NH3 são obtidos 8/3 mols de HNO3. 
4 . 17g de NH3 -------8/3 . 63g de HNO3 
x ------------------------- 6,3g 
x = 51/20 = 2,55g de NH3 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
Com base na reação abaixo, quantos mols de HCl são necessários para formar 3mols de FeCl2? 
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 
 
 
6 mols 
 
 
2 mols 
 
 
4 mols 
 
 
12 mols 
 
 
3 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 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
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 
 
 
2 mol 
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
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17,5 mol 
 
 
35 mol 
 
 
43,75 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) 
 
 
 
 
 
8. 
 
 
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. 
 
 
127g 
 
 
12,7g 
 
 
1270g 
 
 
1,270g 
 
 
12700g 
 
 
 
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 
 
 
PRINCÍPIOS DE QUÍMICA BIOLÓGICA 
 
Lupa Calc. 
 
 
 
 
 
SDE4590_A7_202001378111_V2 
 
Aluno: ROSI BITENCOURT Matr.: 202001378111 
Disc.: PRINC.QUÍM.BIOLÓGICA 2020.2 - F (G) / EX 
 
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
javascript:diminui();
javascript:aumenta();
javascript:calculadora_on();
 
Prezado (a) Aluno(a), 
 
Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se familiarizar 
com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
1. 
 
 
O consumo de ácido sulfúrico pode ser utilizado como um indicador do desenvolvimento de um país. Industrialmente, esse ácido 
pode ser obtido a partir da pirita de ferro, que consiste basicamente em sulfeto ferroso (FeS). Classifique as equações de obtenção 
industrial do ácido sulfúrico mostradas a seguir: 
I. FeS + O2 → Fe + SO2 
II. 2 SO2 + 2 O2 → 2 SO3 
III. SO3 + H2O → H2SO4 
 
 
Simples troca, síntese, síntese. 
 
 
Simples troca, análise, análise. 
 
 
Dupla troca, síntese, síntese. 
 
 
Dupla troca, análise, análise. 
 
 
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. 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
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 
 
 
10,0 g 
 
 
159,69 g 
 
 
55,85 g 
 
 
44,01 g 
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
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Explicação: 
Gabarito 
Alternativa correta: C 
Justificativa: Pela equação química, sabe-se que cada 2 mols de Fe2O3 produz 2 mols de 
Fe. Como a massa molar do ferro é 55,85 g/mol e do óxido de ferro (III) é 159,69 g/mol, 
temos: 
Massa de Fe2O3(g) = 10/55,85 x 2 mol de Fe2O3 x 159,69 g(molFe2O3)-1 
Massa de Fe2O3(g) = 10 x 159,69/55,85 x 2 g = 14,3 g. 
 
 
 
 
 
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. 
 
 
1,270g 
 
 
1270g 
 
 
127g 
 
 
12700g 
 
 
12,7g 
 
 
 
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 hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO3) é utilizado em fármacos denominados antiácidos que ajudam a diminuir a acidez 
estomacal causada pelo excesso de ácido clorídrico (HCl). Qual das alternativas a seguir indica corretamente a reação que ocorre 
entre esses dois compostos? 
 
 
NaHCO3 + HCl → NaH2CO3 + Cl2 
 
 
NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O 
 
 
NaHCO3 + HCl → NaH2CClO3 
 
 
NaHCO3 + HCl → NaCl +H2CO3 
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
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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). 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
Quantas moléculas de água, H2O(v), são obtidas na queima completa do acetileno C2H2(g), ao serem consumidas 3,0 . 
1024 moléculas de gás oxigênio? 
 
 
1,2 . 1023 
 
 
120 . 1024 
 
 
12 . 1024 
 
 
1,2 . 1024 
 
 
0,12 . 1023 
 
 
 
Explicação: 
 Alternativa ¿e¿. 
* Escrevendo a equação balanceada da reação para ver a proporção estequiométrica: 
2 C2H2(g) +5 O2(g) → 4 CO2(g) + 2 H2O(v) 
* Sabe-se que 1 mol ↔ 6. 1023 moléculas, então: 
5 . 6. 1023 moléculas de O2(g)------- 2 . 6. 1023 moléculas de H2O(v) 
3,0 . 1024 moléculas de O2(g)------- x 
x = 3,0 . 1024 . 2 . 6. 1023 
5 . 6. 1023 
x = 1,2 . 1024 de H2O(v) 
 
 
 
 
 
8. 
 
 
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) 
O volume de CO2, medido a 27ºC e 1atm., produzido na combustão de 960,0 g de metano, é: 
Dados: 
• massa molar do CH4 = 16,0 g/mol 
• constante universal dos gases: R = 0,082 atm.L/mol.K 
 
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
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1476,0 L 
 
 
60,0 L 
 
 
960,0 L 
 
 
1344,0 L 
 
 
1620,0 L 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿d¿. 
* Passo 1: determinar o número de mol de CO2 produzido a partir da massa de 960 gramas de CH4 
16 g ----- 1 mol de CO2 
960 g ---- nCO2 
16.nCO2 = 960 
nCO2 = 960/16 
nCO2 = 60 mol 
* Passo 2: determinar o volume CO2 utilizando as codições de tempertura e pressão, além do número de mol encontrado 
P.VCO2 = nCO2.R.T 
1.VCO2 = 60.0,082.300 
VCO2 = 1476 L. 
 
 
PRINCÍPIOS DE QUÍMICA BIOLÓGICA 
 
Lupa Calc. 
 
 
 
 
 
SDE4590_A8_202001378111_V1 
 
Aluno: ROSI BITENCOURT Matr.: 202001378111 
Disc.: PRINC.QUÍM.BIOLÓGICA 2020.2 - F(G) / EX 
 
 
Prezado (a) Aluno(a), 
 
Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se familiarizar 
com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
1. 
 
O gráfico representa as curvas de solubilidade de alguns sais em água. 
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
javascript:diminui();
javascript:aumenta();
javascript:calculadora_on();
 
 
De acordo com o gráfico, podemos concluir que: 
 
 
a temperatura não afeta a solubilidade do cloreto de sódio. 
 
 
a temperatura não influencia a solubilidade de sais. 
 
 
a massa de clorato de potássio capaz de saturar 200 mL de água, a 30 °C, é de 20 g. 
 
 
a substância mais solúvel em água a 40 °C é o nitrito de sódio. 
 
 
o cloreto de potássio é mais solúvel que o cloreto de sódio à temperatura ambiente. 
 
 
 
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. 
 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
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) 
 
 
100,0. 
 
 
1,8. 
 
 
3240. 
 
 
0,1. 
 
 
10,0. 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿a¿. 
M = ___m1__ 
 MM . v 
M = ______18 g________ 
 (180 g/mol) . (1,0 L) 
M = 0,1 mol/L 
 
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3. 
 
 
No preparo de uma solução aquosa, foi usado 0,4 g de cloreto de sódio como soluto. Sabendo que a concentração da solução 
resultante é de 0,05 mol/L, determine o volume final. 
 
 
0,14 L. 
 
 
140 L. 
 
 
8 L. 
 
 
1,4 L. 
 
 
80 L. 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa ¿a¿. 
Dados: 
m1 = 0,4 g 
MM(NaCl)= 23 + 35,5= 58,5 g/mol 
V (L) = ? (é o que se deseja descobrir) 
M = 0,05 mol/L 
* Aplicando os valores relacionados na fórmula, temos: 
M = ___m1__ 
 MM . V 
V = ___m1__ 
 MM . M 
V = ________0,4g__________ 
 (58,5 g/mol) . (0,05 mol/L) 
V = 0,14 L. 
 
 
 
 
 
4. 
 
 
Se você adicionar um pouco de sal a um copo de água e agitar, notará que o sal irá se dissolver e, a partir dessa mistura, formar 
uma solução aquosa. No entanto, se a mesma experiência for feita com um pouco de areia fina, o resultado será muito diferente. 
Como a areia não se dissolve em água, irá depositar-se no fundo do recipiente, logo após o término da agitação. A mistura de 
água e areia, no momento da agitação, constitui um bom exemplo: 
 
 
dispersão homogênea 
 
 
emulsão 
 
 
dispersão coloidal 
 
 
solução homogênea 
 
 
suspensão 
 
 
 
Explicação: 
No momento imediatamente após a agitação, temos uma suspensão. Alguns minutos após teremos uma mistura heterogênea. 
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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). 
 
 
0,25. 
 
 
2,5. 
 
 
25. 
 
 
0,025. 
 
 
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 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
Que volume de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) de 8M é necessário para preparar 400 mL de uma solução 3M? 
 
 
 
15 mL 
 
 
150 mL 
 
 
1,5 L 
 
 
1,5 mL 
 
 
15 L 
 
 
 
Explicação: 
O aluno deve levar em consideração que a concentração de uma solução é dada pelo número de mols dividido pelo volume 
 
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7. 
 
 
As soluções diferem das substâncias puras porque suas propriedades variam dependendo das quantidades relativas de seus 
constituintes. Essas diferenças geram razões para fazer uma distinção entre uma substância pura e uma solução. As soluções 
desempenham um papel importante na Química porque permitem o encontro de diferentes tipos de moléculas, condição essencial 
para que as reações rápidas possam ocorrer. Com base nos conceitos de soluções, assinale a alternativa incorreta. 
 
 
Solvente é simplesmente uma substância que pode dissolver outras moléculas e compostos, que são conhecidos como 
solutos. 
 
 
O soluto pode ser reconhecido como qualquer composto que está em maior quantidade em uma solução. 
 
 
Em uma solução, o soluto é dissolvido por um solvente. 
 
 
O soluto é sempre o composto que vai ser adicionado à solução e solubilizado. 
 
 
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. 
 
 
 
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. 
 
 
PRINCÍPIOS DE QUÍMICA BIOLÓGICA 
 
Lupa Calc. 
 
 
 
 
 
SDE4590_A9_202001378111_V1 
 
Aluno: ROSI BITENCOURT Matr.: 202001378111 
Disc.: PRINC.QUÍM.BIOLÓGICA 2020.2 - F (G) / EX 
 
 
Prezado (a) Aluno(a), 
 
Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se familiarizar 
com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
1. 
 
 
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, -2 
 
 
-2, 0, +4, +6 
 
 
0, -2, +4, +6 
 
 
-4, -6, 0, +2 
 
 
+4, +6, +2, 0 
 
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
javascript:diminui();
javascript:aumenta();
javascript:calculadora_on();
 
 
Explicação: 
Gabarito 
Alternativa correta: A 
Justificativa: Os nox dos elementos S e O nos pares são, respectivamente +4, +6, -2, -2. 
 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
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 
 
 
+2 
 
 
-1 
 
 
 +1 
 
 
 
 
 
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 
 
 
+2 
 
 
-1 
 
 
+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 nacidade 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) -4, (II) +1, (III) -2 
 
 
(I) -3, (II) +1, (III) +2 
 
 
(I) +3, (II) -1, (III) -2 
 
 
(I) 0, (II) -1, (III) +2 
 
 
 (I) +4, (II) -1, (III) -2 
 
 
 
Explicação: 
 
 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
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) +5 b) +5 c) +6 d) +6 e) +3 f) +4 
 
 
a) +3 b) +5 c) +6 d) +4 e) +3 f) +4 
 
 
a) +3 b) +5 c) +6 d) +6 e) +3 f) +5 
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a) +3 b) +3 c) +6 d) +6 e) +3 f) +4 
 
 
a) +3 b) +5 c) +6 d) +6 e) +3 f) +4 
 
 
 
Explicação: 
a) +3 b) +5 c) +6 d) +6 e) +3 f) +4 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
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 +4 
 
 
0 e -4 
 
 
+4 e 0 
 
 
-2 e +2 
 
 
+4 e -4 
 
 
 
Explicação: 
-4 e +4 
 
 
 
 
 
7. 
 
 
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. 
 
 
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. 
 
 
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 transfere ̂ncia total de elétrons. 
 
 
Nas reações de oxirredução, ocorre uma transferência de elétrons de uma substância para outra. 
 
 
Na redução há a diminuição do número de oxidação de um elemento em virtude do ganho de elétrons. 
 
 
 
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 transfere ̂ncia de elétrons. 
 
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PRINCÍPIOS DE QUÍMICA BIOLÓGICA 
 
Lupa Calc. 
 
 
 
 
 
SDE4590_A10_202001378111_V1 
 
Aluno: ROSI BITENCOURT Matr.: 202001378111 
Disc.: PRINC.QUÍM.BIOLÓGICA 2020.2 - F (G) / EX 
 
 
Prezado (a) Aluno(a), 
 
Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se familiarizar 
com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
1. 
 
 
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 A e corrosão do eletrodo B. 
 
 
a) A concentração de A3+aumenta e de B2+ diminui. 
b) Haverá deposição sobre o eletrodo A e corrosão do eletrodo B. 
 
 
a) A concentração de B3+diminui e de A2+ aumenta. 
b) Haverá deposição sobre o eletrodo A e corrosão do eletrodo B. 
 
 
a) A concentração de B3+aumenta e de A2+ diminui. 
b) Haverá deposição sobre o eletrodo B e corrosão do eletrodo A. 
 
 
a) A concentração de B3+aumenta e de A2+ diminui. 
b) Haverá corrosão sobre o eletrodo A e deposição do eletrodo B. 
 
 
 
Explicação: 
https://simulado.estacio.br/bdq_simulados_exercicio.asp
javascript:diminui();
javascript:aumenta();
javascript:calculadora_on();
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. 
 
 
 
 
 
2. 
 
 
Numa pilha eletroquímica sempre ocorre: 
 
 
 
Redução no ânodo. 
 
 
Uma reação de oxirredução. 
 
 
 Movimentação de elétrons no interior da solução eletrolítica. 
 
 
Reação de neutralização. 
 
 
Passagem de elétrons, no circuito externo, do cátodo para o ânodo. 
 
 
 
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. 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
A equação seguinte indica as reações que ocorrem em uma pilha: 
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) 
Podemos afirmar que: 
 
 
O cobre é o agente redutor. 
 
 
O zinco metálico sofre aumento de massa. 
 
 
O zinco metálico é o cátodo. 
 
 
Os elétrons passam dos átomos de zinco metálico aos íons de cobre. 
 
 
O íon cobre sofre oxidação. 
 
 
 
Explicação: 
a) O zinco metálico é o ânodo, ele perde elétrons: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-. 
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b) O íon cobre sofre redução, ele ganha elétrons: Cu2+(aq) + 2 e-→ Cu(s). 
c) O zinco metálico é o ânodo que é corroído, porque ele sofre oxidação e, com isso, a massa da barra diminui. 
d) O cobre é o agente oxidante, pois ele causou a oxidação do zinco. 
e) Correta. 
 
 
 
 
 
4. 
 
 
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 
 
 
-2,37 V 
 
 
0,80 V 
 
 
- 3,17 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 sercalculada: E°célula = E°cátodo - E°anodo → + 0,80V - (-2,37V) 
= 3,17V 
 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
Dadas as reações e seus respectivos os potenciais padrão de redução 
Ni2+ + 2e- ⇆ Ni(s) E° = -0,23V; 
Cu2+ + 2e- ⇆ Cu(s) E° = +0,34V. 
 
Calcule a fem-padrão da célula a 25°C 
 
 
 
-0,57V. 
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0,70V. 
 
 
0,11V. 
 
 
-0,11V. 
 
 
0,57V. 
 
 
 
Explicação: 
E°célula = E°cátodo - E°anodo 
E°célula = 0,34 - (-0,23) = 0,57V. 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
Na pilha de Daniel (veja esquema adiante) ocorre a reação: 
Zn(s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+(aq) + Cu(s) 
 
Qual das substâncias a seguir, dissolvida em água, você escolheria para colocar no compartimento B a fim de que a pilha possa 
produzir eletricidade? Justifique. 
 
 
CuSO4 
 
 
H2SO4 
 
 
ZnCℓ 
 
 
HCℓ 
 
 
 
Na2SO4 
 
 
 
Explicação: 
Alternativa C. 
O CuSO4(aq) é a única substância da lista que em solução aquosa fornece íons Cu2+(aq); esses recebem os elétrons fornecidos pelo 
zinco metálico, transformando-se em cobre metálico, Cu(s0, segundo a equação fornecida. Essa substância poderia ser substituída 
por outro sal solúvel que tivesse como cátion o Cu2+(aq). 
 
PRINCÍPIOS DE QUÍMICA BIOLÓGICA 
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SDE4590_A10_202001378111_V2 Lupa Calc. 
 
 
 
 
 
Aluno: ROSI BITENCOURT Matr.: 202001378111 
Disc.: PRINC.QUÍM.BIOLÓGICA 2020.2 - F (G) / EX 
 
 
Prezado (a) Aluno(a), 
 
Você fará agora seu TESTE DE CONHECIMENTO! Lembre-se que este exercício é opcional, mas não valerá ponto para sua 
avaliação. O mesmo será composto de questões de múltipla escolha. 
Após responde cada questão, você terá acesso ao gabarito comentado e/ou à explicação da mesma. Aproveite para se familiarizar 
com este modelo de questões que será usado na sua AV e AVS. 
 
 
 
 
1. 
 
 
Uma solução 1,0mol/L de Nitrato de magnésio (II) contendo um eletrodo de Mg e uma solução de 1,0 mol/L de Nitrato de prata (I) 
contendo um eletrodo de Ag foram usados para construir uma célula galvânica. Qual a fem-padrão da célula a 25ºC? 
Dados: Potenciais-padrão: 
Ag+1 (1mol/L) + 1e- → Ag(s), E° = 0,80V 
Mg+2 (1mol/L) + 2e- → Mg(s), E° = - 2,37V 
 
 
3,17 V 
 
 
0,80 V 
 
 
2,37 V 
 
 
- 3,17 V 
 
 
-2,37 V 
 
 
 
Explicação: 
Gabarito 
Alternativa correta: C 
Justificativa: Ânodo (oxidação): Mg(s) → Mg+2 (1mol/L) + 2e- 
Cátodo (redução): 2Ag+1 (1mol/L) + 2e- → 2Ag(s) 
A fem da célula pode ser calculada: E°célula = E°cátodo - E°anodo → + 0,80V - (-2,37V) 
= 3,17V 
 
 
 
 
 
 
2. 
 
Dadas as reações e seus respectivos os potenciais padrão de redução 
Ni2+ + 2e- ⇆ Ni(s) E° = -0,23V; 
Cu2+ + 2e- ⇆ Cu(s) E° = +0,34V. 
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javascript:diminui();
javascript:aumenta();
javascript:calculadora_on();
 
 
Calcule a fem-padrão da célula a 25°C 
 
 
 
0,70V. 
 
 
0,57V. 
 
 
-0,57V. 
 
 
0,11V. 
 
 
-0,11V. 
 
 
 
Explicação: 
E°célula = E°cátodo - E°anodo 
E°célula = 0,34 - (-0,23) = 0,57V. 
 
 
 
 
 
3. 
 
 
A equação seguinte indica as reações que ocorrem em uma pilha: 
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) 
Podemos afirmar que: 
 
 
O íon cobre sofre oxidação. 
 
 
O zinco metálico sofre aumento de massa. 
 
 
Os elétrons passam dos átomos de zinco metálico aos íons de cobre. 
 
 
O zinco metálico é o cátodo. 
 
 
O cobre é o agente redutor. 
 
 
 
Explicação: 
a) O zinco metálico é o ânodo, ele perde elétrons: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-. 
b) O íon cobre sofre redução, ele ganha elétrons: Cu2+(aq) + 2 e-→ Cu(s). 
c) O zinco metálico é o ânodo que é corroído, porque ele sofre oxidação e, com isso, a massa da barra diminui. 
d) O cobre é o agente oxidante, pois ele causou a oxidação do zinco. 
e) Correta. 
 
 
 
 
 
4. 
 
 
Numa pilha eletroquímica sempre ocorre: 
 
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Uma reação de oxirredução. 
 
 
 Movimentação de elétrons no interior da solução eletrolítica. 
 
 
Reação de neutralização. 
 
 
Redução no ânodo. 
 
 
Passagem de elétrons, no circuito externo, do cátodo para o ânodo. 
 
 
 
Explicação: 
 
a) No ânodo ocorre uma oxidação. 
b) A movimentação de elétrons ocorre nos eletrodos. 
c) A passagem de elétrons é do ânodo para o cátodo. 
d) A reação que ocorre é de oxirredução e não de neutralização (esta é um tipo de reação que ocorre entre ácidos e bases). 
e) Correta. 
 
 
 
 
 
5. 
 
 
Na pilha de Daniel (veja esquema adiante) ocorre a reação: 
Zn(s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+(aq) + Cu(s) 
 
Qual das substâncias a seguir, dissolvida em água, você escolheria para colocar no compartimento B a fim de que a pilha possa 
produzir eletricidade? Justifique. 
 
 
Na2SO4 
 
 
H2SO4 
 
 
CuSO4 
 
 
HCℓ 
 
 
 
ZnCℓ 
 
 
 
Explicação: 
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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). 
 
 
 
 
 
6. 
 
 
As pilhas e as baterias são dispositivos nos quais uma reação espontânea de oxidorredução transforma energia química em 
energia elétrica. Portanto, sempre há uma substância que se reduz, ganhando elétrons, que é o cátodo, e uma que se oxida, 
perdendo elétrons, que é o ânodo. Abaixo, temos um exemplo de uma pilha eletroquímica: 
 
A respeito dessa pilha, responda: 
a) A concentração dos íons B3+ e A2+ aumenta ou diminui? 
b) Ocorre corrosão ou deposição dos eletrodos A e B? 
 
 
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 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 B e corrosão do eletrodo A. 
 
 
 
Explicação: 
a) Conforme mostra a reação global, a concentração de B3+aumenta e de A2+ diminui. 
b) Haverá deposição sobre o eletrodo A e corrosão do eletrodo B. 
 
 
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