APOSTILA QUÍMICA GERAL (IF)

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APOSTILA DE QUÍMICA GERAL 
 
Curso Técnico em Química 
Professor Jorge A. N. Santos 
 
 
SETEC/MEC/2017, Pactuação Exclusiva MedioTec EaD 2017 
 
 
Campus Inconfidentes 
 
 
 
2017
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SUMÁRIO 
AULA	1.	CLASSIFICAÇÃO	DA	MATÉRIA..........................................................................................	3	
AULA	2.	ALOTROPIA.....................................................................................................................	4	
AULA	3.	SEPARAÇÃO	DE	MISTURAS	ENTRE	SÓLIDOS..................................................................		5	
AULA	4.	SEPARAÇÃO	DE	MISTURAS	ENTRE	SÓLIDOS	E	LÍQUIDOS..............................................		5	
AULA	5.	DESTILAÇÃO	SIMPLES.....................................................................................................	6	
AULA	6.	DESTILAÇÃO	FRACIONADA.............................................................................................	7	
AULA	7.	MASSA	E	SUAS	UNIDADES..............................................................................................	8	
AULA	8.	VOLUME	E	SUAS	UNIDADES...........................................................................................	8	
AULA	9.	PROPRIEDADES	GERAIS	DA	MATÉRIA.............................................................................	9	
AULA	10.	PROPRIEDADES	ESPECÍFICAS	DA	MATÉRIA................................................	..................	9	
AULA	11.	CORPOS	FLUTUANTES.................................................................................................	11	
AULA	12.	PONTOS	DE	FUSÃO	E	EBULIÇÃO.................................................................................	12	
AULA	13.	RELAÇÃO	ENTRE	ESTADO	FÍSICO	E	TEMPERATURA....................................................	12	
AULA	14.	MUDANÇA	DE	FASE	PARA	SUBSTÂNCIA	PURA...........................................................	13	
AULA	15.	MUDANÇA	DE	FASE	PARA	MISTURA	COMUM...........................................................	14	
AULA	16.	MISTURAS	AZEOTRÓPICAS	E	EUTÉTICAS....................................................................	15	
AULA	17.	TRANSFORMAÇÕES	FÍSICAS	DA	MATÉRIA..................................................................	16	
AULA	18.	TRANSFORMAÇÕES	QUÍMICAS	DA	MATÉRIA..............................................................18	
AULA	19.	LEI	DE	LAVOISIER.........................................................................................................19	
AULA	20.	LEI	DE	PROUST............................................................................................................20	
AULA	21.	MODELO	ATÔMICO	DE	DALTON.................................................................................21	
AULA	22.	FÓRMULAS	E	SUBSTÂNCIAS........................................................................................22	
AULA	23.	EQUAÇÃO	QUÍMICA....................................................................................................23	
AULA	24.	BALANCEAMENTO	DE	EQUAÇÕES	QUÍMICAS.............................................................24	
AULA	25.	EXPLICAÇÃO	PARA	AS	LEIS	DE	PROUS	E	LAVOISIER....................................................25	
AULA	26.	MODELO	ATÔMICO	DE	THOMSON............................................................................26	
AULA	27.	EXPERIMENTO	DE	RUTHERFORD...............................................................................27	
AULA	28.	ESPECTROS	ATÕMICOS..............................................................................................28	
AULA	29.	MODELO	DE	BOHR.....................................................................................................29	
AULA	30.	NÚMERO	ATÔMICO	E	NÚMERO	DE	MASSA.............................................................	30	
2	
	
	
AULA	31.	ELEMENTO	QUÍMICO	E	ISÓTOPOS..........................................................................31	
AULA	32.	ISOBARIA	E	ISOTONIA.............................................................................................32	
AULA	33.	ÍONS........................................................................................................................33	
AULA	34.	MODELO	DE	SUBNÍVEIS	DE	ENERGIA.....................................................................	33	
AULA	35.	DISTRIBUIÇÃO	ELETRÔNICA	PARA	ÁTOMOS	NEUTROS.........................................	34	
AULA	36.	DETERMINAÇÃO	DOS	ELÉTRONS	DE	VALÊNCIA....................................................	34	
AULA	37.	DISTRIBUIÇÃO	ELETRÔNICA	PARA	CÁTIONS.........................................................	35	
AULA	38.	DISTRIBUIÇÃO	ELETRÔNICA	PARA	ÂNIONS..........................................................	35	
AULA	39.	GEOMETRIA	MOLECULAR....................................................................................	36	
AULA	40.	POLARIDADE	DAS	LIGAÇÕES................................................................................	37	
AULA	41.	VETOR	MOMENTO	DIPOLAR................................................................................	37	
AULA	42.	INTERAÇÃO	DIPOLO-DIPOLO................................................................................	39	
AULA	43.	LIGAÇÃO	DE	HIDROGÊNIO....................................................................................	39	
AULA	44.	FORÇAS	DE	VAN	DER	WAALS................................................................................40	
AULA	45.	INTERAÇÕES	MOLECULARES	E	PONTOS	DE	EBULIÇÃO.........................................41	
AULA	46.	UNIDADE	DE	MASSA	ATÔMICA............................................................................	42	
AULA	47.	DETERMINAÇÃO	DA	MASSA	MOLECULAR...........................................................	43	
AULA	48.	QUANTIDADE	DE	MATÉRIA..................................................................................	43	
AULA	49.	MASSA	MOLAR.....................................................................................................44	
AULA	50.	RELAÇÃO	ENTRE	MOL	E	QUANTIDADE	DE	PARTÍCULAS......................................	45	
AULA	51.	PORCENTAGEM	EM	MASSA	DE	UMA	SUBSTÂNCIA.............................................	46	
AULA	52.	FÓRMULA	MÍNIMA..............................................................................................46	
AULA	53.	FÓRMULA	MOLECULAR.......................................................................................47	
AULA	54.	RELAÇÃO	ENTRE	MOLS......................................................................................		48	
AULA	55.	RELAÇÃO	ENTRE	MOLÉCULAS.............................................................................48	
AULA	56.	RELAÇÃO	ENTRE	MASSAS...................................................................................49		
AULA	57.	RELAÇÃO	ENTRE	VOLUME	DE	GASES.................................................................	49	
AULA	58.	REAGENTE	LIMITANTE.......................................................................................	50	
AULA	59.	RENDIMENTO	DA	REAÇÃO.................................................................................50	
AULA	60.	IMPUREZA	DO	REAGENTE..................................................................................51	
	
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AULA 1 
CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA 
 
 Matéria é tudo aquilo que possui massa e ocupa um lugar no espaço. A matéria pode ser 
dividida em substância pura (ou simplesmente substância) ou mistura. Uma substância pura 
pode simples, quando for formada por átomos de apenas um mesmo elemento químico, ou 
composta, quando for formada por átomos de elementos químicos diferentes. H2, I2, O3 são 
exemplos de substâncias simples, enquanto H2O, C6H12O6 e NaCl são exemplos de substâncias 
compostas. Dependendo do número de fases, as misturas podem ser classificadas como 
homogêneas ou heterogêneas. Fase é qualquer porção homogênea da matéria. Mistura 
homogênea apresenta uma única fase (água e álcool por exemplo) e mistura heterogênea 
sempre vai apresentar maisde uma fase (água e óleo por exemplo). 
 
Exercícios de fixação: 
1) (UFAC) Com relação às substâncias O2, H2, H2O, Pb, CO2, O3, CaO, S8, podemos afirmar 
que: 
a) Todas as substâncias são simples. b) Somente O2, H2 e O3 são substâncias simples. c) Todas 
são substâncias compostas. d) Somente CO2, CaO, S8 são substâncias compostas. e) As 
substâncias O2, H2, Pb, O3 e S8 são simples. 
 
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2) (OSEC-SP) Em qual das sequências abaixo estão representados um elemento, uma substância 
simples e uma substância composta, respectivamente: a) H2, Cℓ2, O2 b) H2, Ne, H2O c) H2, HI, 
He d) H2O, O2, H2 e) Cℓ, N2, HI. 
 
AULA 2 
ALOTROPIA 
 
Alotropia é o fenômeno pelo qual um elemento químico forma substâncias simples diferentes. O 
elemento oxigênio forma as substâncias simples O2 ( gás oxigênio) e O3 ( gás ozônio). Observe 
que o gás oxigênio possui 2 atómos na fórmula, enquanto que o gás ozônio possui 3 átomos. 
 
 O elemento carbono forma as substâncias simples grafite e diamante. O enxofre aparece na 
forma as rômbica e monoclínica que possuem estruturas cristalinas diferentes. 
Exercício de fixação: 
(Uncisal-AL) Alotropia é a propriedade pela qual um mesmo elemento químico pode formar 
duas ou mais substâncias simples diferentes, que são denominadas variedades alotrópicas do 
elemento. Os elementos que apresentam variedade alotrópica devido à atomicidade são, apenas: 
 a) grafite, diamante e fulereno; oxigênio e ozônio; fósforo vermelho e fósforo branco 
 b) oxigênio e ozônio; fósforo vermelho e fósforo branco 
 c) grafite, diamante e fulereno; enxofre rômbico e monoclínico 
 d) fósforo vermelho e fósforo branco 
 e) oxigênio e ozônio 
 
 
 
 
 
 
 
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AULA 3 
SEPARAÇÃO DE MISTURAS ENTRE SÓLIDOS 
 
Para separar misturas heterogêneas entre sólidos são utilizadas diversas técnicas: 
1) Catação: método simples para misturas de sólidos. Ex: "catar feijão" é um exemplo. 
2) Peneiração: peneirar a areia para preparar um reboco é um exemplo clássico desse processo. 
3) Separaração magnética: separar a limalha de ferro da areia através de um imã é um exemplo 
dessa técnica. 
4) Ventilação: um exemplo dessa técnica é a separação de cascas em beneficiamento de cereais 
5) Levigação: processo para separar componentes sólidos que possuem diferentes densidades. 
No garimpo essa técnica é muito utilizada para separar o cascalho do ouro na batéia. 
Exercício de fixação: 
Na colheita de café para separar as folhas secas dos grãos de café é utilizada a técnica: 
a) peneiração b) levigação c) ventilação d) catação e) separação magnética 
 
AULA 4 
SEPARAÇÃO DE MISTURAS ENTRE SÓLIDOS E LÍQUIDOS 
 
Diversas técnicas são utilizadas para separar misturas heterogêneas entre sólidos e líquidos: 
1) Filtração simples: técnica muito utilizada em laboratórios, mas também é muito utilizada no 
nosso cotidiano na preparação do café por exemplo. 
2) Filtração à vácuo: processo para acelerar a filtração. Os equipamentos necessários para 
realização da filtração à vácuo podem ser visualizados na figura abaixo: 
 
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3) Decantação: separação entre sólidos e líquidos por ação da gravidade. Processo muito 
utilizado em tratamento da água. 
4) Centrifugação: processo para acelerar a decantação por ação de um equipamento chamado 
centrífuga. A separação entre o soro e a gordura do leite é um exemplo da utilização desse 
processo. 
Exercício de fixação: 
Para separar o plasma do sangue (fase líquida) das plaquetas (fase sólida) pode ser utilizada a 
técnica: 
a) catação b) filtração c) filtração à vácuo d) sedimentação e) centrifugação. 
 
AULA 5 
DESTILAÇÃO SIMPLES 
 
Técnica utilizada para fracionar misturas homogêneas entre sólidos e líquidos. É necessário que 
exista diferença de pontos de ebulição (P.E.) entre os componentes a serem separados. A mistura 
é aquecida em um balão de destilação e formam-se vapores do componente de menor ponto de 
ebulição. Os vapores aquecidos passam para o estado líquido ao encontrarem a superfície fria do 
condensador que está acoplado ao balão. Sendo assim, o sólido fica retido no fundo do balão e o 
líquido destilado pode ser recolhido em um frasco de vidro qualquer (figura abaixo): 
 
 
Exercício de fixação: 
Na destilação simples, o componente da mistura homogênea que entra em ebulição dentro do 
balão de destilação é o: 
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a) de maior T.E. b) sólido c) gás d) líquido e) nenhum das alternativas anteriores 
 
AULA 6 
DESTILAÇÃO FRACIONADA 
 
Técnica utilizada para separar componentes de uma mistura homogênea (líquido e líquido). 
Geralmente, os líquidos separados por essa técnica possuem pontos de ebulição muito próximos 
e não podem ser separados por destilação simples. Para facilitar a separação dos componentes da 
mistura uma coluna de fracionamento é acoplada entre o balão de destilação e o condensador. 
Colunas de fracionamento contém em seu interior bolinhas de vidro ou cerâmica que dificultam 
a passagem dos vapores formados. Somente o vapor do líquido mais volátil (menor T.E.) 
consegue vencer a barreira imposta pela coluna de fracionamento e se tornar líquido na 
superfície fria do condensador (figura abaixo): 
 
 
Exercício de fixação: 
UFMS) Quando chega às refinarias, o petróleo passa por processo que resulta na separação 
de seus diversos hidrocarbonetos, como gasolina, querosene e óleo diesel. Assinale a 
alternativa que apresenta o nome do processo utilizado nas refinarias. 
 a) Flotação b) Filtração c) Destilação fracionada d) Extração por solvente e) Extração 
com água 
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 AULA 7 
MASSA E SUAS UNIDADES 
 
 Massa de um determinado corpo é uma grandeza associada à inércia (capacidade de colocar um 
objeto em movimento) desse corpo. A unidade mais utilizada para se medir a massa da matéria é 
o quilograma (Kg), mas outras 
unidades também são utilizadas: 
 
Exercícios de fixação: 
1) Qual é a massa, em gramas, de uma pedra de 6,9 Kg ? 
2) Um carro possui massa de 3,5 t. Qual é a sua massa em Kg ? 
3) Qual é a massa, em Kg, de uma barata de 3,6 g? 
 
AULA 8 
VOLUME E SUAS UNIDADES 
 
 Volume é uma grandeza associada ao espaço tridimensional que um determinado 
corpo ocupa. A unidade de volume mais utilizada é o litro (L), mas outras unidades são muito 
utilizadas: 
 Exercícios de fixação: 
1 1 tonelada = 1 t = 1000 Kg 
1 1 grama = 1 g = 0,001 Kg 
	
1 1 decímetro cúbico = 1 dm3 = 1 L ; 1 mililitro = 1 ml; 1 centímetro cúbico = 1 cm3 
1 1 ml = 1 cm3 ; 1000 ml = 1 L ; 1000 cm3 = 1 L ; 1 metro cúbico = 1 m3 = 1000 L 
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 1) Uma garrada de refrigerante contém 3, 5 L. A quantos ml corresponde esse volume? 
 2) Uma piscina possui 25 m3 de água. Esse volume corresponde a quantos L ? 
AULA 9 
PROPRIEDADES GERAIS DA MATÉRIA 
 
 Propriedades gerais da matéria são aquelas observadas em qualquer corpo e que não podem 
ser utilizadas para se identificar uma determinada substância específica. 
Exemplos: 
- Massa: inerente de qualquer material; 
- Extensão: propriedade de ocupar um lugar no espaço; 
- Impenetrabilidade: dois corpos não podem ocupar o mesmo espaço; 
- Divisibilidade: a matéria pode ser dividida em partes menores; 
- Compressibilidade: um material pode diminuir o volume sob ação de forças externas; 
- Elasticidade: os corpos podem se deformar sob ação de forças externas; 
 
Exercícios de Fixação: 
1) (UFMG) Uma amostra de uma substância pura X teve algumas de suas propriedades 
determinadas. Todas as alternativas apresentam propriedades que são úteis para 
identificar essa substância, exceto: a) densidade. b) massa da amostra. c) solubilidade 
em água. d) temperatura de ebulição. e) temperatura de fusão. 
 
 2) (Fuvest-SP) Quais propriedades a seguir são as mais indicadas para verificar se é purauma certa amostra sólida de uma substância conhecida? a) Cor e densidade b) Cor e 
dureza c) Ponto de fusão e densidade d) Cor e ponto de fusão e) Densidade e dureza. 
 
 
 AULA 10 
PROPRIEDADES ESPECÍFICAS DA MATÉRIA 
 
Propriedades específicas são aquelas que são particulares de uma determinada substância e que 
podem ser utilizadas para diferenciá-las. São exemplos de propriedades específicas da matéria 
densidade, pontos de fusão e ebulição,coeficiente de solubilidade, calor específico, etc. 
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Densidade absoluta (d) ou massa específica é a razão entre a massa (m) do corpo e o volume 
(V) dessa substância: 
 d = m / V 
Usualmente, medimos a densidade em g/ml ou g/cm3, como mostram os exemplos da tabela 
abaixo: 
 Substância Densidade (g/cm3) 
 Água (4o C) 1,00 
 Ferro 7,86 
 Chumbo 11,4 
 Ouro 19,3 
 
Exercícios de fixação: 
1) UFPI) Em uma cena de um filme, um indivíduo corre carregando uma maleta tipo 007 
(volume de 20 dm
3
) cheia de barras de um certo metal. Considerando que um adulto de peso 
médio (70 kg) pode deslocar com uma certa velocidade, no máximo, o equivalente ao seu 
próprio peso, indique qual o metal, contido na maleta, observando os dados da tabela a seguir. 
(Dado: 1 dm
3
 = 1L = 1 000 cm
3
.) 
 
a) Alumínio b) Zinco c) Prata d) Chumbo e) Ouro 
2) (FESP) O volume de álcool etílico que devemos misturar com 80cm
3
 de água destilada para 
obtermos uma solução alcoólica de densidade 0,93 g/cm
3
 é (despreze a contração de volume que 
acompanha a mistura de álcool com água): 
(Dados: d 
H2O
 = 1 g/cm
3
; d
C2H2OH
 = 0,79 g/cm
3
) 
a) 4 cm
3 
b) 40 cm
3 
c) 60 cm
3 
d) 70 cm
3 
e) 65 cm
3
. 
 
 
 
 
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AULA 11 
CORPOS FLUTUANTES 
 
 Para saber se um corpo pode ou não flutuar em um determinado líquido é necessário analisar 
suas respectivas densidades. Na figura abaixo a madeira (d = 0,15 g/cm3) flutua na água ( d = 
1g/cm3) porque possui densidade menor. Já um prego de ferro irá afundar na água pois a 
densidade do ferro (d= 7,8 g/cm3) é maior que a da água. 
 
Exercício de fixação: 
(Fuvest-SP) Em uma indústria, um operário misturou, inadvertidamente, polietileno (PE), 
policloreto de vinila (PVC) e poliestireno (PS), limpos e moídos. Para recuperar cada um destes 
polímeros, utilizou o seguinte método de separação: jogou a mistura em um tanque contendo 
água (densidade = 1,00 g/cm3), separando, então, a fração que flutuou (fração A) daquela que 
foi ao fundo (fração B). Depois, recolheu a fração B, secou-a e jogou-a em outro tanque 
contendo solução salina (densidade = 1,10g/cm3), separando o material que flutuou (fração C) 
daquele que afundou (fração D). 
(Dados: densidade na temperatura de trabalho em g/cm3: polietileno = 0,91 a 0,98; poliestireno 
= 1,04 a 1,06; policloreto de vinila = 1,5 a 1,42) 
As frações A, C e D eram, respectivamente: 
a) PE, PS e PVC b) PS, PE e PVC c) PVC, PS e PE d) PS, PVC e PE e) PE, PVC e PS 
 
 
 
 
 
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AULA 12 
PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO 
 
Pontos de fusão (PF) e de ebulição (PE) são as temperaturas, sob pressão constante, em que 
uma substância passa do estado sólido para o estado líquido e do estado líquido para o estado 
gasoso, respectivamente. Exemplos de PF e PE são apresentados na tabela abaixo: 
 Substância Ponto de fusão ( oC) Ponto de ebulição ( oC) 
 Ferro 1535 3000 
 Ouro 1063 2600 
 Etanol -112 78,4 
 Oxigênio -218,4 -183 
 Água 0 100 
 Tungstênio 3410 5930 
 Ácido nítrico -42 86 
Exercícios de fixação: 
1) Possui temperatura de fusão e de ebulição menor do que a água: 
a) ferro b) ouro c) tungstênio d) etanol e ) alumínio 
2) Faça uma pesquisa sobre o ponto de fusão do alumínio e sobre o seu processo de 
reciclagem. 
 
AULA 13 
RELAÇÃO ENTRE ESTADO FÍSICO E TEMPERATURA 
 
Pontos de fusão e de ebulição são importantes para prever o estado físico da matéria numa 
determinada temperatura. Por exemplo, a uma temperatura de 90oC o etanol (PE = 78 oC ) se 
encontra no estado gasoso, enquanto que a água (PE= 100oC) se encontra no estado líquido. 
 
Exercício de fixação: 
(Unifor-CE) Considere a tabela de pontos de fusão e de ebulição das substâncias a seguir, 
a 1 atm de pressão. 
13	
	
	
 
A 50ºC, encontram-se no estado líquido: 
a) cloro e flúor b) cloro e iodo c) mercúrio e iodo d) flúor e bromo e) bromo e 
mercúrio 
 
 
 AULA 14 
MUDANÇA DE FASE PARA SUBSTÂNCIA PURA 
 
 Uma substância pura pode ser diferenciada de uma mistura comum através da 
construção de gráficos de mudança de fase denominados curvas de aquecimento (gráficos de 
temperatura versus tempo de aquecimento). Para substâncias puras, sob pressão constante, as 
temperaturas de fusão e ebulição permanecem constantes até que toda massa da amostra mude 
fase (Gráfico 1). 
 
Exercício de fixação: 
(UCDB-MS) Uma substância sólida é aquecida continuamente. O gráfico a seguir mostra a 
variação da temperatura (ordenada) com o tempo (abscissa): 
 
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O ponto de fusão, o ponto de ebulição e o tempo durante o qual a substância permanece no 
estado líquido são, respectivamente: 
a) 150, 65 e 5 b) 65, 150 e 25 c) 150, 65 e 25 d) 65, 150 e 5 e) 65, 150 e 10. 
 
AULA 15 
MUDANÇA DE FASE PARA MISTURA COMUM 
 
 No caso de mistura comum (água e sal por exemplo), as temperaturas de fusão e ebulição não 
permanecem constantes durante as mudanças de estado físico (Gráfico 2). 
 
Exercício de fixação: 
(UFPA) Dado o diagrama de aquecimento de um material: 
 
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a) o diagrama representa o resfriamento de uma substância pura. 
b) a temperatura no tempo zero representa o aquecimento de um líquido. 
c) 210°C é a temperatura de fusão do material. 
d) a transformação de X para Y é um fenômeno químico. 
e) 80°C é a temperatura de fusão do material 
 
 
AULA 16 
MISTURAS AZEOTRÓPICAS E EUTÉTICAS 
 
Existem misturas especiais (eutética e azeotrópica) onde somente uma das temperaturas 
permanece constante durante as mudanças de estado físico. Na mistura eutética somente a 
temperatura de fusão permanece constante durante a passagem do estado sólido para o estado 
líquido. A solda (mistura de chumbo e estanho) é um exemplo de mistura eutética (gráfico 1) 
e possui temperatura de fusão constante de 183 oC. Já para a mistura azeotrópica (gráfico 2), 
somente a temperatura de ebulição permanece constante durante a passagem do estado líquido 
para o estado gasoso. O álcool hidratado ( mistura de 96% de álcool etílico e 4% de água) é 
um exemplo de mistura azeotrópica e ferve a uma temperatura constante de 78 oC. 
 
 
 
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 (Unesp) No campo da metalurgia, é crescente o interesse nos processos de recuperação 
de metais, pois é considerável a economia de energia entre os processos de produção e 
de reciclagem, além da redução significativa do lixo metálico. E esse é o caso de uma 
microempresa de reciclagem, na qual se desejava desenvolver um método para separar 
os metais de uma sucata, composta de aproximadamente 63% de estanho e 37% de 
chumbo, por meio aquecimento. Entretanto, não se obteve êxito nesse procedimento de 
separação. Para investigar o problema, foram comparadas as curvas de aquecimento 
para cada um dos metais isoladamente com aquela da mistura, todas obtidas sob as 
mesmas condições de trabalho. 
 
 
 
A partir das informações das figuras,é correto afirmar que a sucata é constituída por 
uma: 
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a) mistura eutética, pois funde em temperatura constante. 
b) mistura azeotrópica, pois funde em temperatura constante. 
c) substância pura, pois funde em temperatura constante. 
d) suspensão coloidal que se decompõe pelo aquecimento. 
e) substância com impurezas e com temperatura de ebulição constante 
 
AULA 17 
TRANSFORMAÇÕES FÍSICAS DA MATÉRIA 
 A matéria pode sofre transformações (fenômenos) físicas e químicas. Transformações físicas 
não alteram a composição da matéria. Após o acontecimento do fenômeno físico é possível 
recuperar o material no seu estado original. Exemplos de transformações físicas: 
- gelo derretendo 
 
- amassar uma latinha 
 
Exercício de fixação: 
É exemplo de transformação física: 
a) decomposição dos alimentos b) acender uma lâmpada c) crescimento de uma árvore d) 
queima de um combustível e) fabricação de iogurte 
 
 
 
 
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AULA 18 
TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS DA MATÉRIA 
 
Transformações químicas alteram a composição da matéria, não sendo possível a sua 
recuperação. Exemplos: 
- cozimento de um ovo 
 
- queimar uma folha de papel 
 
Exercícios de fixação: 
1) (UFPE) Em quais das passagens a seguir está ocorrendo transformação química? 1) “ 
O reflexo da luz nas águas onduladas pelos ventos lembrava-lhe os cabelos de seu 
amado”. 2) “ A chama da vela confundia-se com o brilho nos seus olhos”. 3) 
“Desolado, observava o gelo derretendo em seu copo e ironicamente comparava-o ao 
seu coração.” 4) “Com o passar dos tempos começou a sentir-se como a velha tesoura 
enferrujando no fundo da gaveta.” Estão corretas apenas: a) 1 e 2 b) 2 e 3 c) 3 e 4 d) 
2 e 4 e) 1 e 3 
 
2) (UNESP – SP) A elevação da temperatura de um sistema produz, geralmente, 
alterações que podem ser interpretadas como sendo devidas a processos físicos ou 
químicos. Medicamentos, em especial na forma de soluções, devem ser mantidos em 
recipientes fechados e protegidos do calor para que se evite: 
I. a evaporação de um ou mais de seus componentes; 
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II. a decomposição e consequente diminuição da quantidade de composto que constitui 
o princípio ativo; 
III. a formação de compostos indesejáveis ou potencialmente prejudiciais à saúde. 
Cada um desses processos – I, II, III – corresponde a um tipo de transformação 
classificada, respectivamente, como: 
a) física, física e química b) física, química e química c) química, física e física 
d) química, física e química e) química, química e física 
 
AULA 19 
LEI DE LAVOISIER 
 
 
 Segundo Lavoisier, quando duas ou mais substâncias reagem entre si em um sistema 
fechado, a massa total das substâncias finais (produtos) é igual à massa total das substâncias 
iniciais (reagentes). Essa constatação foi verificada em 1774 e é conhecida como Lei da 
Conservação da Massa. 
A + B → C + D 
10 g 10 g 5 g 15 g 
No exemplo acima a soma da massa dos reagentes A e B (20 g) é igual a soma da massa dos 
produtos C e D (20 g). 
Exercicio de fixação: 
Para a reação abaixo, calcule o valor de x : 
H2 + O2 → H2O 
x + 16 g → 24 g 
 
20	
	
	
 
AULA 20 
LEI DE PROUST 
Em 1799, Joseph L. Proust conclui que quando diversas substâncias se combinam para formar 
um determinado composto, sempre o fazem numa relação fixa e constante. Essas constatações 
estabeleceram uma lei que hoje em dia é conhecida como Lei das Proporções Constantes. 
 Hidrogênio + oxigênio → água 
 2 g 16 g 18 g 
 4 g 32 g 36 g 
Exercícios de fixação: 
1) (Fuvest-SP) Quando 96g de ozônio se transformam completamente, a massa de oxigênio 
comum produzida é igual a : 
a) 32g. b) 48g. c) 64g. d) 80g. e) 96g. 
2) Para a reação abaixo, quais os valores de X, Y e Z ? 
Enxofre + oxigênio → monóxido de enxofre 
 32 g 16 g X 
 Y Z 96 
3) (Fuvest-SP) Os pratos A e B de uma balança foram equilibrados com um pedaço de papel 
em cada prato e efetuou-se a combustão apenas do material contido no prato A. Esse 
procedimento foi repetido com palha de aço em lugar de papel. Após cada combustão, 
observou-se: 
 
 
21	
	
	
a) A e B no mesmo nível A e B no mesmo nível 
b) A abaixo de B A abaixo de B 
c) A acima de B A acima de B 
d) A acima de B A abaixo de B 
e) A abaixo de B A e B no mesmo nível 
 
AULA 21 
MODELO ATÔMICO DE DALTON 
 Entre 1803 e 1808, com base nas Leis Ponderais (Lavoisier e Proust), John Dalton propôs 
o seu modelo atômico : 
- Todas a matéria é formada por partículas extremamente pequenas denominadas átomos 
- Os átomos seriam esferas maciças e indivisíveis 
- Para cada elemento existe um tipo de átomo 
- Em uma reação química, os átomos se mantém intactos, apenas ocorrendo rearranjo entre eles. 
Dalton sugeriu a utilização de símbolos em forma de círculos para representação dos elementos 
químicos conhecidos na época, como mostra a figura abaixo publicada em seu livro publicado 
em 1808: 
 
22	
	
	
 
Exercício de fixação: 
O modelo atômico " bola de bilhar" é atribuído ao cientista: 
a) Lavoisier b) Proust c) Dalton d) Thomson e) Rutherford 
 
AULA 22 
FÓRMULAS E SUBSTÂNCIAS 
 Em 1812, o sueco Jakob Berzelius sugeriu a utilização de letras como símbolo dos elementos 
químicos como conhecemos atualmente. Exemplos: 
C - carbono Ca - cálcio Co - cobalto 
Fe - ferro H - hidrogênio Cl - cloro 
Al - alumínio Cu - cobre Ni - níquel 
Para representar as substâncias simples ou compostas são utilizadas fórmulas que contém os 
símbolos dos elementos químicos. A proporção em que os átomos de um determinado elemento 
químico aparece em uma fórmula é chamado de índice de atomicidade. Por exemplo, a fórmula 
CO2 representa a substância gás carbônico que possui dois átomos do elemento oxigênio 
(atomicidade 2) e um átomo do elemento carbono (atomicidade 1). 
Exercícios de fixação: 
1) (ACAFE-SC) O aumento da população mundial, que ocorreu ao longo da história da 
humanidade, obrigou os agricultores a incrementarem a produção de alimentos. Para tanto, além 
de outros recursos, são adicionados milhões de toneladas de fertilizantes no solo, os quais 
apresentam na sua composição N, P e K. Assinale a alternativa que apresenta elementos que 
fazem parte da fórmula molecular dos principais fertilizantes. a) nitrogênio - fósforo – potássio 
b) nitrogênio - água – argônio c) nitrogênio - fósforo – mercúrio d) fósforo - potássio – mercúrio 
e) água - magnésio – ozônio 
2) (Mack-SP) Qual o número de substâncias simples com atomicidade par entre as substâncias 
de fórmula O3, H2O2, P4, I2, C2H4, CO2 e He? 
 
23	
	
	
a) 0 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4 
AULA 23 
EQUAÇÃO QUÍMICA 
 As reações químicas podem ser representadas no papel pelas equações químicas. Em uma 
equação química, reagentes e produtos são separados por uma seta: 
 Reagentes → Produtos 
 Os reagentes ficam do lado esquerdo da seta e os produtos ficam do lado direito. Quando 
existirem mais de uma substância como reagente ou produto, as substâncias são separadas 
pelo sinal de soma (+): 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
Os estados físicos dos reagentes e produtos deve ser indicado em equação química. Quando 
uma substância estiver dissolvida em água é necessário utilizar a abreviação (aq). Para o 
estado sólido usa-se a abreviação (s), para o estado líquido a letra (l) e para o estado gasosousa-se (g). 
HCl (g) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l) 
 Os números que indicam a proporção entre reagentes e produtos são denominados 
coeficientes estequiométricos : 2 H2 + 1 O2 → 2 H2O 
Os coeficientes esquiométricos para equação acima são 2 para o gás hidrogênio, 1 para o gás 
oxigênio e 2 para a água. Outros símbolos usados em equações químicas: 
↓ precipitado 
∆ aquecimento 
 reação reversível 
Exercício de fixação: 
Para a reação abaixo, indique os reagentes e produtos : 
H2 + O2 → H2O 
24	
	
	
 
AULA 24 
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS 
	 Os átomos dos elementos químicos não podem ser criados ou destruídos em uma transformação 
química. Por isso, em uma reação química representada por uma equação química, a 
quantidade de átomos de cada elemento deve ser a mesma em ambos membros da equação 
(reagente e produtos). Para igualar o número de átomos em ambos os membros de uma equação 
deve ser feito o balanceamento correto dos coeficientes da equação. Uma maneira para se fazer 
o balanceamento correto de equação é através do método das tentativas que atribuiu valores 
arbitrários aos coeficientes estequiométricos. Exemplo:	 
 
Atribuindo o valor de 2 para o coeficiente estequiométrico da água e 2 para o coeficiente 
estequiométrico do gás carbônico a equação fica corretamente balanceada: 
 
Exercício de fixação: 
(MACK-SP) A equação corretamente balanceada é: 
 
a) 2 Fe + O
2
 → Fe
2
O
3
 
 
b) 2 Fe + 3O
2
 → 2 Fe
2
O
3
 
 
c) 4 Fe + O
2
 → Fe
2
O
3
 
 
d) Fe + 3 O
2
 → Fe
2
O
3
 
 
25	
	
	
e) 4 Fe + 3 O
2
 → 2 Fe
2
O
3 
 
2.(UFCE) A equação 
 
 
Al + H
2
SO
4
 → Al
2
(SO
4
)
3
 + H
2
 
mostra que: 
 
 a) A reação não está balanceada. 
 b) Há maior quantidade de átomos de alumínio nos produtos que nos reagentes. 
 c) Os coeficientes que ajustam a equação são: 2,3,1 e 3. 
d) A massa dos reagentes não é igual a dos produtos. 
e) todas as alternativas anteriores estão corretas 
 
AULA 25 
EXPLICAÇÃO PARA AS LEIS DE PROUS E LAVOISIER 
 A Teoria de Dalton é baseada nas Leis Ponderais da química, ou seja, na da Lei da 
Conservação da Massa de Lavoisier e na Lei das Proporções Constantes de Proust. Quando 
ocorre uma reação química, os átomos iniciais dos reagentes apenas se recombinam de maneira 
diferente para formar os produtos. Os átomos não são modificados, por isso a massa dos 
reagentes é sempre igual à massa dos produtos. Observe no esquema abaixo que os átomos dos 
reagentes representados por bolinhas não sofrem nenhuma modificação quando se transformam 
em produtos: 
 
 Exercícios de fixação: 
 (UNICAMP) Sob condições adequadas, uma mistura de nitrogênio gasoso, N2(g), e de oxigênio 
gasoso, O2(g), reage para formar diferentes óxidos de nitrogênio. Se representarmos o elemento 
26	
	
	
nitrogênio e elemento oxigênio conforme a legenda a seguir, duas dessas reações químicas 
podem ser esquematizadas como: 
 
1. Dê a fórmula química do composto formado na reação esquematizada em 1. 
2. Escreva a equação química balanceada representada no esquema II. 
 
AULA 26 
MODELO ATÔMICO DE THOMSON 
 Realizando experimentos com tubo de raios catódicos e utilizando seus conhecimentos 
sobre eletromagnetismo, o cientista inglês Joseph J. Thomson, em 1897, concluiu que os raios 
catódicos eram constituídos de partículas negativas. Tubos de raios catódicos são ampolas de 
vidros contendo gases à baixa pressão ao qual estão acoplados dois eletrodos (cátodo positivo e 
ânodo negativo). Quando os eletrodos são submetidos à uma alta voltagem o cátodo emite luz 
esverdeada que em baixas pressões desaparece e forma uma fluorescência esverdeada na parede 
oposta ao cátodo. Thomson observou que os raios catódicos: 
- eram perpendiculares ao cátodo 
- possuíam massa 
- possuiam carga negativa 
 
27	
	
	
 Fonte: http://www.kentchemistry.com/links/AtomicStructure/JJThomson.htm. Acesso 18/09/2017 
Por sugestão de um cientista chamado G. J. Stoney as partículas dos catódicos foram 
denominadas elétrons. Eugene Goldstein, trabalhando com um tubo de raio catódico modificado 
descobriu uma partícula 1836 mais pesada que o elétron e dotado de carga positiva e com isso 
estava descoberto o próton. 
Exercício de fixação: 
Partícula elementar da matéria que foi descoberta no experimento de Thomson: 
a) elétron b) pósitron c) nêutron d) íon e) cátion 
 
AULA 27 
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD 
 
 Em 1911, dois colaboradores de Ernest Rutherford, Ernest Marsden e Hans Geiser 
realizaram um experimento fundamental para desvendar a estrutura do átomo. Eles 
bombardearam uma fina lâmina de ouro com partículas α provenientes do elemento químico 
radioativo polônio. Contando as cintilações fluorescentes que surgiam pelo choque das partículas 
α em um anteparo revestido de sulfeto de zinco, concluíram: 
- a maioria das partículas α atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvios; 
- poucas partículas α sofriam desvios; 
- poucas partículas α não atravessavam a lâmina; 
 Fonte : 
http://odtahova-sluzba.info/marrdwn-rutherford-experiment.awp. Acesso em 18/09/2017 
Rutherd concluiu que o átomo seria: 
- formado por um núcleo bem pequeno onde estaria concentrada toda massa do átomo; 
- ao redor do núcleo existiria uma eletrosfera formado por elétrons 
28	
	
	
- o átomo seria de 10.000 a 100.000 vezes maior que o seu próprio núcleo 
Exercício de fixação: 
Modelo atômico comparado ao sistema solar: 
a) Dalton b) Rutherford c) Thomson d) Lavoisier e) Proust 
 
AULA 28 
ESPECTROS ATÔMICOS 
 Se a luz de uma lâmpada comum passar por um prisma (geralmente feitos de vidro), ela 
será decomposta e irá gerar um espectro contínuo (a passagem de uma cor para outra é 
imperceptível) como mostra a figura abaixo. Já se a luz de uma lâmpada de gás quente contendo 
um determinado elemento químico passar por um prisma, o espectro formado será do tipo 
descontínuo (com as cores separadas em raias ou bandas). 
 
Fonte: http://tutorialdecienciasdl.blogspot.com.br/2015/06/los-espectros-atomicos-los-elementos.html. Acesso 25/09/2017 
O espectro descontínuo é característico para cada elemento como mostram os exemplos abaixo: 
 
29	
	
	
Exercício de fixação: 
Possui espectro com número de bandas ou raias menor do que o espectro do átomo de Lítio: 
a) Na b) K c) Rb d) Cs e) Ne 
 
AULA 29 
MODELO DE BOHR 
 
 No modelo de Bohr a energia do elétron é quantizada, ou seja, possuir somente alguns 
valores determinados. No modelo atômico de Bohr existem vários postulados: 
- Na eletrosfera os elétrons circulam em órbitas circulares denominadas camadas ou níveis: 
 
- Cada nível possui uma energia fixa 
- Os elétrons podem passar de um nível para outro de energia maior quando recebem energia 
externa 
- Os elétrons liberam energia na forma de ondas eletromagnéticas quando retornam para níveis 
menos energéticos como mostra a figura abaixo: 
 
 
 
 
 energia 
30	
	
	
Exercícios de fixação: 
 
1) (UFJF-MG) Associe as afirmações a seus respectivos responsáveis: 
I- O átomo não é indivisível e a matéria possui propriedades elétricas (1897). 
II- O átomo é uma esfera maciça (1808). 
III- O átomo é formado por duas regiões denominadas núcleo e eletrosfera (1911). 
a) I - Dalton, II - Rutherford, III - Thomson. 
b) I - Thomson, II - Dalton, III - Rutherford. 
c) I - Dalton, II - Thomson, III - Rutherford. 
d) I - Rutherford, II - Thomson, III - Dalton. 
e) I - Thomson, II - Rutherford, III - Dalton. 
 
2) (Cefet-PR) Um dos grandes mistérios que a natureza propiciava à espécie humana era 
a luz. Durante dezenas de milhares de anos a nossa espécie só pôde contar com este ente 
misterioso por meio de fogueiras, queima de óleo em lamparinas, gordura animal, 
algumas resinas vegetais etc. Somente a partirda revolução industrial é que se pôde 
contar com produtos como querosene, terebintina e outras substâncias. Mas, mesmo 
assim, a natureza da luz permanecia um grande mistério, ou seja, qual fenômeno físico ou 
químico gera luz. Somente a partir das primeiras décadas do século XX é que Niels Bohr 
propôs uma explicação razoável sobre a emissão luminosa. Com base no texto, qual 
alternativa expõe o postulado de Bohr que esclarece a emissão luminosa? 
 
a) Os elétrons movem-se em níveis bem definidos de energia, que são denominados 
níveis estacionários. b) Ao receber uma quantidade bem definida de energia, um elétron 
“salta” de um nível mais externo para um nível mais interno. c) Um elétron que ocupa 
um nível mais externo “pula” para um nível mais interno, liberando uma quantidade bem 
definida de energia. d) Quanto mais próximo do núcleo estiver um elétron, mais energia 
ele pode emitir na forma de luz; quanto mais distante do núcleo estiver um elétron, menos 
energia ele pode emitir. e) Ao se mover em um nível de energia definida, um elétron 
libera energia na forma de luz visível. 
 
 
 
 
31	
	
	
AULA 30 
NÚMERO ATÔMICO E NÚMERO DE MASSA 
 Número atômico (Z) é o número de prótons presentes no núcleo do átomo. Número 
de massa (A) é a soma do número de prótons e de nêutrons (N) presentes no núcleo de um 
átomo. Matematicamente temos: 
 A = Z + N 
 Para um elemento químico qualquer podemos fazer a seguinte representação: 
 
 
 
Exercícios de fixação: 
1) O átomo de um elemento químico possui 83 prótons, 83 elétrons e 126 nêutrons. Qual é, 
respectivamente, o número atômico e o número de massa desse átomo? 
a) 83 e 209 b) 83 e 43 c) 83 e 83 d) 209 e 83 e) 43 e 83 
2. Qual o número de massa (A) de um átomo de cálcio (Z = 20) com 20 nêutrons? 
 
 
AULA 31 
ELEMENTO QUÍMICO E ISÓTOPOS 
 Elemento químico é o conjunto de átomos que possuem o mesmo número de prótons no 
núcleo. Isótopos são dois ou mais átomos que possuem o mesmo número atômico. Por exemplo, 
existem três isótopos para elemento hélio: 
 
Todos os átomos de hélio possuem o mesmo número de prótons, mas diferente número de 
nêutrons. 
E A Z 
32	
	
	
 Exercício de fixação: 
(UFPA) Os isótopos do hidrogênio recebem os nomes de prótio (1H1), deutério (1H2) e trítio 
(1H3). Nesses átomos os números de nêutrons são, respectivamente, iguais a: 
a) 0, 1 e 2 b) 1, 1 e 1 c) 1, 1 e 2 d) 1, 2 e 3 e) 2, 3 e 4 
 
 
AULA 32 
ISOBARIA E ISOTONIA 
Conjunto de átomos com o mesmo número de massa (A) , mas diferentes números atômicos (Z) 
são considerados isóbaros entre si. 
 
Potássio e cálcio são isóbaros entre si, pois apresentam o mesmo número de massa e 
diferentes números atômicos. 
Isótonos são átomos que possuem o mesmo nêutrons, mas diferente Z e diferente A. 
 
Exercício de fixação: 
(UA-AM) Em relação à isotopia, isobaria e isotonia, podemos afirmar que: 
a) isótonos são entidades químicas que possuem o mesmo número de nêutrons. b) 
isóbaros são entidades químicas que possuem o mesmo número de prótons. c) isótopos 
são entidades químicas que possuem o mesmo número de massa. d) são relações que 
dizem respeito ao núcleo e à eletrosfera do átomo. e) são relações que dizem respeito 
apenas à eletrosfera do átomo. 
 
 
 
33	
	
	
AULA 33 
ÍONS 
Um átomo com igual número de prótons e elétrons é considerado eletricamente neutro. 
Quando perde ou ganha elétrons, um átomo se transforma em um íon que podem ser 
positivo ou negativo. Quando um átomo perde elétrons se transforma num cátion 
(adquire carga positiva) e quando ganha elétrons se transforma num ânion (adquire carga 
negativa). O sódio 11 Na eletricamente neutro possui 11 prótons no núcleo e 11 elétrons 
na eletrosfera. Quando o 11Na perde um elétron ele se transforma num cátion que pode 
ser representado por 11 Na
+. O átomo de 17 Cl eletricamente neutro possui 17 prótons e 17 
elétrons. Quando ganha um elétron se transforma num ânion que pode ser representado 
por 17 Cl 
-. 
Exercício de fixação: 
Qual a carga elétrica de um átomo que possui 20 prótons no núcleo e 18 elétrons na 
eletrosfera? Nesse estado esse átomo é um cátion ou um ânion? 
 
AULA 34 
MODELO DE SUBNÍVEIS DE ENERGIA 
 
 Os níveis de energia ( K, L, M, N, O......) são divididos em subníveis (s, p, d, f) e os 
subníveis são divididos em orbitais. Um orbital é a região mais provável de se encontrar 
um életron ao redor do núcleo do átomo. 
 
Exercício de fixação: 
O número máximo de elétrons na camada M é : 
a) 2 b) 4 c) 6 d) 18 e) 14 
34	
	
	
 
AULA 35 
 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA PARA ÁTOMOS NEUTROS 
 Os elétrons são distribuídos em ordem crescente de energia através do diagrama de Linus 
Pauling seguindo o sentido das setas vermelhas na diagonal: 
 
Por exemplo, a distribuição para o 11Na utilizando o diagrama de Linus Pauling é : 1s2 
2s2 2p6 3s1 
 
Exercício de fixação: 
A distribuição eletrônica do bário (Z=56) na ordem crescente de energia é: 
 
a) 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6 
3d
10
 4s
2 
4p
3 
4d
10
 5s
2
 5p
6
 6s
2
 
 
b) 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6 
4s
2
 3d
10
 4p
6 
5s
2
 4d
10
 5p
6
 6s
2
 
 
c) 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6 
3d
10
 4s
2 
4p
6 
4d
10
 4f
12
 
 
d) 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6 
3d
10
 4s
2 
4p
6 
4d
10
 4f
10 
 
e) 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6 
3d
10
 4s
2 
4p
6 
4d
10
 4f
1
 
 
 
AULA 36 
DETERMINAÇÃO DOS ELÉTRONS DE VALÊNCIA 
 
Os elétrons de valência são aqueles contidos na camada mais afastada do núcleo atômico. 
Através da distribuição eletrônica utilizando o diagrama de Linus Pauling é possível 
encontrá-los. Por exemplo, para o 11Na, a distribuição eletrônica é 1s2 2s2 2p6 3s1. Para 
essa distribuição o subnível mais afastado do núcleo do átomo é o 3s1 que contém apenas 
35	
	
	
1 elétron. Para o 33As a distribuição eletrônica é 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6 
4s
2
 3d
10
 4p
3
. Os 
elétrons de valência são aqueles contidos nos subníveis 4s
2
 e 4p
3
. 
Exercício de fixação: 
Determine os elétrons de valência para a distribuição eletrônica: 
 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6 
4s
2
 3d
10
 4p
6 
5s
2
 4d
10
 5p
6
 6s
2
 
 
AULA 37 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA PARA CÁTIONS 
 
Para fazer a distribuição de um cátion, primeiramente fazemos a distribuição para o átomo 
eletricamente neutro. Depois retiramos um ou mais elétrons da camada de valência (camada 
mais afastada do núcleo). 
 
Átomo de sódio neutro : 11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1 
 
 Átomo de sódio na forma de cátion: 11 Na
+ 1s2 2s2 2p6 
Exercício de fixação: 
Qual alternativa indica o número de camadas utilizadas na distribuição eletrônica do cátion 
bivalente do cádmio , sendo que o seu número atômico é igual a 48 ? a) 4 b) 5 c) 6 
d) 9 e) 10 
AULA 38 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA PARA ÂNIONS 
 
Para fazer a distribuição de um ânion, primeiramente fazemos a distribuição para o átomo 
eletricamente neutro. Depois adicionamos um ou mais elétrons da camada de valência (camada 
mais afastada do núcleo). Exemplo: 
 Átomo de cloro neutro : 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
 Átomo de cloro na forma de ânion: 17 Cl
- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
 
36	
	
	
Exercício de fixação: 
(UFRGS-RS) O íon monoatômico A2- apresenta a configuração eletrônica 3s2 3p6 para o 
último nível. O número atômico do elemento A é: a) 8 b) 10 c) 14 d) 16 e) 18 
AULA 39 
 GEOMETRIA MOLECULAR 
A geometria molecular mostra como os núcleos atômicos se posicionam no espaço uns 
em relação aos outros em uma molécula. Para descrever a geometria de uma molécula é 
necessário analisar os pares de elétrons ligados e pares de elétrons isolados porque existe 
repulsão entre eles. Essa teoria é conhecida como repulsão dos pares eletrônicos da camada 
de valência (VSEPR). Todas as moléculas diatômicas(com apenas 2 átomos) possuem 
geometria linear. Principais tipos de geometrias moleculares: 
 
Exercícios de fixação: 
1) Possui geometria angular: 
a) HCl b) O2 c) H2O d) HF e) HNO3 
2) Faça uma pesquisa sobre os ângulos de ligação para moléculas lineares, angulares, 
piramidais e tetraédricas. 
 
 
 
 
37	
	
	
AULA 40 
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES 
 
Eletronegatividade é a capacidade que os átomos possuem em atrair elétrons para si. Os 
elementos mais eletronegativos são os não metais e os menos eletronegativos são os 
metais. Dependendo da eletronegatividade da ligação covalente, essa será polar ou apolar. 
Por exemplo, na molécula HCl , a ligação entre o H e Cl é covalente é polar (polarizada) 
porque o H possui eletronegatividade de 2,1, enquanto que o Cl possui eletronegatividade 
de 3,0. Isso gera uma carga parcial positiva no H e uma carga parcial negativa no cloro 
representada pelo símbolo δ. Na molécula H2 não existe diferença de eletronegatividade 
entre os átomos e a ligação covalente é apolar. 
 
Exercício de fixação: 
A ligação mais polarizada (maior diferença de eletronegatividade) entre os átomos é : 
a) H Cl b) O e Cl c) H e Cl d) F e Cl e) F e H 
 
AULA 41 
 
 
O vetor momento dipolar µ indica a polarização de uma ligação covalente. Essa grandeza é 
extremamente importante para indicar a polarização da 
molécula: 
 
 
 
 
	
µ VETOR MOMENTO DIPOLAR 
38	
	
	
Exemplos: 
 
 Dependendo da geometria molecular a molécula pode ser polar ou apolar. No exemplo 
acima a ligação entre H e Cl é polar porque o único vetor momento dipolar não se anula, 
consequente a molécula HCl é polar. No CO2 existem dois vetores momento dipolares que 
possuem mesmo módulo (mesmo tamanho), mesma direção e sentidos contrários. Com 
isso os vetores se anulam e a molécula é apolar. Por que a gasolina não se mistura com a 
água? Ou por que se pode limpar uma mancha de graxa na roupa utilizando gasolina? 
Essas perguntas podem ser respondidas analisando-se a polaridade das moléculas. 
Geralmente substâncias polares se dissolvem em substâncias polares, enquanto que 
substâncias apolares se dissolvem em substâncias apolares. 
 
Exercícios de fixação: 
1) (Udesc ) - O consumo cada vez maior de combustíveis fósseis tem levado a um aumento 
considerável da concentração de dióxido de carbono na atmosfera, o que acarreta diversos 
problemas, dentre eles o efeito estufa. Com relação à molécula de dióxido de carbono, é correto 
afirmar que: a) é apolar e apresenta ligações covalentes apolares. b) é polar e apresenta ligações 
covalentes polares. c) os dois átomos de oxigênio estão ligados entre si por meio de uma ligação 
covalente apolar. d) é apolar e apresenta ligações covalentes polares. e) apresenta quatro ligações 
covalentes apolares. 
2) Faça uma pesquisa sobre a polaridade da molécula de água. 
 
3) ( UFPE) O iodo elementar, em condições ambiente, é um sólido marrom, pouco solúvel em 
água, porém bastante solúvel em n-hexano. Isso se deve ao fato de que: 
 a) a água dissolve somente compostos iônicos b) o n-hexano é apolar como iodo c) iodo é uma 
substância composta , assim como o n-hexano d) a água não dissolve compostos covalentes e) 
n-hexano é mais polar que a água. 
 
 4) Faça uma pesquisa sobre a polaridade do ácido dodecilbenzenosulfônico, princípio ativo do 
detergente comum. 
 
39	
	
	
AULA 42 
INTERAÇÃO DIPOLO-DIPOLO 
As moléculas podem sofrer atrações intermoleculares que afetam seus estados físicos. Existem 
três tipos de atrações intermoleculares : interação dipolo- dipolo ou dipolo permanente-dipolo 
permanente, ligação de hidrogênio e interações dipolo instantâneo- dipolo induzido ou forças 
de van der Waals. Na interação dipolo - dipolo a extremidade positiva de um molécula polar 
pode atrair a extremidade negativa de outra molécula polar como mostra o esquema abaixo para 
o HCl: 
 
Essas interações favorecem a união das moléculas de HCl em qualquer estado físico. 
 
Exercício de fixação: 
Molécula que interage com outra igual por forças do tipo dipolo-dipolo: 
a) H2 b) O2 c) HI d) NaCl e) CO2 
 
AULA 43 
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO 
 
Na interação do tipo ligação de hidrogênio, átomos de hidrogênio polarizados com carga 
positiva em uma molécula interagem com pares de elétrons livres de átomos de moléculas 
vizinhas. Esse tipo de interação vai ocorrer quando átomos de hidrogênio estiverem ligados em 
átomos altamente eletronegativos como F, N ou O. A ligação de hidrogênio é uma interação 
mais forte que a interação do tipo dipolo-dipolo. 
40	
	
	
 
Exercício de fixação: 
(Ceeteps-SP) Para os compostos HF e HCl, as forças de atração entre as moléculas ocorrem por: 
a) ligações de hidrogênio para ambos. 
b) dipolo-dipolo para ambos. 
c) ligações de Van der Walls para o HF e ligações de hidrogênios para HCl. 
d) ligações de hidrogênio para o HF e dipolo-dipolo para o HCl. 
e) ligação eletrostática para HF e dipolo induzido para HCl. 
 
 
AULA 44 
FORÇAS DE van der WAALS 
 
Se uma molécula apolar passar perto de outra molécula pode ocorrer atração ou 
repulsão das nuvens eletrônicas de seus átomos gerando pequenos dipolos (positivo e 
negativo) instantâneos nas moléculas. A extremidade positiva desse dipolo atrai os 
elétrons de uma molécula vizinha induzindo nela a formação de um dipolo. Assim, uma 
rápida atração entre o dipolo instantâneo de uma molécula com o dipolo induzido de 
outra molécula acontece. Esse tipo de interação ocorre na verdade com qualquer 
molécula, seja ela polar ou polar. São interações mais fracas que as interações dipolo-
dipolo e ligações de hidrogênio. 
Exercício de fixação: 
 
(PUC-PR) O dióxido de carbono, presente na atmosfera e nos extintores de incêndio, 
apresenta ligação entre os seus átomos do tipo....... e suas moléculas estão unidas por 
....... . 
Os espaços acima são corretamente preenchidos pela alternativa: 
41	
	
	
 
a) covalente apolar - forças de Van der Waals b) covalente apolar - atração dipolo 
induzido-dipolo induzido c) covalente polar - ligações de hidrogênio d) covalente 
polar - forças de Van der Waals e) covalente polar - atração dipolo-dipolo 
 
AULA 45 
INTERAÇÕES MOLECULARES E PONTOS DE EBULIÇÃO 
 
As forças intermoleculares influenciam diretamente no ponto de ebulição das substâncias 
moleculares. Sempre que uma substância passa do estado sólido ou líquido para o estado gasoso 
forças intermoleculares são rompidas. Por exemplo, quando moléculas de água passam do 
estado líquido para o estado gasoso ligações de hidrogênio são rompidas. Quando se compara o 
ponto de ebulição de substâncias de massas moleculares próximas, possuirá maior ponto de 
ebulição a que possuir forças intermoleculares mais fortes. Agora, quando comparamos 
substâncias que apresentam o mesmo tipo de interação intermolecular, a que possuir a maior 
massa molecular apresentará o maior ponto de ebulição. 
 
Exercício de fixação: 
 (Unificado-RJ) Observe a tabela de pontos de ebulição: 
 
O ponto de ebulição da água é anômalo em relação aos demais compostos da família do 
oxigênio, porque: 
a) as moléculas da água são mais leves. 
b) existem ligações de hidrogênio entre as moléculas da água. 
c) existem Forças de Van der Waals entre as moléculas da água. 
d) somente a molécula da água é apolar. 
e) as demais substâncias decompõem-se termicamente 
42	
	
	
 
AULA 46 
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA 
 
Para medir a massa dos átomos foi escolhido como unidade de medida 1/12 da massa de 
um átomo de carbono 12, denominada de unidade massa atômica ( u). Para medir a 
massa dos outros outros átomos é só comparar com 1 u. 
 
 Por exemplo, para um átomo cuja massa atômica é igual a 40 u, isso significa que que 
esse átomo possui massa 40 vezes maior que 1/12 (1 u) do átomo de carbono 12.Mas 
como medir a massa dos elementos que possuem isótopos? Devemos calcular a média 
aritmética ponderada da massa atômica dos átomos isótopos. O cloro possui dois 
isótopos: 
 
Exercício de fixação: 
(UFPE) O cobre consiste em dois isótopos com massa 62,96 u e 64,96 u e 
abundância isotópica de 70,5% e 29,5%, respectivamente. A massa atômica do 
cobre é: 
 
a) 63,96u b) 63,00u c) 63,80u d) 62,55u e) 63,55u 
 
 
 
 
 
 
43	
	
	
 
AULA 47 
DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLECULAR 
 
Molécula é um conjunto de átomos ligados através de ligação covalente. Para conhecer 
a sua massa basta somar a massa atômica de todos os seus átomos constituintes. A 
massa molecular da água é igual a 18 u , pois um átomo de oxigênio tem massa igual a 
16 u e dois átomos de hidrogênio possuem massa total de 2 u. 
 
Para descobrir a massa atômica dos elementos basta fazer uma pesquisa na tabela 
periódica. Nunca confunda massa atômica com número de massa. 
 
Exercício de fixação: 
Faça uma pesquisa na tabela periódica e calcule a massa molecular para o H2SO4. 
 
AULA 48 
QUANTIDADE DE MATÉRIA 
 
Quantidade de matéria é uma das grandezas mais utilizada na química e tem como unidade 
no sistema internacional o mol. O mol é a quantidade de matéria que contém 6,02 x 1023 
entidades elementares (átomos, íons ou moléculas). É possível substituir u por grama através 
da relação: 
44	
	
	
 
Para moléculas vale a mesma relação: 
 
1 mol de matéria é conhecido como constante de Avogadro (NA). 
Exercício de fixação: 
Calcule a massa em gramas de 6,02 x 1023 moléculas de HNO3. 
 
 AULA 49 
MASSA MOLAR 
 
Massa molar (M) é a massa em gramas de 1 mol de uma determinada substância: 
- 1 mol de moléculas de H2O tem massa tem 18 g, então sua massa molar é igual a 18g/mol 
- 1 mol de átomos de O tem massa 16 g, então sua massa molar é igual a 16 g/mol 
- 1 mol de moléculas de CO2 tem massa 44 g, então sua massa molar é 44 g/mol 
Exercício de fixação: 
Calcule a massa molar para o NaCl. 
 
45	
	
	
AULA 50 
RELAÇÃO ENTRE MOL E QUANTIDADE DE PARTÍCULAS 
 
 Quando se conhece a massa molar de uma substância é possível calcular o número de 
átomos, moléculas ou íons (para compostos iônicos) de qualquer quantidade de matéria. 
Por exemplo, qual seria a quantidade de moléculas presentes em 360 g de glicose ? Esse 
cálculo pode ser feito em duas etapas: 
 Primeiro se calcula a massa molar da glicose cuja fórmula é C6H12O6: 
 
Depois por uma simples calcula-se a quantidade de moléculas: 
 
Exercício de fixação: 
Calcule o número de moléculas contidas em 22 g de CO2? 
 
AULA 51 
 PORCENTAGEM EM MASSA DE UMA SUBSTÂNCIA 
 
A porcentagem em massa (fórmula percentual ou centesimal) indica a porcentagem de cada 
elemento em uma determinada substância. Supondo que em 50 g de uma determinada 
substância foi encontrada 10 g de H, 20 g de O e 20 g de C, qual seria a porcentagem de cada 
elemento nessa substância? 
46	
	
	
 
Logo a porcentagem em massa de cada elemento é: 
20 % de H; 50% de C e 30 % de O 
Exercício de fixação: 
Em 80 g de uma determinada substância foi encontrada 20 g de H, 20 g de O e 40 g de C. 
Qual seria a porcentagem de cada elemento nessa substância? 
 
AULA 52 
 FÓRMULA MÍNIMA 
 
Fórmula mínima é a menor proporção, em números inteiros, dos elementos que constituem 
uma substância iônica ou molecular. Pode ser calculada a partir da fórmula percentual. Por 
exemplo, como calcular a fórmula mínima para uma substância que apresenta 80 % de C e 20 
% de H. 
 
 
Exercício de fixação: 
Determine a fórmula mínima para um composto que apresenta 40% de C, 6,67% de H e 
53,33% de O. 
 
 
47	
	
	
AULA 53 
 FÓRMULA MOLECULAR 
 
A fórmula molecular indica quantos átomos de cada elemento aparecem em uma molécula. 
Pode ser calcula a partir da fórmula mínima: 
Fórmula molecular = (fórmula mínima) . n 
Em que n é um número inteiro ≥ 1. Exemplo: A massa molecular da glicose é 180 u e sua 
fórmula mínima é CH2O. Qual a sua fórmula molecular ? 
 
Exercício de fixação: 
A massa molecular da glicose é 88 u e sua fórmula mínima é C2H4O. Qual a sua fórmula 
molecular ? 
AULA 54 
RELAÇÃO ENTRE MOLS 
Em uma equação química corretamente balanceada, os coeficientes estequiométricos 
nos dão a proporção correta da quantidade em mols (quantidade em matéria) de 
reagentes e produtos: 
 2 H2 + 1 O2 → 2 H2O 
 2 mol 1 mol 2 mol 
48	
	
	
Na reação acima 2 mol de H2 reage com 1 mol de O2 e forma 2 mol de H2O como produto. 
Exercício de Fixação: 
Para a reação abaixo indique qual as quantidade de matéria de Fe e O2 necessárias para 
produzir 6 mol de Fe
2
O
3
 :
 
4 Fe + 3 O
2
 → 2 Fe
2
O
3
 
 AULA 55 
RELAÇÃO ENTRE MOLÉCULAS 
Através dos coeficientes estequiométricos da equação química é possível encontrar o número 
de moléculas de reagentes e produtos que participam da reação: 
´ 
Para a reação acima os coeficientes estequiométricos nos dizem que 1 molécula de CH4 reage 
com 2 moléculas de O2, gerando 1 molécula de CO2 e duas moléculas de H2O. Para essa 
equação química também podemos pensar em termos de mols e depois associar esse 
raciocínio para número de moléculas. Assim, 6,02 x 1023 moléculas de CH4 reagem com 
12,04 x 1023 moléculas de O2, gerando 6,02 x 1023 moléculas de CO2 e 12,04 x 1023 
moléculas de H2O. 
Exercício de Fixação: 
Para o exemplo anterior, qual o número de moléculas de H2O produzidas quando 0,5 mol de 
CH4 reage com 1 mol de O2 ? 
 
AULA 56 
 RELAÇÃO ENTRE MASSAS 
A proporção entre massas de reagentes e produtos também pode ser calculada se uma 
equação química estiver corretamente balanceada. Para isso, transformamos as 
49	
	
	
quantidades em mols para massa utilizando os dados de massas molares de reagentes e 
produtos como mostra o exemplo abaixo: 
 
 2 H2 + 1 O2 → 2 H2O 
 2 mol 1 mol 2 mol 
 4 g 32 g 36 g 
Exercício de Fixação: 
Para a reação: 
CH4 + O2 → CO2 + H2O 
Qual a massa em gramas de H2O formada quando 2 mol de CH4 reagem com 4 mol de O2? 
 
AULA 57 
 RELAÇÃO ENTRE VOLUME DE GASES 
Segundo a equação de estado dos gases, sob temperatura e pressão constantes, o 
volume de um gás ideal é diretamente proporcional à quantidade em mols: 
 V = k n 
Com isso, a proporção entre os coeficientes estequiométricos é a mesma proporção dos 
volumes de reagentes e produtos que participam da reação. A 25 oC e pressão de 1 atm, 
o volume ocupado por 1 mol de gás ideal é de 24,5 L (volume molar). 
 
 
 
50	
	
	
 
Exercício de Fixação: 
Para o exemplo anterior, qual o volume em litros de H2, a 25 oC e pressão de 1 atm, 
necessários para forma 18 g de H2O? 
 
AULA 58 
 REAGENTE LIMITANTE 
 
A quantidade de produto formado em uma reação química é determinada pela 
quantidade do reagente limitante (reagente que é consumido totalmente). Na equação de 
síntese da água , os coeficientes estequiométricos nos dizem que 2 mol de H2 reagem 
somente com 1 mol de O2. No esquema abaixo 1 mol de O2 está em excesso e não irá 
reagir com 2 mol de H2 disponíveis (reagente limitante). 
 
 
Exercício de fixação: 
Misturou-se em um frasco de 1 litro 2 mol de N2 e 3 mol de H2 para reagir segundo a 
equação: 
N2 + 3H2 → 2 NH3 
Sobre essa reação responda: 
1) qual o reagente limitante? 
2) qual reagente está em excesso? 
 
AULA 59RENDIMENTO DA REAÇÃO 
 
51	
	
	
Em uma reação química, nem todos os reagentes são completamente transformados em 
produtos. Na prática, a grande maioria das reações apresentam rendimento menor do 100%. 
Rendimento de 100% é apenas teórico, que é calculado pela estequiometria da reação. A 
massa de produto que é efetivamente obtida é o rendimento real da reação. O esquema 
abaixo ilustra bem essa diferença entre rendimento teórico e rendimento real: 
 
No exemplo acima o rendimento teórico esperado era síntese de 34 de g de NH3, mas na 
prática foi obtido apenas 20,4 g, ou seja, um rendimento de 60%. 
Exercício de fixação: 
(CESGRANRIO) - A combustão de 36g de grafite (C) provocou a formação de 118,8g de gás 
carbônico. Qual foi o rendimento da reação? (C = 12u; O = 16u). 
 a) 50% 
 b) 60% 
 c) 70% 
 d) 80% 
 e) 90% 
 
AULA 60 
 IMPUREZA DO REAGENTE 
 
 As impurezas dos reagentes são os fatores que mais contribuem para os baixos 
rendimentos das reações químicas. Por isso é necessário levar em consideração o grau de 
pureza dos reagentes em cálculos estequiométricos. Por exemplo, considere uma amostra 
de 100 g de óxido de ferro III, Fe2O3, com 70 % de pureza. Isso significa que apenas 70 g 
são constituídos de Fe2O3 e 30 são impurezas. 
52	
	
	
Exercício de fixação: 
(UFRGS-RS) O gás hilariante, N2O(g), pode ser obtido pela decomposição térmica do 
nitrato de amônio, NH4NO3(s), conforme mostra a reação a seguir: 
NH4NO3(s) → N2O(g) + 2 H2O(ℓ) 
Se de 4,0 g do NH4NO3(s) obtivemos 2,0 g de gás hilariante, podemos prever que a pureza 
do sal é de ordem: 
a) 100% b) 90% c) 75% d) 50% e) 20%