ENSINO FUNDAMENTAL 9º ANO_CIÊNCIAS_VOLUME 01 (PROFESSOR)

Prévia do material em texto

9o. ano
Volume 1
ooo
Ciências
1
2
Livro do professor
Livro
didático
Estrutura da matéria 32
Transformações 
da matéria 2
Representação artística
Imagem ampliada
Fora de escala numérica
Escala numérica
Formas em proporção
Imagem microscópica
Coloração artificial
Coloração semelhante à natural
Fora de proporção
O projeto gráfico atende aos 
objetivos da coleção de diversas 
formas. As ilustrações, os 
diagramas e as figuras contribuem 
para a construção correta dos 
conceitos e estimulam um 
envolvimento ativo com os temas 
de estudo. Sendo assim, fique 
atento aos seguintes ícones:
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2
Quem não gosta de comer, no café da manhã ou no da tarde, aquele pão quentinho e macio? 
Praticamente a maioria das pessoas, não é mesmo? 
Considerado um dos alimentos mais comuns, o pão foi um dos primeiros alimentos produzidos 
e transformados pelo ser humano. Uma receita básica contém ingredientes bem simples e, após o 
preparo, envolve transformações bem visíveis. Sobre o pão, responda às questões a seguir. 
1. Quais são os ingredientes básicos de sua composição?
2. Você sabe como ele é produzido?
Transformações 
da matéria
• Produção do pão
1 Informações sobre a abertura do capítulo.
3
 Estados da matéria e suas transformações
Você já deve ter percebido, ao seu redor, vários tipos de transformações. 
A produção do pão, conforme observado na imagem de abertura, é uma 
transformação. Isto é, ocorre com a modificação da matéria. 
3333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333
2 Texto complementar.
Matéria é tudo que tem mas-
sa e ocupa lugar no espaço.
Ao contrário, numa transformação física, não há alteração nos componentes iniciais, ou seja, não há for-
mação de nova(s) substância(s). 
As mudanças de estado que a água sofre na natureza devido a variações de temperatura e pressão – ciclo 
da água ou ciclo hidrológico – são um exemplo de fenômeno físico. A água líquida ao evaporar, por exemplo, 
continua sendo água, porém no estado gasoso.
Mas você sabe por que o pão cresce?
O pão cresce em virtude da presença do fermento. Normalmente, em massas de pães, adicionamos fermen-
to biológico, que nada mais é do que uma espécie de fungo unicelular (levedura). O aumento no volume ocorre 
porque as leveduras, por ação enzimática, agem sobre as moléculas de açúcar (glicose) presentes na farinha, li-
berando CO2 (dióxido de carbono ou gás carbônico). Conforme a massa é esticada e “batida”, formam-se bolhas 
de ar que se juntam com o gás carbônico. Essa mistura é a responsável por expandir o pão quando está assando 
no forno, tornando possível o seu crescimento.
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3
Ao misturar farinha, água, sal e fermento, por 
exemplo, obtemos uma massa, que é deixada para 
descansar por um tempo até favorecer o seu cres-
cimento. Após levá-la ao forno, observamos uma 
alteração nos componentes originais dessa mistura, 
o que caracteriza uma transformação química. 
Quando substâncias presentes no estado inicial são 
transformadas em uma ou mais substâncias dife-
rentes, temos uma reação química. 
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Em uma transformação química, 
também chamada de reação quí-
mica, a composição do(s) 
material(is) é alterada, ou 
seja, há a formação de 
nova(s) substância(s).
ação química, 
e reação quí-
o do(s) 
a, ou 
o de 
.
Conexões
Objetivos
• Identificar, diferenciar e caracterizar os dife-
rentes estados da matéria de acordo com a 
organização de suas partículas.
• Perceber que a temperatura e a pressão at-
mosférica são fatores que influenciam os es-
tados da matéria e suas transformações. 
• Compreender que a matéria é constituída de 
átomos. 
• Descrever as transformações da matéria por 
meio de linguagem química, como equações 
e modelos. 
• Identificar os reagentes e os produtos em 
uma reação química.
• Compreender os princípios das leis de Lavoi-
sier e de Proust. 
9o. ano – Volume 14
Ao longo da história da ciência, vários modelos, com base em uma 
série de observações, foram e continuam a ser propostos para explicar a 
constituição dos materiais.
Uma das mais importantes ideias produzidas pela ciência foi supor 
que a imensa diversidade de materiais à nossa volta é resultado da com-
binação de algumas partículas. A água contida em um copo, por exem-
plo, é uma substância formada por um grande número de partículas 
chamadas de moléculas. Por sua vez, as moléculas de água são forma-
das por átomos de elementos químicos – hidrogênio e oxigênio. 
Os modelos aceitos se baseiam em algumas ideias fundamentais e são explicados pela teoria cinético-
-molecular. Simplificadamente, de acordo com essa teoria: 
• os materiais são formados por um grande número de pequeníssimas partículas; 
• entre as partículas, há espaços vazios; 
• as partículas movimentam-se sem cessar e em todas as direções; 
• as partículas interagem entre si. 
A maneira como as partículas se organizam, movimentam e interagem entre si 
possibilita a existência de materiais nos estados sólido, líquido e gasoso. Um mes-
mo material, inclusive, dependendo da temperatura e da pressão ao qual é subme-
tido, pode ser encontrado nos três estados da matéria. 
Sólido 
De acordo com a teoria cinético-molecular, no estado sólido, as partículas estão muito próximas umas das 
outras, geralmente, em um arranjo regular. Por isso, elas se encontram em posições fixas, apresentam baixa 
liberdade de movimento e vibram apenas em torno de suas posições. 
Os modelos teóricos são sempre pro-
visórios. Por isso, às vezes, podem ser 
substituídos por outros considerados 
mais adequados para compreender o 
mundo em que vivemos. 
Em geral, as transformações da matéria podem ser observadas e descritas tanto macroscopicamente quanto 
microscopicamente. O nível macroscópico relaciona os fenômenos como são de fato observados. No nível mi-
croscópico, as ideias são descritas por meio de modelos teóricos que buscam explicar e prever os fenômenos 
para além do que se vê. 3 O modelo teórico e sua utilização nas ciências.
• Exemplo de matéria sólida
Para atender à habilidade EF09CI01 da BNCC, bus-
camos, por meio da teoria cinético-molecular, ex-
plicar os estados e as transformações da matéria de acordo 
com um modelo de constituição submicroscópica. 
De acordo com a teoria 
cinético-molecular, a 
matéria é formada por 
partículas extremamen-
te pequenas (átomos, 
moléculas ou íons) que 
estão em constante mo-
vimento.
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Nível macroscópico
OBSERVE
Uma molécula de água é 
formada por dois átomos 
do elemento hidrogênio 
e um átomo do elemento 
oxigênio, por isso é 
representada pela fórmula 
química H2O. 
Nível microscópico
(particulado)
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• Modelo de partículas 
no estado sólido
 Ciências 5
Líquido 
No estado líquido, as partículas se encontram próximas umas das outras. No entanto, há menor força de atra-
ção em comparação com as partículas no estado sólido. Assim, elas se movimentam um pouco mais livremente 
e não assumem posições fixas. 
O quadro a seguir sintetiza as características do modelo de partículas para os materiais em geral, nos 
estados sólido, líquido e gasoso. Complete-o com base nas informações apresentadas. 
ESTADO DO MATERIAL 
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO
Representação 
esquemática das 
partículas
Organização das 
partículas
Alta Média Baixa
Movimento das partículas
Pouca liberdade de 
movimento
Liberdade intermediária Grande liberdade de movimento
Distância entre as 
partículas
Muito próximas umas das 
outras 
Muito próximas, embora 
ligeiramente mais afastadas do 
que nos materiais sólidos
Muito afastadas umas das 
outras
5 Plasma:o quarto estado da matéria.
Organize as ideias 
• Exemplo de matéria líquida
• Modelo de partículas 
no estado líquido
• Modelo de partículas 
no estado gasoso
• Exemplo de matéria gasosa
Gasoso 
A teoria cinético-molecular explica que a atração entre as partículas, nesse estado, é menor. Isso faz com 
que fiquem mais distantes umas das outras e se movimentem com extrema rapidez. Esse movimento aleatório 
permite que as partículas gasosas preencham o volume do recipiente que as contém.
4 Uma explicação para os termos do estado gasoso: gás e vapor.
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9o. ano – Volume 16
Mudanças de estado da matéria
As mudanças de estado também podem ser explicadas pela teoria cinético-molecular. Ao se aquecer um 
sólido, as partículas passam a vibrar com maior intensidade e rapidez até o rompimento dessa estrutura. Nesse 
instante, a temperatura permanece constante e formam-se aglomerados menores, ou seja, a forma bem definida 
do sólido se desorganiza e passa para o estado líquido. Esse processo é chamado de fusão. 
Com o aquecimento mantido, há uma intensa agitação térmica das partículas. Com isso, a força de atração 
entre elas torna-se praticamente nula e o estado líquido passa para o estado gasoso, num processo denomina-
do de vaporização. 
Dependendo da temperatura a que o sistema é submeti-
do, a mudança de fase denominada vaporização pode ser divi-
dida em três tipos: evaporação, ebulição e calefação.
• Evaporação: caracterizada pela passagem lenta do estado líquido para o gasoso. Ocorre à temperatura 
ambiente, como quando a roupa é deixada em um varal para secar.
• Ebulição: é a passagem rápida para o estado gasoso. Para ocorrer, é necessária uma fonte de calor; por 
exemplo, quando a água é fervida.
• Calefação: é a passagem quase instantânea do estado líquido para o gasoso. Acontece quando há um 
aumento abrupto na temperatura; por exemplo, quando um líquido é colocado em contato com uma 
chapa superaquecida. 
Investigando uma mudança de estado da matéria
O termo sistema é definido como parte do 
ambiente que é separado para análise (estudo). 
Fazendo Ciência
Objetivo
Investigar a mudança do estado líquido para o es-
tado de vapor de algumas substâncias. 
Materiais
• algodão 
• água
• álcool
• acetona
• quadro-negro ou qualquer superfície plana lisa 
Como fazer
1. Molhe chumaços de algodão, separadamente, 
com água e com álcool. 
 Observação: não coloque líquido demais, pois os 
chumaços não devem ficar pingando. 
2. Trace duas linhas verticais no quadro-negro, ao 
mesmo tempo, usando os chumaços de algodão 
molhados com os líquidos. 
3. Observe. 
4. Repita esse processo com a água e a acetona. E, 
depois, com o álcool e a acetona. 
Descarte do material
Os chumaços usados podem ser descartados na 
lixeira do laboratório.
Conclusão
Após a realização da atividade experimental, 
responda às questões propostas. 
a) Qual dos líquidos evaporou primeiro? 
A acetona. 
b) Indique, em ordem crescente, os líquidos 
conforme a evaporação. 
Água < Álcool < Acetona. 
c) Se a temperatura de ebulição da água, a 
1 atm, é 100 °C, por que esse líquido “secou” 
à temperatura ambiente?
 
A água “secou” devido a um processo conhecido como 
evaporação – passagem lenta do estado líquido para o 
gasoso. Diferentemente da ebulição, na evaporação esse 
líquido não precisa atingir 100 °C. 
Comente com os alunos que a facilidade que algumas substâncias 
têm para liberar moléculas no estado gasoso é chamada de vola-
tilidade. Portanto, quando um líquido evapora facilmente diz-se 
que ele é volátil. 
6 Indo mais além. 
Para atender à habilidade EF09CI01 da BNCC, propomos, por meio 
desse experimento, investigar uma das possíveis 
mudanças de estado da matéria. 
Cuidado ao usar outra superfície plana lisa que não seja 
o quadro-negro, pois ela poderá ser afetada. A acetona, 
por exemplo, retira a tinta e também estraga o acaba-
mento de alguns 
plásticos.
 Ciências 7
As mudanças de estado também podem ocorrer de manei-
ra oposta – ao se retirar calor da matéria gasosa por meio de um 
resfriamento, a vibração e a movimentação de suas partículas 
diminuem. Isso aumenta a força de atração entre elas, e o esta-
do gasoso passa para um estado mais organizado, o líquido. Essa 
transformação é chamada de condensação ou liquefação. 
Com a diminuição da temperatura, o líquido continua perden-
do calor, e a agitação entre as partículas fica menos intensa. Isso 
ocasiona um aumento na força de atração e uma maior organi-
zação das partículas, num processo definido como solidificação, 
em que o líquido passa para o estado sólido. 
Os termos condensação e liquefação 
são sinônimos, ou seja, caracterizam o 
processo de passagem do estado gasoso 
para o líquido. A única diferença entre eles 
é que o termo "condensação" é utilizado 
quando uma substância no estado de va-
por passa para o estado líquido, enquanto 
o termo "liquefação" corresponde à passa-
gem de um gás para o estado líquido. 
Organize as ideias 
7 Informações complementares.
Outro processo de mudança de estado físico é a sublimação, que envolve a 
passagem direta da matéria do estado sólido para o estado gasoso e vice-versa, 
ou seja, sem passar pelo estado líquido. Isso ocorre com algumas substâncias, 
principalmente com o gelo-seco – dióxido de carbono no estado sólido –, o 
iodo, a cânfora e o enxofre. Essa transição tão rápida entre esses dois estados 
– sólido e gasoso – se deve às frágeis interações entre as moléculas de determi-
nada substância. 
• Efeito especial com 
gelo-seco em show 
• Gelo-seco (dióxido de 
carbono no estado sólido)
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Absorção de energia (aumento da temperatura) 
Liberação de energia (diminuição da temperatura)
Condensação
Fusão Vaporização
Solidificação
Observe o esquema a seguir, que envolve as mudanças de estado da água, e complete cada quadro com 
os nomes das transformações correspondentes.
Comente com os 
alunos que o calor 
fornecido à água lí-
quida numa chaleira 
faz com que ela entre 
em ebulição, possibi-
litando sua passagem 
para o estado gasoso. 
Ao entrar em conta-
to com a tampa da 
chaleira, porém, esse 
vapor é resfriado 
(condensa) e retorna 
ao estado líquido. 
O gelo-seco é muito utilizado em 
shows, festas, cinema e teatro, para a 
produção de efeitos especiais. Além 
de entretenimento, o CO2 no estado 
sólido é usado com outras finalida-
des, como para transportar produ-
tos medicinais, sorvete da fábrica até 
os pontos de distribuição, etc. 
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9o. ano – Volume 18
Influência da temperatura
Quando uma amostra no estado sólido, como o 
gelo, a uma dada pressão atmosférica, recebe ener-
gia na forma de calor, a temperatura aumenta e suas 
partículas começam a se agitar mais intensamente. 
O conceito de pressão atmosférica já foi trabalhado nos anos ante-
riores em Geografia. 
A certa temperatura, à medida que o calor é transferido para o gelo, a amostra sólida começa a passar para 
o estado líquido. 
A temperatura constante na qual ocorre a mudança do estado sólido para o líquido é denominada temperatura de fusão (TF).
Nesse momento, em que ocorre a mudança de estado, a temperatura permanece constante, num processo 
conhecido como fusão. 
Durante o aquecimento constante da água pura, é possível re-
gistrar medidas de temperatura e construir um gráfico conhecido 
como curva de aquecimento. Observe como essas informações 
experimentais podem ser representadas num diagrama de tempera-
tura × tempo, considerando a pressão ao nível do mar (1 atm). 
• Curva de aquecimento da água pura 
inicialmente no estado sólido
• Em 0 minuto, a substância se encontra no estado 
sólido, a –10 °C.
• Após certo tempo de aquecimento, a temperatura 
aumenta de –10 °C para 0 °C (nesse intervalo, a 
substânciapermanece no estado sólido).
• Durante a fusão (entre t1 e t2), a temperatura per-
manece constante em 0 °C.
• Após a fusão, ao continuar o aquecimento, a tem-
peratura aumenta e a substância permanece to-
talmente no estado líquido. 
A água pura, também conhecida como 
água destilada, é obtida em laboratórios 
por meio de aparelhos específicos, que 
retiram todas as outras substâncias pre-
sentes em sua composição.
Te
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 (°
C)
20
0
−10
t1 t2 t3
tempo
sólido fusão líquido
0 °C 0 °C
−10 °C
0 °C
A pressão atmosférica é a força que a atmosfera exerce 
sobre a superfície do planeta. Ou seja, a força exercida pela 
camada de gases em determinado ponto da Terra. Por isso, 
seu valor varia de acordo com a altitude local. Ao nível do 
mar, essa pressão corresponde a uma atmosfera (1 atm). 
• Representação esquemática 
do aquecimento de certa 
quantidade de água pura 
inicialmente no estado sólido
• Representação esquemá-
tica do aquecimento de 
certa quantidade de água 
pura,inicialmente no estado 
sólido, até sua fusão completa
É muito importante trabalhar com os alunos a leitura de gráficos, pois ela é fundamental 
para o estabelecimento de relações entre o fenômeno que se observa e o seu registro 
na forma de curvas. 
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 Ciências 9
Cada substância apresenta uma temperatura de fusão específica. A 
água, por exemplo, sob pressão de 1 atm, se funde a 0 °C. É nessa tempe-
ratura também que ocorre o processo inverso, a solidificação. 
Mantendo o aquecimento após o término da fusão, a temperatura do 
sistema volta a aumentar até que a amostra começa a se transformar no 
estado gasoso. Observe: 
• Representação esquemática do 
aquecimento de certa quantida-
de de água pura inicialmente à 
temperatura de 20 °C
• Representação esquemática 
do aquecimento de certa 
quantidade de água pura 
até o início da ebulição 
A temperatura constante na qual ocorre a mudança do estado líquido para gasoso é denominada temperatura de ebulição (TE).
À medida que o calor é transferido para o líquido, a temperatura aumenta gradualmente até que a amostra 
começa a mudar de estado. 
Após certo tempo, a temperatura permanece constante, num processo conhecido como ebulição. 
O que determina se está ocorren-
do a fusão ou a solidificação é a 
situação em que o sistema se en-
contra, ou seja, se ele está sendo 
aquecido ou resfriado. 
100 °C100 °C
40 °C
100 °C
40 °C
20 °C
• Representação esque-
mática do aquecimento 
de certa quantidade de 
água pura em ebulição
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9o. ano – Volume 110
Observe a curva de aquecimento da água pura, a 1 atm, a partir do estado líquido.
Saiba +
Por que a temperatura não se altera quando é atingida a ebulição?
Quando fornecemos calor a certa quantidade de água em uma panela, por exemplo, sua tem-
peratura aumenta até o início da ebulição (fervura). No entanto, mesmo com a chama acesa, a 
temperatura de ebulição não se altera. Isso ocorre porque, enquanto a água líquida é aquecida, a 
energia recebida por ela na forma de calor é utilizada para aumentar a velocidade das partículas 
que a compõem. Com o aumento da agitação entre as moléculas da substância no estado líquido, 
ocorre o rompimento das forças de interação entre elas e a água líquida é convertida em vapor. 
Assim, quando o líquido começa a ferver, a temperatura fica constante, pois a energia é usada 
para converter a água líquida em vapor-d’água. 
• Inicialmente, a substância se encontra no estado líquido, a 20 °C.
• Após certo tempo de aquecimento, a temperatura aumenta de 
20 °C para 100 °C (nesse intervalo, a substância permanece no 
estado líquido). 
• Durante a ebulição da substância (entre t1 e t2), a temperatura 
permanece constante a 100 °C. 
• Após a ebulição, ao continuar o aquecimento, a temperatura vol-
ta a aumentar e a substância permanece totalmente no estado 
gasoso, conhecido também como estado de vapor. 
• Curva de aquecimento da água pura a partir do estado líquido
O valor da temperatura de ebulição de uma substância também cor-
responde ao valor de condensação. Assim, se o vapor-d’água for resfriado 
ao nível do mar (p = 1 atm), começa a se transformar em água no estado 
líquido a 100 °C. 
Observe, na tabela a seguir, os valores da temperatura de fusão (ou solidi-
ficação) e de ebulição (ou condensação) para algumas substâncias. 
Substância Temperatura de fusão (TF) a 1 atm Temperatura de ebulição (TE) a 1 atm
Etanol –114,14 °C 78,29 °C
Água pura 0 °C 100 °C
Cloreto de sódio 800,7 °C 1 465 °C
Ferro 1 538 °C 2 861 °C
Fonte: LIDE, David R. Handbook of Chemistry and Physics. 84. ed. Boca Raton, Florida: CRC Press, 2003.
Etanol Sólido
–114,14 °C
Líquido
78,29 °C
Gasoso
Sólido Líquido GasosoÁgua
0 °C 25 °C 100 °C
Com os valores das temperaturas de fusão e 
de ebulição de determinada substância, pode-
mos prever, em certa temperatura, o seu estado 
físico. Observe, nas faixas a seguir, por exemplo, 
que tanto a água quanto o etanol são líquidos à 
temperatura ambiente (T = 25 °C). 
• Esquemas de faixas de temperatura para o etanol e a água
Lembre aos alunos que as partículas (moléculas) de água no estado líquido interagem mais fortemente que as partículas de água no estado 
gasoso, conforme destacado no início do conteúdo Estados da matéria e suas transformações.
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 (°
C)
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120
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O que determina se está ocorren-
do a ebulição ou a condensação 
é a situação em que o sistema se 
encontra, ou seja, se ele está sen-
do aquecido ou resfriado. 
 Ciências 11
As mudanças de estado podem ser representadas 
numa mesma curva de aquecimento. Observe o 
gráfico para a água pura. 
O processo inverso ao aquecimento pode ser re-
presentado pela curva de resfriamento.
Os gráficos de aquecimento e de resfriamento da água são caracterizados pela presença de patamares que 
indicam temperatura constante durante a fusão e a ebulição. 
Curvas com essas características registram o comportamento de uma substância. 
• Curva de aquecimento da água pura 
inicialmente no estado sólido
• Curva de resfriamento da água pura 
inicialmente no estado de vapor
• Gráfico de mudança de estado de uma substância 
Te
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 (°
C)
tempo
Só
lid
o
Fusão
Líq
uid
o
Ebulição
Ga
sos
o
Quando há mais de uma substância, isto é, quando temos uma mistura, durante as mudanças de estado, 
em geral, a temperatura varia. 
Observe, graficamente, a diferença nos valores das curvas de aquecimento de uma mistura homogênea de 
sal e água e de um sistema constituído somente de água durante a ebulição. 
8 Recordando as diferenças entre substância e mistura. 
• Curvas de ebulição da água 
pura e da mistura água e sal 
Te
m
pe
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tu
ra
 (°
C)
tempo (min)
Água + NaCℓ
Água pura
25,5
22,5
36
35
62
60
85
85
100
100 100 100 100 100 100 100 100 100 100 100
102 103
104 105
106 107 107 107104,5103,5
Em sistemas constituídos por uma única substância, a tempera-
tura permanece constante durante todo o processo de mudança 
de estado.
Te
m
pe
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tu
ra
 (°
C)
100
0
tempo
Vapor-d’água
Gelo
Água líquidaTe
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 (°
C)
100
0
tempo
Vap
or-d
’ág
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Gel
o
Ág
ua
 líq
uid
a
 A análise das curvas permiteA análise das curvas permite 
concluir que, ao atingir a ebuli-
 ção, a substância, nesse caso a
água, tem temperatura cons-
 tante. Entretanto, na mistura de
água e sal, a temperatura varia. água e sal, a temperatura varia. 
Para uma substância, as temperaturas de fusão e ebulição 
podem ser chamadas, respectivamente, de ponto de fusão 
e ponto de ebulição.
A adição de um soluto não volátil, como o sal, na água aumenta a temperatura de 
ebulição do solvente. Por isso, a curva de aquecimento da mistura água e sal está aci-
ma da curva de aquecimento da água pura.
9o. ano – Volume 112
São Paulo
(750 m de altitude)
Menor colunade ar
Menor pressão
atmosférica
Santos
(no nível do mar)
Maior coluna de ar
Maior pressão
atmosférica
bExistem algumas misturas que se comportam como uma única substância durante a fusão ou a ebulição. 
Essas misturas especiais são denominadas eutética e azeotrópica, respectivamente. 
Influência da pressão
Até o momento, os valores para a temperatura de fusão e de ebulição foram considerados à pressão atmos-
férica ao nível do mar, ou seja, 1 atmosfera (1 atm). No entanto, à medida que a altitude aumenta, a pressão 
atmosférica diminui e isso altera a temperatura necessária para a transição da matéria de um estado para outro – 
por exemplo, a temperatura necessária para a ebulição. 
Em sistemas constituídos por mais de uma subs-
tância, ou seja, em misturas, a temperatura, em 
geral, varia durante as mudanças de estado. 
• Gráfico de mudança de estado de uma mistura 
• Gráfico de mudança de estado 
de uma mistura eutética 
• Gráfico de mudança de estado 
de uma mistura azeotrópica
Representação esquemática 
altitude × pressão atmosférica. 
Quanto maior for a altitude de 
um dado relevo, isto é, quanto 
mais elevado ele estiver em 
relação ao nível do mar, menor 
será a pressão atmosférica.
Te
m
pe
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tu
ra
 (°
C)
tempo
Só
lid
o
Fusão
Líq
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Ebulição
Ga
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ΔT
Temperatura (°C)
tempo
Só
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Fusão
Líq
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Ebulição
Ga
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Temperatura
variável
Temperatura
constante
ΔT
tempo
Só
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Fusão
Líq
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Ebulição
Ga
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Temperatura
variável
Temperatura
constante
ΔT
Temperatura (°C)
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01
5.
 3
D.
 Ciências 13
A pressão de vapor de um lí-
quido é a maior pressão exercida 
pelos vapores desse líquido, em 
equilíbrio com a fase líquida, a 
determinada temperatura. 
Saiba +
Por que é comum o uso da panela de pressão para acelerar o cozimento?
Por ser um recipiente hermeticamente fechado, que permite a saída 
de vapor apenas quando a pressão exceder certo valor, a pressão no 
interior da panela é elevada. Desse modo, a água dentro da panela de 
pressão ferve em uma temperatura superior a 100 °C (aproximadamen-
te a 120 °C). Com a temperatura mais alta, o cozimento dos alimentos 
ocorre em um tempo menor comparado às panelas convencionais.
A diminuição da pressão atmosférica em certos locais faz com que o 
cozimento dos alimentos, por exemplo, fique mais lento. Você sabe qual 
é a explicação para esse fato? 
Para que um líquido entre em ebulição, sua pressão de vapor deve 
ser igual à pressão atmosférica. Dessa maneira, em regiões cuja pressão 
local é menor, a igualdade é atingida mais rapidamente, ou seja, é mais 
fácil atingir a temperatura de ebulição do líquido. Isso quer dizer que a 
temperatura é menor. 
Em Santos (nível do mar), a água pura entra em ebulição a 100 °C. Já na cidade de São Paulo (a 750 m de 
altitude), esse líquido ferve a aproximadamente 98 °C.
Quanto menor a pressão atmosférica, menor a temperatura de ebulição de um líquido.
9 Sugestão de experimento.
No entanto, como o cozimento dos alimentos é favorecido pelo aumento da temperatura, em locais de 
maior altitude, pelo fato de a água ferver em temperaturas abaixo de 100 °C, a preparação dos alimentos torna-
-se mais lenta. Ou seja, é necessário um tempo de cozimento maior.
A pressão atmosférica tem pouca influência na temperatura de fusão. Esse valor é alterado somente para va-
riações de pressão maiores do que as provocadas por mudanças de altitude. Em geral, quanto menor a pressão, 
menor é a temperatura de fusão; exceção à água. 
 1. A existência de materiais nos diferentes estados da matéria – sólido, líquido e gasoso – depende da 
maneira como as partículas se organizam, movimentam e interagem entre si. Em relação a esses estados, 
complete as frases a seguir utilizando uma das palavras entre parênteses, de modo a obter afirmações 
verdadeiras.
a) A movimentação das partículas é menor (menor/maior) no estado líquido do 
que no estado gasoso. 
b) No estado gasoso, as partículas estão mais distantes (próximas/distantes) umas 
das outras do que em qualquer outro estado.
c) No estado sólido, a atração entre as partículas é muito grande (baixa/grande), por 
isso apresentam forma e volume fixos. 
d) A força de atração entre as partículas no estado líquido é maior (menor/maior) 
se comparado com as partículas no estado gasoso. 
Atividades
10 A influência da pressão na temperatura de fusão. 
11 Gabaritos/Resoluções.
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9o. ano – Volume 114
 3. Observe as imagens e responda às questões propostas. 
Sistema II. No estado gasoso, a atração entre as partículas é 
muito pequena. Por isso, as partículas estão mais distantes 
umas das outras e se movimentam com alto grau de liber-
dade. 
• Imagem 1 – água fervendo • Imagem 2 – roupas no varal 
Explique aos alunos que, ao perderem calor, as gotículas de vapor-
-d'água se chocam com a superfície do copo, que está com uma tempe-
ratura mais baixa, e, com isso, passam para o estado líquido.  
 2. De acordo com a organização das partículas, observe os sistemas apresentados a seguir e indique qual 
deles representa o modelo adequado para descrever o estado gasoso. Justifique sua resposta. 
a) Identifique o nome da mudança de estado representada em cada imagem. 
b) Qual semelhança há entre os dois processos? 
c) Cite algumas diferenças entre essas mudanças. 
 4. A vaporização é uma mudança de estado da matéria que ocorre quando determinada substância recebe 
energia na forma de calor. Isso faz com que a velocidade das partículas varie, determinando se esse é um 
processo de evaporação ou de ebulição. Independentemente disso, todas essas formas são transforma-
ções que envolvem a passagem do estado
a) sólido para o líquido. 
b) sólido para o de vapor. 
X c) líquido para o de vapor. 
d) de vapor para o líquido. 
e) líquido para o sólido. 
 5. Ao colocar um copo com água gelada sobre uma mesa, observamos, com o tempo, que se formam go-
tículas de água na parte de fora do copo. 
Sabendo que essas gotículas vêm do ar em forma de 
vapor, responda às questões propostas. 
a) Quais os estados da matéria envolvidos nesse 
processo? 
b) Qual o nome da mudança de estado que ocorre 
nessa situação? 
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 Ciências 15
 6. Observe a imagem da queima de uma vela e complete a frase de modo que a afirmação 
fique correta. 
Quando se acende o pavio de uma vela, a cera mais próxima à chama absorve calor do fogo 
e começa a derreter. Ou seja, a vela sólida transforma-se em líquida , 
num processo chamado de fusão . Depois, com o resfriamento, a 
cera derretida endurece novamente. Essa mudança é conhecida como solidifica-
ção .
 8. Observe os gráficos a seguir, que registram as mudanças de estado da água pura quando uma amostra 
dessa substância a 1 atm é submetida ao aquecimento e ao resfriamento. 
 7. O gráfico a seguir mostra o comportamento de determinada substância, inicialmente no estado sólido, 
durante o aquecimento a 1 atm de pressão. 
Com base nessas informações, responda às questões propostas. 
A interpretação de cada gráfico permite concluir que 
Te
m
pe
ra
tu
ra
 (°
C)
100
0
10 20 30 40 50
tempo (min)
(I)
(II)
Te
m
pe
ra
tu
ra
 (°
C)
100
0
10 20 30 40 50
tempo (min)
(IV)
(III)
II. o(s) estado(s) da água 
a) no quinto minuto de aquecimento é
sólido .
b) aos 25 minutos de resfriamento é
líquido .
c) entre 30 e 40 minutos de aquecimento é
líquido/gasoso .
d) entre 30 e 40 minutos de resfriamento é
líquido/sólido .
• Gráfico de aquecimento da água • Gráfico de resfriamento da água
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T (°C)
125
35
20
0 5 12 20 35 t (min)
a) Identifique as temperaturas de fusão e de ebulição da 
substância.TF = 35 °C TE = 125 °C
b) Durante quanto tempo a substância permaneceu exclu-
sivamente no estado líquido?
c) Qual o estado da substância na temperatura ambiente? 
d) Qual o estado da substância no décimo minuto de 
aquecimento? 
I. a temperatura de
a) fusão é 0 °C . 
b) ebulição é 100 °C .
c) condensação é 100 °C .
d) solidificação é 0 °C . 
9o. ano – Volume 116
9. O gráfico a seguir representa uma mudança de estado da matéria de uma substância inicialmente no 
estado sólido. 
Sobre esse sistema e sua transformação, analise as afirma-
ções e marque V para verdadeira e F para falsa. 
a) ( V ) A mudança de estado corresponde à fusão. 
b) ( F ) A 50 °C, a substância é líquida. 
c) ( F ) A mudança de estado ocorre entre t2 e t3. 
d) ( V ) Há mais de um estado da matéria entre t1 e t2. 
e) ( F ) A temperatura de ebulição é 50 °C. 
10. Observe, na tabela a seguir, as temperaturas de fusão (TF) e de ebulição (TE) das substâncias I, II e III. 
Substância TF (°C) TE (°C)
I –95,4 56,5
II –218,4 –183,0
III 660,0 2 467,0
Sob pressão de 1 atm e temperatura de 25 °C, as substâncias I, II e III encontram-se nos estados 
a) líquido, líquido e sólido. 
b) sólido, líquido e sólido. 
c) sólido, líquido e gasoso. 
X d) líquido, gasoso e sólido. 
e) gasoso, sólido e líquido. 
11. A imagem a seguir ilustra a relação entre a altitude e a pressão atmosférica. 
Com base nessas informações e nos seus conhecimentos sobre o assunto, responda aos itens a seguir.
a) Em qual local a altitude é maior? E menor? 
b) Em qual local a pressão atmosférica é maior? E menor? 
c) Qual é a relação entre a altitude e a pressão atmosférica? 
d) Em locais diferentes, em razão da diferença de altitude em cada região, a temperatura de ebulição de 
um líquido é diferente. Em qual cidade a temperatura de ebulição é maior? E menor? 
e) Qual é a temperatura de ebulição da água pura no Rio de Janeiro?
T (°C)
50
0 t1 t3t2 t (min)
Cidade do México
2 240 m
São Paulo
750 m
Rio de Janeiro
0 m
Nível do mar
760 mmHg = 1 atm
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 Ciências 17
 Aspectos quantitativos das transformações químicas
Para melhor interpretar e descrever as transformações da matéria – sejam físicas ou químicas –, utilizamos 
os termos estado inicial e estado final, que indicam o conjunto de características do sistema antes e depois 
de uma transformação.
sistema antes da transformação → sistema após a transformação
 (estado inicial) (estado final)
Dessa maneira, a comparação entre os estados fornece informações sobre o sistema estudado e permite 
obter conclusões sobre a transformação ocorrida. 
ESTADO INICIAL ESTADO FINAL CONCLUSÃO
A diminuição da temperatura do 
sistema possibilita a mudança do 
estado líquido para o estado sólido, 
caracterizando uma transformação 
física. 
O fornecimento de calor ao sistema 
faz com que a massa inicialmente 
pastosa e uniforme se transforme 
em um novo produto, de aspecto 
e gosto diferentes, o que caracteriza 
uma transformação química. 
A agitação do sistema acelera a 
dissolução do adoçante no café, 
caracterizando uma transformação 
física. 
A exposição ao ar e à umidade 
favorece a formação do óxido de 
ferro (popularmente conhecido 
como ferrugem), o que caracteriza 
uma transformação química.
De acordo com o quadro, a produção de “gelo” e a dissolução do adoçante no café correspondem a transfor-
mações físicas. Nesse tipo de transformação, não há formação de nova(s) substância(s). Ou seja, a composição 
química dos materiais não é alterada. Já o cozimento de um bolo e a formação da ferrugem em uma lata são 
exemplos de transformações químicas. Numa reação química, há alteração na composição química dos mate-
riais, ou seja, há formação de substância(s) diferente(s) da(s) original(is). 
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9o. ano – Volume 118
Em geral, as reações químicas são acompanhadas de evidências físicas que permitem demonstrar sua ocor-
rência. A mudança de cor observada na formação da ferrugem, por exemplo, permite afirmar que ocorreu uma 
transformação química. 
Com a atividade experimental proposta a seguir, é possível observar outra evidência que constata a ocor-
rência de uma reação. 
Fazendo Ciência
Objetivo
Identificar a ocorrência de uma reação. 
Materiais
• 1 copo 
• 1 colher (de chá)
• vinagre
• bicarbonato de sódio
Como fazer
1. Coloque cerca de 2 cm (de altura) de vinagre em 
um copo. 
2. Acrescente uma colher (de chá) de bicarbonato 
de sódio no copo com vinagre. 
3. Observe o que acontece.
Descarte do material
O líquido pode ser despejado na pia do laboratório.
Conclusão
Após a realização da atividade experimental, 
responda às questões propostas. 
a) O que ocorreu com o sistema após a adição 
de bicarbonato de sódio?
Sugestão de resposta: O sistema foi preenchido por 
espuma e bolhas. 
b) Que evidência macroscópica comprova a 
ocorrência da reação química?
Sugestão de resposta: A liberação de gás. 
 
Evidenciando uma reação química
Caso ache interessante, após adicionar o bicarbonato de sódio no copo com 
vinagre, aproxime, cuidadosamente, um palito de fósforo aceso do interior 
do recipiente. Após essa aproximação, a chama se apaga, pois não há mais 
gás oxigênio disponível para a queima. O gás produzido nessa reação é o car-
bônico (CO2), que se espalha no interior do copo e, por não ser comburente, 
não favorece a combustão.
Além da alteração na cor e da liberação de gás, há outras 
evidências físicas que podem caracterizar a ocorrência de uma 
reação química. São elas: 
• dissolução de sólido ou formação de precipitado; 
• aquecimento ou resfriamento do sistema; 
• liberação de luz, calor e/ou eletricidade; 
• alteração de odor. 
• Formação de 
precipitado
• Liberação de gás
12 Sugestão de experimento.
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Átomos de ferro Ferrugem
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 Ciências 19
ácido sulfúrico(aq) + hidróxido de sódio(aq) → sulfato de sódio(aq) + água(ℓ)
 Reagentes Produtos
Fazendo Ciência
Objetivo
Verificar o que ocorre com a massa das substân-
cias durante uma reação. 
Materiais
• balança digital ou balança de cozinha
• água
• cloreto de cálcio
• carbonato de sódio 
• 2 copos 
• 3 colheres (de sopa) 
• caneta marcadora de CD
Observação: O cloreto de cálcio pode ser encon-
trado em lojas de produtos químicos ou retirado de 
produtos antimofo à venda em supermercados. O 
carbonato de sódio pode ser encontrado em lojas de 
produtos químicos ou de produtos para piscinas. Nes-
se caso, é vendido com o nome comercial de barrilha.
No entanto, a ausência desses sinais nem sempre significa que não houve uma reação química. Inclusive, 
muitas reações ocorrem sem apresentar evidências a olho nu. 
Nesses casos, para comprovar que ocorreu uma transformação química, é necessário separar os materiais 
que compõem os sistemas inicial e final e analisar suas propriedades específicas, como as temperaturas de 
fusão e de ebulição, a densidade, etc. 
Uma reação muito comum na química, em que nem sempre é possível diferenciar visualmente os sistemas 
inicial e final da transformação, é a neutralização ácido-base. Quando misturamos, por exemplo, as soluções 
aquosas diluídas de ácido sulfúrico e hidróxido de sódio, ambas incolores, obtemos um sistema final também 
incolor e sem qualquer outra modificação perceptível indicando a ocorrência de reação. Entretanto, novas subs-
tâncias são formadas– sulfato de sódio e água. 
Para representar essa e outras reações químicas, utilizamos um esquema em que as substâncias iniciais 
– denominadas reagentes –, apresentadas no início e à esquerda de uma seta (→), são transformadas nas 
substâncias finais – chamadas de produtos –, indicadas no fim e à direita da seta. Quando há mais de uma 
substância, os reagentes e os produtos são separados pelo sinal de adição (+). 
Além dessas informações, são especificados, por meio de símbolos, os estados em que cada substância se 
encontra: (s) para o sólido, (ℓ) para o líquido, (g) para o gasoso e (aq) para as substâncias dissolvidas em água, 
ou seja, soluções aquosas. 
A reação de neutralização ácido-base descrita anteriormente pode ser representada da seguinte maneira:
Conservação da massa – lei de Lavoisier
Vimos que a ocorrência de uma reação química pode ser comprovada por meio de evidências observáveis 
ou até mesmo pelas propriedades físicas das substâncias. Mas o que ocorre com a massa dessas substâncias 
durante a reação? Diminui, aumenta ou não sofre alteração? 
Com a atividade experimental proposta a seguir, é possível comparar a quantidade do sistema inicial com a 
quantidade do sistema final, após a ocorrência da reação. 
13 A maneira de escrever uma reação química.
Reação entre cloreto de cálcio e carbonato de sódio
9o. ano – Volume 120
• Dissolução de compri-
mido efervescente em 
água – sistema aberto 
• Dissolução de compri-
mido efervescente em 
água – sistema fechado
A atividade experimental demonstra que, nessa situação, em sistema 
aberto, a massa do sistema inicial é a mesma que a massa do sistema final. Mas 
isso sempre ocorre? E se houvesse liberação de gás? A massa seria a mesma? 
Quando um comprimido efervescente, por exemplo, é adicionado a um re-
cipiente com água, ao término da dissolução, é possível constatar que a massa 
do sistema final é menor que a massa do sistema inicial. Isso ocorre porque o 
gás produzido na reação escapa para a atmosfera. Se a dissolução ocorrer em 
sistema fechado, porém, a massa se conserva. Observe: 
Como fazer
1. Com a caneta marcadora, identifique os copos – 
número 1 (para a solução de cloreto de cálcio) e 
número 2 (para a solução de carbonato de sódio). 
2. Em cada copo, coloque cerca de 2 cm (de altura) 
de água. 
3. Acrescente, no copo identificado pelo número 1, 
uma colher de cloreto de cálcio. 
4. Mexa bem.
5. Com outra colher limpa, coloque, uma colher de 
carbonato de sódio no copo identificado pelo nú-
mero 2. 
6. Mexa bem.
7. Coloque os dois copos sobre a balança. 
8. Anote o valor.
9. Pegue o copo 1 e despeje o seu líquido no copo 2. 
10. Observe, novamente, o valor registrado na balan-
ça e anote.
11. Compare os valores.
Descarte do material
O líquido pode ser despejado na pia do laboratório.
Conclusão
Após a realização da atividade, responda às 
questões propostas. 
a) Houve uma reação química entre as subs-
tâncias? Em caso afirmativo, que evidência 
macroscópica comprova sua ocorrência?
b) Ocorreu alguma alteração ao comparar os 
valores registrados na primeira e na segunda 
pesagem? 
c) Elabore uma conclusão a respeito de suas 
observações.
Num sistema aberto, há 
troca de matéria e energia 
com o ambiente. 
Num sistema fechado, não 
há troca de matéria com o 
ambiente. 
Muitos comprimidos antiá-
cidos contêm bicarbonato 
de sódio e ácido cítrico 
em sua composição. Por 
isso, quando o comprimi-
do é adicionado à água, 
essas substâncias reagem e 
produzem gás carbônico 
– responsável pela eferves-
cência (indício de ocorrência 
de reação). 
15 Sugestão de experimento.
A conservação das massas do(s) reagente(s) e do(s) produto(s) num sistema fechado foi comprovada pelo 
químico francês Antoine Lavoisier (1743-1794), que, com a colaboração da sua esposa, Marie Anne (1758-1836), 
realizou uma série de experimentos que o levou à seguinte conclusão: a quantidade de massa antes e depois de 
qualquer reação é sempre a mesma. 
m(sistema inicial) = m(sistema final)
14 Sugestão de resposta para as questões.
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 Ciências 21
Experimentos anteriores aos de Lavoisier mostravam que a 
massa nem sempre era conservada. Assim, para esclarecer es-
sas observações, o cientista afirmou que os ensaios deveriam ser 
realizados em sistemas fechados, e que as diferenças de massas 
eram consequências da entrada ou saída de gases durante as 
reações. Com base em suas observações e conclusões, Lavoisier 
enunciou a lei da conservação das massas, conhecida também 
como lei de Lavoisier. 
Saiba +
Lavoisier contribuiu muito para o reconhecimento da 
Química como ciência experimental. Em sua obra, conden-
sada no Traité Élementaire de Chimie, publicada em 1789, 
ele discute a importância da experimentação para a cons-
trução de modelos explicativos na ciência.
Com seus trabalhos, as transformações químicas come-
çaram a ser estudadas de forma sistematizada, por meio 
de instrumentos de medida que permitiram uma avalia-
ção quantitativa da matéria. Com isso, Lavoisier demons-
trou a importância do uso de balanças nos métodos de 
investigação.
• Balança utilizada por Lavoisier, 1775
Após realizarem vários experimentos em que 
se constatam regularidades nos dados e nas 
conclusões, cientistas podem enunciar, por 
equações matemáticas ou palavras, uma lei ou 
um princípio. Ou seja, a lei é uma generaliza-
ção baseada em observações experimentais e 
deduções lógicas, sem restrições. 
Essa lei é enunciada popularmente como:
“Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.”
Podemos estabelecer como um axioma incontestável, que em 
todas as operações da arte e da natureza nada é criado: existe uma 
quantidade igual de matéria antes e depois do experimento; a qua-
lidade e a quantidade dos elementos permanecem precisamente 
as mesmas e nada acontece além de variações e modificações nas 
combinações desses elementos. Deste princípio depende toda a 
arte de executar experimentos químicos: devemos sempre supor 
uma igualdade exata entre os elementos do corpo examinado e 
aqueles dos produtos de sua análise.
• Livro Traité Élementaire de Chimie, de Lavoisier, publicado em 1789
BRAGA, Marco. Lavoisier e a ciência do Iluminismo. São Paulo: Atual, 2000. p. 46.
Ou seja, durante as reações químicas, não há ganho nem perda de massa. Simplesmente, ocorre a transfor-
mação da(s) substância(s) inicial(is) – o(s) reagente(s) – em outra(s) – o(s) produto(s). Portanto, com base na lei 
da conservação das massas, é possível prever a quantidade de produtos formados, assim como a quantidade de 
reagentes necessários para a reação. Observe o exemplo a seguir. 
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9o. ano – Volume 122
Exemplo 1
Ao reagir completamente, em 
um sistema fechado, 1,12 g de fer-
ro com 0,64 g de enxofre, a massa 
de sulfeto de ferro obtida é
a) 1,12 g
b) 0,64 g
c) 0,48 g
d) 1,76 g
e) 1,28 g
Exemplo 2
Em determinadas condi-
ções e em um sistema fechado, 
2 g de gás hidrogênio em con-
tato com 16 g de gás oxigênio 
produziram água. Com base 
nessas informações, determine 
a massa de água obtida quan-
do se utilizam essas quantida-
des de reagentes. 
Proporção entre as massas – lei de Proust
As observações e as interpretações de Lavoisier, na época, estimularam outros cientistas a estudar quantita-
tivamente as reações químicas. Entre eles, o químico francês Joseph Proust (1754-1826), que realizou inúmeros 
experimentos. 
Por meio da análise de reações das substâncias, Proust concluiu que a composição em massa entre 
reagente(s) e produto(s) é sempre constante. Com base em suas observações, enunciou a lei das proporções 
definidas, conhecida também como lei de Proust. Essa lei pode ser exposta da seguinte maneira: 
Observe outro exemplo. 
Numa dada reação, a proporção em massa das substâncias que reagem e que são produzidas é fixa, constante e invariável, 
independentemente da sua origemou do modo de preparação. 
A análise quantitativa cor-
responde a um método que 
determina a quantidade de 
cada um dos componentes 
de uma amostra.
Resolução
 Primeiramente, é importante escrever a reação química e retirar 
os dados fornecidos no enunciado da questão. 
ferro(s) + enxofre(s) sulfeto de ferro(s)
1,12 g + 0,64 g x
De acordo com a lei de Lavoisier, em um sistema fechado: 
m(reagentes) = m(produto)
1,12 g + 0,64 g = x
x = 1,76 g de sulfeto de ferro
Resolução
 Com os dados fornecidos no enunciado da questão, escrevemos 
a reação química e determinamos a quantidade de produto. 
hidrogênio(g) + oxigênio(g) água(ℓ)
2 g + 16 g x
De acordo com a lei de Lavoisier: 
m(reagentes) = m(produto)
2 g + 16 g = x
x = 18 g de água
Amostra água(ℓ) hidrogênio(g) + oxigênio(g)
1 180 g 20 g + 160 g
2 270 g 30 g + 240 g
3 540 g 60 g + 480 g
4 900 g 100 g + 800 g
Para compreender melhor essa lei, observe os dados obtidos de uma 
análise quantitativa de várias amostras de água pura. 
 Ciências 23
Com os dados experimentais, comprovamos que, qualquer que seja 
a massa de água decomposta, as quantidades de hidrogênio e de oxi-
gênio obtidas mantêm uma mesma proporção. Matematicamente, essa 
proporção pode ser obtida pela razão entre as massas de cada uma 
dessas substâncias.
 
Massa do hidrogênio
=
20 g
=
30 g
=
60 g
=
100 g
Massa do oxigênio 160 g 240 g 480 g 800 g
A interpretação dos dados revela que a massa de oxigênio é sempre 8 vezes maior que a massa de hidrogê-
nio. Assim, a água, por exemplo, sempre será formada por hidrogênio e oxigênio com uma mesma proporção 
em massa: uma (1) parte de hidrogênio para oito (8) partes de oxigênio (1:8). Observe o exemplo. 
Sabendo que 18 g de água foram decompostos, em sistema fechado, produzindo 2 g de hidrogênio e 
16 g de oxigênio, determine: 
a) a massa de água necessária para obter 80 g de oxigênio;
b) a massa de hidrogênio formada com a quantidade de água calculada no item anterior. 
Resolução
Primeiramente, é importante escrever a reação química e retirar os dados fornecidos no enunciado da 
questão. 
água(ℓ) hidrogênio(g) + oxigênio(g)
 18 g 2 g + 16 g
De acordo com a lei de Proust: 
a) 
Ou, 
18 g de água — 16 g de oxigênio
 x — 80 g de oxigênio
x = 90 g de água
b) 
Ou, 
18 g de água — 2 g de hidrogênio
90 g de água — x
x = 10 g de hidrogênio
18 g de água = mágua
16 g de oxigênio 80 g de oxigênio
mágua = 90 g de água
18 g de água = 90 g de água
2 g de hidrogênio mhidrogênio
mhidrogênio = 10 g de hidrogênio
16 Maneiras de resolver questões.
O método que determina a quantidade de reagentes que deve ser utili-
zada e a quantidade de produtos a ser obtida por meio de reações químicas 
é a Estequiometria. 
Os cálculos estequiométricos são feitos com base em leis, como a lei 
de conservação da massa (lei de Lavoisier) e a lei das proporções defini-
das (lei de Proust), que relacionam as quantidades e as proporções entre as 
substâncias. 
O nome Estequiometria tem ori-
gem nas palavras gregas stoikheion, 
que significa “elemento”, e metron, 
que significa “medição”.
A determinação quantitativa de substâncias é de extrema importância para laboratórios químicos e indús-
trias. A rentabilidade das indústrias, por exemplo, está relacionada com o conhecimento da quantidade de 
matéria-prima que será consumida nos processos de produção. O objetivo é a obtenção de produtos em quan-
tidade suficiente, porém com a menor quantidade possível de reagentes. Na indústria farmacêutica, a quantidade 
de reagentes utilizada na fabricação de medicamentos é definida cuidadosamente, pois qualquer alteração 
pode causar efeitos colaterais nocivos. 
17 Leis não abordadas no material.
Ao ser decomposta, uma substância 
se separa em dois ou mais compostos.
9o. ano – Volume 124
Atividades
 1. O aquecimento de 100 g de calcário produz 56 g de cal viva e 44 g de gás carbônico. Essa afirmativa está 
baseada em qual lei? Justifique sua resposta. 
Lei de Lavoisier, pois a quantidade de massa antes e depois da reação é a mesma. 
 2. Analise as informações e encontre os valores de x e y. 
Observação: Considere que a reação ocorreu em sistema fechado. 
a) 
trióxido de enxofre(g) + água(ℓ) ácido sulfúrico(aq)
Experimento 1 80 g + 18 g x = 98 g
Experimento 2 y = 120 g + 27 g 147 g
b) 
carbono(s) + oxigênio(g) dióxido de carbono(g)
Experimento 1 12 g + x = 32 g 44 g
Experimento 2 36 g + 96 g x = 132 g
 3. Na indústria farmacêutica, é fundamental que os profissionais envolvidos conheçam antecipadamente a pro-
porção entre os participantes de uma reação, pois isso evita prejuízos. Um exemplo disso é a produção do áci-
do acetilsalicílico, o medicamento mais conhecido e comercializado no mundo, obtido por meio da reação:
ácido salicílico + anidrido acético ácido acetilsalicílico + água
Com as informações apresentadas, complete o quadro com os valores da proporção em massa das 
substâncias. 
ácido salicílico + anidrido acético ácido acetilsalicílico + água
Situação 1 102 g + 276 g 360 g + 18 g
Situação 2 204 g + 552 g x = 720 g + 36 g
Situação 3 51 g + y = 138 g 180 g + z = 9 g
Situação 4 w = 34 g + 92 g h = 120 g + 6 g
 4. A reação de 1 g de magnésio com o oxigênio do ar é intensa e libera calor. Determine a massa de oxigênio 
consumida para que seja obtida 1, 64 g de óxido de magnésio. 
 5. A amônia é uma substância gasosa que pode ser obtida pela reação entre os gases hidrogênio e nitro-
gênio. Sabendo que, em um sistema fechado, 28 g de nitrogênio reagiram completamente com 6 g de 
hidrogênio, responda às questões propostas. 
a) Esquematize a reação de formação da amônia, indicando os reagentes e os produtos. 
 
18 Gabaritos/Resoluções.
Resolução: 
nitrogênio(g) + hidrogênio(g) amônia(g)
 Ciências 25
Ao utilizar um produto químico, observe as orientações contidas 
no rótulo. Não prove, cheire ou toque, com as mãos desprotegidas, 
qualquer substância que você não conheça.
b) Qual a massa, em gramas, de amônia produzida? 
 
c) Qual lei foi utilizada para responder ao item anterior? Lei de Lavoisier 
d) Qual a massa, em gramas, de amônia produzida quando 60 g de hidrogênio reagem com nitrogênio 
suficiente para que ocorra a reação? 
 
e) Qual lei foi utilizada para responder ao item anterior? Lei de Proust. 
 6. Ao soprar uma solução de hidróxido de cálcio, conhecida também como água de cal, ocorre a seguinte 
reação: hidróxido de cálcio(aq) + dióxido de carbono(g) carbonato de cálcio(s) + água(ℓ). 
Resolução: 
nitrogênio(g) + hidrogênio(g) amônia(g)
 28 g + 6 g x
Pela lei de Lavoisier: 
28 g + 6 g = x
x = 34 g de amônia
Resolução: 
nitrogênio(g) + hidrogênio(g) amônia(g)
 28 g + 6 g 34 g
Pela lei de Proust: 
6 g de hidrogênio
=
60 g de hidrogênio
34 g de amônia mamônia
mamônia = 340 g de amônia
Ou, 
 6 g de hidrogênio 34 g de amônia
60 g de hidrogênio x
x = 340 g de amônia
Professor, é interessante fazer com que os alunos percebam que é possível determinar de outra maneira simples a quantidade 
de amônia produzida, uma vez que a quantidade de hidrogênio indicada nesse item é dez vezes maior que a quantidade 
indicada no enunciado da questão. 
 7. (FUVEST – SP) Quando 96 g de ozônio se transformam completamente, a massa de oxigênio comum 
produzida é igual a:
a) 2 g b) 80 g c) 48 g d) 64 g X e) 96 g
Resolução: 
ozônio(g) oxigênio(g)
 
 96 g x
Pela lei de Lavoisier: 96 g = x
Considerando a lei de Lavoisier, determine a massa de hidróxido de cálcio necessária para que 44 g de gás 
carbônico sejam totalmente consumidos, formando 100 g de carbonato de cálcio e 18 g de água. 
An
ge
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 G
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20
18
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ig
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9o. ano – Volume 126
 8. (UEL – PR) 46,0 g de sódio reagem com 32,0 g de oxigênio formando peróxido de sódio. Quantos gramas 
de sódio serão necessários para obter 156 g de peróxido de sódio?
a) 23,0 b) 32,0 c) 69,0 d) 78,0 X e) 92,0
 9. Um prego de 5 g, constituído unicamente de ferro, foi deixado ao ar 
livre por um longo períodode tempo. Após algumas semanas, obser-
vou-se que a massa tinha aumentado para 7 g. 
Com base nessas informações, responda às questões propostas. 
a) Que tipo de transformação ocorreu com o prego? Qual o nome específico para essa transformação? 
Ocorreu uma transformação química, conhecida como ferrugem. 
b) Qual a massa total de oxigênio e de vapor-d’água presentes no ar que estão envolvidas nesse processo? 
 
10. Por ser renovável e inesgotável, e principalmente por não liberar gases tóxicos para a atmosfera, o hidro-
gênio é considerado por muitos o combustível do futuro. 
Durante a sua combustão, esse combustível produz ape-
nas vapor-d’água, conforme a reação: 
hidrogênio(g) + oxigênio(g) → água(g)
2 g + 16 g → 18 g
Na queima de 40 kg de hidrogênio, determine 
a) a massa, em kg, de água produzida. b) a massa, em g, de oxigênio consumida. 
Resolução: 
ferro(s) + oxigênio(g) + água(g) ferrugem(s)
 5 g + x + y 7 g
Pela lei de Lavoisier: 
5 + x + y = 7
x + y = 7 – 5
x + y = 2 g (massa total)
Resolução: 
sódio + oxigênio peróxido de sódio
 46 g + 32 g x
Pela lei de Lavoisier: 
46 g + 32 g = x
x = 78 g de peróxido de sódio
Pela lei de Proust: 
46 g de sódio
=
msódio
78 g de peróxido de sódio 156 g de peróxido de sódio
msódio = 92 g de sódio 
Ou, 
46 g de sódio 78 g de peróxido de sódio
 x 156 g de peróxido de sódio
x = 92 g de sódio
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 Ciências 27
Muitos pensam que a química acontece, especificamente, nos laboratórios. As reações químicas, porém, 
estão por todos os lados. Ao nosso redor, a matéria está constantemente se transformando, e nosso cotidiano 
seria realmente muito mais difícil sem a química. Ela nos acompanha 24 horas por dia e está presente em prati-
camente todos os produtos que utilizamos no dia a dia. 
Leia o texto a seguir e perceba um pouco da presença da química em simples atividades cotidianas. 
+ Zoom
OLIVEIRA, Lúcia H. de. A química presente nas atividades do dia a dia. Disponível em: <https://super.abril.com.br/ciencia/a-quimica-presente-nas-
atividades-do-dia-a-dia/>. Acesso em: 2 mar. 2018. 
A química presente nas atividades do dia a dia
De manhã, quase todas as pessoas tomam banho, lavam os cabelos, escovam os dentes, passam 
desodorante. Mas quase ninguém sabe o que acontece realmente durante essa rotina
Todo dia, você acorda com péssimas notícias. 
Na sua boca, pode ter certeza, nasceu o embrião 
de uma cárie. Quanto à pele, não se iluda: milhões 
de bactérias aproveitaram a noite para um ver-
dadeiro banquete à base de células descascadas, 
suor, gordura, um ou outro glóbulo sanguíneo e 
eventuais resíduos de pus, que são encontrados 
com fartura depois de várias horas sem lavagem. 
Os produtos dessa comilança irão inevitavelmen-
te fermentar, causando mau cheiro, mais cedo ou 
mais tarde. Água, pura e simplesmente, não re-
solverá o problema. Para se garantir um bom dia, 
é preciso lançar mão dos ácidos graxos – e aqui 
não se trata dos que estão presentes na gordura 
do leite e da manteiga no desjejum, mas dos com-
ponentes básicos de produtos como o sabonete, o 
xampu, o condicionador e a pasta de dentes.
Conforme a combinação dessas substâncias 
gordurosas com outros ingredientes é que se criam 
as mais diversas fórmulas de beleza e higiene.
[...]
Mania nacional
O sabão é conhecido há pelo menos 2 600 anos, 
quando os fenícios se banhavam com uma pasta fa-
bricada a partir da fervura da banha de cabra com 
cinzas de madeira. Mas não foi em todos os perío-
dos da história que esse produto de higiene esteve 
em voga. Muito apreciado nas termas de Roma, o 
sabão desapareceu do mapa depois da queda do im-
pério Romano em 476. Só por volta do século IX, 
ele ressurgiu na cidade de Savona, na Itália – eis a 
origem de seu nome. Na época, era consumido pe-
los nobres. O uso do sabão se difundiu pela popula-
ção apenas dez séculos mais tarde. Então, o químico 
alemão Justus von Liebig (1803-1873) declarou que 
o grau de civilização de um país podia ser indicado 
pela quantidade de sabão consumida.
Sorriso branco, com urina
A pasta de dente foi mencionada pela primeira 
vez por historiadores egípcios: tratava-se de uma 
mistura muito abrasiva, feita com pedra-pomes 
triturada e vinagre.
Os antigos romanos trocaram o vinagre pela 
urina, à qual atribuíam-se poderes de deixar os 
dentes brancos. O ingrediente, um tanto exótico, 
foi usado até o século XVIII em diversos países 
europeus. Hoje se sabe que a urina era capaz de 
branquear os dentes por conter amônia, substân-
cia que continua sendo usada nas formulações.
Pitadas de sais
Passar perfume sobre as axilas é um hábi-
to antigo, praticado há 5 000 anos na Suméria. 
Desodorantes, de fato, só surgiram nos Estados 
Unidos, no final do século passado, quando os 
químicos descobriram que sais de zinco poderiam 
inibir a produção de suor. Na época, é verdade, 
eles nem desconfiavam que isso acontecia porque 
as partículas de metal tampavam os poros. Ainda 
hoje, ao menos na França, a maioria das pessoas 
continua ignorando as propriedades dos sais de 
zinco e de outros metais usados em desodorante: 
de acordo com a Federação Nacional das In-
dústrias de Cosméticos Francesas, enquanto o 
consumo de perfume é o mais elevado do mundo – 
cerca de 12 frascos anuais por pessoa –, apenas três 
em cada dez franceses usam desodorante, apesar de 
metade da população só tomar banho uma vez por 
semana.
28
Hora de estudo
 1. Classifique as transformações em físicas (F) ou 
químicas (Q). 
a) ( Q ) Obtenção de vinho por meio da fer-
mentação da uva. 
b) ( Q ) Queima da madeira em uma fogueira.
c) ( F ) Decantação de uma amostra de água 
+ areia. 
 3. (UFPE) Em quais das passagens grifadas abaixo 
está ocorrendo transformação química?
1) “O reflexo da luz nas águas onduladas pe-
los 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
X d) 2 e 4
e) 1 e 3
 4. (ENEM) Produtos de limpeza, indevidamente 
guardados ou manipulados, estão entre as prin-
cipais causas de acidentes domésticos. Leia o re-
lato de uma pessoa que perdeu o olfato por ter 
misturado água sanitária, amoníaco e sabão em 
pó para limpar um banheiro:
“A mistura ferveu e começou a sair uma fuma-
ça asfixiante. Não conseguia respirar e meus 
olhos, nariz e garganta começaram a arder de 
maneira insuportável. Saí correndo à procura 
de uma janela aberta para poder voltar a res-
pirar.”
O trecho sublinhado poderia ser reescrito, em 
linguagem científica, da seguinte forma:
a) As substâncias químicas presentes nos pro-
dutos de limpeza evaporaram.
b) Com a mistura química, houve produção de 
uma solução aquosa asfixiante.
c) As substâncias sofreram transformações pelo 
contato com o oxigênio do ar.
X d) Com a mistura, houve transformação quími-
ca que produziu rapidamente gases tóxicos.
e) Com a mistura, houve transformação quí-
mica, evidenciada pela dissolução de um 
sólido.
d) ( F ) Obtenção de gelo a partir da água 
líquida. 
e) ( F ) Ebulição da água numa chaleira.
f) ( Q ) Produção de amônia a partir de 
hidrogênio e nitrogênio.
g) ( Q ) Decomposição do alimento no lixo. 
h) ( F ) Reciclagem de latas de alumínio. 
 2. (UEPA) Considerando-se as transformações:
A água líquida é obtida a partir do gelo ao se 
fornecer energia na forma de calor:
gelo água líquida
+energia
–energia
As chuvas ácidas transformaram a superfície do 
mármore de estátuas gregas em gesso macio e 
sujeito à erosão:
mármore gessochuva
ácida
Uma porção de ferro interage com o oxigênio 
em presença da umidade, transformando-se em 
ferrugem: 
ferroferrugem
corrosão
É correto afirmar que os fenômenos ocorridos 
são identificados, respectivamente, como: 
a) Físico, químico, físico.
X b) Físico, químico, químico.
c) Físico, físico, químico.
d) Químico, químico, físico.
e) Químico, físico, físico.
A decantação é uma técnica utilizada para separar mistu-
ras heterogêneas sólido-líquido e líquido-líquido de den-
sidades diferentes.
29
Com base nessas informações, responda às 
questões propostas. 
a) Qual o valor da temperatura de fusão da 
amostra? 
TF = 40 °C
b) Quanto tempo durou a ebulição da amostra? 
t = 20 min
c) Qual o estado de agregação dessa substância 
a 50 °C? 
Estado líquido
 6. Uma amostra de substância líquida foi aquecida. 
Os dados experimentais foram registrados e uti-
lizados para construir o gráfico a seguir. 
 7. A tabela a seguir registra as temperaturas aproxi-
madas, medidas a 1 atm, de duas substâncias.
Substância
Temperatura de 
fusão (°C)
Temperatura de 
ebulição (°C)
Oxigênio –218 –183
Etanol –117 78
Pela análise dos dados, pode-se afirmar que, à 
temperatura de 40 °C,
a) o etanol se encontra no estado gasoso e o 
oxigênio, no estado líquido. 
b) ambos se encontram no estado líquido.
c) não é possível determinar o estado no qual 
se encontram essas substâncias. 
d) ambos se encontram no estado gasoso.
X e) o etanol se encontra no estado líquido e o 
oxigênio, no estado gasoso.
 8. Considere a tabela a seguir, cujos dados foram 
obtidos à pressão de 1 atm.
Substância
Temperatura de 
fusão (°C)
Temperatura de 
ebulição (°C)
Clorofórmio –63,5 61,2
Propano –190 –45
Éter etílico –116 35
Acetona –95 57
Quantas dessas substâncias são líquidas a 25 °C?
a) Uma.
b) Duas.
X c) Três.
d) Nenhuma.
e) Todas. 
 9. Observe, na tabela a seguir, as temperaturas de 
fusão (TF) e de ebulição (TE) das substâncias 
medidas sob pressão de 1 atm.
Substância TF (°C) TE (°C)
Ferro 1 535 2 885
Água 0 100
Etanol –117 78
Oxigênio –218 –183
Com base nesses valores, responda às questões 
propostas. 
Sobre esse sistema e sua transformação, pode-se 
afirmar que
a) a mudança de estado é a fusão. 
X b) a mudança de estado ocorre a partir de 100 °C.
c) o sistema apresenta mais de um estado na 
temperatura ambiente. 
d) o sistema permaneceu no estado líquido du-
rante 10 minutos. 
e) a mudança de estado termina em 50 minutos. 
100
90
80
70
60
50
40
30
20
10
Te
m
pe
ra
tu
ra
 (°
C)
0
2010 30 40 50 60 tempo (min)
140
120
100
80
60
40
20
T (°C)
0
2010 30 40 50 60 t (min)
5. O gráfico a seguir representa o aquecimento de 
uma substância desconhecida no estado sólido. 
30
a) Na temperatura ambiente, por que o oxigê-
nio é um gás? 
A 25 °C, o oxigênio é um gás porque essa temperatura 
está acima da sua temperatura de ebulição (–183 °C). 
b) Etanol ou água: qual entra em ebulição an-
tes? Justifique sua resposta.
O etanol tem temperatura de ebulição menor que a
 água, por isso inicia a fervura antes. 
c) Em que faixa de temperatura um forno 
numa siderúrgica deve operar para obter fer-
ro no estado líquido? 
Para obter ferro líquido a temperatura do forno deve 
estar acima de 1 535 °C (TF) e abaixo de 2 885 °C (TE). 
10. Observe as imagens a seguir e responda às ques-
tões propostas. 
11. (FGV – SP) Ao dissolver-se um comprimido 
efervescente em uma dada massa de água, ao 
término do processo observa-se uma diminui-
ção da massa do conjunto. A referida observa-
ção contraria a lei de Lavoisier? Justifique sua 
resposta.
A observação não contraria a lei de Lavoisier. O que ocorre 
na efervescência do comprimido é a liberação de gás carbô-
nico para a atmosfera, já que o sistema está aberto. Por isso, 
a massa do conjunto final é menor que a inicial. Entretanto, 
em sistema fechado, seria possível comprovar que a massa 
do sistema é conservada. 
12. (CESGRANRIO – RJ) De acordo com a lei de 
Lavoisier, quando fizermos reagir em ambiente 
fechado, 1,12 g de ferro com 0,64 g de enxofre, a 
massa, em g, de sulfeto de ferro obtida será de: 
a) 2,76
b) 2,24
X c) 1,76
d) 1,28
e) 0,48
13. Para estudar as transformações que ocorrem 
com a matéria, um aluno separou alguns pre-
gos (composição química: ferro) para serem 
expostos ao ar. Após medir a massa inicial, cujo 
valor foi de 11,2 g, deixou-os em uma bancada 
no laboratório da escola. Depois de algumas se-
manas, verificou que a massa dos pregos tinha 
aumentado para 17,6 g. 
Com base nessas informações, responda às 
questões propostas.
a) O que ocorreu com os pregos? 
Os pregos enferrujaram.
b) Que massa de oxigênio, presente no ar at-
mosférico, foi envolvida no processo? 
• Queima de velas • Formação da ferrugem
I II
a) Que evidência física indica a ocorrência de 
reação química em cada uma das situações 
apresentadas nas imagens? 
 I. Liberação de luz e calor 
 II. Alteração na cor 
b) Ambas as transformações envolvem o oxi-
gênio como um dos reagentes. Na primeira 
situação, porém, há uma diminuição na massa 
de sólido e, na segunda, um aumento. Esses 
fatos contrariam a lei de Lavoisier? Justifique 
sua resposta. 
As situações não contrariam a lei de Lavoisier. O que ocorre é que, 
em ambas, o sistema é aberto e, por isso, há diminuição ou au-
mento de massa. Na primeira situação, há uma diminuição na 
massa porque quase todos os produtos da queima são gasosos e
se dispersam na atmosfera. Na segunda situação, o aumento de 
massa se deve à incorporação de oxigênio e vapor-d'água ao ferro 
presente na lataria do carro, formando a ferrugem. 
Resolução: 
ferro + enxofre sulfeto de ferro
 1,12 g + 0,64 g x
Pela lei de Lavoisier: 
1,12 g + 0,64 g = x
x = 1,76 g de sulfeto de ferro
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31
c) Para determinar a massa de oxigênio no item 
anterior, você se baseou na lei de Lavoisier ou 
na lei de Proust? Explique sua escolha. 
A massa de oxigênio foi determinada com base na lei de 
Lavoisier ou lei da conservação das massas. De acordo 
com essa lei, a quantidade de massa antes e depois de 
qualquer reação é sempre a mesma. Ou seja, a soma das 
massas dos reagentes é igual à massa do produto.
14. (UNICAMP – SP) Antonie Laurent Lavoisier 
(1743-1794), o iniciador da Química moderna, 
realizou, por volta de 1775, vários experimentos. 
Em um deles aqueceu 100 g de mercúrio em 
presença de ar dentro de um recipiente de vi-
dro fechado, obtendo 54 g de óxido vermelho 
de mercúrio, tendo ficado ainda sem reagir 50 g 
de mercúrio. Pergunta-se: 
a) Qual a razão entre a massa de oxigênio e a de 
mercúrio que reagiram? 
b) Que massa de oxigênio seria necessária para 
reagir com todo o mercúrio inicial? 
15. Os frascos A e B, equilibrados numa balança, 
contêm diferentes reagentes e estão completa-
mente fechados. 
Resolução: 
ferro + oxigênio óxido de ferro
 11,2 g + x 17,6 g
Pela lei de Lavoisier: 
11,2 g + x = 17,6 g
x = 6,4 g de oxigênio
Resolução: 
mercúrio + oxigênio óxido de mercúrio + mercúrio
 100 g + x 54 g + 50 g
Pela lei de Lavoisier, encontramos a massa de oxigênio: 
100 g + x = 54 g + 50 g
x = 4 g de oxigênio
Pela lei de Proust, determinamos a razão entre a massa de oxi-
gênio e a de mercúrio que reagiram. 
moxigênio =
4 g
=
1
mmercúrio (que reagiu) 50 g 12,5
Professor, comente com os alunos que, nessa situação, em que 
“sobra” certa quantidade de reagente, temos um “reagente em 
excesso”. Apesar de esse conteúdo não ter sido trabalhado 
neste nível de ensino, é interessante fazer com que os alunos 
percebam que o importante para a resolução desse tipo de 
atividade é conhecer os conceitos básicos, como as leis de La-
voisier e de Proust.
Resolução: 
mercúrio (que reage) + oxigênio óxido de mercúrio
 50 g + 4 g 54 g
Pela lei de Proust: 
50 g de mercúrio
=
100 g de mercúrio
4 g de oxigênio moxigênio
moxigênio = 8 g de oxigênio
Ou, 
 50 g de mercúrio 4 g de oxigênio
100 g de mercúrio x
x = 8 g de oxigênio
O frasco A apresenta uma solução de sulfato 
de sódio e um tubo de ensaiocom solução de 
nitrato de bário. O frasco B apresenta zinco me-
tálico e um tubo de ensaio com solução de ácido 
sulfúrico. Ao agitar os frascos, observam-se a for-
mação de um precipitado branco no frasco A e 
a liberação de gás no frasco B. 
Com base nessas informações, é possível afir-
mar que, com o desenvolvimento das reações, 
a balança
a) se inclina para o lado do conjunto A, pois 
ocorreu formação do precipitado.
b) se inclina para o lado do conjunto B, pois 
ocorreu liberação de gás.
X c) não se inclina, ou seja, permanece equilibrada. 
d) se inclina para o lado do conjunto B, pois há 
zinco metálico. 
e) se inclina para o lado do conjunto A, pois 
apresenta líquidos. 
Nitrato de bário
Ácido sulfúrico
Sulfato de sódio Zinco
BA
An
ge
la
 G
ise
li. 
20
18
. D
ig
ita
l.
2
32
Observe a imagem acima. Agora, olhe ao seu redor – a cadeira, as roupas, o seu corpo – e responda: 
1. De que tudo é feito? 
2. A matéria que compõe o universo é a mesma que está presente nas coisas que estão ao seu redor? 
3. Como é possível existir tanta coisa diferente? 
Estrutura da matéria
1 Informações sobre a abertura do capítulo.
• A matéria e o universo
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33
 Evolução dos modelos atômicos
As primeiras ideias propostas para explicar a natureza da matéria 
e sua composição surgiram ainda na Antiguidade. Os filósofos gregos 
Leucipo (500-370 a.C.) e Demócrito (460-370 a.C.) propuseram a chama-
da teoria atomista, que considerava a matéria composta de pequenas partículas indivisíveis chamadas áto-
mos. Assim, observando vários fenômenos que ocorriam na natureza, eles formularam a hipótese de que a 
matéria era formada por um componente primário. E esse componente se apresentava em diversas formas que 
constituíam todas as coisas existentes no Universo. No entanto, como as ideias de Leucipo e Demócrito não se 
baseavam em procedimentos experimentais, não se adequavam ao pensamento predominante na época. Com 
isso, sem muitos adeptos, foi logo esquecida e abandonada. 
Dessa forma, as ideias desses filósofos foram substituídas pelos conceitos de Empédocles (490-430 a.C.), 
reafirmados por Aristóteles (384-322 a.C.). Segundo Aristóteles, havia quatro elementos fundamentais – terra, 
fogo, ar e água –, que se combinavam para formar toda a matéria.
A hipótese corresponde ao con-
junto de ideias prováveis, mas não 
comprovadas ou ainda não de-
monstradas.
As teorias são explicações 
para leis e podem ser aban-
donadas a favor de outras 
teorias, mais completas e 
corretas. 
As leis correspondem às 
generalizações que ocorrem 
sem restrições, baseadas em 
observações, experimenta-
ções e deduções lógicas.
2 Um pouco mais sobre Demócrito.
3 Uma explicação para os modelos científicos.
A teoria dos “elementos-princípios” prevaleceu ao longo dos séculos, vin-
do a servir de base teórica para a alquimia. Mais tarde, uma nova teoria intro-
duziu outro elemento primordial: o flogístico. Proposta por Georg Ernst Stahl 
(1660-1734), o “espírito ígneo”, como era considerado, correspondia a pequenos 
corpúsculos que se desprendiam durante a queima (combustão). Essa teoria 
reforçava as ideias da natureza corpuscular para a matéria. 
Com o decorrer do tempo, inúmeros filósofos e cientistas propuseram di-
versas teorias com base em leis na tentativa de compreender melhor a cons-
tituição da matéria, utilizando dados experimentais e argumentos lógicos. À 
medida que novos experimentos e fatos iam sendo observados e comprova-
dos, novos modelos foram construídos. E, embora fossem posteriormente subs-
tituídos por outros mais adequados, tiveram fundamental importância para o 
avanço da ciência.
Por meio da adição ou remoção de suas propriedades e qualidades – quen-
te, frio, seco e úmido –, determinado elemento poderia se transformar em 
outro. A água (fria e úmida), ao ser aquecida, por exemplo, transformava-se 
em ar (quente e úmido), o qual poderia se inflamar, perdendo a umidade e 
se transformando no fogo (quente e seco), e assim por diante. Ou seja, a 
troca de uma dessas características mudava a forma da matéria.
Água
frio e úmido
Ar
quente e úmido
Fogo
quente e seco
Terra 
frio e seco
Lapis
philosophorum
frig
ida
siccus
ca
lid
us
humida
Objetivos
• Identificar as características dos diferentes modelos que descrevem a estrutura da matéria. 
• Reconhecer a evolução histórica no desenvolvimento de um modelo para o átomo. 
• Compreender os princípios básicos iniciais do balanceamento de equações químicas.
• Compreender a estrutura do átomo e as partículas básicas que o compõem. 
• Organizar a distribuição dos elétrons no átomo e compreender como ela está relacionada com 
a formação de íons. 
• Reconhecer a elaboração da tabela periódica como exemplo de construção coletiva e gradual 
da ciência. 
• Compreender a lógica de organização dos elementos químicos na tabela periódica.
9o. ano – Volume 134
Dalton e seus trabalhos sobre a constituição da matéria
As massas atômicas relativas, sim-
plificadamente, são as massas desig-
nadas para cada átomo de um ele-
mento. 
Os postulados correspondem a uma 
série de afirmações ou proposições 
que não podem ser comprovadas, 
mas que são admitidas como verda-
deiras, servindo de ponto de partida 
para a dedução ou conclusão de ou-
tras afirmações.
Dalton retomou as ideias sobre o átomo. 
A fim de explicar questões relacionadas à atmosfera e aos gases, o 
cientista inglês John Dalton (1766-1844) buscou possíveis diferenças de 
massas entre os átomos de diversas substâncias elementares. Com isso, 
ele desenvolveu o conceito pioneiro de massas atômicas relativas – 
considerado o ponto central de sua teoria. Para determinar essas mas-
sas, porém, Dalton precisou desenvolver um modelo que explicasse as 
combinações químicas e que propiciasse a previsão de fórmulas para os 
compostos. 
Dessa maneira, com base nas leis enunciadas por Lavoisier e Proust, 
John Dalton realizou, entre 1803 e 1808, diversos experimentos e propôs 
uma teoria que ficou conhecida como teoria atômica de Dalton. 
Essa teoria pode ser resumida nos seguintes postulados: 
1. A matéria é constituída de pequenas partículas denominadas 
átomos. 
2. Um conjunto de átomos com as mesmas massas e tamanhos apre-
senta as mesmas propriedades e constitui um elemento químico. 
3. Elementos químicos diferentes apresentam átomos com massas, 
tamanhos e propriedades diferentes. 
4. A combinação de átomos de um mesmo elemento ou de elemen-
tos diferentes, numa proporção de números inteiros, origina uma 
substância. 
5. Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruí-
dos, são simplesmente rearranjados, originando novas substâncias. 
4 O poder de abstração de Dalton.
• Representação do modelo de Dalton em cores fantasia e fora de proporção
Saiba +
A ideia de átomo, bem como seu próprio termo, já havia sido proposta pelos filósofos gregos 
antigos Leucipo e Demócrito. No entanto, como essa ideia não apresentava nenhuma base expe-
rimental, ela não foi reconhecida. Por sua vez, Dalton foi considerado o primeiro cientista a propor 
um modelo científico, já que suas observações foram baseadas em dados experimentais.
Em seu modelo atômico, Dalton imaginou que os átomos eram partículas fundamentais maciças, 
esféricas, indivisíveis e indestrutíveis.
O modelo de Dalton e as notações químicas 
Para esclarecer os conceitos de elemento químico e substância, Dalton propôs uma simbologia em que cada 
elemento era representado por círculos que continham diferentes detalhes em seu interior.
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 Ciências 35
• Os símbolos criados por Dalton para os elementos e seus 
compostos, de A New System of Chemical Philosophy
Com a proposta desse modelo já se podia perceber a 
existência de substâncias formadas por partículas consti-
tuídas de átomos iguais ou diferentes entre si. 
No entanto, a notação simbólica proposta por Dal-
ton não era prática e, conforme eram descobertas