Apostila de Quimica Inorgânica. - Portal

Apostila de Química
Profª Fátima Serrado
CMB
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Apostila de Química
Química Inorgânica
Substância – Matéria
Matéria
“Matéria é tudo aquilo que tem massa e ocupa um
lugar no espaço (tem volume).”
Ex: Madeira, pedra, água, bola, etc.
Corpo é qualquer porção limitada da matéria.
Energia é a propriedade de um sistema que lhe
permita realizar um trabalho.
- Solubilidade: é a quantidade máxima de um
material que se dissolve em 100 g de um solvente
específico a uma dada temperatura. É uma
característica que depende também do solvente e
depende da temperatura (de forma geral, a
solubilidade das substâncias é diretamente
proporcional à temperatura do sistema, com
exceção do sulfato de sódio). O sólido dissolvido é
chamado de soluto, e o líquido que o dissolve,
solvente. Os dois compõem um material que é
chamado de solução. Solutos dissolvidos em água
são chamados de soluções aquosas.
A solubilidade é muito utilizada pelos químicos na
separação de misturas de substâncias, como a
extração de substâncias ativas de medicamentos
contidas em plantas.
Propriedades da matéria

Gerais
1) Impenetrabilidade – “dois corpos não ocupam o
mesmo lugar no espaço”.
2) Divisibilidade – a matéria pode ser dividida
inúmeras vezes sem alterar suas características.
3) Compressibilidade – o volume ocupado por certa
porção de substância na fase gasosa pode
diminuir se ela for submetida a não de forças
externas.
4) Elasticidade – se um material na fase sólida for
esticado ou comprimido pela ação de forças
externas ele voltará a sua forma original assim
que essa força deixar de agir.
5) Inércia – os materiais tendem a se manter como
estão, isto é, em repouso ou em movimento até
que uma força atue sobre eles modificando a
situação original.

Específicas
 Organolépticas – Podemos diferenciar um anel de
ouro de um de prata pela sua cor, utilizando a
visão; a água do álcool, pelo olfato; o açúcar do
sal, pelo sabor; um objeto de alumínio ao aço inox,
pelo brilho. Essas propriedades que percebemos
pelos nossos sentidos são chamadas propriedades
organolépticas. Um químico sem sempre pode
utilizar as propriedades organolépticas, pois muitos
materiais são potencialmente tóxicos.
 Funcionais – Acidez (ex. vinagre, frutas cítricas);
Basicidade (ex. leite de magnésia, cal) e Salinidade
(sais).
 Químicas – são as propriedades que determinam
o tipo de fenômeno químico que cada material
específico é capas de sofrer
 Físicas:
- Densidade: é uma grandeza que expressa quanto
há de massa por unidade de volume de uma dada
porção de matéria a uma dada temperatura:
d
= m/V. Todos os materiais apresentam um valor
constante de densidade, que é uma propriedade
característica.
Um
uso
bem
comum
da
determinação da densidade é o controle de
qualidade do álcool combustível. Quando este é
adulterado, modifica-se a densidade.
- Pontos de Fusão e de Ebulição: Na natureza
encontramos as substâncias em diferentes estados
físicos. O estado físico de um material é uma
propriedade que depende das condições de
temperatura e pressão em que este se encontra.
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Um sólido ao atinge uma determinada temperatura
começa a fundir (derreter), tornando-se líquido
(Ponto de Fusão). Esse líquido, continuando sobre
aquecimento, chegará a uma temperatura em que
se inicia a evaporação, ou seja, a passagem do
estado líquido para o gasoso (Ponto de Ebulição).
Os materiais que possuem propriedades
específicas definidas são materiais purificados, ou
seja, são constituídos, quase que exclusivamente,
por um mesmo tipo de matéria (denominados
substâncias).
Os materiais em que as propriedades específicas
variam não são purificados, ou seja, são compostos
de mais de um tipo de matéria (denominados
misturas de substâncias).
A água do mar não é um material purificado,
pois contém uma infinidade de outras substâncias,
como os sais. O álcool combustível contém
basicamente as substâncias água e etanol (álcool
etílico). O leite é um material de origem animal que
contém diversas substâncias: água, proteínas,
gorduras e sais minerais.
A água destilada é considerada um material
purificado, como o mercúrio utilizado nos
termômetros clínicos. Logo, eles são considerados
substâncias puras.
Os materiais podem ser classificados, em
homogêneos
e
heterogêneos.
Os
materiais
homogêneos apresentam mais de um aspecto em sua
extensão, ou seja, são multiformes de ponto a ponto.
Quando temos um material heterogêneo, cada região
do material que apresenta os mesmos aspectos é
denominada de fase. Os materiais homogêneos
apresentam apenas uma fase (monofásicos).
Os materiais heterogêneos, dependendo do
instrumento utilizado para a sua observação,
classificam-se em colóides e agregados. O colóide
tem aspecto multiforme somente se utilizados
instrumentos ópticos de alta resolução. No agregado,
este aspecto multiforme é observado a olho nu ou
com instrumentos ópticos de baixa resolução. Nos
materiais
homogêneos,
mesmo
utilizando
instrumentos ópticos de alta resolução têm aspecto
uniforme. Os materiais homogêneos são denominados
soluções.
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Matéria e Substância
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SUBSTÂNCIA
Transformações da matéria
Toda espécie de matéria pode ser separada em
pequenas partes que, unidas, formam um todo,
qualquer que seja a fase a agregação.
Substância pura - possui composição fixa e
propriedades constantes (Ponto de fusão, ponto
ebulição, densidade, etc)
Fase Sólida – as particular que formam a matéria
estão mais organizadas (têm forma e volume
próprios) e possuem a menor energia mecânica total.
“As forças de coesão que atuam entre as moléculas
são maiores que as de repulsão”.
Fase Líquida – a matéria possui forma variável e
volume próprio. Nessa fase as partículas da matéria
possuem um grau de organização menor que na fase
sólida e maior que na fase gasosa.
“As forças de coesão e repulsão que atuam entre as
moléculas são iguais”.
Fase gasosa - as partículas da matéria possuem
forma e volume variáveis, adaptando-se ao formato
de qualquer recipiente.
“As forças de coesão que atuam entre as moléculas
são menores que as de repulsão”.
Substância simples - constituída por um único
elemento. Ex: O2, Fe, N2
Substância composta - constituída por vários
elementos químicos. Ex: H2SO4, CO2
Mistura - reunião de duas ou mais substâncias, sem
reação química entre elas. Ex. H2O + glicose.
MUDANÇA DE ESTADO FÍSICO
solidificação
SÓLIDO
liquefação (p/gases)
condensação (p/vapor)
LÍQUIDO
fusão
GASOSO
Eutética - P.F. constante e P.E. variável.
vaporização
sublimação
Endotérmico (absorve energia)
Exotérmico (libera energia)
OBS: A vaporização ocorre de três maneiras:
- evaporação: processo lento da vaporização.
- ebulição: processo rápido da vaporização.
- calefação: processo muito rápido da vaporização.
Exemplo: ligas metálicas.
Azeotrópica - P.E constante e P.E. variável.
FENÔMENO FÍSICO E QUÍMICO
Fenômeno físico - não há alteração nas moléculas.
Ex: Mudança de estado físico
Processos de separação (filtração,...)
Compressão e expansão dos gases.
Dilatação por aquecimento.
Queda de um corpo.
Papel rasgado.
Fenômeno químico - há alteração nas moléculas.
Ex: Queima do papel, gasolina, etc.
Formação da ferrugem.
Transformação de vinho em vinagre.
Exemplo: água+álcool
Exemplo de algumas importantes misturas e seus
componentes:
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Ar: N2 (78%), O2 (21%), demais (1%)
Água do mar: água, NaCl, outros sais.
Vinagre: água, ácido acético
Álcool hidratado: álcool etílico (etanol)+água
Gás de bujão: propano+butano.
Gasolina: hidrocarbonetos tendo 5 a 10C na
molécula.
Querosene: hidrocarbonetos tendo 10 a 16C.
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Granito: quartzo, feldspato e mica.
Pólvora (negra): salitre, carvão e enxofre.
Aço: ferro, carbono
Aço inox: ferro carbono, Ni e Cr
Amálgama: mercúrio (Hg) + outro metal.
Madeira: celulose + compostos orgânicos.
Leite: água, gorduras, proteínas, açúcares.
Ouro 18 quilates: ouro, Au (75%) + cobre (25%)
ou ouro (75%) + (cobre+prata) (25%)
OBS: Ouro puro = 24 quilates
(4) Um recipiente com O2 e O3 contém uma única
substância, visto que suas moléculas são
formadas pelo mesmo elemento químico.
(5) O2 e O3; P (branco) e P (vermelho). C (grafite) e
C (diamante) são exemplos de alotropia, ou seja,
átomos iguais com o número de prótons
diferentes.
CCCEE
2)
Os gráficos I e II representam a variação de
temperatura de dois sistemas distintos em
função do tempo de aquecimento, mostrando as
temperaturas em que ocorrem as transições de
fases. Pela análise do gráfico, julgue os itens
abaixo:
MISTURAS HOMOGÊNEAS E HETEROGÊNEAS
Misturas Homogêneas – contém apenas uma fase.
São chamadas de soluções.
Misturas Heterogêneas – contém mais de uma fase.
T(ºC)
Sistema Homogêneo – apresenta as mesmas
propriedades em qualquer parte de sua extensão.
Pode ser uma mistura (solução) ou uma substância
pura. Ex: água ou solução de água e açúcar.
D
T2
B
Sistema Heterogêneo – não apresenta as mesmas
propriedades em qualquer parte de sua extensão.
Pode ser substância pura em mudança de estado
físico (fusão, vaporização, etc) ou uma mistura.
Ex: água e gelo ou água e areia.
(I) T A
1
Tempo(s)
T(ºC)
OBS:
1) Mistura de n gases constitui sempre uma única
fase.
2) Mistura de n sólidos constitui sistema com n
fases na maioria dos casos. Assim, o granito,
constituído de três componentes sólidos, é um
sistema trifásico.
Alotropia - é o fenômeno em que um mesmo
elemento químico (átomos de mesmo número
atômico) forma duas ou mais substâncias simples
diferentes, denominadas variedades alotrópicas do
elemento.
Elemento
Carbono (C)
Variedades alotrópicas
Grafite (Cn)
Diamante (Cn)
Oxigênio (O)
Oxigênio (O2)
Ozônio (O3)
Fósforo (P)
P vermelho (Pn)
P branco (P4)
Enxofre (S)
S rômbico (S8)
S monoclínico (S8)
II
(1)
(2)
(3)
(4)
(5)
Exercícios
(1) Uma substância ao ser fracionada apresenta as
mesmas características físicas e químicas da
amostra original.
(2) As diferenças das propriedades físicas e químicas
de amostras de água coletadas desde o Ártico até
a Antártida são justificadas pela diferença nas
suas composições.
(3) A densidade do cobre não é modificada se
dispomos de duas toneladas ou um grama deste
metal.
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T2
C
T1 A
B
D
Tempo(s)
3)
1) Considerando os conceitos de substâncias
simples, composta e de mistura, julgue os itens.
C
I.
Para temperaturas inferiores a T1, podem
coexistir duas fases em ambos os sistemas.
No gráfico II existe uma fase sólida, no ponto A,
à temperatura T1 enquanto no ponto B existe
uma fase líquida à mesma temperatura.
Acima do ponto D há uma fase vapor em
aquecimento em ambos os sistemas.
Entre o ponto B e C existem apenas líquido nos
dois sistemas.
O gráfico I representa uma mistura, podendo
ser uma mistura azeotrópica.
EECCE
Ao realizar um experimento no laboratório de
sua escola, um estudante anotou o seguinte:
Observou-se,
no
aquecimento
de
uma
substância (sólido vermelho), a formação de um
líquido prateado e de um gás incolor
II. Observou-se que a água oxigenada, após estar
guardada por algum tempo, não mais produzia
efervescência ao entrar em contato com um
ferimento aberto.
III. Observou-se a diminuição de tamanho de
“bolinhas” de naftalina expostas por alguns dias
sobre a bancada do laboratório.
IV. Observou-se, ao se aquecer uma porção escura e
a mudança de odor.
V. Observou-se a diminuição no volume de álcool
contido em um frasco que foi deixado aberto.
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Com base nas anotações acima, julgue os itens
que se seguem:
(1) Das transformações observadas pelo estudante,
apenas três podem ser consideradas químicas.
(2) O estudante pode classificar o sólido vermelho,
citado na anotação I, como substância
composta.
(3) As transformações são denominadas químicas
quando são irreversíveis.
(4) As transformações anotadas em III e V são
denominadas,
respectivamente,
fusão
e
ebulição.
CCEE
4)
O nitrogênio, N2, graças à ação do oxigênio do
ar, O2, e das faíscas elétricas nos dias de chuva,
forma compostos nitrogenados, alguns de ação
corrosiva sobre as rochaS. Ao infiltrar-se no solo,
a água dissolve os nitratos solúveis (KNO 3 ou
NaNO3) de grande valor como adubo nitrogenado
para os vegetais.
De acordo com o texto, julgue os itens.
(1) A reação de formação de compostos
nitrogenados é um fenômeno químico.
(2) O processo de dissolução dos nitratos é um
fenômeno químico, pois são usados como adubo.
(3) A reação que ocorre entre o nitrogênio e o
oxigênio nos dias de chuva é química pois forma
compostos nitrogenados.
(4) As faíscas elétricas promovem a reação entre o
oxigênio e o nitrogênio do ar.
(5) As reações químicas são fatos isolados e que não
são influenciados pelo ambiente e por outras
reações químicas.
CECCE
5)
informações,
julgue
os
(1) A mistura água e metanol será classificada como
homogênea.
(2) A mistura água e tetracloreto de carbono será
heterogênea, ficando o tetracloreto de carbono
na superfície, pois é uma substância apolar.
(3) O benzeno e o tetracloreto de carbono por
serem insolúveis em água deverão ser solúveis
entre si.
(4) A separação de uma mistura de água e benzeno
pode ser realizada utilizando um balão de
decantação.
(5) A separação de uma mistura entre água e o
metanol será por destilação fracionada desde
que não forme uma mistura azeotrópica.
CECCE
PROCESSOS USUAIS DE PURIFICAÇÃO
Separação de Misturas Heterogêneas
1) Filtração – separa a fase líquida da sólida ou
gasosa de sólida.
A água mineral com gás pode ser obtida com a
introdução de gás carbônico na água, sob
pressão superior a 1,5 atm. Em relação à água
mineral, julgue os itens abaixo:
(1) a água mineral é considerada potável e
classificada como uma substância pura.
(2) Uma garrafa aberta de água mineral gasosa tem
o seu sabor alterado, pois o gás separa-se do
líquido pela diminuição de pressão.
(3) A molécula da água é composta de uma mistura
de dois átomos de hidrogênio e um átomo de
oxigênio.
(4) A água á chamada de dura quando é rica em
cátions de magnésio e cálcio.
(5) A água potável é considerada uma substância
quimicamente pura.
ECECE
6)
Com base nessas
seguintes itens:
Três frascos não rotulados encontram-se na
prateleira de um laboratório. Um contém
benzeno, C6H6, outro, tetracloreto de carbono,
CCl4 e o terceiro, metano, CH3OH. Sabendo-se
que suas densidades são: 0,87 g/ml (benzeno);
1,59 g/ml (tetracloreto de carbono) e 0,79 g/ml
(metanol). Dos três líquidos, apenas o metanol é
solúvel em água, cuja densidade é 1,00 g/ml.
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2) Decantação – é uma sedimentação de fases devido
à diferença de suas densidades.
Numa mistura de sólido e líquido, depois da
sedimentação do sólido, o líquido pode ser removido,
entornando-se o frasco contendo a mistura ou, então,
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por meio de um sifão. Neste caso, o processo chamase SIFONAÇÃO.
medida que os seus pontos de ebulição vão sendo
atingidos.
Numa mistura de líquido com líquido, a
decantação é feira em funil de bromo, também
chamado de funil de decantação ou funil de
separação. Esse balão, com uma torneira na sua
parte inferior, permite o escoamento do líquido que
constitui a fase mais densa.
Numa mistura de sólido e gás, a decantação
pode ser feita em câmara de poeira ou chicana. É
usada industrialmente.
3) Centrifugação – é um processo para acelerar a
decantação (sedimentação das fases).
3) Liquefação Fracionada – separa gás de gás. A
mistura é resfriada gradativamente, e os gases
vão se liquefazendo à medida que seus pontos de
liquefação vão sendo atingidos. No caso da
separação dos componentes do ar, é mais
conveniente, primeiro liquefazer a mistura (ar) e
depois separar os componentes da mistura
liquefeita por destilação fracionada.
Exercícios
4) Flotação – usada para separar misturas do tipo
sólido-sólido, geralmente de minérios pulverizados
da respectiva ganga (impurezas). Adiciona-se óleo
à mistura. O óleo adere à superfície das partículas
do minério tornando-o impermeável à água. Em
seguida a mistura é lançada na água e submetida
a uma forte corrente de ar que provoca uma
formação de espuma que reúne as partículas do
minério, que assim se separa da ganga.
1) O tratamento de água consiste nas seguintes
etapas: a) coagulação (adição de cal hidratada,
sulfato de alumínio e cloreto de ferro III); b)
floculação (agrupamento de flocos pequenos em
flocos maiores); c) decantação; d) filtração, e)
desinfecção (adição de cloro gasoso-Cl2); f)
fluoretação (adição de ácido fluosilícico e
fluorsilicato de sódio) e g) correção final de pH
(adição de óxido de cálcio). Em relação a esses
processos, julgue os itens a seguir.
(1) Todas as etapas constituem-se em processos
químicos de transformação da água dos rios e
dos lagos em água potável.
(2) Essas etapas constituem um processo de
decomposição da água para retiras os seus
diversos componentes, até obter-se a
substância simples H2O, livre de impurezas.
(3) O processo de decantação se dá em virtude
da gravidade que faz as partículas “pesadas”
iram ao fundo dos tanques.
(4) Para ocorrer mais rápido esse processo, a
filtração pode ser facilmente condicionada a
um processo de vácuo no ensejo de se obter
água potável a uma grande população.
EECE
Separação de Misturas Homogêneas
1) Destilação Simples – separa sólido de líquido (em
solução). Por aquecimento da mistura, o líquido
se evapora e, a seguir, se condensa: ao
condensar-se, é recolhido em recipiente separado;
o sólido não se destila.
2) Ainda sobre o texto da questão anterior, julgue
os itens.
2) Destilação Fracionada – separa solução de líquido
+ líquido. Os líquidos se destilam separadamente à
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(1) A água tratada e potável possui um ponto de
fusão e um ponto de ebulição constante.
(2) O método citado sobre a obtenção de água
potável de mananciais e bacia sedimentar é a
decantação e sifonação.
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(3) O preço da água aumentará no futuro em virtude
do custo para a separação e obtenção de água
pura.
ECE
3) A matéria pode ser encontrada em três estados
físicos. Quando a temperatura da ebulição e
fusão ocorre em uma temperatura constante
temos uma substância pura; caso haja uma
variação de temperatura teremos uma mistura. A
maioria dos materiais que nos cercam é
constituído por misturas.
Em relação a substâncias, julgue os itens abaixo:
(1)
(2)
(3)
(4)
(5)
Todo o sistema monofásico é uma substância
pura.
A pólvora é uma mistura de salitre, carvão e
enxofre, dos quais apenas o salitre é solúvel na
água. Ao dissolver pólvora na água obteremos
uma mistura homogênea de quatro fases e
quatro substâncias.
O processo mais adequado para separar uma
mistura homogênea da água com açúcar é a
filtração à vácuo.
O ato do garimpeiro em agitar a bateia tem por
finalidade lavar a areia de tal forma a separá-la
do ouro, este método de separação denominase flotação.
O petróleo é uma mistura homogênea de vários
líquidos (hidrocarbonetos) e para a separação
dos diversos combustíveis nas usinas de
destilação de petróleo é utilizada a destilação
simples.
EEEEE
4) Com relação a processos de separação da
misturas, pode-se afirmar que:
(1) Na separação de componentes do ar
atmosférico, principalmente o oxigênio e o
nitrogênio, utilizamos a liquefação seguido de
uma destilação fracionada.
(2) Para acelerar uma decantação, utiliza-se da
centrifugação que é um método de separação
mais apropriado em uma mistura homogênea
entre um sólido e um líquido.
(3) Na separação dos constituintes de uma mistura
formada por água, areia e óleo, usam-se a
filtração e a destilação fracionada.
(4) A destilação simples tem por finalidade separar
uma mistura homogênea entre dois líquidos
miscíveis.
CEEE
5) Com relação a processos de separação de
misturas, julgue os seguintes itens.
(1) Na obtenção do cloreto de sódio, a partir da água
no mar, utiliza-se a cristalização fracionada.
(2) Na separação dos constituintes de uma mistura
gasosa usa-se liquefação fracionada.
(3) Para acelerar a decantação, utiliza-se a
centrifugação.
(4) As misturas homogêneas são desdobradas em seus
componentes através de processos mecânicos de
separação.
ECCE
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ÁTOMO: Isótopo, Isótono, Isóbaro e Isoeletrônico
1) (Fuvest-SP) O número de elétrons do cátion X2+
de um elemento X é igual ao número de elétrons
do átomo neutro de um gás nobre. Este átomo de
gás nobre apresenta número atômico 10 e
número de massa 20. O número atômico do
elemento X é:
a) 8
d) 42
b) 10
e) 12
c) 12
(e)
2) (PUC-RJ) O número atômico do elemento X é 30.
Os íons X2+ e Y3- são isoeletrônicos. Identifique a
opção correta para o número atômico de Y:
a) 33
b) 30
c) 25
d) 31
e) 28
(c)
3)
(Cesgranrio-RJ) O átomo Q tem 36 nêutrons e é
isóbaro do átomo R. Considerando que R2+ é
isoeletrônico do átomo Q, identifique o número
de nêutrons do átomo R.
a) 40
b) 38
c) 36
d) 34
e) 32
(d)
4) (U.F.AM) Considere três átomos X, Y e Z. Os
átomos X e Z são isótopos; os átomos Y e Z são
isóbaros e os átomos X e Y são isótonos. Sabendo
que o átomo X tem 20 prótons e número de
massa 41 e que o átomo Z tem 22 nêutrons, o
número de elétrons do átomo Y será:
a) 20;
b) 42;
c) 21;
d) 41.
(c)
5) (U.F.PA) Um átomo que apresenta, no último
nível, um elétron desemparelhado com
os
seguintes nos quânticos: n = 5, l = 0; s = - 1/2
tem no atômico igual a:
a) 31;
b) 37;
c) 41;
d) 47;
e) 51.
(b)
6) Considere os átomos X, Y e Z cujos números de
massa são consecutivos. Sabendo que Y é isótopo
de X e X é isótono de Z e que Y tem 21 nêutrons e
Z tem 22 prótons, determine os números
atômicos e de massa de X, Y e Z.
20, 40 – 20, 41 – 22,42
Questões de Olimpíadas
1. Quando iguais volumes de água, etanol e hexano
são misturados em um tubo de ensaio, observase a formação de:
a) uma única fase;
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b) duas fases, sendo o volume da fase superior
maior que o volume da fase inferior;
c) duas fases, sendo o volume da fase superior
menor que o volume da fase inferior;
d) três fases, sendo a fase do meio constituída
de etanol;
e) três fases, sendo a fase do meio constituída
de hexano.
cada um desses
separação.
a) 1:1
b) 1:2
c) 1:3
d) 2:1
e) 3:1
Resp: (e)
Cl-35  x%
Cl-37  y%
x + y = 100% 

35 x +3700 – 37y = 3550
x = 75 (Cl-35)
y = 100 – 25 = 75 (Cl-75)
y = 100 - x


3. (OBQ-2009) Um elemento X ocorre na forma de
moléculas diatômicas, X2, com massas 70, 72 e
74 e abundâncias relativas na razão de 9:6:1,
respectivamente.
Com base nessas informações, analise as
afirmações abaixo.
I. O elemento X possui um isótopo.
II. A massa atômica média desse elemento é 36.
III. Esse elemento possui um isótopo de massa 35
com abundância de 75%.
IV. Esse elemento é o cloro.
Estão corretas:
a) todas as afirmações.
b) apenas as afirmações I e II.
c) apenas as afirmações II e IV.
d) apenas as afirmações III e IV.
e) apenas a afirmação I.
Dentre os processos de separação de misturas
mais utilizados, podemos incluir a destilação
simples e a destilação fracionada.
a. Em que consistem cada um desses
métodos de separação?
b. Quando cada um deles pode ser
empregado? Dê exemplo.
c. Descreva os utensílios (vidrarias e outros
materiais de laboratório) utilizados em
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Modelos Atômicos
Principais Modelos Atômicos
DALTON, John, 1808, propôs a seguinte teoria:
 Átomo é uma esfera maciça,
extremamente
pequena,
indivisível,
indestrutível
e
intransformável.
 Elemento químico é formado por
átomos com mesmas propriedades
(tamanho, massa e forma).
 Compostos são formados pela união de átomos.
 Reação química é a união e separação de átomos.
Em 1874, Stoney admitiu que a eletricidade estava
associada aos átomos em quantidades discretas e, em
1891, deu o nome de elétron para a unidade de
carga elétrica negativa.
Os cientistas Geissler e Crookes desenvolveram
dispositivos denominados tubos de raios catódicos.
THOMSON, no final do século XIX concluiu que as
partículas negativas deveriam fazer parte dos átomos
componentes da matéria, sendo denominados
elétrons, propondo um novo modelo científico para o
átomo (1897):
“Átomo é uma esfera maciça e
positiva com as cargas negativas
distribuídas, ao acaso, na esfera.
A quantidade de cargas positiva e
negativa seria iguais, com isso o
átomo seria eletricamente
neutro.”
Este modelo ficou conhecido como "pudim de passas".
Resp: (d)
4.
processos
5. Considerando que o elemento cloro tem massa
atômica aproximada de 35,5 e apresenta os
isótopos 35 e 37, pode-se afirmar que a
abundância relativa do isótopo 37 é:
a) menor que 20%
b) maior que 20% e menor que 40%
c) maior que 40% e menor que 60%
d) maior que 60% e menor que 80%
e) maior que 80%
Resp: (d)
Resp: (c)
Água e etanol são substâncias polares, além de
formarem pontes ou ligações de hidrogênio entre as
moléculas. Já o hexano, sendo um hidrocarboneto, é
uma substância apolar. Com isso teremos 2 fases.
As substâncias polares formam uma fase (são
miscíveis) e a apolar, outra fase (imiscível).
2. O cloro existe como dois isótopos, cloro-35 e
cloro-37. Se a massa atômica deste elemento é
aproximadamente 35,5, pode-se afirmar que, a
razão entre as abundâncias de cloro-35 e cloro37 é, aproximadamente:
dois
RUTHERFORD
Experiência de Rutherford:
Rutherford
usou
partículas
alfa
(carregadas
positivamente) para bombardear lâminas de ouro
bem finas. As partículas alfa são invisíveis, mas elas
podem ser detectadas, pois produzem um clarão
quando colidem em anteparo coberto de sulfeto de
zinco.
-8-
Apostila de Química
CMB
Nos íons, o número de prótons difere do número de
elétrons.
Os átomos, ao ganharem elétrons, originam íons
negativos, os ânions e, ao perderem elétrons,
originam íons positivos, os cátions.
BOHR
Conclusões:
A maior parte das partículas alfa atravessa a lâmina,
seguindo uma trajetória retilínea, e algumas
partículas sofriam um desvio (1 para cada 10000
partícula alfa). Descobriu-se também que algumas
voltavam como que sofrendo uma reflexão.
RUTHERFORD concluiu que:
Átomo é formado por uma
região central (núcleo
atômico), onde estariam as
partículas positivas (próton) e
uma região externa
(eletrosfera), onde estariam as
partículas negativas (elétrons).
Descoberta do Nêutron
No núcleo do átomo deveriam existir mais do
que uma carga positiva (próton). Entretanto, isso
comprometeria a estabilidade do núcleo, pois entre
os prótons existiria repulsão, o que provocaria a
desintegração do núcleo.
Rutherford passou a admitir a existência de
partículas sem carga elétrica e com massa
semelhante à dos prótons, que teriam a finalidade de
diminuir a repulsão entre eles.
Essas
partículas
foram
descobertas, em 1932, por
Chadwick, que as denominou
nêutrons.
Esse sistema mostrou ser
constituído por três partículas
fundamentais:
Em 1911, Ernest Rutherford, baseando-se na
experiência do espalhamento de partículas alfa por
uma fina lâmina de ouro, propôs um modelo
planetário para o átomo.
Este modelo foi combatido na época, pois a
Física sabia que uma partícula carregada, quando em
movimento acelerado, libera energia.
O elétron, sendo uma partícula com carga
negativa girando ao redor do núcleo, deveria perder
energia e acabaria por cair no núcleo.
Niels Böhr, resolveu a questão. Ele propôs um modelo
atômico em que aplicava conceitos de Teoria
Quântica, mostrando que a Mecânica de Newton não
era conveniente para o estudo do comportamento de
elétrons. O modelo de Bohr aproveitava algumas
ideias do átomo planetário:



Os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas
fixas e definidas (camadas eletrônicas ou níveis
de energia), chamadas de K, L, M, N, O, P e Q,
representados pelos respectivos números de 1 a
7. A quantidade máxima de elétrons em cada
camada é:
K
2
L
8
M
18
N
32
O
32
P
18
Q
8
 Os elétrons ao se movimentar numa camada
eletrônica não absorvem nem emitem energia;
 Os elétrons de um átomo tendem a ocupar as
camadas eletrônicas mais próximas do núcleo,
isto é, as que apresentam menos quantidade de
energia.
 Um átomo está no estado fundamental quando
seus elétrons ocupam as camadas menos
energéticas;
 Quando um átomo recebe energia (térmica ou
elétrica), o elétron pode saltar para uma camada
Núcleo: prótons (p) e
nêutrons (n)
Eletrosfera: elétrons (e)
O raio do núcleo é cerca de 10.000 vezes menor que
o raio do átomo.
Íons
Os átomos podem perder ou ganhar elétrons,
originando novos sistemas, carregados eletricamente:
os íons.
Profª Fátima Serrado
O átomo teria um
núcleo positivo;
Os elétrons negativos
girariam ao redor do
núcleo;
Acrescentou:
 Os
elétrons
girariam
em
órbitas
bem
definidas, nas quais teriam energia constante;
 Um elétron não assumiria qualquer valor de
energia,
mas
determinados
valores
correspondentes
às
diversas
órbitas
permitidas; assim, teria determinados níveis
de energia;
 Quando um elétron recebesse energia
suficiente, saltaria para uma órbita energética.
-9-
Apostila de Química
CMB
mais externa (mais energética), tornando-se
instável (excitado);
 Os elétrons de um átomo excitado tendem a voltar
para as camadas de origem, devolvendo, sob a
forma de onda eletromagnética, a energia que foi
recebida na forma de calor ou eletricidade.
0
-3
Diagrama de Linus Pauling
nº máx
elétrons
Cama
-das
Níveis
1
2
K
8
L
18
M
32
N
32
O
5
18
P
6
8
Q
7
2
3
4
nº max de e- por
subnível
subníveis
p
d
s
1s
f
2s2
2p6
3s2
3p6
3d10
4s2
4p6
4d10
4f14
5p6
5d10
5f14
6s2
6p6
6d10
7s2
7p6
2
6
5s2
10
14
0
+1
+2
-2
-1
0
+1
+2
+3
f
 s = + 1/2
1) EsPCEx-2010 – Considere as seguintes
afirmações, referentes à evolução dos modelos
atômicos:
1. No modelo de Dalton, o átomo é dividido em
prótons e elétrons.
2. No modelo de Rutherford, os átomos são
constituídos por um núcleo muito pequeno e
denso e carregado positivamente. Ao redor do
núcleo estão distribuídos os elétrons, como
planetas em torno do Sol.
3. O físico inglês Thomson afirma, em seu
modelo atômico, que um elétron, ao passar de
uma órbita para outra, absorve ou emite um
quantum (fóton) de energia.
Das afirmações feitas, está(ão) correta(s)
a)
b)
c)
d)
e)
apenas III.
apenas I e II.
apenas II e III.
apenas II.
todas.
(d)
1º) Principal (n) - nível de energia (camada)
K
1
L
2
M
3
N
4
O
5
P
6
Q
7
2
8
18
32
32
18
2
d
2
–
Considere
as
seguintes
I. A configuração eletrônica, segundo o diagrama
de Linus Pauling, do ânion trivalente de
3nitrogênio (7N ), que se origina do átomo de
2
2
6
nitrogênio, é 1s 2s 2p .
II. Num mesmo átomo, não existem dois elétrons
com os quatro números quânticos iguais.
39 1+
III. O íon 19 K possui 10 nêutrons.
2+
3+
IV. Os íons Fe e Fe do elemento químico ferro
diferem somente quanto ao número de prótons.
2º) Secundário ou Azimutal (l) - subnível (orbital).
p
1
d
Os cátions e ânions possuem regras distintas na sua
distribuição eletrônica.
Os cátions, ao perder elétrons, devem tê-los retirados
do nível mais externo.
Já os ânions devem ser acrescidos de seus elétrons
no subnível mais energético de acordo com o
diagrama de Linus Pauling
2) EsPCEx-2010
afirmações:
Números quânticos:
f
3
3º) Magnético (m) - orientação do orbital.
Das afirmações feitas, está(ao) correta(s)
s
Profª Fátima Serrado
-1
Distribuição eletrônica de íons:
Distribuição por níveis ou camadas: soma-se os
elétrons em cada camada.
s
0
-2
 s = - 1/2
Camada mais externa – camada de valência –
último nível: é o nível mais afastado do núcleo. A
saída de elétrons é realizada a partir deste último
nível.
Sub-nível
l
+1
Exercícios
2
Subnível mais energético: é o subnível onde entrou
o último elétron na distribuição energética.
Camada
Nível
o
n máx.
elétrons
0
4º) Spin (s ou ms) - rotação.
Princípio da exclusão de Pauli:
"Num átomo não pode existir dois elétrons com o mesmo
os
conjunto de n quânticos". Os elétrons que ocupam o
mesmo orbital devem apresentar spins contrários.
Regra de Hund:
"No preenchimento de orbitais de um mesmo subnível, os
elétrons tendem a ocupar os orbitais vazios.
p
-1
- 10 -
Apostila de Química
a)
b)
c)
d)
e)
CMB
(e)
apenas I e II.
apenas I, II e III.
apenas IV.
apenas III e IV.
todas.
6) Com relação ao modelo atômico de Bohr, julgue
os itens.
(a)
3) EsPCEx-2010 – A distribuição eletrônica do
átomo de ferro (Fe), no estado fundamental,
segundo o diagrama de Linus Pauling, em ordem
2
2
6
2
6
2
6
energética, é 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d . Sobre
esse átomo, considere as seguintes afirmações:
I. O número atômico do ferro é 26.
6
II. O nível/subnível 3d contém os elétrons mais
energéticos do átomo de ferro (Fe) no estado
fundamental.
6
III. O átomo de ferro (Fe), no nível/subnível 3d ,
possui 3 elétrons desemparelhados no estado
fundamental.
IV. O átomo de ferro (Fe) possui 2 elétrons de
2
valência no nível 4 (4s ), no estado
fundamental.
Das afirmações feitas, está(ão) correta(s):
a)
b)
c)
d)
e)
apenas I.
apenas II e III.
apenas III e IV.
apenas I, II e IV.
todas.
(d)
4) (UnB) Julgue os itens.
(1) O modelo atômico de J.J.Thomson foi rejeitado
depois que se comprovou, experimentalmente, a
existência dos núcleos dos átomos.
(2) Os experimentos de Rutherford estabeleceram
que os elétrons são partículas constituídas de
todos os átomos.
(3) De acordo com o modelo atômico, proposto por
Niels Bohr, os elétrons podem ocupar órbitas, de
quaisquer raio, ao redor do núcleo.
(4) O modelo atômico de Dalton incluiu a noção de
eletrosfera.
CCEE
5) (PUC-RS) A famosa experiência de Rutherford
levou-o a propor um novo modelo de átomo.
Segundo esse modelo, o átomo:
a) é uma esfera contendo cargas positivas e
negativas, distribuídas uniformemente;
b) é uma esfera maciça, homogênea, indivisível,
indestrutível e imutável;
c) possui certo número de órbitas com energia
constante nas quais o elétron pode movimentar-se
sem ganhar ou perder energia;
d) possui regiões ao redor do núcleo onde é mais
provável de se encontrar um dado elétron;
e) apresenta uma região central, extremamente
densa, denominada núcleo, onde se concentra a
sua carga positiva.
Profª Fátima Serrado
(1) Cada órbita eletrônica corresponde a um estado
estacionário de energia.
(2) O elétron emite energia ao passar de uma órbita
mais interna para uma mais externa.
(3) O elétron gira em órbitas circulares em torno do
núcleo.
(4) O elétron, no átomo, apresenta apenas
determinados valores de energia.
CECC
7) A respeito da teoria atômica, julgue os itens a
seguir que foram retirados de diversas provas da
UnB.
(1) A formação das substâncias simples e compostas
podem ser explicadas pelo modelo atômico de
Dalton.
(2) Linus Pauling propôs um modelo atômico que
substituiu o modelo de Dalton.
(3) Os modelos científicos usados em química não
explicam todos os fenômenos.
(4) A partir do experimento de Rutherford conclui-se
que os elétrons ocupam órbitas circulares ao
redor do núcleo do átomo (níveis estacionários).
(5) Hoje, graças ao avanço da tecnologia, já é
possível, com o uso do microscópio eletrônico de
varredura tunelante, visualizar o átomo, com os
elétrons girando em sete camadas ao redor do
núcleo, conforme imaginava Rutherford.
CECEE
8) EsPCEx-2010 – Considere os átomos M, X e Z,
que estão nos seus estados fundamentais. Os
átomos M e Z são isótopos; os átomos X e Z são
isóbaros e os átomos M e X são isótonos.
Sabendo que o átomo M tem 23 prótons e número
de massa 45 e que o átomo Z tem 20 nêutrons,
então os números quânticos do elétron mais
energético do átomo X são:
a) n = 3; l = 0; m = 2; s = -1/2.
b) n = 3; l = 2; m = 0; s = -1/2.
c) n = 3; l = 2; m = -2; s = -1/2.
d) n = 3; l = 2; m = -2; s = +1/2.
e) n = 4; l = 1; m = 0; s = -1/2.
(c)
9) (U.F.PA) Um átomo que apresenta, no último
nível, um elétron desemparelhado com
os
os
seguintes n quânticos: n = 5, l = 0; s = - 1/2
o
tem n atômico igual a:
a) 31;
b) 37;
c) 41;
d) 47;
e) 51.
(b)
10) (UFRJ) O último elétrons de um átomo neutro
apresenta o seguinte conjunto de números
quânticos: 4; 1; 0 e + 1/2. Convencionamos que o
primeiro elétrons a ocupar um orbital possui
número quântico de spin igual a - 1/2, calcule o
número atômico desse átomo.
(35)
- 11 -
Apostila de Química
CMB
x + y = 100  y = 100 – x
Exercícios de Olimpíadas de Química
6. Para possuir um elétron com o seguinte conjunto
de nos quânticos: 4, 2, -2, +1/2, um átomo deve
possuir número atômico, no mínimo, igual a:
a) 26
b) 39
c) 44
d) 71
e) 76
x = 75 %
9. O elemento químico de número atômico 23 pode
formar íons relativamente estáveis com números
de oxidação +2, +3, +4 e +5.
a. Escreva
configuração
eletrônica
desse
elemento, no estado fundamental.
b. Em forma de diagrama de “caixa” represente
o último subnível.
Use seta para representar cada elétron no
preenchimento do subnível, e indique
quantos elétrons desemparelhados tem o
elemento.
c. Indique os quatro números quânticos do
último elétron do último subnível preenchido.
d. Escreva o nome e o símbolo desse elemento
químico e diga a que grupo da tabela
periódica ele pertence.
e. Faça a configuração eletrônica do elemento
em cada estado de oxidação e indique os
correspondentes átomos isoeletrônicos, no
estado fundamental.
OBS: Considere que o primeiro elétron a ocupar
um orbital possui spin igual a –1/2.
(c)
Solução:
n = 4 (nível)
l = 2 (subnível)  s = 0; p = 1; d = 2; f = 3
m = -2
d
-2
-1
0
s = +1/2
+
1
+
2
d6
Subnível mais energético: 4 d6
Distribuição eletrônica até 4 d6:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 4s2
7. As espécies Fe2+ e Fe3+, provenientes de isótopos
distintos do ferro, diferem entre si, quanto ao
número:
Solução:
a. Z = 23
b. 3d3 

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
d3
a) atômico e ao raio iônico.
b) atômico e ao número de oxidação.
c) de prótons e ao número de elétrons.
d) de prótons e ao número de nêutrons.
e) de elétrons e ao número de nêutrons
3 elétrons desemparelhados
c. 3d  n = 3; l = 2; m = 0; s = -1/2
d. Vanádio (V) – família 5 ou 3B
e. V2+  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 (21Sc)
V3+  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 (20Ca)
V4+  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 (19K)
V5+  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
(18Ar)
3
(e)
8. Considerando que o elemento cloro tem massa
atômica aproximada de 35,5 e apresenta os
isótopos 35 e 37, pode-se afirmar que a
abundância relativa do isótopo 37 é:
a) Menor que 20%
b) Maior que 20% e menor que 40%
c) Maior que 40% e menor que 60%
d) Maior que 60% e menor que 80%
e) Maior que 80%
(d)
Solução:
Massa molar é a média ponderada das massas
atômicas de seus isótopos:
10. (OBQ-2009) Um elemento X ocorre na forma de
moléculas diatômicas, X2, com massas 70, 72 e
74 e abundâncias relativas na razão de 9:6:1,
respectivamente.
Com base nessas informações, analise as
afirmações abaixo.
I. O elemento X possui um isótopo.
II. A massa atômica média desse elemento é 36.
III. Esse elemento possui um isótopo de massa 35
com abundância de 75%.
IV. Esse elemento é o cloro.
Estão corretas:
a) todas as afirmações.
Profª Fátima Serrado
- 12 -
Apostila de Química
b)
c)
d)
e)
apenas
apenas
apenas
apenas
CMB
as afirmações I e II.
as afirmações II e IV.
as afirmações III e IV.
a afirmação I.
ordem crescente das cargas nucleares. Surgiu então a
lei da periodicidade;
(d)
Solução:
"Muitas propriedades físicas e químicas dos
elementos são funções periódicas de seus números
atômicos."
Metais e Ametais → Essa forma de classificação é
atribuída à Berzelius.
X2  M = 70  M(X) = 35
X2  M = 72  M(X) = 36
X2  M = 74  M(X) = 37
Ametais
Metais
M(Cl) = 35,5 (Tabela Periódica)
11. O cloro existe como dois isótopos, cloro-35 e
cloro-37. Se a massa atômica deste elemento é
aproximadamente 35,5, pode-se afirmar que, a
razão entre as abundâncias de cloro-35 e cloro37 é, aproximadamente:
a)
b)
c)
d)
e)
1:1
1:2
1:3
2:1
3:1
(e)
Solução:
x + y = 100  y = 100 – x
x = 75 %
Tabela Periódica
Histórico
À medida que os elementos químicos foram
descobertos, procurou-se uma relação entre suas
propriedades químicas e físicas, na tentativa de
agrupá-los, segundo suas semelhanças.
A tabela de Mendeleyev previa elementos novos,
baseada na regularidade das propriedades físicas e
químicas.
Moseley, em 1913, analisando os espectros
de emissão dos diversos elementos pode-se
determinar as cargas nucleares, verificando que a
ordem dos elementos na tabela periódica é igual à
Profª Fátima Serrado
Grupos e Períodos:
Períodos:
linhas
horizontais.
Cada
período
corresponde a um nível energético (camada) que são
em número de sete (07).
Grupos ou Famílias: Colunas verticais. O nº do grupo
indica o nº de elétrons na última camada (nos grupos
A, 1B, 2B), ou a soma dos elétrons dos subníveis s da
última camada e d da penúltima camada (nos grupos
3B e 8B)
Os grupos são divididos em subgrupos, ou
famílias, identificados pelas letras A e B. O grupo 0
não se divide em subgrupos.
Nos subgrupos A, a variação das propriedades é mais
regular, sendo esses elementos chamados de
representativos.
Nos subgrupos B, a variação das propriedades
não apresenta a mesma regularidade, sendo estes
chamados de transição simples.
No grupo 0 (8A) (gases nobres) os elementos
apresentam estabilidade eletrônica, não se ligando a
outros átomos. Suas moléculas são monoatômicas.
Atualmente está em desuso a classificação das
famílias em A ou B.
Atualmente, as famílias ou grupos são
numerados de 1 a 18 (cada coluna tem um número na
sequência).
OBS: O Hidrogênio, apesar de estar na família 1A,
não é um metal alcalino.
grupo
ou
família
1A ou 1
2A ou 2
3A ou 13
4A ou 14
5A ou 15
6A ou 16
7A ou 17
0 ou 18
- 13 -
Nome
Alcalinos
Alcalinos-terrosos
Família do Boro
Família do Carbono
Família do Nitrogênio
Calcogênios
Halogênios
Gases Nobres
Noelétrons
na última
camada
1
2
3
4
5
6
7
8
camada
valência
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
ns2np6
Apostila de Química
CMB
Elementos de Transição:
Transição Simples ou Externa: apresenta:
 o último elétron do subnível d no penúltimo
nível;
 1 ou 2 elétrons no subnível s do último nível.
Ex: 21Sc: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d1
2
2
6
2
6
1
10
29Cu: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
2
2
6
2
6
2
2
22Ti: : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
O raio do cátion é sempre menor que o raio do
átomo original, pois a mesma quantidade de próton
passa a atrair menor quantidade de elétrons.


Nas famílias: aumenta de baixo para cima.
Nos períodos: aumenta da esquerda para a
direita.
OBS: Quanto maior o átomo, menor a energia para
retirar o elétron (-) mais externo, pois este está
menos atraído pelo núcleo (+).
Configuração eletrônica geral: ns2 (n -1) d1 a 10
OBS: Elementos que pertencem ao grupo 6B (6), que
terminaria em ns2(n-1)d4, passa a ser ns1(n-1)d5, por
questão de maior estabilidade. O mesmo ocorre com
os elementos do grupo 1B (11), passando de
ns2(n-1)d9 para ns1(n-1)d10.
2
2
24Cr:1s 2s
2
2
2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
1s 2s 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 (mais estável)
2
2
6
2
6
2
9
29Cu:1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
2
2
6
2
6
1
10
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d (mais estável)
Eletronegatividade: medida relativa da tendência de
um átomo em atrair elétrons quando se encontra
ligado a outro átomo.
 Nas famílias: aumenta de baixo para cima.
 Nos períodos: aumenta da esquerda para a
direita.
 Gases Nobres não têm eletronegatividade, por
não atrair elétrons.
E
X
C
E
T
O
Transição externa: apresenta o último elétron no
subnível f no antepenúltimo nível.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f1
2
2
6
2
6
2
10
6
2
10
5p6 6s2 4f6
62Sn:1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d
57La:
Configuração eletrônica geral: ns2 (n - 2) f
1 a 14
Propriedades Periódicas
Raio atômico: metade da distância entre os núcleos
de dois átomos vizinhos desse elemento.


Nas famílias: aumenta com o no de camadas.
Nos períodos: diminui com o aumento do número
atômico, provocada pela maior intensidade da
atração nuclear.
OBS: quanto menor o átomo, maior a atração
nuclear, logo, maior a Eletronegatividade (Flúor é
o mais eletronegativo).
Eletroafinidade ou Afinidade Eletrônica: é a energia
liberada quando um átomo isolado, no gasoso, atrai
um elétron.
-
Xo(g) + e-  X
(g)
+ energia
Quanto menor o raio, maior a eletroafinidade, logo,
varia de acordo com a eletronegatividade.
Eletropositividade: medida relativa da tendência de
um átomo liberar elétrons quando se encontra ligado
a outro átomo.
Quanto maior o raio do átomo, maior sua
eletropositividade, pois, menos atraído o elétron está
em relação ao núcleo.
Potencial de Ionização ou Potencial de Ionização:
energia necessária para remover um elétron de um
átomo que se encontra no estaco gasoso e
fundamental.
A ionização de um átomo produz íon positivo
(cátion).
Na(g) + 5,1 eV 
Na+ + 1 e-
Tamanho dos Íons:
 Cátions: Ocorre quando um átomo perde elétrons
(primeiramente do último nível). O átomo ao
perder elétrons do último nível, este deixa de
existir, ficando seu raio iônico menor que seu
raio atômico.
Ex: Na  Na+

Profª Fátima Serrado
- 14 -
Ânions: Ocorre quando um átomo ganha elétrons.
O átomo ao ganhar elétron haverá repulsão deste
com os elétrons da sua última camada, ocorrendo
um aumento de seu raio.
Apostila de Química
CMB
1-
Ex: Cl  Cl
Exercícios
1) (UnB) Observe os elementos representativos na
Tabela Periódica parcial abaixo e julgue os itens.
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Be
Mg
Ca Sc
Sr Y
Ba
B
Al
C
N
P
O
S
Ni Cu Zn
Pb Ag Cd
F
Cl
Br
I
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
W, X, Y e Z representam íons desenhados em uma
escala tal que seu tamanho reflete corretamente os
tamanhos relativos dos íons cloreto, fluoreto, lítio e
sódio, mas não nesta ordem. A ordem correta dos
tamanhos é:
a)
b)
c)
d)
e)
(a)
(1) O césio (Cs) é o elemento de maior raio atômico
dentre os representados.
(2) O raio atômico do magnésio (Mg) é maior que o do
sódio (Na) porque ele possui um elétron a mais.
(3) Dentre os elementos representados, somente o
níquel (Ni), cobre (Cu) e zinco (Zn) são elementos
de transição.
(4) A eletronegatividade dos elementos B, C, N, O, F,
aumenta da esquerda para a direita.
(5) A energia de ionização do rubídeo (Rb) é maior
que a do xenônio (Xe).
(6) A distribuição eletrônica da prata (Ag) termina
com 5d9.
(7) A distribuição eletrônica do escândio (Sc) é 1s 2 2s2
2p6 3s2 3p6 4s2 3d1.
CEECEEC
2) (EFES) - Um determinado elemento tem para seu
átomo, no estado fundamental, a seguinte
distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
4p3
Para este elemento, podemos afirmar:
5) (UFES) – Sobre a Tabela Periódica e as
propriedades periódicas dos elementos químicos,
marque a opção falsa:
a)
b)
c)
d)
e)
a) Na tabela periódica, os elementos químicos
estão colocados em ordem decrescente de
massas atômicas;
b) Em uma família, os elementos apresentam
propriedades químicas bem distintas;
c) Em uma família, os elementos apresentam
geralmente o mesmo número de elétrons na
última camada;
d) Em um período, os elementos apresentam
propriedades químicas semelhantes;
e) Todos
os
elementos
representativos
pertencem aos grupos B da tabela periódica.
(c)
É um elemento típico ou representativo do
grupo III A;
II. O número de prótons no núcleo é 33;
III. O número quântico magnético, para o elétron
diferencial, é zero;
IV. O número de elétrons desemparelhados, no
último nível é 3;
Analise as afirmativas e marque a opção correta:
d) II e IV;
e) I, II e III.
(d)
3) (F.OBJETIVO-SP) – Dados os íons isoeletrônicos
com os respectivos números atômicos: H- (Z = 1),
Li+ (Z = 3), Be+2 (Z = 5), estão em ordem
crescente de raio iônico:
a)
b)
c)
d)
e)
(b)
4) ( CESESP-PE)
X
Profª Fátima Serrado
7)
8) (PUCCamp-SP) Qual é o número atômico do
elemento químico do 5º período da classificação
periódica e que apresenta 10 elétrons no quarto
nível energético (n = 4) ?
(40)
H- < Li+ < Be2+
Be2+ < Li+ < HH- < Be2+ < Li+
Li+ < Be2+ < HBe2+ < H- < Li+
W
A configuração eletrônica para o átomo do
terceiro metal alcalino, em seu estado
fundamental, é 1s2 2s2 6p6 3s1;
No segundo período, o elemento que
apresenta maior potencial de ionização é o
gás nobre;
Os halogênios são, no seu respectivo
período, os elementos que apresentam maior
afinidade eletrônica;
Um átomo A tem dois prótons a mais do que
um átomo B. Se A for um metal alcalinoterroso, B deverá ser um gás nobre;
Entre íons isoeletrônicos
os cátions
apresentam raios menores que os dos ânions.
(a)
6) (UFC-CE) Com relação à classificação periódica
moderna, assinale a afirmação verdadeira:
I.
a) I e II;
b) I e III;
c) II e III;
Li+, Na+, F-, Cl-;
Li+, F-, Na+, Cl-;
F-, Cl-, Li+, Na+;
F-, Li+, Cl-, Na+;
Cl-, F-, Na+, Li+.
Y
Z
9) A Tabela Periódica pode ser utilizada para
relacionar as propriedades dos elementos com
suas estruturas atômicas.
A respeito do assunto, julgue os itens que se
seguem.
(1) O raio atômico dos elementos relaciona-se com o
número de camadas, assim, o íon sódio (Na +)
possui menor raio atômico que o seu átomo de
origem.
- 15 -
Apostila de Química
CMB
(2) Átomos de propriedades semelhantes são
agrupados em um mesmo período na tabela.
(3) A energia de ionização dos gases inertes é alta,
devido à facilidade de remover elétrons desses
átomos.
CEE
11) EsPCEx-1992–O cátion trivalente de um elemento pertencente ao família 13 do 3º período terá
configuração eletrônica igual à de um átomo de:
a) halogênio.
b) calcogênio.
c) gás nobre.
d) metal alcalino.
(c)
12) EsPCEx-1995 – As afirmativas abaixo dizem
respeito à classificação periódica:
1. Em um mesmo período, os elementos
apresentam o mesmo número de níveis.
2. Os elementos do grupo 2A terminam em s2.
3. Quando o subnível mais energético é do tipo s
ou p, o elemento é de transição.
4. Em uma mesma família, os elementos
apresentem o mesmo número de níveis.
São verdadeiras as afirmações:
a) I, II e III.
b) I e II.
c) II e III.
d) II e IV.
e) III e IV.
()
13) EsPCEx-2000 – Considerando a classificação
periódica dos elementos químicos, analise as
seguintes afirmativas:
Neônio é um gás nobre, muito usado na
iluminação para propaganda, e tem número
atômico 18.
II. O cátion 19K (potássio), usado na fabricação
de pólvora, apresenta na camada de valência
a seguinte distribuição eletrônica: 2s2 3p6.
III. Se o subnível mais energético de um
elemento no estado fundamental for 5p4, seu
número atômico e posição na tabela são,
respectivamente, 56 e 6A /5º período.
I.
Pode-se afirmar
afirmativa(s)
a)
b)
c)
d)
e)
que
está(ão)
correta(s)
Be(g) + E1  Be+(g) + eMg(g) + E2  Mg+ (g) + eSr(g) + E3  Sr+ (g) + eSabendo-se que:
E1 representa o valor da primeira energia de
ionização (1ª E.I.) do átomo de Be;
E2 representa o valor da primeira energia de
ionização (1ª E.I.) do átomo de Mg;
E3 representa o valor da primeira energia de
ionização (1ª E.I.) do átomo de Sr.
Pode-se afirmar que, ocorridas as transformações, a
relação entre os valores E1, E2 e E3 será:
a)
b)
c)
d)
e)
>
>
>
>
>
E3
E1
E2
E3
E1
()
-
Considere
as
seguintes
I.
O último nível de energia de um átomo, cujo
número quântico principal é igual a 4, pode ter,
no máximo, 32 elétrons.
II. No estado fundamental, o átomo de fósforo
possui três elétrons desemparelhados.
III. O átomo de nitrogênio é mais eletronegativo
que o átomo de flúor.
IV. A primeira energia de ionização do átomo de
nitrogênio é menor que a primeira energia de
ionização do átomo de fósforo.
V. A configuração eletrônica 1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1,
representa um estado ativado (ou excita do) do
átomo de carbono.
Dados: Número Atômico: 6C; 9F; 15P; 7N.
Das afirmações feitas, estão corretas
a)
b)
c)
d)
e)
apenas I, II, IV e V.
apenas III, IV e V.
apenas I, II e V.
apenas IV e V.
todas.
Exercícios de Olimpíadas de Química
12. O gráfico apresentado ao lado refere-se à
variação de uma propriedade periódica em
função do número atômico do elemento.
()
14) EsPCEx-2008 - Os elementos químicos Be, Mg e
Sr, de números atômicos 4 , 12 e 38,
respectivamente, situam-se no grupo 2 da Tabela
Periódica dos Elementos Químicos.
Supondo-se as seguintes transformações:
Profª Fátima Serrado
E2
E2
E1
E1
E3
15) EsPCEx-2009
afirmações:
a(s)
I e II.
II e III.
I e III.
II somente.
III somente.
E1 >
E3 >
E3 >
E2 >
E2 >
- 16 -
Apostila de Química
Assinale a alternativa correspondente
propriedade periódica representada neste gráfico.
a) densidade
b) raio atômico
c) eletronegatividade
d) potencial de ionização
e) afinidade eletrônica
CMB
à
Cl (7A: 7 elétrons na última camada). Ao receber
1 elétron passa a ter 8 elétrons na última camada,
tornando-se um íon negativo (ânion), Cl- (17 prótons
e 18 elétrons).
(d)
13. Considerando os elementos do segundo período
da tabela periódica, sem incluir o neônio,
descreva explique:
a. A variação da 1ª. energia de ionização
b. A variação da 2ª. energia de ionização
c. A variação da afinidade eletrônica
(a adição de 1 elétron)
d. A variação do raio atômico
Respostas:
a. aumenta de esquerda para a direita,
inversamente proporcional ao raio atômico,
pois, quanto menor o raio atômico, maior a
energia necessária para “arrancar” o
elétron mais externo, por estar mais
atraído pelo núcleo.
b. A segunda energia de ionização é maior que
a primeira energia de ionização, pois, após
retirar o primeiro elétrons, os demais
ficarão mais “presos”.
c. A afinidade eletrônica aumenta da
esquerda para a direita, inversamente
proporcional ao raio atômico, pois, quanto
menor for o átomo, mais facilmente ele
atrai o elétron externo (atração elétron –
núcleo).
d. O raio atômico varia da direita aumente da
direita para a esquerda, pois, num mesmo
nível, quanto maior o número de elétron,
maior a atração com o núcleo.
Ligações Químicas
Teoria do Octeto: Os átomos se tornam estáveis
quando adquirem a estrutura eletrônica do gás nobre
mais próximo na tabela periódica.
Para tal, os átomos podem ganhar, perder ou
compartilhar elétrons.
Ligação Iônica ou Eletrovalente
Ligação entre metais e ametais, pois, estes
apresentam grande diferença de eletronegatividade.
O metal cede elétron e os ametais recebem elétrons.
Profª Fátima Serrado
Ex: Na (1A: 1 elétron na última camada ). Ao ceder
1 elétron, a penúltima camada passa a ser a última,
com 8 elétrons, tornando-se um íon positivo (cátion),
Na+ (11 prótons e 10 elétrons).
Como os íons Na+ e Cl- têm cargas elétricas
opostas eles se atraem formando a substância neutra
NaCl (cloreto de sódio), sendo este um composto
iônico pois foi formado por ligação iônica.
Previsão das fórmulas de substância iônicas:
Metais
Ametais
Grupo
Carga
Grupo
Carga
1A
+1
5A
-3
2A
+2
6A
-2
3A
+3
7A
-1
Obs: Os átomos dos elementos da família 4 A podem
tanto receber elétrons ou ceder elétrons.
Ligação Covalente
Ocorre entre átomos que apresentam alta
eletronegatividade (ametal + ametal). Não há
transferência
de
elétrons,
e
sim
um
compartilhamento de pares de elétrons.
As substâncias formadas por ligações
covalentes são chamadas de moleculares.
Ex: Cl (cloro, com sete elétrons no último nível) faz
ligação covalente com outro átomo de flúor:
Ligação covalente dativa: Ocorre quando o par de
elétrons compartilhamento é 3proveniente de um
único átomo. Essa ligação só ocorre após esgotar
todas as possibilidades de ocorrer ligação covalente
comum.
Ligação metálica: ocorre entre os metais, isto é,
átomos de baixa eletronegatividade. Um sólido
metálico seria formado por núcleos dos átomos
imersos numa nuvem de elétrons da última camada
dos átomos (elétrons mais fracamente atraídos para
núcleo). A nuvem eletrônica pertence a todo
agregado atômico. Como os metais são formados por
átomos de um mesmo tipo, a fórmula de uma
substância metálica é o próprio símbolo do elemento
metálico.
Os
elétrons
semi-livres
justifica
as
propriedades dos metais: bons condutores de
eletricidade e calor, portadores de um brilho
característico, etc.
- 17 -
Apostila de Química
CMB
Ex: a) SO3
Polaridade das Ligações
O
II
S
As ligações são consideradas apolares quando
os átomos que se ligam possuem a mesma
eletronegatividade, ou seja não existe diferença de
eletronegatividade e são polares quando os átomos
apresentam diferentes eletronegatividade.
O átomo mais eletronegativo atrai mais
intensamente o par de elétrons da ligação e adquire
carga
parcial
negativa.
O
átomo
menos
eletronegativo, por ter os elétrons da ligação
afastados de seu núcleo, se torna parcialmente
positivo.
Geometria Molecular
Para determinar a geometria das moléculas,
devemos considerar a disposição espacial dos
núcleos dos átomos que constituem essas moléculas
e que irão originar diferentes formas geométricas.
Os pares eletrônicos ao redor de um átomo
central, participando ou não da ligação, se
comportam como nuvens eletrônicas que se
repelem, ficando orientadas no espaço com a maior
distância angular possível.

F
I
B
O
O
F
F
PIRAMIDAL: se o átomo central possuir par de
elétrons livres.
Ex: NH3
..
N
H

H
H
Molécula com cinco átomos:
TETRAÉDRICA: se o átomo central fizer ligação com
4 átomos.
Ex: CH4, CH3Cl
H
Molécula com dois átomos:
C
LINEAR: única forma possível.
Ex: HCl, HBr, O2, N2.

b) BF3
H
H
Ângulo: 109º28'
H
Molécula com três átomos:
LINEAR: se o átomo central não possuir par de
elétrons livres. Ângulo: 120º.
Ex: CO2, N2O.
O=C=O
O N =O
OBS: As ligações covalentes podem se apolares
(quando os átomos têm a mesma eletronegatividade)
ou polares (quando os átomos apresentam
eletronegatividade diferentes)
Ligação sigma (): Ocorre através de superposição de
orbitais através de um mesmo eixo.
Ligação pi (): Ocorre através de superposição de
orbitais através de planos paralelos..
ANGULAR: se o átomo central possuir par de
elétrons livres.
Ex: a) H2O
H
S=O
O
H
Ãngulo: 104º30'

b) SO2
O
Ângulo: 90º
Moléculas com quatro átomos:
Uma ligação simples é sempre sigma, uma
dupla ligação é formada por uma ligação sigma e
uma pi e uma tripla ligação por uma sigma e duas
pi.
Polaridade das Moléculas
Molécula apolar: Seu momento dipolar é zero.
LINEAR: somente as diatômicas formadas por átomos
iguais. Ex: H2, Cl2, N2.
LINEAR, TRIGONAL E TETRAÉDRICA : quando os
átomos ligados ao átomo central forem iguais entre
si. Ex: BeH2, BH3, CH4,
Molécula polar: Seu momento dipolar é diferente
de zero.
Ex.: As demais.
TRIGONAL PLANA: se o átomo central não possuir
par de elétrons livres.
Profª Fátima Serrado
- 18 -
Apostila de Química
CMB
Forças Intermoleculares
Forças de Van der Waals ou Dipolo Momentâneo ou
Dipolo Instantâneo – São forças fracas e ocorrem
entre moléculas apolares. Ocorre um dipolo
momentâneo entre as moléculas.
Ex: H2, CH4, BH3, CO2, BeCl2.
Forças de Dipolo Permanente ou Dipolo-dipolo
Ocorre entre as moléculas polares onde
extremidade negativa de um dipolo atrai
extremidade positiva do outro. Quanto maior
polaridade e o tamanho das moléculas, maior será
força de atração entre elas.
Ex: H2S, HCl, HBr.
a
a
a
a
Pontes de Hidrogênio - Ocorrem quando a molécula
possui hidrogênio ligado a um elemento muito
eletronegativo: flúor (F), Oxigênio (O) ou nitrogênio
(N).
Obs: quanto maior o ponto de ebulição, maior é a
força de atração entre as moléculas. Essa força é
caracterizada de moléculas polares contendo átomos
de hidrogênio ligados a átomos muito eletronegativos
da outra.
Ex: NH3, H2O, HF.
Propriedades das Substâncias
Ponto de fusão e de ebulição - quanto maior a força
elétrica que mantém os átomos, moléculas ou íons
unidos, maiores são seus pontos de fusão e de
ebulição. As substâncias iônicas são as que têm
maiores pontos de fusão e de ebulição, pois as
forças de atração entre os íons são fortes. Nas
moléculas polares são baixos, e nas apolares são
extremamente baixos.
Solubilidade
Para haver uma solução é necessário que:
 As interações elétricas entre as partículas de
soluto-soluto, solvente-solvente e soluto-solvente
sejam rompidas;
OBS: "Semelhante dissolve semelhante":
 Substância polar dissolve substância polar.
 Substância apolar dissolve substância apolar.
Condutividade elétrica
A corrente elétrica resulta do movimento
ordenado de cargas elétricas (íons ou elétrons).
Conduzem a eletricidade:
 Metais, por possuírem nuvem eletrônica;
 Substâncias iônicas, quando fundidas ou em
soluções aquosas, pois seus íons estão em
movimento;
Obs: Os compostos moleculares não conduzem a
eletricidade nem no estado sólido nem no estado
líquido, pois suas moléculas não apresentam cargas
elétricas livres.
Exercícios
Profª Fátima Serrado
1) (UnB) O carbono, nome dado por Lavoisier em
1789, é de fundamental importância na
constituição dos compostos orgânicos.
Existem pelo menos 7 (sete) formas alotrópicas:
grafite (alfa e beta), diamante, lonsdaleíta
(diamante hexagonal), caoíta, carbono (VI) e os
fulerenos.
Consultando a tabela periódica, julgue os itens,
com relação ao carbono.
(1)
(2)
(3)
(4)
(5)
O carbono no comporto metano (CH4), com 4
(quatro) elétrons na camada de valência,
possui estrutura trigonal plana.
O clorofórmio, CHCl3, substância polar, é
totalmente solúvel em benzeno, C6H6,
substância apolar.
O carbono, elemento presente em todos os
seres vivos, origina um ramo importante da
química, a Química orgânica.
O carbono 12 (12C) possui 12 (doze) prótons no
seu núcleo.
O carbono combina-se com elementos da
família 7A, formando compostos de fórmula
CX4 (onde X representa halogênio).
EECEC
2) (Unesp-SP) Dois elementos, X e Y estão bem
separados na fila de reatividade química. Se X
tem 1 elétrons na última camada e Y tem 6
elétrons, o composto formado será:
a) molecular e de fórmula XY2;
b) molecular e de fórmula X2Y;
c) iônico e de fórmula X2Y;
d) iônico e de fórmula XY2;
e) iônico e de fórmula X6Y.
(c)
3) (UM-SP) A fórmula do composto formado por
átomos de um elemento químico X, de número
atômico 12, e átomos de um elemento químico Y,
de número atômico 17, será:
a) XY2;
d) X2Y3;
b) XY;
e) X3Y2.
c) X2Y;
(a)
4) (OSEC-SP) Num composto, sendo X o cátion, Y o
ânion e X2Y3, a fórmula, os átomos X e Y, no
estado normal, os prováveis números de elétrons
na última camada são, respectivamente:
a) 2 e 3;
d) 3 e 6;
c) 2 e 5;
b) 3 e 2;
e) 5 e 6.
(d)
5) (ITA-SP) Esta questão refere-se à classificação
periódica dos elementos, esquematizados a
seguir. Os símbolos dos elementos foram
substituídos
por
letras
arbitrariamente
escolhidas. A letra T representa o símbolo de um
gás nobre.
1
8
V
2
X
M
Y
5
G
U
J
Q
6
D
L
7
W
R
Z
T
Baseado na posição dos elementos mencionados na
tabela periódica anterior, a fórmula falsa é:
- 19 -
Apostila de Química
a) X2L;
b) YW2;
c) M2J3;
6)
d) QW3;
e) GR4.
CMB
(c)
(Fuvest-SP) Escolha, entre as fórmulas dadas a
seguir, aquela que representa a substância de
maior caráter iônico:
a) HF;
c) ICl;
b) CsCl
d) Na2.
(b)
7)
(UFCE) Selecione as alternativas onde não há
exata correspondência entre a molécula e sua
forma geométrica:
a) N2 - Linear.
d) CCl4 - tetraédrica
b) CO2 - Linear. e) BF3 - pirâmide trigonal
c) H2O - Angular;
(e)
8)
(PUC-SP) Considere uma substância X:
I.
Em condições ambientais é sólida;
II.
Dissolve-se em água;
III. Possui alto ponto de fusão;
IV. No estado sólido não conduz eletricidade;
V. Conduz eletricidade em solução aquosa ou
quando fundida.
O mais provável é que X seja:
a) um composto iônico que se dissocia em água;
b) um composto molecular polar que se ioniza
em água;
c) um metal que reage com a água;
d) uma substância apolar que se dissocia em
água;
e) um composto molecular polar que se dissocia
em água.
(a)
9) (USF- SP) Um átomo X da família IIA e outro
átomo Y da família VIIA formarão um composto:
a)
b)
c)
d)
iônico de fórmula X2Y.
molecular de fórmula XY2.
Iônico de fórmula XY2.
molecular de fórmula X2Y.
(c)
10) Os compostos iônicos apresentam as seguintes
propriedades:
01. elevado ponto de ebulição.
02. Geralmente são sólidos.
03. São
geralmente
solúveis
em
água;
apresentam estrutura cristalina e altos
pontos de fusão.
04. Boa condutividade elétrica; solubilidade em
água; são geralmente líquidos.
05. São todos solúveis em solventes polares.
06. Apresentam brilho metálico.
07. São geralmente solúveis em solventes
apolares.
(1, 2, 3 e 5)
11) (Odonto. Diamantina-MG) Considere as fórmulas
e ângulos de ligações dados a seguir:
Fórmula
Ângulo
a)
b)
c)
d)
e)
(c)
12) A respeito de polaridade em moléculas e suas
formas geométricas, julgue os itens.
(1) Tanto o enxofre (Z=16) quanto o berílio (Z=4)
formam compostos lineares.
(2) O carbono (Z=6), por realizar 4 ligações, pode
aparecer em compostos diferentes com formas
geométricas diferentes, dependendo do tipo de
ligação realizada pelo mesmo.
(3) Embora a ligação entre o nitrogênio e o
hidrogênio seja polar, o composto NH3 é apolar.
(4) O carbono pode formar compostos apolares, o
CCl4 e o CO2, embora tenham geometria
diferentes também.
ECEE
13) Julgue os itens.
(1) A água seria gás, à temperatura ambiente, se
suas moléculas fossem lineares (H – O – H).
(2) A molécula de CF4 é apolar, embora as ligações
C–F sejam polares.
(3) A união entre os átomos de um metal se dá por
meio do compartilhamento de pares de elétrons.
(4) As espécies NH4+ e NH3 têm a mesma geometria.
(5) O CH4 é menos solúvel em CCl4 do que em CHCl3.
(6) No estado líquido, há fortes interações entre as
moléculas de ácido acético (CH3COOH).
CCEEEC
14) A geometria de uma molécula interfere em uma
série de propriedades e características dos
materiais. A esse respeito, julgue os itens.
(1) Dependendo da geometria de uma molécula, ela
pode ser muito solúvel ou não, em um dado
solvente.
(2) A geometria de uma molécula pode determinar
se um material, por ela constituída, pode ser
utilizado em altas temperaturas sem sofrer
transformações de estado físico.
(3) A água possui uma geometria angular, porém, se
os seus átomos estivessem distribuídos de forma
linear, a água não poderia ser utilizada nos
radiadores dos automóveis.
(4) A amônia é um eletrólito forte (bom condutor de
corrente elétrica). Isso não ocorreria se a sua
geometria molecular fosse trigonal plana.
CCCC
Questões de Olimpíadas de Química
14. Quais geometrias são possíveis para uma
molécula do tipo ABn cujo átomo central
apresenta hibridação do tipo sp3?
a) Tetraédrica, piramidal ou em forma de “v”
(angular)
b) Tetraédrica, piramidal ou triangular plana
c) Tetraédrica ou triangular plana
d) Tetraédrica ou piramidal
e) Somente tetraédrica
H2O NH3
CH4
BeH2
105º 107º 109º28' 180º
As formas geométricas dessa moléculas são,
respectivamente:
Profª Fátima Serrado
tetraédrica, tetraédrica, tetraédrica, angular.
Angular, piramidal, tetraédrica, angular.
Angular, piramidal, tetraédrica, linear.
Angular, angular, piramidal, trigonal.
Trigonal, trigonal, piramidal, angular.
- 20 -
Apostila de Química
CMB
Resp: (e)
A hibridação sp3, o átomo central tem 4
ligantes, então, sua estrutura será tetraédrica
somente.
15. A geometria molecular de uma espécie química
pode ser prevista a partir do modelo da repulsão
dos pares eletrônicos da camada de valência.
a) Associe cada
geometria.
I. SO2
( )
II. CO2
( )
III. SO3
( )
IV. NH3
( )
V. CH4
( )
VI. XeF4
( )
VII. IF5
( )
VIII. PCl5
( )
a) I. angular
b) II. linear
H
A)
B)
linear
angular
tetraédrica
trigonal planar
quadrado planar
pirâmide trigonal
bipirâmide trigonal
pirâmide de base quadrada
ANÁLISE ou DECOMPOSIÇÃO:
A B + C
C)
SIMPLES TROCA (deslocamento) AB
+ C  AC + B
Ex: 2 KI + Cl2  2 KCl + I2
Zn + 2 HCl  ZnCl2 + Cl2
D) DUPLA TROCA
AB
+ CD  AD + CB
Ex: BaCl2 + H2SO4  BaSO4 + 2 HCl
AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3
OCORRÊNCIA DE REAÇÕES QUÍMICAS:
A) Reações de oxi-redução:
Os metais tendem a ceder elétrons.
Reatividade:
O=C=O
O
S
H
d) IV. piramidal ou pirâmide trigonal
H
Reatividade (eletronegatividade)
H
N
H H H
e) V. tetraédrica
K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe H Cu Hg Ag Au
Metais 1A e 2A
Metais comuns Metais nobres
Ex: Zn + HgSO4  ZnSO4 + Hg
Ag + Al(NO3)3  não ocorre, pois Ag é
menos reativo que o Al.
C
H H H
f) VI. quadrado planar
Os não metais tendem a receber elétrons.
g) VII. pirâmide de base quadrada
h) VIII. bipirâmide trigonal
F
16. (OBQ-2008) Através de técnicas criogênicas
podem ser alcançadas temperaturas muito
baixas, tornando possível condensar o hidrogênio
gasoso (em torno de -253oC), obtendo assim
hidrogênio líquido. Desta forma, uma maior
quantidade de hidrogênio pode ser armazenada
e transportada. Quando o hidrogênio retorna do
estado líquido para o estado gasoso ocorre o
rompimento de:
O
Cl
Br
I
S
Reatividade (eletronegatividade)
Ex: F2 + 2 NaBr  2 NaF + Br2
I2 + NaCl  não ocorre, pois o I é menos
reativo que o Cl.
B) Reações de dupla troca
a) Quando um dos produtos for insolúvel:
NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3
(precipitado)
Interações de Van der Waals
Ligações covalentes
Ligações de hidrogênio
Pontes de hidrogênio
As opções (c) e (d) estão corretas.
b) Quando um dos produtos for volátil (gás)
OBS: Ácido que, quando produto, são voláteis:
HF, HCl, HBr, HI, H2S e HCN.
Substâncias instáveis(que se decompõem):
H2CO3  H2O + CO2 (gás)
H2SO3  H2O + SO2 (gás)
NH4OH  H2O + NH3 (gás)
(e)
17. As geometrias das moléculas BCl3 e PCl5 são,
respectivamente:
a) piramidal e pentaédrica
b) triangular plana e pentaédrica
c) piramidal e bipirâmide de base triangular
d) piramidal e bipirâmide de base quadrada
Profª Fátima Serrado
A + BC
Ex: CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
H
c) III. trigonal ou trigonal plana
a)
b)
c)
d)
e)
SÍNTESE ou ADIÇÃO
Ex: H2 + 1/2 O2  H2O
2 Mg + O2  2 MgO
espécie química à respectiva
b) Distribua as espécies químicas acima em dois
grupos
Grupo A – moléculas apolares
Grupo B – moléculas polares
Resp:
S
e) triangular plana e bipirâmide de base
triangular
(e)
Reações Químicas
c) Quando formar água como produto.
d) Quanto o ácido formado for mais fraco que o
ácido que reage.
- 21 -
Apostila de Química
Funções Químicas
CMB
FUNÇÕES INORGÂNICAS
NOMENCLATURA
As principais funções inorgânicas são: ácido, bases,
sais e óxidos.

ÁCIDOS
Segundo Arrhenius são substâncias que, em solução
aquosa sofrem ionização produzindo íons H+ como
único cátion.
Hidrácidos
Ex: HCl - ácido clorídrico
H2S - ácido sulfídrico (S = sulfur)
HBr - ácido bromídrico
HCN - ácido cianídrico (CN = ciano)

Oxiácidos
3A
IONIZAÇÃO
Quebra das moléculas, através das moléculas da
água, com formação de íons.
+3
Ex: HCl(aq)  H+ + Cl H2SO4(aq)  2 H + + SO42H3PO4(aq)  3 H + + PO43-
de H+ ionizáveis:
Monoácidos: HCl, HBr, HNO3
Diácidos: H2SO4, H2CO3
Triácidos: H3BO3, H3PO4
Tetrácidos: H4P2O7

Hidrácidos: Família 7 A:
HF
Moderado
HCl
HBr
Fortes
HI
Demais
Fracos
Oxiácidos: x = (nº átomos de O) - (nº de H+
ionizáveis)
x > 2 forte
x = 1 moderado
x = 0 fraco
OBS: O H2CO3 por ser um ácido instável, se
decompõe (H2O + CO2) mais facilmente do que se
ioniza, sendo considerado um ácido fraco.
H3PO4 : 4 - 3 = 1 (moderado)
H3PO3 : 3 - 2 = 1 (moderado)
H3PO2 : 2 - 1 = 1 (moderado)
HClO
grupo
3A
4A
5A
5A
6A
7A
BASES
São substâncias que, em solução aquosa, sofre
dissociação, liberando o OH - como único ânion.
+x
C
-1
(OH)x
NaOH(aq)  Na+ + OH Ca(OH)2(aq)  Ca2+ + 2 OH –
CLASSIFICAÇÃO
A) Nº de hidroxilas (OH-)




Monobase: NaOH, LiOH, AgOH
Dibase: Ca(OH)2, Fe(OH)2
Tribase: Fe(OH)3, Al(OH)3
Tetrabase: Sn(OH)4, Pb(OH)4
B) Solubilidade:
Solúveis: Bases dos Metais Alcalinos (1A) e
NH4OH.
Pouco solúveis: Bases dos Metais Alcalinos
Terrosos (2 A), exceto Mg(OH)2, que é insolúvel e
fraco.
Insolúveis: Demais bases.
C) Grau de Ionização:
Forte: Bases solúveis (exceto o NH4OH) e as
pouco solúveis.
Fracas: Bases insolúveis e o NH4OH.
Voláteis: A maioria dos ácidos.
Fixos: H2SO4 e H3PO4
Profª Fátima Serrado
___ ico Per __ ico
H3BO3
H2CO3
HNO3
H3PO4
H2SO4
HClO3
HClO4
H2CrO4 - Ác. Crômico
H2Cr2O7 - Ác. Dicrômico
D) Volatilidade


Nome
Ác. hipo______ oso
Ác. __________ oso
Ác. __________ ico
Ác. Per ______ ico
HMnO4 - Ác. Permangânico
H2MnO4 - Ác. Mangânico
Embora os três ácidos sejam moderados existe uma
ordem de suas forças ácidas: H3PO4 > H3PO3 > H3PO2
Passagem do estado líquido para o gasoso.
As substâncias com baixo ponto de ebulição são
consideradas voláteis.
7A
+1
+3
+5
+7
+4
+6
HNO2
H3PO3
H2SO3
HClO2
H3PO2
OBS: Nos oxiácidos, são ionizáveis somente os
hidrogênios ligados a átomos de oxigênio.

6A
Principais ácidos:
hipo__ oso __ oso
A) Presença de oxigênio na molécula:
 Hidrácidos (sem O): HF. HCl, HCN, H2S
 Oxiácidos (com O): H2SO4, HNO3, H2CO3
C) Grau de ionização:
4A 5A
+1
+3
+4 +5
O prefixo "per" é usado quando Nox = +7 (7A e 7B).
CLASSIFICAÇÃO
B) Nº




Ácido nome do elemento ÍDRICO
- 22 -
Apostila de Química
CMB
NOMENCLATURA

 Elementos com apenas 1 Nox:
Hidróxido de nome do elemento

 Elementos com 2 Nox:
Hidróxido nome do cátion oso  maior nox)
Hidróxido nome do cátion ico  menor nox)
PROPRIEDADES:




Sabor adstringente;
Modificam a cor de indicadores ácido-base:
tornassol (azul) e fenolftaleína (vermelha).
Conduzem a eletricidade;
Reagem com ácidos, formando sal e água
(neutralização)
Teoria de Arrhenius


ÁCIDO: Substâncias que em solução aquosa
fornecem um único cátion, H + (H3O+, íon
hidrônio).
BASE: Substâncias que em solução aquosa
fornecem um único ânion, OH- (hidroxila ou
oxidrila).
+
HCl + H2O  H3O + Cl
KOH + H2O  K+ + OH -
Utilização:





Compostos binários (formados por dois elementos),
onde o oxigênio é o mais eletronegativo.
Nomenclatura:
a) Quando o cátion tem somente um número de
oxidação:
Óxido de nome do cátion
b) Quando o cátion tem 2 nox.
Óxido _______ oso (  nox)
Óxido _______ ico (  nox)

São obtidos através da reação de neutralização (ou
salificação) entre um ácido e uma base. Essas
reações podem ser total ou parcial. (Os íons H+ do
ácido neutraliza os íons OH- da base, originando
H2O).
Nomenclatura:
Ácido
..... ico
.... oso
....ídrico
Ânion
.... ato
.... ito
.... eto

HNO3
ácido nítrico
Óxido básico: (óxidos de metais) reagem com
água formando bases.
Na2O + H2O  2 NaOH
Óxido de sódio
CaO + H2O  Ca(OH)2
Óxido de cálcio
Fe2O3 + 3 H2O  2 Fe(OH)3
Óxido férrico ou óxido de ferro III
HCl + NaOH  NaCl + H2O
Ác. Clorídrico
cloreto de sódio
FeO + H2O  Fe(OH)2
Óxido ferroso ou óxido de ferro II
H2SO4 + Ca(OH)2  CaSO4 + 2 H2O
Ác. Sulfúrico
sulfato de cálcio
Utilização:

Preparação de argamassa: CaO, cal virgem é
misturada à água obtendo-se a cal extinta,
Ca(OH)2.

Gelo seco, gaseificação de águas e refrigerantes:
CO2.
Neutralização parcial do ácido:
H2SO4 + NaOH  NaHSO4 + H2O
Ác. Sulfúrico hidróxido sulfato ácido
de sódio
de sódio*
* (mono) hidrogeno sulfato de sódio
Óxido ácido: (óxidos de ametais) reagem com
água formando ácido. Seu nome deriva do ácido:
SO2 + H2O  H2SO4
Anidrido sulfuroso
ácido sulfuroso
NO2 + H2O 
Anidrido nítrico
Neutralização total: quando todo H+ do ácido reage
com todo OH- da base.
HNO2 + KOH  KNO2 + H2O
Ác. Nitroso
nitrito de potássio
Conservação de alimentos: KNO3 e KNO2.
Bactericida: KMnO4.
Contraste em radiografias estomacais: BaSO4
Filmes fotográficos: AgBr e AgCl.
Fungicida: CuSO4.
ÓXIDOS
-
SAIS
Sabor salgado, embora o Na2SO4 tenha sabor
amargo.
Soluções aquosas de sais conduzem a
eletricidade, por apresentarem íons livres.
Exercícios
Neutralização parcial da base:
HCl
+
Ca(OH)2

CaOHCl + H2O
Ác.Clorídrico hidróxido
cloreto básico
de cálcio
de cálcio*
* (mono) hidroxi cloreto de cálcio
1. (UM-SP) A equação que representa corretamente
a dissociação iônica de uma base de fórmula
M(OH)x é:
a) M(OH)x  M+ + x OH -;
b) M(OH)x  xM+ + x OH -;
c) M(OH)x  Mx+ + x OH -;
Propriedades do sais:
Profª Fátima Serrado
- 23 -
Apostila de Química
d) M(OH)x  Mx+ +
CMB
OHx-;
(c)
2. (UFPA) Entre as bases dadas a seguir, indique
quais são praticamente insolúveis em água;
I. KOH
IV. Al(OH)3
II. Mg(OH)2
V. Fe(OH)2
III. NaOH
VI. LiOH
a) V e VI.
b) IV e VI.
c) II, III, IV;
d) II, IV, V
e) I, III, VI
(d)
3. Qual das bases a seguir é considerada uma base
solúvel, porém, fraca?
a) NaOH;
d) NH4OH
b) AgOH;
e) Sn(OH)4
c) Mg(OH)2
(d)
4. (FAFI-MG) Qual das alternativas abaixo,
relacionadas aos sais, está incorreta?
a) os ácidos com desinência ídrico produzem
sais cuja nomenclatura tem desinência ato.
b) Os sais ácidos possuem H ionizáveis na sua
constituição.
c) Os sais são compostos iônicos.
d) Os sais fundidos conduzem corrente elétrica.
e) Salificação é o tipo de reação que ocorre
entre um ácido e uma base.
(e)
5. (Med. Catanduva-SP) Presente no suco gástrico,
é chamado comercialmente de "ácido muriático";
presente em muitos antiácidos estomacais em
suspensão aquosa é conhecido como "leite de
magnésia"; é constituinte do mármore e do
calcário; principal responsável pelo "efeito
estufa", é injetado para "gaseificar" águas e
refrigerantes. Estamos falando das substâncias:
a) HCl; Mg(OH)2; CaCO3; CO2
b) H2SO4; Mg(OH)2; CaCO3; CO2
c) HCl; Mg(OH)2; CaSO4; CO2
d) HCl; Mg(OH)2; CaCO3; SO2
e) H2SO4; Mg(OH)2; CaSO4; SO2
(c)
6. (Unisinos-RS) Ao participar de uma festa, você
pode comer e beber em demasia, apresentando
sinais de má digestão ou azia. Para combater a
acidez, ocasionada pelo excesso de ácido
clorídrico no estômago, seria bom ingerir uma
colher de leite de magnésia que irá reagir com
este ácido. A equação que representa a reação é:
a)
b)
c)
d)
e)
Mg(OH)2 + 2HClO  Mg(ClO)2 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2HCl  MgCl2 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2HClO3  Mg(ClO3)2 + 2H2O
Mn(OH)2 + 2HClO2  Mg(ClO2)2 + 2H2O
Mn(OH)2 + 2HCl  MnCl2 + 2H2O
(b)
7. (FEI-SP) A chuva ácida causa sérios problemas às
estátuas de mármore, pois este á transformado
em gesso, conforme a equação:
CaCO3 + H2SO4  H2O + CO2 + CaSO4
Mármore
gesso
O mármore, o gás carbônico e o gesso pertencem,
respectivamente às seguintes funções inorgânicas:
Profª Fátima Serrado
a)
b)
c)
d)
e)
sal, ácido, ácido.
sal, ácido, sal.
base, sal, óxido.
base, ácido, sal.
sal, óxido, sal.
(e)
8. A reação CaCO3  CaO + CO2, realizada a 900oC
ilustra um dos processos de obtenção de CO 2.
Com relação a este gás, julgue os seguintes itens.
(1) É liberado nas chaminés das fábricas e nos
escapamentos dos automóveis.
(2) É utilizado em extintores de incêndio.
(3) É encontrado em refrigerantes (bebidas
gaseificadas).
(4) É eliminado durante o processo de respiração.
(5) A quantidade de átomos de carbono e oxigênio
para a formação de uma molecular de CO2 é de
3:2, respectivamente.
(6) Em solução aquosa é usado como desinfetante.
(7) É um excelente combustível.
(8) O nome oficial desse gás é dióxido de carbono.
CCCCEEEE
9. “...Assim, a natureza é formada por quatro
elementos: a terra, o ar, a água, o fogo.” Essa é
uma fase típica da ciência que precedeu a Química.
Sobre esta fase, julgue os seguintes itens.
(1) Estes “quatro elementos” podem ser definidos
hoje como elementos químicos.
(2) Em uma porção de terra existem diversas
substâncias químicas diferentes.
(3) A água, quando potável, é um tipo de solução
química.
(4) O ar atmosférico é uma mistura gasosa, onde
predominam o oxigênio e o nitrogênio.
(5) O fogo, ou seja, as manifestações de luz e calor,
é proveniente de reações químicas de oxidação
entre materiais chamados combustível e
comburentes.
ECCCC
10. Em relação às substâncias, julgue os itens
seguintes.
(1) O ácido nítrico, de acordo com o número de
hidrogênios ionizáveis, é um monoácido.
(2) O ozônio e o oxigênio são substâncias simples e
alotrópicas.
(3) O dióxido de enxofre e o monóxido de carbono
são óxidos ácidos.
(4) A reação do monóxido de carbono com oxigênio
e, posteriormente, com água, pode formar um
ácido fraco.
(5) O ozônio tem geometria linear e possui duas
ligações covalentes normais simples em sua
estrutura, e nenhuma dativa.
CCECE
11. Julgue os itens.
(1)
(2)
(3)
(4)
(5)
(6)
- 24 -
H2SO4 é o ácido sulfúrico.
H2S é o ácido sulfuroso
NH3OH é o hidróxido de amônio.
Na2CO3 é o carbonato de sódio.
FeO é o óxido de ferro.
Todos os ácidos e bases são bons condutores de
corrente elétrica em solução aquosa.
Apostila de Química
CMB
(7) O H3PO2 de fórmula estrutural:
por isso, melhoram a circulação coronariana – e o
sulfato de magnésio (MgSO4) – uma droga
antiarrítmica, vasodilatadora e inibidora da
coagulação sanguínea. Acerca dessa substância,
julgue os itens abaixo.
HO
H
P=O
H
é um monoácido, apesar de possuir três
hidrogênios.
(8) Na nomenclatura dos oxiácidos, os prefixos orto,
piro e meta são usados para diferenciar os
estados de oxidação.
(9) Os anidridos são óxidos que reagem com a água,
dando uma base.
CEECECCEC
12. Entre os poluentes da atmosfera, pode-se
encontrar em quantidades muito pequenas, a
amônio. Ela se origina da fermentação de
materiais orgânicos, de algumas atividades
industriais (como a obtenção de fertilizantes) e
de certas regiões rurais, pela ação de
microorganismos em fertilizantes (como a uréia e
os sais de amônio).
Com relação ao assunto do texto, julgue os itens
abaixo.
(1) A grande importância da síntese industrial da
amônia está na produção dos freons.
(2) Óxidos de enxofre e de nitrogênio, bem como
aldeídos e ozônio, são exemplos de outros
poluentes de atmosferas urbanas.
EE
13. Os motores dos carros à gasolina fabricados em
nosso país funcionam bem com uma mistura
combustível contendo 22% em volume de etanol.
A adulteração por adição de maior quantidade de
álcool na gasolina vendida pelos postos
autorizados é feito misturando-se, num frasco
graduado e com tampa, 50 mL da gasolina do
posto com 50 mL de solução aquosa de cloreto de
sódio. Após a agitação, esperam-se alguns
minutos e observa-se a separação das fases da
mistura. Num determinado posto, feito o teste,
resultou que a fase orgânica ocupou o volume de
30 mL, e a fase aquosa 61 mL, o que isentou o
posto de multa.
Julgue os seguintes itens de acordo com o texto e
assunto relacionados.
(1) Após a agitação, o etanol ocupou totalmente a
fase orgânica.
(2) A mistura água e gasolina pode ser separada por
decantação.
(3) A fase aquosa só contém substâncias inorgânicas.
(4) O etanol se separa da gasolina por ser insolúvel
na solução aquosa de NaCl.
(5) A porcentagem de álcool na mistura “gasolinaálcool” testada é de 11%.
(6) O etanol dissolve-se em água devido às
interações por formação de pontes de hidrogênio.
ECEEEC
14. Em 1993, na cidade de Atlanta, nos Estados
Unidos, durante o congresso da Associação
Americana de Cardiologia, foram apresentadas
diversas drogas utilizadas no tratamento do
infarto, entre elas as substâncias que contêm
íons nitrato (NO3-) – que são vasodilatadores e,
Profª Fátima Serrado
(1) O sulfato de magnésio é um composto iônico no
qual há ligações covalentes.
(2) No íon nitrato, as ligações entre os átomos
resultam da perda e do ganho de elétrons.
(3) O MgSO4 pode ser utilizado no tratamento da
hemofilia.
(4) O número de oxidação do nitrogênio no íon é +3.
CEEE
15. Entre as consequências da poluição atmosférica,
destacam-se o efeito estufa e a chuva ácida, com
os quais os gases CO2, SO2, NO2 e CH4 estão
relacionados. A respeito desses gases, julgue os
itens que se seguem.
(1) Todos os gases citados, por estarem presentes na
atmosfera são denominados óxidos.
(2) A água na qual tenha sido dissolvido dióxido de
carbono pode ser utilizada par neutralizar uma
solução levemente básica.
(3) A oxidação do dióxido de enxofre existente na
atmosfera produz trióxido de enxofre, o qual
reage com água, formando ácido sulfúrico.
(4) O CH4 é um poliácido que possui quatro átomos
de hidrogênio ionizáveis em solução aquosa.
ECCE
16. Julgue os itens.
(1) Atualmente, os escapamentos dos automóveis
têm um dispositivo contendo catalisadores que
transformam os poluentes CO, aldeídos,
hidrocarbonetos, óxido de enxofre e óxidos de
nitrogênio em CO2, H2S e N2, que não são
poluentes. Com isso, têm-se conseguido uma
significativa redução da poluição ambiental.
(2) Os fosfatos degradam as águas de rios e lagos.
(3) O mercúrio possui uma ação sobre o sistema
nervoso.
CCC
17. Julgue os itens.
(1) O cloro pode formar os seguintes ácidos: HCl,
HClO, HClO2, HClO3 e HClO4.
(2) A substituição do hidrogênio do ácido nitroso
(HNO2), pelo átomo de sódio, dá origem ao
nitrato de sódio.
(3) HBr, HI e H2S são exemplos de hidrácidos.
(4) O carbonato de bário pode ser obtido através da
reação completa entre H2CO3 e Ba(OH)2.
(5) O ferro pode formar os hidróxidos Fe(OH)2 e
Fe(OH)3.
(6) A fórmula de perclorato de potássio é KClO4.
(7) O fosfato de amônio, usado como fertilizante
agrícola, tem a fórmula (NH4)3PO4.
(8) O N2O3 é chamado de anidrido nitroso.
(9) O N2O5 é o anidrido nítrico, pois forma o H2NO3.
CECCCCCCE
18. Julgue os itens.
(1) O CO2 contribui para o agravamento do efeito
estufa na Terra, já que sua concentração tem
aumentado devido ao aumento da queima de
- 25 -
Apostila de Química
combustíveis e à diminuição do processo de
fotossíntese em decorrência da devastação das
florestas..
(2) A gasolina combustível possui um teor máximo de
22% de álcool que é utilizado como antidetonante
e que diminui a quantidade de CO lançado na
atmosfera.
(3) O SO2 lançado na atmosfera transforma-se em SO3
que se dissolve na água da chuva constituindo a
chuva ácida que causa um sério impacto
ambiental (destrói a vegetação).
(4) A chuva, em ambientes não poluídos, é acida,
porém, não provoca impacto ambiental.
(5) A
queima
dos
combustíveis
fósseis,
principalmente os derivados do petróleo,
contribui para dois impactos ambientais sérios: o
aquecimento global da Terra e a formação de
chuva ácida.
(6) Alguns filmes de ficção científica prevêem um
planeta Terra acabado pela ação das guerras e
pelo progresso. Uma das cenas mais chocantes
mostra toda uma população tentando se proteger
de uma chuva que ao cair na roupa ou na pele
das
pessoas
liberava
uma
fumaça.
Provavelmente, essa chuva deveria ter pH maior
do que 5,6.
(7) A destruição da camada de ozônio dá-se
basicamente,
pela
ação
de
poluentes
atmosféricos que liberam o radical livre cloro que
catalisa a conversão do ozônio em oxigênio.
CCCCCEC
19. O juiz e cientista inglês Willian Groge construiu,
em 1839, a primeira célula (ou pilha) de
combustível, que é um dispositivo eletroquímico
em que os reagentes não fazem parte da sua
construção. Um exemplo de pilha de combustível
é aquela alimentada por hidrogênio e oxigênio
gasosos. Atualmente, existem algumas células
que usam combustíveis comuns, sem produzirem
óxidos de nitrogênio ou de enxofre. Como são
muito mais eficientes que os motores de
combustão, as células de combustível geram
menos dióxido de carbono.
Com o auxílio das informações contidas no texto
anterior, julgue os itens.
(1) A vantagem ecológica da célula de combustível
reside na não-produção de óxidos de enxofre e de
nitrogênio que, em contato com a água de chuva,
produzem ácidos, originando o fenômeno
conhecido como chuva ácida.
(2) O fato de as células de combustível gerarem
muito menos dióxido de carbono as torna um
dispositivo que pode contribuir para a diminuição
do efeito estufa.
CC
20. Os óxidos são compostos binários em que o
elemento de maior eletronegatividade é o
oxigênio. Alguns desses ácidos causam impactos
ambientais incalculáveis, ameaçando, inclusive, a
existência de vida em nosso planeta. Com base
nessa afirmação e em conhecimentos correlatos,
julgue os itens.
(1) O CO2 é um gás obtido pela combustão de todo
tipo de matéria orgânica. Seu excesso na
Profª Fátima Serrado
CMB
(2)
(3)
(4)
(5)
(6)
(7)
atmosfera agrava o efeito estufa, que altera as
condições do clima de várias regiões.
O dióxido de carbono também em um dos
responsáveis pelo fenômeno el niño.
O monóxido de carbono e aldeídos são poluentes
atmosféricos obtidos pela oxidação incompleta
de combustíveis orgânicos.
Os combustíveis fósseis possuem como impurezas
compostos de enxofre que, ao serem queimados,
produzem SO2, sendo este na atmosfera, oxidado
a SO3, ambos os óxidos em contato com a água da
chuva diminuem o seu pH.
Todo óxido causa impacto ambiental.
Os químicos consideram o nitrogênio um gás
inerte, devido à sua baixa reatividade. Porém,
sob condições drásticas (temperatura elevada no
interior de um motor à combustão ou em um
ambiente, mesmo sem poluição, na presença de
raios e relâmpagos) este pode ser oxidado a NO 2.
Dentre os combustíveis de veículos automotores
utilizados no Brasil o menos poluidor é o álcool
(etanol) e o mais poluidor é o diesel.
CECCECC
Questões de Olimpíadas de Química
18. Os anidridos dos ácidos bórico, fosfórico e
sulfúrico são, respectivamente:
a) B2O3, P2O5, SO2
b) B2O3, P2O5, SO3
c) B2O4, P2O5, SO2,
d) B2O5, P2O3, SO2
e) B2O5, P2O3, SO3,
Resp: (b)
Anidrido são óxidos ácidos, ou seja, são ácidos sem
água.
Ácido bórico: H3BO3 – H2O = HBO2 (x2) = H2B2O4 (–
H2O) = B2O3 (anidrido bórico)
Ácido fosfórico: H3PO4 – H2O = HPO3 (x2) = H2P2O6 (–
H2O) = P2O5 (anidrido fosfórico)
Ácido sulfúrico: H2SO4 – H2O = SO3 (anidrido
sulfúrico)
19. Considere cinco amostras de mesma massa dos
seguintes sais: NaCl, K2SO4, Na2CO3, Na3PO4 e
Al2(SO4)3. A amostra que contém o maior número
de átomos é a de:
a) NaCl
b) K2SO4
c) Na2CO3
d) Na3PO4
e) Al2(SO4)3
Resp: (c)
- 26 -
Apostila de Química
CMB
P = 31 u (x 2) = 62
O = 16 u (x 8) = 128 .
Massa molecular (somatório) = 310 u
Massa Molar
Massa, em gramas, correspondente à massa atômica,
ou à massa molecular.
É a massa de um mol (6,02x1023 unidades) de
qualquer espécie.
20. Associe um nome da coluna da esquerda a cada
um dos ânions da coluna da direita
Nome
Ânion
(1) Bicarbonato
( ) ClO–
(2) Carbonato
(3) Carboxilato
( ) ClO2–
(4) Hipoclorito
(5) Clorato
( ) CO3=
(6) Clorito
Massa
Massa
Massa
Massa
Número de Avogadro ou Constante de Avogadro X
Quantidade de Matéria (mol)
Esse valor corresponde a 6,02 x 1023 entidades (ou,
aproximando, 6 x 1023).
Um mol contém 6,02 x 1023 unidades.
1
1
1
1
e assinale a opção que apresenta a associação
correta:
a)
b)
c)
d)
e)
4
4
5
6
6
- ClO–
- ClO–
- ClO–
- ClO–
- ClO–
5
6
4
4
5
- ClO2–
- ClO2–
- ClO2- ClO2–
- ClO2–
1
2
3
1
2
- CO3=
- CO3=
- CO3=
- CO3=
- CO3=
mol de átomos ---- 6,02 x 1023 átomos
mol de moléculas---6,02 x 1023 moléculas
mol de íons ---- 6,02 x 1023 íons
mol de alunos ---- 6,02 x 1023 alunos
DETERMINAÇÃO DAS FÓRMULAS PORCENTUAIS
(b)
21. Dentre as opções abaixo, assinale aquela que
apresenta o nome do óxido, no qual o nitrogênio
apresenta o maior estado de oxidação.
a)
b)
c)
d)
e)
atômica do Ca = 40 u
molar do Ca = 40 g/mol
molecular do Ca3(PO4)2 = 310 u
molar do Ca3(PO4)2 = 310 g/mol
óxido de nitrogênio
óxido nitroso
dióxido de nitrogênio
trióxido de dinitrogênio
pentóxido de dinitrogênio
As fórmulas são determinadas experimentalmente
através dos resultados obtidos na análise quantitativa
das substâncias. Na época de Proust, eram utilizadas
as fórmulas porcentuais em massa, porque elas
podiam ser estabelecidas independentemente das
massas atômicas e moleculares, ainda não conhecidas
na época. (somente depois de determinadas as
massas atômicas e moleculares é que as fórmulas
porcentuais em massa puderam ser convertidas em
fórmulas moleculares).
(e)
GRANDEZAS QUÍMICAS
Exercícios Resolvidos:
1) Verifica-se experimentalmente que, na queima
de 2,4 g de magnésio, formam-se 4,0 g de um
certo composto de magnésio. Qual a fórmula
porcentual desse composto:
A massa atômica de um átomo é sua massa
determinada em u, ou seja, é a massa comparada
com 1/12 da massa do 12C.
A massa atômica de um elemento é a média
ponderada das massas atômicas de seus isótopos.
Resolução: Na queima do magnésio há uma reação
de síntese entre o magnésio e o oxigênio dando um
composto , que é o óxido de magnésio.
Cálculos Químicos e Estequiométricos
Massa Atômica
35
Cl
4,0 g do composto ------------- 2,4 g de Mg
100 g do composto ------------- x
x = 60 g  60% de Mg
37
Cl
Na natureza existem 75% de Cl-35 e 25% de Cl-37
6,0 g do composto ------------- 1,6 g de Mg
100 g do composto ------------- x
Calculando a média ponderada, temos:
Massa Molecular
A massa da molécula é numericamente igual à soma
das massas dos átomos que a constituem.
Ex: Ca3(PO4)2
Massas atômicas: Ca = 40 u (x 3) = 120
Profª Fátima Serrado
x =40 g  40% de Mg
Exercícios:
1) Verifica-se experimentalmente que 5 g de um
composto contêm 2 g de cálcio, 0,6 g de carbono
- 27 -
Apostila de Química
e 2,4 g de oxigênio. Determine a fórmula
porcentual em massa desse composto.
2) Verifica-se experimentalmente que 1,8 g de
glicose contêm 0,72 g de carbono, 0,12 g de
hidrogênio e 0,96 g de oxigênio. Determine a
fórmula porcentual em massa da glicose.
3) Verifica-se experimentalmente que 9 g de
alumínio reagem completamente com 8 g de
oxigênio, dando óxido de alumínio. Determine a
fórmula porcentual em massa do óxido de
alumínio.
4) Verifica-se experimentalmente que a massa de
sulfato de magnésio contém 4,8 g de magnésio ,
6,4 g de enxofre e 9,6 g de oxigênio. Determine a
fórmula porcentual em massa do sulfato de
magnésio.
DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA MÍNIMA
A fórmula mínima (ou empírica, ou estequiométrica)
é a fórmula que indica a proporção entre os números
de átomos de cada elemento participante, pelos
menores números inteiros possíveis.
Depois de determinadas as primeiras massas
atômicas, as fórmulas porcentuais em massa puderam
ser convertidas em fórmulas mínimas, ou empíricas,
ou estequiométricas.
Exercícios Resolvidos:
1) Verifica-se
experimentalmente
que
uma
substância X tem a seguinte composição em
massa: 40% de C, 6,67% de H e 53,3% de O . Qual
é a sua fórmula mínima; Dados: C = 12, H = 1 e O
= 16
Resolução:
A fórmula porcentual indica que 100 g da substância
X contém 40 g de C, 6,67 g de H e 53,5 g de O.
Vamos determinar o número de mol (átomos) de
cada elemento.
C  nC = 40/12 = 3,33 mol
H  nH = 6,67/1 = 6,67 mol
O  nO = 53,3/16 = 3,33 mol
A relação entre os números de mol de átomos é a
própria relação entre os números de átomos.
Poderíamos escrever a fórmula:
C3,33H6,67O3,33
Mas, na fórmula mínima, a proporção entre o
número de átomos deve ser expressa pelos menores
inteiros. Uma relação de números não se altera se
todos forem divididos pelo menor:
3,33 / 3,33 = 1
6,67 / 3,33 = 2
3,33 / 3,33 = 1
Resposta: CH2O
Exercícios:
Profª Fátima Serrado
CMB
1) Determine a fórmula mínima de um composto
que encerra 26,3% de Ca, 42,1% de S e 31,6% de O
(dados: Ca=40, S=32 e O=16).
2) 2,17 g de um composto contêm 0,84 g da Ca,
0,434 g de P e 0,896 g de O . Determine sua
fórmula empírica (Ca=40, P = 31 e O=16).
3) Determine a fórmula estequiométrica de um
composto que encerra 81,8% de C e 18,2 % de H.
(H=1 e C = 12)
4) Determine a fórmula estequiométrica de um
composto que encerra 72,4% de Fe e 27,6% de O.
(Fe=56 e O=16).
DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA MOLECULAR
A fórmula mínima não indica a grandeza molecular.
Assim, uma substância com a fórmula mínima CH2O
poderia ter as fórmulas moleculares: CH2O, C2H4O2,
C3H6O3, ... pois em todas essa moléculas a proporção
entre o número de átomos de C, H e O, expressa
pelos menores números inteiros, é de 1:2:1
Exercício Resolvido:
A análise quantitativa de uma substância X mostrou
que ela é formada por 28% de ferro, 24% de enxofre e
48% de oxigênio, em massa. Determine a fórmula
molecular dessa substância X, sabendo que sua massa
molar é 400 g/mol e que as massas atômicas são: Fe
= 56, S = 32 e O = 16
Resolução:
100 g de X contêm: 28 g de Fe; 24 de S e 48 g de O
n = m/M
nFe = 28/56 = 0,5 mol
nS = 24/32 = 0,75 mol
nO = 48/16 = 3 mol
dividindo pelo menor:
Fe  0,5/0,5 = 1
S  0,75;0,5 = 1,5
O  3/0,5 = 6
Tornando-os números inteiros:
Fe: 1 x 2 = 2
S: 1,5 x 2 = 3
O: 6 x 2 = 12
Fórmula: Fe2S3O12  Fe2(SO4)3
Massa molar = 400 g/mol
2x56 + (32 + 4x16)x3 = 400 g/mol
Exercícios
1) Determine a formula molecular de um composto
de massa molar igual a 384 g/mol e que encerra
28,1% de Al, 21,9% de Si e 50% de O. (Al = 27, Si =
28 e O = 16)
2) Determine a fórmula molecular de um composto
A que contém 40% de C, 6,7% de H, 53,3% de O e
cuja massa molecular é igual a 60. (C = 12, H = 1,
O = 16).
- 28 -
Apostila de Química
Reações Químicas
Cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos
envolvidos em uma reação.
Roteiro:
1) Balancear a reação;
2) Colocar os dados abaixo dos reagentes e/ou
produtos;
3) Correlacionar os dados, em suas unidades
adequadas;
4) Realizar a regra de três pertinente.
LEIS PONDERAIS
São todas relacionadas à massa.
Lei de Lavoisier: As massas dos reagentes envolvidos
em uma reação são sempre iguais às massas dos
produtos obtidos.
Ex.
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(v)
(coef) x M:
2g
16 g
18 g
2 g + 16 g = 18 g
Lei de Proust: As proporções das substâncias em uma
reação serão sempre obedecidas.
Ex. .
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(v)
(coef) x M:
2g
16 g
18 g
Proporção:
4g
32 g
36 g
Exercício Resolvido:
Certa quantidade de cobre reagiu completamente
com 2,52 g de HNO3, conforme a reação:
3Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Calcule:
a) o número de átomos de cobre que reagiu;
b) a massa de Cu(NO3)2 formado;
c) a quantidade (mol) de H2O formado;
d) o volume de NO formado nas CNTP.
Dados: Cu = 63; N = 14; O = 16; H = 1
Resolução:
Massa molar HNO3 = 1 + 14 + 3x16 = 63g/mol
Massa molar Cu(NO3)2 = 63+(14+3x16)x2 =
187g/mol
Volume molar = 22,4l/mol
3Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
3x6.1023 -- 8x63g ----- 3x187g -------2x22,4 l ---4 mols
a (átomos) --2,52 g----- b (m) --- d (vol) ----c(mol)
21
a = 9.10 átomos
b = 2.805 g
c = 0,02 mol
d = 0,224 litros
Reação com excesso de reagente
Em uma reação balanceada corretamente, o
somatório das massas molares dos reagentes iguala-se
Profª Fátima Serrado
CMB
ao somatório das massas molares do produto (Lei de
Lavoisier). Porém, quando se coloca para reagir uma
quantidade acima da necessária da proporção
correta, existirá sobra (parte não reage), que
chamamos de excesso.
O reagente que reage totalmente, sem sobra,
é chamado de reagente limitante da reação (pois,
ele é que vai determinar estequiometricamente a
proporção dos componentes da reação).
Exercício Resolvido:
28 g de ferro são colocados para reagir com 36 g de
enxofre, segundo a reação: Fe + S → Fe3S3.
Dados: M(Fe) = 56; M(S) = 32; M(Fe 2S3) = 208
Responda:
a) Qual a massa de Fe2S3 formada.
b) Calcule a massa do reagente em excesso.
c) Qual o reagente limitante dessa reação?
Resolução:
Primeiramente verifica-se se a reação está
balanceada, caso contrário, faz-se o
balanceamento: 2Fe + 3S → Fe2S3
Coloca-se os valores dados e o que foi pedido no
problema, na 2ª linha abaixo das respectivas
substâncias e, na 1ª linha, coloca-se os valores
estequiométricos da reação:
2Fe + 3S → Fe2S3
2x56 -- 3x32 ---- 160
28g -- 36g ---- x
Calcula-se o valor necessário para que 30g de Fe
reaja totalmente:
112 ------ 64
28 ------ x  x = 16 g
Logo, como preciso de 16 g de S para reagir com
28 g de Fe, tem-se excesso de S (dos 36 g que foi
colocado para reagir, 16g reagiu, logo, houve uma
sobra de: 36 g – 16 g = 20 g de enxofre)
Com isso, podemos dizer que o reagente limitante é
o ferro, pois todo ele reage e limita a reação nesse
valor estequimétrico.
Com isso, calculamos o valor do Fe2S3 a partir do Fe
utilizado:
2Fe + 3S → Fe2S3
2x56 g ------- 160g
28g --------- x  x = 40 g de Fe2S3
Reação com grau de pureza
Em uma reação onde um dos reagentes tem um
determinado grau de pureza, calcula-se esse grau de
pureza e faz-se os cálculos estequiométricos. A parte
pura é a que reage.
Exemplo: Calcule a massa de calcáreo, com grau de
pureza igual a 80% de carbonato de cálcio que deve
ser usada para obter 140 g de óxido de cálcio, CaO,
segundo a reação: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g).
Dados: Massas molares: Ca = 40; C = 12; O = 16.
Resolução:
- 29 -
CaCO3 → CaO + CO2
Apostila de Química
CMB
100 g --- 56 g
x
--- 140 g 
x = 250 g
Como somente a parte pura que reage e, o calcáreo
tem 80% de pureza, a massa calculada (250g)
corresponde a 80% do calcáreo, então calculamos a
quantidade de calcáreo que foi usada (os 100% da
massa colocada)
250 g --- 80%
x
--- 100%  x = 312,5 g de calcáreo
e)
As questões de 1 a 11 referem-se à IX Olimpíada
de
Química
do
Distrito
Federal
(2010)
Modalidade A – 1º e 2º anos
Julgue os itens seguintes em certo ou errado.
O metano sofre reação de combustão segundo a
equação:
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
Reação com rendimento
Toda reação, teoricamente, ocorre com 100% de
eficiência (rendimento), então, caso tenha um
rendimento definido, calcula-se, dos valores
formados nos produtos, o correspondente ao
rendimento.
Exemplo: Reagindo 320 g de Fe2O3, segundo a reação
2Fe2O3 + 3C → 4Fe + 3CO2 , qual a massa de ferro
obtida, sabendo-se que o rendimento é de 90%.
Dados: M(Fe2O3) = 160g/mol; M(Fe) = 56 g/mol.
3. Sabendo que o ar atmosférico possui apenas 21%
de oxigênio e admitindo que os reagentes estão
às mesmas condições de temperatura e pressão,
é correto afirmar que é necessária quantidade
inferior a 50 L de ar para a combustão de 9,37 L
de CH4.
Resp: (E) – Solução
Segundo a reação:
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2(g) + H2O(l)
1 Volume CH4 reage com 2 volumes de O2
Então, 9,37 L de CH4 precisa de x
 x = (9,37x2)/1 = 18,74 L de O2
Resolução: Calcula-se a massa de Fe obtida:
2Fe2O3 + 3C → 4Fe + 3CO2
2x160 g ------ 4x56 g
320 g ------ x
x = 224 g (essa massa é obtida para um
rendimento de 100%), porém, como o rendimento
é 90%, então, a massa obtida será 90% de 224g =
201,6 g.
Questões de Olimpíadas de Química
1. (OBQ-2011) A combustão completa do propano
ocorre segundo a reação, representada pela
equação não balanceada, abaixo:
C3H8(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(g)
O ar contém 21% de O2, então, a
quantidade de ar necessária para termos 18,74L
de O2 é:
18,74 L ------ 21%
x
------ 100%
x = 89,23 L de ar (uma quantidade superior a 50 L).
4. Caso o metano esteja a uma temperatura de
25°C e a uma pressão de 800 Torr, serão
necessários menos de 380 L de oxigênio a 27 °C
e a 742 Torr para reagir com os 348 mL de CH4.
Resp: (E) – Solução
Segundo a reação: CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2(g) +
H2O(l)
1 mol de CH4 reagem totalmente com 2 mol de O2
A relação entre os volumes de O2(g) consumido e
de CO2(g) produzido é de:
a) 1:1
b) 2: 3
c) 3:1
d) 3:2
e) 5:3
2. (OBQ-2011) O carbeto de silício (SiC), também
conhecido como carborundum, uma substância
dura empregada como abrasivo, pode ser obtido
a partir da reação de SiO2 com carbono, a altas
temperaturas, conforme a equação química (não
balanceada) abaixo:
Se, no experimento acima, obtém-se 2,56 g
de SiC, qual o rendimento da reação?
CH4: T (K) = T(oC) + 273 = 25 + 273 = 298K
1 torr = 1 mmHg
800 torr = 800 mmHg
X atm = 800 mmHg
1 atm = 760 mmHg
x = 1,0526 atm
Utilizando a equação de Clapeyron, para gases,
temos: PV = nRT (onde R = 0,081 atm.L/mol.K)
SiO2(s) + C(s)  SiC(s) + CO(g)
a)
Reescreva a equação
devidamente balanceada
química
acima,
Em um experimento colocou-se para reagir 6,01g
de SiO2 e 7,20 g de carbono.
b)
c)
d)
Qual será o reagente limitante?
Que massa de carborundum poderá ser
obtida, considerando o consumo completo do
reagente (rendimento de 100%)?
Que massa restará do reagente em excesso?
Profª Fátima Serrado
1 mol CH4 ---- 2 mol O2
0,015 mol ----- x
x = 0,030 mol O2
O2:
n = 0,030 mol
T = 27 + 273 = 300K
P = 742 torr = 0,976 atm
Sendo PV = nRT, temos:
- 30 -
Apostila de Química
CMB
A reação, não balanceada, que descreve a
extração do ferro de seu minério é:
Fe2O3(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(s)
O Na2O2 é um superóxido amarelo pálido
utilizado industrialmente como alvejante de
polpa de madeira, de papel e de artigos têxteis,
tais como algodão e linho. É um oxidante
poderoso e muitas de suas reações são
perigosamente violentas, particularmente com
materiais redutores, tais como alumínio em pó,
carvão, enxofre e muitos solventes orgânicos.
Como ele reage com o CO2 do ar, ele pode ser
empregado para purificar o ar em submarinos e
ambientes confinados, pois além de absorver o
CO2 desprende O2. O Na2O2 é obtido
industrialmente de acordo com as seguintes
reações balanceadas:
2 Na(s) + ½ O2(g)  Na2O(s)
Na2O(s) + ½ O2(g)  Na2O2(s)
5. A equação balanceada da reação de purificação
do ar citada no texto pode ser escrita como:
Na2O2(s) + CO2(g)  Na2CO3(s) + O2(g)
Resp: (C)
8. Para cada mol de Fe2O3 será produzido um mol
de Fe.
Resp: (E) – Solução
Reação balanceada:
Fe2O3(s) + 3 CO(g)  2 Fe(s) + 3 CO2(s)
1 mol de : Fe2O3(s) produz 2 mols de Fe(s)
9. Considerando que a reação tenha 95% de
rendimento, para cada mol de Fe2O3 gasto há a
produção de 125,4 g de CO2.
Resp: (C) – Solução
Fe2O3(s) + 3 CO(g)  2 Fe(s) + 3 CO2(s)
1 mol -------------------------3(44 g) = 132 g
Como o rendimento foi de 95%:
132 x 95% = 125,4 g
10. 3 toneladas de hematita (Fe2O3) produzirão
aproximadamente 2,1 toneladas de ferro.
6. Numa determinada indústria a meta diária de
obtenção de Na2O2 é de aproximadamente 8,5
toneladas. Para isto, a indústria consome
diariamente mais de 4 toneladas de sódio
metálico.
Resp: (C) – Solução
2 Na(s) + ½ O2(g)  Na2O(s)
Na2O(s) + ½ O2(g)  Na2O2(s)
2Na(s) + O2(g)  Na2O2(s)
2(23) g ------------- 78 g
x
------------- 8,5 t
x = 5,01 ton
7. Para alcançar essa mesma meta é necessário
consumir mais de 1000 m3 de O2 (Considerando
volume molar igual a 22,4L).
Resp: (C) – Solução
1000 m3 = 106 dm3 = 106 L (1 dm3 = 1 L)
8,5 t = 8,5.103 Kg = 8,5.106 g
2Na(s) + O2(g)  Na2O2(s)
2(22,4) L --- 78 g
x
---- 8,5.106 g
x = 4,8.106 L
O ar atmosférico é composto por vários gases.
Uma análise nas camadas de ar seco e limpo ao
nível do mar pode revelar uma composição de
21% de oxigênio, 78% de nitrogênio, 0,97% de
gases nobres e 0,03% de dióxido de carbono.
O Brasil é um grande exportador de ferro
mundial. Suas principais reservas se encontram
na serra de Carajás, localizada no estado do Pará.
Profª Fátima Serrado
Resp: (C) – Solução
Fe2O3(s) + 3 CO(g)  2 Fe(s) + 3 CO2(s)
160 g ----------------- 2(56 g)
3 ton ----------------- x
 x = 2,1 ton
11. Se a porcentagem, em massa, de água de
cristalização em sulfato de cobre hidratado é de
36.1%, o número de mols de água por mol de
CuSO4 é igual a:
a) 4
b) 5
c) 6
d) 7
e) 8
Dados: Cu =63,5 u; S = 32 u; O = 16 u; H = 1 Resp: (b)
Calculando-se as massas molares:
 CuSO4: 63,5 +32 + 4.16 = 159,5 g/mol
 H2O: 2.1 + 16 = 18 g/mol
A % de massa de água é 36,1%, então, o percentual
de CuSO4 (sulfato de cobre) é:
100 – 36,1 =63,9%
Massa molar do CuSO4.xH2O = 159,5 + 18x (que
corresponde a 100% da massa)
(159,5 + 18x)g do CuSO4.xH2O ---- 100 %
159,5g de CuSO4
-------- 63,9 %
x=5
Então, temos 5 mols de H2O no sal hidratado:
CuSO4.5H2O
12. A pirita (FeS2) é um minério de ferro conhecido
como ouro de tolo em face de sua aparência.
Quando queimada na presença de oxigênio do
ar, a pirita é convertida nos óxidos Fe2O3 e SO2.
O ferro é então obtido a partir do óxido de ferro
em um alto-forno. A massa de ferro (em kg) que
- 31 -
Apostila de Química
CMB
pode ser obtida a partir de 1 tonelada de pirita
de pureza igual a 95% está entre:
a)
b)
c)
d)
e)
200
300
350
400
450
e
e
e
e
e
300
350
400
450
500
Resp: (b)
Fazendo o balanceamento por tentativas,
temos:
2 FeS2 + 11/2 O2  Fe2O3 + 4 SO2
Como formou 4 mols de SO2 , multiplica-se a
reação seguinte por 4:
SO2 + ½ O2  SO3 que passa a ser:
4SO2 + 2 O2  4 SO3
Houve formação de 4 mols de SO 3, então
multiplica se próxima reação por 4:
SO3 + H2O  H2SO4 que passa a ser:
4 SO3 + 4 H2O  4 H2SO4
kg
kg
kg
kg
kg
Resp: (d)
Reação balanceada (tentativa):
2FeS2 + 11/2 O2  Fe2O3 + 4 SO2
Em alto-forno o Fe3+ é reduzido a Feo, com presença
de CO, que se oxida a CO2:
Fe2O3 + CO  2 Fe + CO2
Balanceamento por oxi-redução:
Fe3+ se reduz a Feo (variação de 3, mas, como temos
2 Fe, multiplica-se por 2) = 6
Carbono (no CO) tem nox +2 e no CO2 tem nos +4,
então houve uma variação de 2.
Simplificando 6 (do Fe) com 2 (do C), temos 3 e 1.
Trocando as variações, temos:
1 Fe2O3 + 3 CO  Fe + CO2
Agora, por tentativa:
1 Fe2O3 + 3 CO  2 Fe +3 CO2
As reações balanceadas que ocorrem são:
Reação 1: 2 FeS2 + 11/2 O2  Fe2O3 + 4SO2
Reação 2: 1 Fe2O3 + 3 CO  2 Fe +3 CO2
Na reação 1, reagindo 2 mols de FeS 2 obtém-se 1 mol
de Fe2O3, que, na reação 2 reage formando 2 mols de
Fe, então, é necessário 2 mols de pirita (FeS2) para
se obter 2 mols de Fe, que, simplificando:
1 mol FeS2  1 mol Fe
Então, 2 mols de FeS2 forma 4 mols de H2SO4
Simplificando: 1 mol de FeS2 são necessários
para formar 2 mols de H2SO4
14. Em um cadinho foi colocada uma mistura de
carbonato de sódio decahidratado e carbonato
ácido de sódio. Após aquecê-la na mufla restou
unicamente carbonato de sódio, verificando-se
uma perda total de peso na ordem de 16 gramas.
Se a quantidade de CO2 seco desprendido do
cadinho foi de 4,4 g e as reações ocorridas
foram:
Na2CO3 .10 H2O  Na2CO3 + 10 H2O
2 NaHCO3  Na2CO3 + H2O + CO2
Determine a quantidade, em gramas, de
Na2CO3.10 H2O existente na mistura.
DADOS: M (H) =1 g/mol; M (C) = 12 g/mol; M
(O) = 16 g/mol; M (Na) = 23 g/mol
Solução
Massa molar do CO2 = 44 g/mol
Massa de CO2 formada = 4,4 g (= 0,1mol)
Grau de pureza é 95%, então 95% de 1 tonelada
(1.000 kg) = 950 Kg
FeS2 ----- Fe
M(FeS2)=120 e M(Fe)=56
Massa molares: 120 g ---- 56 g
950 kg --- x  x= 443,33 kg
2 NaHCO3  Na2CO3 + H2O + CO2
1 mol –- 1 mol
x --- 0,1 mol
 x = 0,1 mol H2O
Após o aquecimento houve uma perda de 16
g. O CO2 é liberado como gás, então, a massa
de água formada é: 16 – 4,4g (CO2) = 11,6 g
(que corresponde a 0,64 mol):
1 mol H2O ----- 18 g
x ------ 11,6 g  x = 0,64 mol
Houve formação de 0,1 mol de água na
segunda reação, então, na primeira reação
formou-se: 0,64 – 0,1 = 0,54 mol de água.
13. A partir da pirita, minério citado na questão
anterior, também se pode obter ácido sulfúrico,
segundo a sequência de reações, cujas equações
químicas não-balanceadas são mostradas a
seguir:
FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2
SO2 + O2  SO3
SO3 + H2O  H2SO4
Após o balanceamento destas equações, pode-se
deduzir que a quantidade de matéria (número de
mols) de ácido sulfúrico obtida a partir de 1 mol
de FeS2 é igual a:
a) 1
b) d) 4
Profª Fátima Serrado
b) 2
e) 8
Na2CO3 .10 H2O  Na2CO3 + 10 H2O
286 g ------------- 10 mols
x ------------- 0,54 mols
x = 15,4 g
c) 3
- 32 -
Apostila de Química
15. Numa reação em que 44 g de sulfeto ferroso são
obtidos a partir de 20 g de enxofre, estando o
ferro em excesso, o rendimento está entre:
a)10 e 30 %
b) 30 e 40 %
c) 40 e 50 %
d) 50 e 70%
e) 70 e 90 %
Resp: (e) – Solução
Reação balanceada:
S + Fe  FeS (Massas molares: Fe = 56; S = 32)
1 mol Fe ---- 1 mol FeS
56 g ---- 88 g
x ---- 44 g 
x = 28 g
Cálculo do rendimento:
28 g ---- 100% de rendimento
20 g ---- x  x = 71,43%
16. Se a densidade de uma mistura de gases metano
e propano, apresenta a mesma densidade que o
gás etano, então, a proporção entre os volumes
dos gases metano e propano nesta mistura é de:
a) 1:1
b) 1:2
c) 1:3
d) 2:1
e) 3:1
Resp: (a) – Solução
Metano: CH4 (massa molar= 12 + 4(1) = 16 g/mol)
Propano: C3H8 (massa molar= 3(12) + 8(1) = 44 g/mol)
Etano: C2H6 (massa molar= 2(12) + 6(1) = 30 g/mol)
Como a mistura tem a mesma densidade do gás
etano, a massa molar relativa é a mesma do etano,
que é 30.
Cálculo do %, em massa, de metano e propano
na mistura:
x = % metano
y = % propano
x + y = 100%  y = x – 100
16 x + 4400 – 44 x = 3000  x = 50% (logo, y = 50%)
17. Explosivos produzem, em geral, um grande
volume de gases como produtos. A nitroglicerina
detona de acordo com a seguinte reação:
2 C3H5N3O9(l)  6 CO2(g) + 3 N2(g) + 5 H20(g) + ½ O2(g)
Se 1 g de nitroglicerina sofre uma explosão, o
volume de gases produzidos, se a pressão total é
de 1 atm e a temperatura 500oC será de:
a) 1 L
b) 2 L
c) 3 L
Profª Fátima Serrado
CMB
d) 4 L
e) 5 L
Resp: (b)
Massa molar:
C3H5N3O9 = 3(12)+5(1)+3(14)+9(16) = 227 g/mol
2 C3H5N3O9(l)  6 CO2(g) + 3 N2(g) + 5 H20(g) + ½ O2(g)
2 mols ---------- 6 mol + 3mol + 5mol + ½ mol =
14,5 mols de produtos gasosos
2(227) g -------- 14,5 mol
1g
------x  x = 0,032 mol
Utilizando a equação de Clapeyron, calculamos o
volume correspondente a 0,032 mol
P.V = n.R.T  1.V = 0,032.0,082.(500 + 273)
V=2L
18. No maçarico de acetileno ocorre a reação de
combustão, representada pela equação química
(não balanceada), abaixo:
C2H2(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(g)
Para que ocorra uma combustão “perfeita” do
acetileno, a razão entre os números de mols de
acetileno e oxigênio deve ser:
a) 2/1
b) 3/1
c) 2/5
d) 3/5
e) 5/2
Resp: (c)
Reação balanceada (por tentativas):
C2H2(g) + 2O2(g)  2CO2(g) + H2O(g)
1 mol ----- 2 mol
A razão é ½ , mas, caso tenha mais oxigênio, a
combustão também será completa, portanto, pelas
alternativas, o item c é o único onde a quantidade
de O2 é maior.
19. Em um laboratório há uma amostra de carbonato
de bário contaminada com sulfato de bário. Para
determinar a porcentagem de contaminante um
técnico tomou 10 g dessa amostra e reagiu com
excesso de ácido clorídrico, produzindo 10,55 g
de precipitado de cloreto de bário.
a) Escreva a equação da reação de carbonato
de bário com o ácido clorídrico;
b) Calcule o volume de gás desprendido em
condições ambientes (1 atm e 27 °C);
c) Determine a porcentagem de sulfato de
bário na amostra.
Solução
a) BaCO3 + 2HCl  BaCl2 + H2O + CO2
b) Massa molar: BaCl2 = 208 g/mol
- 33 -
Apostila de Química
1 mol BaCl2 ----- 1 mol CO2
208 g
----- 1 mol
10,55 g ----x  x = 0,05 mol de
CO2
Cálculo do volume: P.V = n.R.T
1.V = 0,05.0,082.(27+273)  V =
1,23 L de CO2
c) Massa molar do BaCO3 = 197 g/mol
1 mol BaCO3 ---- 1 mol BaCl2
197 g
----- 208
x
------ 10,55 g
 x = 9,99 g
Cálculo da % de BaCO3 na mistura:
10 g ----- 100%
9,99 g --- x  x = 99,9%
20. As soluções aquosas de carbonato de sódio e
nitrato de prata reagem para formar carbonato
de prata sólido e uma solução de nitrato de
sódio. Uma solução contendo 6,5 g de carbonato
de sódio é misturada com uma solução contendo
7,00 g de nitrato de prata. Quantos gramas de
carbonato de sódio, nitrato de prata, carbonato
de prata e nitrato de sódio estão presentes ao
final da reação?
Solução
Massas molares: Na2CO3 = 106; AgNO3 = 170;
NaNO3 =85; Ag2CO3 = 276
Reação balanceada:
Na2CO3 + 2AgNO3  2NaNO3 + Ag2CO3
Cálculo do reagente limitante:
1 mol ---- 2 mol
106 g ----- 2(170) g
6,5 g ----- x  x = 20,85 g
Para reagir com 6,5 g de Na2CO3 são
necessários mais que 7,00 g de AgNO3, então teremos
excesso de Na2CO3 , logo o Na2CO3 é o reagente
limitante.
Cálculo
das
massas
das
substâncias
envolvidas:
Na2CO3 + 2AgNO3  2NaNO3 + Ag2CO3
106 g --- 2(170) ---2(85) --- 276 g
x ---- 7 g ---- y ----- z
CMB
que normalmente não ocorre com a maioria dos
gases com os quais trabalhamos, devido ao fato de
ocorrerem interações entre suas moléculas. Esses
gases são denominados gases reais, que, a altas
temperaturas e a baixas pressões, se assemelham, no
seu comportamento, aos gases perfeitos.
Quando estudamos um gás, devemos medir e
estabelecer relações entre as seguintes grandezas:
pressão (P); volume (V); temperatura (T) e
quantidade de substância, que é indicada pelo
número de mol (n).
Pressão:
1 atm = 760 mm Hg = 760 torr
1 atm = 101.325 Pa (pascal) (  105 Pa) = 1,0 bar
Volume: 1 mL — 1 cm3
Temperatura: T(K) = t(°C) + 273
Transformações Gasosas
Lei de Boyle e Mariotte
Isotérmica (T = constante)
Quanto mais a isoterma se afasta da origem, maior é
a temperatura do gás, assim: T1 < T2 < T3.
Lei de Charles Gay-Lussac
Isobárica (P = constante)
x = 2,18 g Na2CO3
y = 3,5 g NaNO3
z = 5, 6 g Ag2CO3
Gases
O movimento das partículas de um gás é contínuo
e ininterrupto e exerce pressão uniforme nas paredes
do recipiente. A pressão exercida por um gás dentro
de um recipiente resulta dos choques das partículas
contra as paredes, que ocorrem de forma
perfeitamente elástica, sem que haja variação da
energia mecânica total.
Chamamos de gás ideal ou gás perfeito
qualquer gás que apresente essas características, o
Profª Fátima Serrado
1 L — 1 dm3
- 34 -
Apostila de Química
CMB
A densidade de um gás é diretamente
proporcional à massa molecular e à pressão e
inversamente proporcional à temperatura.
Equação Geral do Gases
Exercícios de Olimpíadas de Química
Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP)
PNormal = 1 atm = 760 mm Hg
TNormal = 0°C = 273 K
 100 kPa
Volume Molar
Volume ocupado por um mol de qualquer gás, a
uma determinada pressão e temperatura
VM = 24,5 L/mol (a 25°C e 1 atm)
VM = 22,71 L/mol ( a 0°C e 1 bar = 10–5 Pa)
Lei de Avogadro
Volumes iguais, de quaisquer gases, nas mesmas
condições de pressão e temperatura, apresentam a
mesma quantidade de substância em mol ou
moléculas.
Equação de Clapeyron
Com base nas leis experimentais de Avogadro,
Boyle, Charles e Gay-Lussac, Clapeyron sintetizou-as
sob a forma de uma equação de estado de um gás
ideal.
Como o volume de um gás é diretamente
proporcional ao seu n° de mols e à temperatura e
inversamente proporcional à pressão, então é natural
que:
PV
R
nT
ou seja:
PV  nRT
onde R, a constante de proporcionalidade, foi
denominada de constante Universal dos Gases
Perfeitos.
Alguns valores de R:
R = 0,082 atm.L/mol.K
R = 8,31 J/mol.K
R = 62,3 mmHg.L/mol.K
A partir da equação de Clapeyron podemos
calcular a densidade do gás.
PV 
mas,
d
ou seja,
n
m
M
, temos que:
m
RT
M
m
, então
V
d
ou
PM 
PM  d RT
MP
RT
onde M é a massa molar do gás
Profª Fátima Serrado
10) A relação entre pressão e volume constitui a Lei
de Boyle. Como a pressão está relacionada com
as colisões das moléculas com as paredes do
recipiente, ao se aumentar o volume do
recipiente, a pressão aumenta porque a área de
colisões aumenta.
(F)
11) De acordo com a Lei de Charles, os gases se
expandem
quando
aquecidos
a
pressão
constante. Desta forma, o volume dos gases
diminui quando são resfriados. O ponto em que o
volume seria zero equivale à temperatura de 273,15ºC, ou seja, 0K. Este ponto se chama zero
absoluto, que é o ponto em que os gases teriam
volume zero se não se condensassem e abaixo
dele teriam volume negativo. Como volumes
negativos são impossíveis, o zero absoluto é tido
como
a
menor
temperatura
possível.
(V)
12) A relação entre a energia cinética das moléculas
gasosas e a temperatura também conduz ao
conceito de zero absoluto. A medida em que se
diminui a temperatura de um sistema gasoso, a
energia cinética das moléculas também diminui.
Desta forma, a temperatura na qual a energia
cinética das moléculas é zero é o zero absoluto.
(V)
13) De acordo com a Lei de Efusão de Graham, podese afirmar que a velocidade de efusão do dióxido
de carbono é 1,8 vezes maior que a velocidade
de efusão da amônia.
(F)
Densidade dos Gases
Sabendo-se que:
As questões de 1 a 11 referem-se à X
Olimpíada de Química do Distrito Federal (2011)
Modalidade A – 1º e 2º anos
Julgue os itens.
m
RT
V
14) Os desvios do comportamento ideal podem ser
associados
à
existência
de
forças
intermoleculares, de forma que a condensação
de gases e baixa compressibilidade de líquidos
estão relacionados às forças atrativas.
(V)
15) Muitos gases podem ser liquefeitos aproveitandose o efeito Joule-Thomson, que é o resfriamento
induzido pela expansão do gás. As moléculas de
um gás real podem ter sua velocidade reduzida
aproveitando-se as atrações entre elas e
permitindo que se expanda, ou seja, a separação
das moléculas exige a realização de trabalho, e a
fonte da energia utilizada para gerar o trabalho é
a energia cinética. Assim, e o aumento da
separação média das moléculas de um gás real
- 35 -
Apostila de Química
CMB
causa a diminuição da velocidade média das
moléculas.
(F)
18) Volumes iguais, de quaisquer gases, nas mesmas
condições de temperatura e pressão, apresentam
a mesma quantidade de substância em mol.
Resp: (C) – Solução
As questões de 7 a 10 referem-se à IX Olimpíada de
Química
do
Distrito
Federal
(2010)
Modalidade A – 1º e 2º anos
16) Caso o metano esteja a uma temperatura de
25°C e a uma pressão de 800 Torr, serão
necessários menos de 380 L de oxigênio a 27 °C e
a 742 Torr para reagir com os 348 mL de CH4.
Resp: (E) – Solução
Segundo a reação:
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2(g) + H2O(l)
1 mol de CH4 reagem totalmente com 2 mol de O2
P1V1 = n1RT1
P2V2 = n2RT2
Se: P2 = P2, V1 = V2 e T1 = T2, então, n1 = n2
19) Suponha um recipiente com gás oxigênio a 25°C e
uma pressão de 15 atm num volume de 10 L. A
temperatura é elevada para 35°C e o volume é
reduzido para 8 L. A pressão final do gás será de
26,25 atm.
Resp: (E) – Solução
T1 = 25 + 273 = 298K
P1 = 15 atm
V1 = 10 L
CH4: T (K) = T(oC) + 273 = 25 + 273 = 298K
1 torr = 1 mmHg
800 torr = 800 mmHg
x atm = 800 mmHg
1 atm = 760 mmHg
x = 1,0526 atm
T2 = 35 + 273 = 308K
P2 = ?
V2 = 8 L
Utilizando a equação geral dos gases, temos:
Utilizando a equação de Clapeyron, para gases,
temos:
P2 = 19,38 atm
PV = nRT (onde R = 0,081 atm.L/mol.K)
1 mol CH4 ---- 2 mol O2
0,015 mol ----- x
x = 0,030 mol O2
O2:
n = 0,030 mol
T = 27 + 273 = 300K
P = 742 torr = 0,976 atm
Sendo PV = nRT, temos:
17) Num recipiente de 20L foi recolhido uma amostra
de ar para análise. Sabe-se que essa amostra
contém 0,2 mol de oxigênio, 1,0 mol de
nitrogênio e 0,8 mol de dióxido de carbono.
Nesse caso a pressão parcial do oxigênio dentro
do recipiente a 278K será 0,23 atm.
Resp: (C) – Solução
Cálculo do nº de mol totais: 0,2 + 1,0 + 0,8 = 2,0
mols
Cálculo da fração molar do O2:
Utilizando a equação de Clapeyron, temos:
PV = nRT
P x 20 = 2 x 0,082 x 278  Ptotal = 2,28 atm
Cálculo da pressão parcial: Poxigênio = xoxigênio.Ptotal =
0,1 x 2,28 atm = 0,228 atm ≃ 0,23 atm
Profª Fátima Serrado
20) Com relação ao aquecimento de um mol de gás
O2 encerrado em um cilindro com um pistão que
se move sem atrito:
I. A massa específica do gás permanece
constante.
II. A energia cinética média das moléculas
aumenta.
III. A massa do gás permanece a mesma.
Das afirmações feiras, estão corretas:
a) I, II e III
b) Apenas I.
c) Apenas II.
d) Apenas II e III.
e) Nenhuma
Resp: (d)
I. Errado. Massa específica de uma substância é
a razão entre a massa (m) de uma
quantidade da substância e o volume da
mesma. Como ocorreu um aumento
aquecimento, ocorre também um aumento
do volume do gás, por ter um pistão móvel.
II. Correto.
III. Correto. Não houve perda nem ganho da
massa do gás.
21) Um recipiente inelástico de 0,5 L contendo um
gás desconhecido, sob 1 atm de pressão, mantido
à temperatura de 20 ºC, pesou 25,178 g.
Percebeu-se um vazamento neste recipiente e
logo se providenciou sua correção. Após esta
correção, verificou-se que a pressão foi reduzida
- 36 -
Apostila de Química
para 0,83 atm e que o peso do conjunto passou a
ser 25,053g.
b. Calcule a massa molecular desse gás.
c. Este dado é suficiente para identificar o
gás? Justifique sua resposta.
Solução
a) A massa do gás que vazou é a diferença das
massas:
25,053 g – 25,178 g = 0,125 g
A variação da pressão (1 – 0,83 = 0,17 atm) indica
a pressão que essa quantidade de gás que vazou
exercia sobre o sistema, em um volume de 0,5L e
temperatura de 20oC (20 + 273 = 293K)
Utilizando a equação de Clapeyron:
Sendo R = 0,082 atm.L.mol -1.K-1
CMB
Utilizando a equação de Clapeyron e sabendo que o
volume citado é de 1 litro:
PV = nRT, calcula-se o nº mol (n) para cada item:
a) CH4  1.1 = n.0,082.300  n = 0,04 mol
Massa molar = 16 g/mol 
1 mol --- 5 (N átomos)
(onde N = nº Avogadro)
0,04 mol ---- x  x = 0,2 N
b) Ne  1.1 = n.0,082.273  n = 0,045 mol (760
torr = 1 atm = 760 mmHg)
Massa molar = 20 g/mol 
1 mol --- 1(N átomos) (onde N = nº Avogadro)
0,045 mol ---- x

c) O2  1.1 = n.0,082.(27+273)  n = 0,04 mol
Massa molar = 32 g/mol 
1 mol --- 2(N átomos) (onde N = nº Avogadro)
0,04 mol ---- x
b) Não, pois a massa molecular encontrada é o
somatório das massas atômicas dos elementos
contidos no composto analisado.
22) Se a densidade de uma mistura de gases metano
e propano, apresenta a mesma densidade que o
gás etano, então, a proporção entre os volumes
dos gases metano e propano nesta mistura é de:
a) 1:1
b) 1:2
c) 1:3
d) 2:1
e) 3:1
Resp: (a) – Solução
Metano: CH4 (massa molar= 12 + 4(1) = 16 g/mol)
Propano: C3H8 (massa molar= 3(12) + 8(1) = 44 g/mol)
Etano: C2H6 (massa molar= 2(12) + 6(1) = 30 g/mol)
Como a mistura tem a mesma densidade do gás
etano, a massa molar relativa é a mesma do etano,
que é 30.
Cálculo do %, em massa, de metano e propano
na mistura:
x = % metano
y = % propano
x + y = 100%  y = x – 100
16 x + 4400 – 44 x = 3000  x = 50% (logo, y = 50%)
23) Dentre as amostras de gases citadas a seguir,
todas ocupando o volume de 1 litro, assinale
aquela que contém o maior número de átomos:
a) Metano, a 300 K e 1 atm.
b) Neônio, a 273 K e 760 torr.
c) Oxigênio, a 27oC e 760 mmHg .
d) Monóxido de carbono,nas CNTP.
e) Dióxido de carbono, a 0oC C e 2 atm.
Resp: (a) – Solução
Profª Fátima Serrado
x = 0,045 N

x = 0,08 N
d) CO  CNTP:1 atm, 273K  1.1 = n.0,082.273
 n = 0,045 mol
Massa molar = 28 g/mol 
1 mol --- 2(N átomos) (onde N = nº Avogadro)
0,045 mol ---- x  x = 0,09 N
e) CO2  1.1 = n.0,082.(0+273)  n = 0,045 mol
Massa molar = 44 g/mol 
1 mol --- 3(N átomos)
(onde N = nº
Avogadro)
0,045 mol ---- x  x = 0,135 N
Dentre as alternativas o CH4 contém o maior número
de átomos.
24) Considere dois recipientes de 50 L à pressão de
2 atm e à temperatura de 300K. O primeiro
contém o gás hélio e o segundo o gás nitrogênio.
Com base nessas informações podemos dizer:
Dado: Constante dos gases ideais:
(R) = 0,082 atm.L.mol-1K-1
a) a massa de hélio contida no recipiente é de
128 gramas;
b) a densidade dos gases hélio e nitrogênio são
iguais;
c) o número de moléculas de N 2 contida no
recipiente é de 24,47 x 1023 moléculas;
d) a massa de nitrogênio no recipiente é menor
que a de hélio.
Solução
a) Errado.

m = 81,30 g
b) Errado.
A densidade (d) é diretamente proporcional à massa
molar (M), logo o N2, que tem maior massa molar,
terá maior densidade.
- 37 -
Apostila de Química
CMB
c) Correto.
P.V = n.R.T
mol

2.50 = n.0,082.300

n = 4
e) Cálculo da massa molar média:
M = 45,41 u
1 mol ---- 6,02 . 1023 moléculas
4 mols --- x

x = 24,47 . 1023
moléculas
d) Errado.
 m = n.M (m é diretamente proporcional a
M e, como N2 tem maior massa molar, tem maior
massa (m).
25) Misturas gasosas são uma realidade no nosso dia
a dia. O ar que respiramos, o gás que utilizamos
para cozinhar em nosso fogões.
Para resfriar nossos alimentos em geladeiras
várias outras utilizações. O químico tem que
estar habilitado a lidar com cálculos numéricos
que envolvem os gases. Considere que em um
recipiente de 50L a 127°C, temos 3,3 g de
anidrido carbônico (CO2), 4,2g de anidrido
sulfuroso (SO2) e 3,4 g de gás sulfídrico (H2S) .
Calcule.
a) A pressão total da mistura gasosa.
b) Sua composição percentual em massa.
c) Sua composição percentual em volume.
d) A massa molecular média da mistura.
Dados: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1.
Solução
Massas molares: CO2 = 44; SO2 = 64; H2S = 34
Cálculo do número de mol:
ntotal = 0,075 + 0,0656 + 0,1000 = 0,24 mol
a) Cálculo da pressão total: PT.VT = nT.R.T
PT.50 = 0,24.0,082.(127+273) 
PT = 0,158
atm
b) Cálculo da massa total: 3,3 + 4,2 + 3,4 = 10,9 g
10,9 g ---- 100%
3,3 g ---- x  x = 30,38% de CO2
4,2 g ---- y  y = 38,53% de SO2
3,4 g ----- z  z = 31,19% de H2S
c) Cálculo das frações molares:
d) Cálculo dos volumes parciais:
Profª Fátima Serrado
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