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CHEMIE BRANDET
JOÃO MARCOS BRANDET
Este material foi feito com o objetivo de
ensinar a Química de um modo mais
eficiente e rápido para que o estudante
possa ter ótimo desempenho em
vestibulares e provas que envolvam
alguns assuntos como, por exemplo, a
Química Orgânica e a Química Inorgânica.
Mistura – é formada por duas ou mais substâncias puras. As misturas têm composição química variável, não expressa por uma
fórmula.
Algumas misturas são tão importantes que têm nome próprio. São exemplos:
- gasolina – mistura de hidrocarbonetos, que são substâncias formadas por hidrogênio e carbono.
- ar atmosférico – mistura de 78% de nitrogênio, 21% de oxigênio, 1% de argônio e mais outros gases, como o gás carbônico.
- álcool hidratado – mistura de 96% de álcool etílico mais 4% de água.
Substância – é cada uma das espécies de matéria que constitui o universo. Pode ser simples ou composta.
SISTEMA E FASES
Sistema – é uma parte do universo que se deseja observar, analisar. Por exemplo: um tubo de ensaio com água, um pedaço de ferro,
uma mistura de água e gasolina, etc.
Fases – é o aspecto visual uniforme.
As misturas podem conter uma ou mais fases.
Mistura Homogênea – é formada por apenas uma fase. Não se consegue diferencias a substância.
Exemplos:
- água + sal
- água + álcool etílico
- água + acetona
- água + açúcar
- água + sais minerais
Mistura Heterogênea – é formada por duas ou mais fases. As substâncias podem ser diferenciadas a olho nu ou pelo microscópio.
Exemplos:
- água + óleo
- granito
- água + enxofre
-água + areia + óleo
Os sistemas monofásicos são as misturas homogêneas.
Os sistemas polifásicos são as misturas heterogêneas.
Os sistemas homogêneos, quando formados por duas ou mais substâncias miscíveis (que se misturam) umas nas outras chamamos
de soluções.
São exemplos de soluções: água salgada, vinagre, álcool hidratado.
Os sistemas heterogêneos podem ser formados por uma única substância, porém em várias fases de agregação (estados físicos).
Exemplo: água
- líquida
- sólida (gelo)
- vapor
SEPARAÇÃO DE MISTURA
Os componentes das misturas podem ser separados. Há algumas técnicas para realizar a separação de misturas. O tipo de separação
depende do tipo de mistura.
Alguns dos métodos de separação de mistura são: catação, levigação, dissolução ou flotação, peneiração, separação magnética,
dissolução fracionada, decantação e sedimentação, centrifugação, filtração, evaporação, destilação simples e fracionada e fusão
fracionada.
Separação de Sólidos
Para separar sólidos podemos utilizar o método da catação, levigação, flotação ou dissolução, peneiração, separação magnética,
ventilação e dissolução fracionada.
- CATAÇÃO – consiste basicamente em recolher com as mãos ou uma pinça um dos componentes da mistura.
Exemplo: separar feijão das impurezas antes de cozinhá-los.
LEVIGAÇÃO
–
separa
substâncias
mais
densas
das
menos
densas
Exemplo: processo usado por garimpeiros para separar ouro (mais denso) da areia (menos densa).
usando
água
corrente.
- DISSOLUÇÃO OU FLOCULAÇÃO – consiste em dissolver a mistura em solvente com densidade intermediária entre as
densidades dos componentes das misturas.
Exemplo: serragem + areia
Adiciona-se água na mistura. A areia fica no fundo e a serragem flutua na água.
- PENEIRAÇÃO – separa sólidos maiores de sólidos menores ou ainda sólidos em suspensão em líquidos.
Exemplo: os pedreiros usam esta técnica para separar a areia mais fina de pedrinhas; para separar a polpa de uma fruta das suas
sementes,
como
o
maracujá.
Este processo também é chamado de tamização.
SEPARAÇÃO MAGNÉTICA – usado quando um dos componentes da mistura é um material magnético. Com um ímã ou eletroímã,
o material é retirado.
Exemplo: limalha de ferro + enxofre; areia + ferro
- VENTILAÇÃO – usado para separar dois componentes sólidos com densidades diferentes. É aplicado um jato de ar sobre a mistura.
Exemplo: separar o amendoim torrado da sua casca já solta; arroz + palha.
- DISSOLUÇÃO FRACIONADA - consiste em separar dois componentes sólidos utilizando um líquido que dissolva apenas um
deles.
Exemplo: sal + areia
Dissolve-se o sal em água. A areia não se dissolve na água. Pode-se filtrar a mistura separando a areia, que fica retida no filtro da água
salgada. Pode-se evaporar a água, separando a água do sal.
Separação de Sólidos e Líquidos
Para separar misturas de sólidos e líquidos podemos utilizar o método da decantação e sedimentação, centrifugação, filtração e
evaporação.
- SEDIMENTAÇÃO – consiste em deixar a mistura em repouso até o sólido se depositar no fundo do recipiente.
Exemplo: água + areia
- DECANTAÇÃO – é a remoção da parte líquida, virando cuidadosamente o recipiente. Pode-se utilizar um funil de decantação para
remover
um
dos
componentes
da
mistura.
Exemplo: água + óleo; água + areia
- CENTRIFUGAÇÃO – é o processo de aceleração da sedimentação. Utiliza-se um aparelho chamadocentrífuga ou centrifugador,
que
pode
ser
elétrico
ou
manual.
Exemplo: Para separar a água com barro.
- FILTRAÇÃO – processo mecânico que serve para separar mistura sólida dispersa com um líquido ou gás. Utiliza-se uma superfície
porosa (filtro) para reter o sólido e deixar passar o líquido. O filtro usado é um papel-filtro.
O papel-filtro dobrado é usado quando o produto que mais interessa é o líquido. A filtração é mais lenta.
O papel-filtro pregueado produz uma filtração mais rápida e é utilizada quando a parte que mais interessa é a sólida.
Exemplo: água + areia
EVAPORAÇÃO
–
consiste
em
evaporar
Exemplo: água + sal de cozinha (cloreto de sódio).
o
líquido
que
está
misturado
com
um
sólido.
Nas salinas, obtém-se o sal de cozinha por este processo. Na realidade, as evaporações resultam em sal grosso, que se for purificado
torna-se o sal refinado (sal de cozinha), que é uma mistura de cloreto de sódio e outras substâncias que são adicionadas pela indústria.
Separação de Misturas Homogêneas
Para separar os componentes das substâncias de misturas homogêneas usamos os métodos chamados defracionamento, que se baseiam
na constância da temperatura nas mudanças de estados físicos. São eles: destilação e fusão.
- DESTILAÇÃO – consiste em separar líquidos e sólidos com pontos de ebulição diferentes. Os líquidos devem ser miscíveis entre
si.
Exemplo: água + álcool etílico; água + sal de cozinha
O ponto de ebulição da água é 100°C e o ponto de ebulição do álcool etílico é 78°C. Se aquecermos esta mistura, o álcool ferve
primeiro. No condensador, o vapor do álcool é resfriado e transformado em álcool líquido, passando para outro recipiente, que pode
ser um frasco coletor, um erlenmeyer ou um copo de béquer. E a água permanece no recipiente anterior, separando-se assim do
álcool.
Para essa técnica, usa-se o aparelho chamado destilador, que é um conjunto de vidrarias do laboratório químico. Utiliza-se:
termômetro, balão de destilação, haste metálica ou suporte, bico de Bunsen, condensador, mangueiras, agarradores e frasco coletor.
Este método é a chamada Destilação Simples.
Nas indústrias, principalmente de petróleo, usa-se a destilação fracionada para separar misturas de dois ou mais líquidos. As torres de
separação de petróleo fazem a sua divisão produzindo gasolina, óleo diesel, gás natural, querosene, piche.
As substâncias devem conter pontos de ebulição diferentes, mas com valores próximos uns aos outros.
- FUSÃO FRACIONADA – separa componentes de misturas homogêneas de vários sólidos. Derrete-se a substância sólida até o seu
ponto de fusão, separando-se das demais substâncias.
Exemplo: mistura sólida entre estanho e chumbo.
O estanho funde-se a 231°C e o chumbo, a 327°C. Então, funde-se primeiramente o estanho.
LISTA DE EXERCÍCIOS-1
Temperatura / oC
01 O gráfico abaixo representa a variação de temperatura observada ao se aquecer uma substância A durante cerca de 80 minutos.
50
40
30
20
10
0
20
40
60
Tempo / min
a)
A faixa de temperatura em que a substância A permaneca sólida é________.
b) A faixa de temperatura em que a substância A permanece líquida é________.
c)
A temperatura de ebulição da substância A é________.
02 Classifique as transformações a seguir em fenômenos físicos ou fenômenos químicos:
I – dissolução do açúcar em água;
II – envelhecimento de vinho;
III – preparação de cal a partir do calcário.
a)
b)
c)
d)
e)
físico, físico e químico , respectivamente;
físico, químico e físico , respectivamente;
físico, químico e químico , respectivamente;
químico, físico e físico , respectivamente;
químico, químico e físico, respectivamente;
03 Forneça o conceito e de exemplos de:
a)
b)
c)
d)
e)
substância simples
substância composta.
mistura homogênea
mistura azeotrópica
mistura eutétia
04 “ O mar quando quebra na praia é bonito é bonito ...”
Provavelmente, Dorival Caymmi não se inspiraria em compor essa música ao observar a poluição de algumas praias brasileiras. Sobre
o mar julgue os itens abaixo:
1(
2(
3(
4(
5(
). o sal (cloreto de sódio) dissolvido em suas águas é proveniente da decomposição de material orgânico da fauna marinha;
). as águas do Mar Morto são mais densas do que as do litoral brasileiro devido à alta concentração salina;
). pode-se separar os sais de suas águas por destilação simples;
). o cloreto de sódio dissolvido produz uma solução alcalina, que é neutralizada pelas algas marinhas;
). durante um derramamento de petróleo, que traz conseqüências ambientais incalculáveis, esta mistura de óleos, altamente
miscível com a água do mar, produz uma mistura homogênea.
05 Os aparelhos representados abaixo são usados em laboratório para separar os constituintes das misturas.
Aparelho – I
Aparelho – II
A regra geral de solubilidade nos diz que as substâncias são solúveis em solventes polares e insolúveis em solventes apolares viceversa.
Indique o aparelho que deve ser usado para separar os constituintes das misturas abaixo relacionados:
a)
Água e óleo.
b) Água e cloreto de sódio de uma solução não saturada. Justifique suas respostas.
06 Para se isolar a cafeína (sólido, em condições ambientais) de uma bebida que a contenha (exemplos: café, chá, refrigerante etc.)
pode-se usar o procedimento simplificado seguinte.
“Agita-se um certo volume da bebida com dicloroetano e deixa-se em repouso algum tempo. Separa-se, então, a parte orgânica,
contendo a cafeína, da aquosa. Em seguida, destila-se o solvente e submete-se o resíduo da destilação a um aquecimento, recebendose os seus vapores em uma superfície fria, onde a cafeína deve cristalizar.”
Além da destilação e da decantação, quais operações são utilizadas no isolamento da cafeína ?
a)
b)
c)
d)
e)
Flotação e ebulição.
Flotação e sublimação.
Extração e ebulição.
Extração e sublimação.
Levigação e condensação.
07 Numa das etapas do tratamento da água que abastece uma cidade, a água é mantida durante um certo tempo em tanques para que
os sólidos em suspensão se depositem no fundo. A essa operação denominamos.
a)
b)
c)
d)
e)
filtração
sedimentação
sifonação
centrifugação
cristalização
08 A figura a seguir mostra o esquema de um processo usado para obtenção de água potável a partir de água salobra (que contém
alta concentração de sais). Este “aparelho” improvisado é usado em regiões desérticas da Austrália.
a)
Que mudanças de estado ocorrem com a água. dentro do “aparelho”.
b) Onde, dentro do “aparelho”, ocorrem estas mudanças?
c)
Qual destas mudanças absorve energia e de onde esta energia provém?
09 O lixão que recebia 130 toneladas de lixo e contaminava a região com seu chorume (líquido derivado de decomposição de
compostos orgânicos) foi recuperado, transformando-se em um aterro sanitário controlado, mudando a qualidade de vida e a paisagem
e proporcionando condições dignas de trabalho para os que dele subsistiam.
Revista Promoção da Saúde da Secretaria de Políticas de Saúde.Ano 1, nº 4, dez. 2000 (adaptado)
Assinale com V ou F, quais procedimentos técnicos tornam o aterro sanitário mais vantajoso que o lixão, em relação às problemáticas
abordadas no texto?
1(
2(
3(
4(
).
).
).
).
O lixo é recolhido e incinerado pela combustão a altas temperaturas.
O lixo orgânico e inorgânico é encoberto, e o chorume canalizado para ser tratado e neutralizado.
O lixo orgânico é completamente separado do lixo inorgânico, evitando a formação do chorume.
O lixo industrial é separado e acondicionado de forma adequada, formando uma bolsa de resíduos.
LISTA DE EXERCÍCIOS-2
1- Considere o sistema e responda as questões:
a) Quantos átomos estão representados no sistema? __________________________
b) Quantos elementos há no sistema? ________________________________
c) Quantas moléculas estão representadas no sistema em questão? _____________________
d) Quantas substâncias se encontram nesse mesmo sistema? ___________________________
2- Para responder esta questão, observe atentamente os sistemas:
I
II
III
IV
VI
V
a) Quais sistemas são substâncias puras? ________________________________
b) Quais sistemas são substâncias simples? _______________________________
c) Quais sistemas são substâncias compostas? _____________________________
d) Em que sistema temos mistura de 2 componentes? _______________________
e) Em que sistema temos mistura de 3 componentes? _________________________
3- Quais são os elementos químicos que compõem a água?
4- As substâncias que constituem um mistura não se combinam entre si. Cada substâncias conserva suas propriedades específicas. As
misturas podem ser heterogêneas ou homogêneas.
a) O que é uma mistura heterogênea? Cite dois exemplos.
b) O que é uma mistura homogênea? Cite dois exemplos.
5- Identifique uma diferença fundamental entre substância pura composta e mistura.
6- Que processos você usaria para separar as misturas a seguir? Justifique.
a) areia e pedra
c) os componentes do sangue
7- Uma mistura constituída de ÁGUA, LIMALHA DE FERRO, ÁLCOOL E AREIA foi submetida a três processos de separação,
conforme fluxograma.
Identifique os processos 1,2 e 3 e COMPLETE as caixas do fluxograma com os resultados destes processos.
8- Assinale (V) para as afirmações verdadeiras e (F) para as falsas.
a) (
) O ar atmosférico é uma substância pura.
b) (
) O sangue é uma mistura.
c) (
) Uma solução de açúcar é uma mistura.
d) (
) O oxigênio e o ozônio são substâncias distintas, embora constituídas por átomos de um mesmo elemento químico.
e) (
) A matéria que contém três tipos de molécula é uma substância composta.
f) (
) A matéria que contém apenas um tipo de molécula é uma substância simples, mesmo que cada molécula seja formada por
dois átomos diferentes.
9- A água é uma mistura de hidrogênio e oxigênio. Você concorda com essa afirmação? Justifique.
10- Quando empregamos fusão fracionada? Exemplifique.
11- Duas amostras de uma solução aquosa de sulfato de cobre, de coloração azul, foram submetidas, respectivamente, às seguintes
operações:
III-
filtração através de papel de filtro;
destilação simples.
Qual a coloração resultante:
a) do material que passou pelo filtro na operação I? Justifique.
b) do produto condensado na operação II? Justifique.
12- A flotação é um dos métodos de beneficiamento do carvão mineral. Isso é possível, porque a fração rica em matéria carbonosa e a
fração rica em cinzas apresentam:
a)
b)
c)
d)
e)
pontos de fusão;
densidades;
pontos de ebulição;
estados físicos;
comportamentos magnéticos.
13- Assinale a alternativa onde aparece um sistema homogêneo:
a)
b)
c)
d)
e)
vapor d’água e gás carbônico;
areia e chumbo;
gelo e solução aquosa de sal de cozinha;
carvão e enxofre;
álcool e areia.
14- Assinale o grupo que apresenta somente substâncias puras:
a) guaraná, leite e enxofre;
b) óleo, banha vegetal e hidrogênio;
c) água, oxigênio e ácido sulfúrico;
d) margarina, farinha e sódio.
e) tinta, goma arábica e nitrogênio.
Fases ou estados da matéria - são conjuntos de configurações que objetos macroscópicos podem apresentar. O estado físico tem a
relação com a velocidade do movimento das partículas de uma determinada substância. Canonicamente e segundo o meio em que
foram estudados, são três os estados ou fases considerados: sólido, líquido e gasoso. Outros tipos de fases da matéria, como
o condensado de bose-einstein ou o plasma são estudados em níveis mais avançados de física. As características de estado físico são
diferentes em cada substância e depende da temperatura e pressão na qual ela se encontra.
Há muitas discussões sobre quantos estados da matéria existem, porém as versões mais populares atualmente são de que
a matéria somente tem três estados: sólido, líquido e gasoso. Mas há também outros que, ou são intermediários ou pouco conhecidos.
Por exemplo: os vapores, que nada mais são uma passagem do estado líquido para o gasoso na mesma fase em que o gás, porém
quando está em estado gasoso, não há mais possibilidade de voltar diretamente ao estado líquido; já quando em forma de vapor, pode
ir ao estado líquido, desde que exista as trocas de energia necessárias para tal fato. Por isto que diz comumente "vapor d´água".
Se colocarmos os estados físicos da matéria em ordem crescente, conforme a quantidade de energia que cada um possui, teremos:
Condensado de Bose-Einstein → Sólido → Líquido → Gasoso → Plasma
O Plasma é o estado em que a maioria da matéria se encontra no universo. Sabe-se que qualquer substância pode existir em três
estados: sólido, líquido e gasoso, cujo exemplo clássico é a água que pode ser gelo, água em estado líquido e vapor de água. Todavia
há pouquíssimas substâncias que se encontram nestes estados, que se consideram indiscutíveis a difundidos, mesmo tomando
o Universo no seu conjunto. É pouco provável que superem o que em química se considera como restos infinitamente pequenos. Toda
a substância restante do universo subsiste no estado denominado plasma.
No estado sólido considera-se que a matéria do corpo mantém a forma macroscópica e as posições relativas das suas partículas,
as moléculas se encontram próximas umas das outras com forte atração entre elas, nestas condições, possui forma e volume próprio,
independentemente do corpo onde se encontra e ainda o movimento é praticamente nada. É particularmente estudado nas áreas
da estática e da dinâmica.
No estado líquido, o corpo mantém a sua quantidade de matéria e aproximadamente o seu volume. A forma e posição relativa das
suas partículas é variável se adaptando conforme o corpo. As moléculas estão relativamente próximas, e a força de atração é mediana,
assim como os movimentos. É particularmente estudado nas áreas da hidrostática e da hidrodinâmica.
No estado gasoso, o corpo mantém apenas a quantidade de matéria, podendo variar amplamente a forma e o volume, as partículas
possuem força de atração nula e movimentos bruscos (agitação térmica). É particularmente estudado nas áreas da aerostática e
da aerodinâmica.
O condensado de bose-einstein possui características, de ambos, estado sólido e estado líquido, como supercondutividade e superfluidez, porém, é encontrado em temperaturas extremamente baixas (próximas ao zero absoluto), o que faz com que suas moléculas
entrem em colapso. É particularmente estudado na área da mecânica quântica.
O condensado fermiônico é uma coleção de milhares de partículas ultrafrias ocupando um único estado quântico, ou seja, todos os
átomos se comportam como um único e gigantesco átomo.
O Superfluido de Polaritons é um superfluido que é capaz de levar energia de um lugar para outro utilizando-se de um feixe de luz,
também pode gerar raios laser potentes com baixo consumo e fazer transporte de bits em meio sólido.
Outros estados da matéria
Existem outros possíveis estados da matéria; alguns destes só existem sob condições extremas, como no interior de estrelas mortas, ou
no começo do universo depois do Big Bang:
Fluidos supercríticos
Colóide
Superfluido
Supersólido
Matéria degenerada
Neutrônio
Matéria fortemente simétrica
Matéria debilmente simétrica
Condensado fermiônico
Plasma de quarks-glúons
Matéria estranha ou materia de quarK
Como a cada uma destas fases de uma substância corresponde determinado tipo de estrutura corpuscular, há vários tipos de mudanças
de estruturas dos corpos quando muda a fase, ou de estado de aglomeração, da substância que são feitos. A mudança de fases ocorre
conforme o diagrama de fases da substância. Mudando a pressão ou a temperatura do ambiente onde um objeto se encontra, esse
objeto pode sofrer mudança de fase.


Fusão - mudança do estado sólido para o líquido. Existem dois tipos de fusão:

Gelatinosa - derrete todo por igual; por exemplo o plástico.

Cristalina - derrete de fora para dentro; por exemplo o gelo.
Vaporização - mudança do estado líquido para o gasoso. Existem três tipos de vaporização:

Evaporação - as moléculas da superfície do líquido tornam-se gás em qualquer temperatura.

Ebulição - o líquido está na temperatura de ebulição e fica borbulhando, recebendo calor e tornando-se gás.

Calefação - o líquido recebe uma grande quantidade de calor em período curto e se torna gás rapidamente.

Condensação - mudança de estado gasoso para líquido (inverso da Vaporização).

Solidificação - mudança de estado líquido para o estado sólido (inverso da Fusão).

Sublimação - um corpo pode ainda passar diretamente do estado sólido para o gasoso.

Ressublimação - mudança direta do estado gasoso para o sólido (inverso da Sublimação).

Ionização - mudança de estado gasoso para o estado plasma.

Desionização - mudança de estado plasma para estado gasoso (inverso de Ionização).
ESTADOS FÍSICOS MAIS CONHECIDOS
LISTA DE EXERCÍCIOS-1
1.
Das superfícies aquáticas (rios, lagos, mares) e também do solo, a água no estado líquido passa para a atmosfera na forma de
vapor. Na atmosfera, em contato com camadas mais frias, o vapor de água se transforma em pequenas gotas de água líquida,
que formam as nuvens. Quando o ar das camadas mais altas está muito frio, as gotículas de água líquida podem passar para o
estado sólido, formando cristais de gelo. Esses cristais podem se agrupar em flocos de neve. No interior das nuvens de
tempestades, as gotículas de água líquida podem também originar pedras de gelo denominadas granizo. Na forma de chuva,
neve ou granizo, a água acaba se precipitando sobre a superfície terrestre e, passando ou não pelos seres vivos, pode retornar
à atmosfera em forma de vapor.
O texto acima é um resumo do ciclo da água na natureza. Identifique nele as situações em que ocorrem as seguintes
mudanças de estado físico da água:
I.
II.
III.
IV.
Solidificação
Vaporização
Condensação
Fusão
2.
Numa chaleira com água fervente podemos perceber a formação de uma névoa próxima ao bico do recipiente.
Identifique as mudanças de estado físico da água desde que a água líquida começa a ferver na chaleira até a formação da
névoa no ar.
3.
A naftalina é adquirida geralmente em forma de bolinhas brancas. Tem cheiro forte e é utilizada para matar baratas e traças.
Colocadas num guarda-roupa, por exemplo, com o passar do tempo as bolinhas de naftalina diminuem de tamanho. Elas não
se transformam em líquido e também não são comidas pelas baratas ou traças. Nesse caso, a matéria desaparece? Explique
sua resposta.
4.
a)
Considerando a pressão de 1 atm, analise os dados da tabela a seguir e, com base neles, responda às questões seguintes:
Por que a substância oxigênio está na forma gasosa à
Ponto de fusão
Ponto de
Substância
temperatura ambiente?
b) Em uma mesma condição de pressão, qual das substâncias
(ºC)
ebulição (ºC)
entra em ebulição a uma temperatura menor: o álcool
etílico ou a água? Por quê?
Ferro
1535
2885
Água
0
100
Álcool etílico
-117
78,3
c)
5.
Em que faixa de temperatura o forno de uma siderúrgica deve operar para se obter ferro no estado líquido?
Complete a tabela abaixo, indicando o estado físico das substâncias à temperatura ambiente de 25ºC e pressão atmosférica ao
nível do mar (1 atm).
Substância
PF (ºC, a 1 atm)
PE (ºC, a 1 atm)
Estado físico
Iodeto de potássio
681
1330
Naftaleno
80
218
Ferro
1535
2885
Gás hidrogênio
-259
-253
Gás oxigênio
-218
-183
Acetona
-95
56
Benzeno
5,5
80
6.
Observe o gráfico que indica as mudanças de estado da
substância pura chumbo, quando submetida a um
aquecimento, e informe o que se pede.
a) A temperatura de fusão (TF)
b) A temperatura de ebulição (TE)
c) O estado físico aos 5 min.
d) O estado físico aos 15 min.
e) O estado físico aos 30 min.
f) O estado físico aos 40 min.
g) O estado físico aos 55 min.
7.
Uma panela com água (x) e outra com água salgada (y) são levadas ao fogo e após certo tempo verificou-se que seus
conteúdos encontravam-se em ebulição
A respeito desse experimento, responda os itens:
I.
II.
a)
b)
c)
d)
e)
III.
Qual dos gráficos descreve melhor a variação de temperatura dos líquidos, indicada no eixo das coordenadas (vertical)
em relação ao tempo, indicado no eixo das abscissas (horizontal), durante a ebulição.
A temperatura da água salgada continua aumentando durante a ebulição porque:
Ocorre aumento da pressão atmosférica no local, dificultando a ebulição
A água vai evaporando e, assim, aumenta a relação quantidade de sal/volume (concentração de sal)
Ocorre uma diminuição da pressão atmosférica, o que dificulta a ebulição
À medida que a água evapora diminui a concentração de sal
A presença de partículas sólidas facilita a ocorrência da ebulição
O que você acha que aconteceria com a temperatura de início de ebulição da água salgada se acrescentássemos mais sal
à água? Justifique.
8.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
Indique os nomes das mudanças de estado:
Sólido para líquido
Líquido para gasoso
Gasoso para líquido
Líquido para sólido
Sólido para gasoso
Gasoso para sólido
9.
Em um laboratório um aluno desenvolveu uma investigação sobre o aquecimento de uma amostra de 100 g de água, usando
uma manta de aquecimento e um termômetro.
O equipamento tem um dispositivo que permite o seu desligamento automático quando a água entra em ebulição. Nesse
experimento a temperatura foi anotada a cada 0,5 minuto, durante 7 minutos. Os resultados foram inseridos em um gráfico,
obtendo-se a seguinte figura:
Usando os dados do gráfico, crie uma tabela
mostrando a variação de temperatura nos tempos
0; 0,5; 1,0; 1,5; 2,0; 2,5; 3,5; 4,0; 7,0.
Agora, responda aos itens a seguir:
a) Qual era a temperatura no início do experimento?
b) Quanto tempo demorou para a água entrar em
ebulição?
c) Durante o aquecimento, qual o aumento de
temperatura a cada 0,5 minuto?
10. Um aluno realizou um experimento semelhante ao descrito no exercício anterior, no mesmo local, sem usar o dispositivo que
permite o desligamento automático, e obteve os seguintes valores:
Com base nesses dados, construa um gráfico representando a temperatura na ordenada (eixo vertical) e o tempo na abscissa (eixo
horizontal)
Agora, responda aos itens a seguir:
a)
b)
c)
d)
e)
Qual era a temperatura no início do experimento?
Quanto tempo demorou para a água entrar em ebulição?
Durante o aquecimento, qual o aumento de temperatura a cada 0,5 minuto?
Por que os resultados dos dois alunos foram diferentes a partir da temperatura de 100ºC?
Consideranto que o experimento foi feito em um frasco aberto, após 2 minutos a massa de água deve ser maior, menor ou
igual à inicial? Justifique.
11. Observe o gráfico de resfriamento de um substância
X, que mostra a passagem do estado líquido para o
sólido, entre 5 e 10 minutos.
A seu respeito, responda aos itens:
a) Qual a temperatura de solidificação de X?
b) Qual a temperatura de fusão de X?
c) Qual a temperatura ambiente no dia em que o
experimento foi realizado?
12. A tabela a seguir lista cinco metais. As duas colunas indicam as temperaturas de fusão e ebulição desses materiais em ºC.
Lâmpadas incandescentes, dispositivos tão comuns em nosso
cotidiano, consistem em um filamento (fio muito fino) metálico
dentro de um bulbo de vidro que, com a passagem de corrente
elétrica, aquece até temperaturas da ordem de 3000ºC. Com esse
intenso aquecimento, o fio passa a brilhar (incandescer), emitindo luz.
Qual(is) matal(is), entre os listados na tabela, pode(m) ser usado(s)
para fabricar o filamento?
13. Leia a tirinha abaixo:
A tirinha mostra que a personagem Garfild se espanta ao ouvir falar que sorvetes derretem, pois:
a) A temperatura de fusão do sorvete é superior à temperatura ambiente e, portanto, não derrete enquanto está sendo
b)
c)
d)
e)
consumido.
A casquinha em que o sorvete é servido é um excelente isolante térmico, impedindo que ele derreta.
Nem todas as substâncias têm temperaturas de fusão, portanto, seu estado físico permenece inalterado
Algumas substâncias não sofrem mudanças de estado físico, como é o caso do sorvete
A velocidade com que ele come o sorvete é tão alta que não há tempo suficiente par o sorvete fundir.
LISTA DE EXERCÍCIOS-2
1. Classifique cada um dos seguintes itens como substância pura ou mistura, no caso de uma mistura, indique se é homogênea ou
heterogênea:
a) arroz-doce
b) água do mar
c) magnésio
d)gasolina
e) ar
2. Uma substância branca e sólida A é fortemente aquecida em ausência de ar. Ela decompõe-se para formar uma nova substância
branca B e um gás C. O gás tem as mesmas propriedades que o produto obtido quando o carbono é queimado com excesso de
oxigênio. Baseados nessas observasões podem determinar se os sólidos A e B são elementos ou compostos?Justifique suas
conclusões.
3. No processo de tentar caracterizar uma substância, um químico fez as seguintes observações: A substância é um metal prateado e
brilhante, funde a 649 °C e entra em ebulição a 1105 °C. Sua densidade a 20 °C é 1,738 g/cm3. Queima-se ao ar produzindo uma luz
branca intensa. Reage com o cloro para produzir um sólido branco quebradiço. Quais dessas características são propriedades físicas e
quais são propriedades químicas?
4. Caracterize cada um dos seguintes itens como um processo físico ou químico:
a) Corrosão do alumínio
b) fusão do gelo
c) trituração da asperina
d) digestão de uma bala
e) explosão da nitroglicerina
5. Um palito de fósforo é aceso e mantido sob um pedaço de metal frio. São feitas as seguintes observações:
a) O palito de fósforo queima
b) O metal esquenta
c) A água condensa-se no metal
d) Deposita-se fuligem (carbono)no metal
Quais desses acontecimentos são relativos a mudanças físicas e quais são relativos a mudanças químicas?
6. Um béquer contém um liquido transparente e incolor. Se for água, como você determinará se existe sal de cozinha dissolvildo? Não
experimente.
7. Sugira um método de separação em seus dois componentes para cada uma das seguintes misturas:
a) açucar e areia
b) ferro e ouro
8. Observe os seguintes fatos:
I - Uma pedra de naftalina deixada no armário.
II - Uma vasilha com água deixada no freezer.
III - Uma vasilha com água deixada no fogo.
IV - O derretimento de um pedaço de chumbo quando aquecido.
Nestes fatos relacione quais os processos envolvidos nas mudanças de estado.
9. Observe a tabela que apresenta as temperaturas de fusão e de ebulição de algumas substâncias.
Temperatura
Temperatura
de fusão (ºC)
de ebulição (ºC)
Substância
I
- 117,3
78,5
II
- 93,9
65
III
801
1413
IV
3550
4827
V
- 95
110,6
Em relação aos estados físicos das substâncias, a alternativa correta é:
a)
I é sólido a 25ºC.
b)
II é líquido a 80ºC.
c)
III é líquido a 1000ºC.
d)
IV é gasoso a 3500ºC.
e)
V é sólido a 100ºC.
10. O esquema representa 3 tubos de ensaio de mesmo diâmetro, contendo cada um a mesma massa dos seguintes líquidos incolores: água
acetona e clorofórmio.
I
Dadas as densidades:
II
III
d H 2O  1,00 g / cm3 , d acetona  0,80 g / cm 3 , dclorofórmi o  1,50 g / cm3 .
* Podemos afirmar que os tubos I, II e III contêm, respectivamente:
11. Um sistema formado por água, açúcar dissolvido, álcool comum, limalha de ferro e carvão apresenta quantas fases:
12. Etilenoglicol, o principal ingrediente de anticoagulantes, congela a – 11,5 °C. Qual o ponto de cngelamento (a) em K; (b) em °F?
a. 261,7 K b. 11,3 °F
13. (a) Se 1,00 x 10 2 g de mércurio ocupam um volume de 7,63 cm3, qual será sua densidade?
(b) Calcule o volume ocupado por 65,0 g de metanol liquido sendo sua dnsidade 0,791 g/ml.
(c) Qual é a massa em gramas de um cubo de ouro (densidade = 19,32 g/cm3) de arestas iguais a 2,00 cm?
a. d=m/V=1,00 x 10 2 g / 7,63 cm3= 13,6 g/ cm3
b. V=m/d=65 g/0,791 g/ml= 82,2 ml
c. V=a3=(2,0 cm)3= 8 cm3
M=Vxd= 8 cm3 x 19,32 g/cm3= 155g
14. Escreva as seguintes medidas adotando o prefixo SI mais apropriado:
(a) 5,89 x 10-12 s
(b) 2,130 x 10 -9 m
(c) 0,00721 g
(d) 6,05 x 10 3 m
15. Dada a tabela:
P.F. (°C)
P.E.( °C)
Clorofórmio
- 63
61
Fenol
43
182
Cloro
- 101
- 34,5
(a) Qual o estado físico de cada substancia à temperatura ambiente?
(b) Construa um gráfico de mudancas de estado, mostrando como a temperatura de uma amostra de clorofórmio varia com o
tempo, quando submetida a aqueciento. Indique os estados físicos presentes em cada regiao do gráfico.
16. Considere um sistema formado por água, areia, sal de cozinha dissolvido, limalha de ferro e alcool comum. Indique a sequencia
mais adequada para separacao dos componentes deste sistema.
(dados: P.E. das substancias, água= 100 °C, álcool comum= 78,5 °C, sal de cozinha= 1490 °C)
Evolução do modelo atômico
Os atomistas na Grécia antiga
A teoria atomista foi desenvolvida no século V a.C. por Leucipo de Mileto e seu discípulo Demócrito de Abdera que conciliou as
constantes mudanças postuladas por Heráclito com a unidade e imutabilidade do ser propostas por Parmênides.
Demócrito postulava que a realidade se compõe de partículas indivisíveis ou "átomos" de natureza idêntica e do vácuo ou não-ente e
que estes existem desde a eternidade em mútua interação dando origem ao movimento.
Segundo Demócrito, os átomos por si só apresentam as propriedades de tamanho, forma, impenetrabilidade e movimento, dando
lugar, por meio de choques entre si, a corpos visíveis. Além disso, ao contrário dos corpos macroscópicos, os átomos não podem
interpenetrar-se nem dividir-se, sendo as mudanças observadas em certos fenômenos químicos e físicos atribuídas pelos atomistas
gregos a associações e dissociações de átomos. Nesse sentido, o sabor salgado dos alimentos era explicado pela disposição irregular
de átomos grandes e pontiagudos.
O modelo de Dalton
O professor da universidade inglesa New College de Manchester, John Dalton (1766 - 1844) foi o criador da primeira teoria atômica
moderna na passagem do século XVIII para o século XIX. Dalton é bastante lembrado pela famosa Lei de Dalton, a lei das pressões
parciais e pelo daltonismo, o nome que se dá à incapacidade de distinguir as cores, assunto que ele estudou e mal de que sofria. Em
1803 Dalton publicou o trabalho Absorption of Gases by Water and Other Liquids, (Absorção de gases pela água e outros líquidos),
neste delineou os princípios de seu modelo atômico.
Segundo Dalton:

Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes entre si.





Átomos de um mesmo elemento possuem propriedades iguais e de peso invariável.
Átomos são partículas reais, indivisíveis e descontínuas formadoras da matéria.
Nas reações químicas, os átomos permanecem inalterados.
Na formação dos compostos, os átomos entram em proporções numéricas fixas 1:1, 1:2, 1:3, 2:3, 2:5 etc.
O peso total de um composto é igual à soma dos pesos dos átomos dos elementos que o constituem.
Em 1808, Dalton propôs a teoria do modelo atômico, onde o átomo é uma minúscula esfera maciça, impenetrável, indestrutível e
indivisível. Todos os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos. Seu modelo atômico foi apelidado de "modelo atômico
da bola de bilhar".
Em 1810 foi publicada a obra New System of Chemical Philosophy (Novo sistema de filosofia química), nesse trabalho, haviam teses
que provavam suas observações, como a lei das pressões parciais, chamada de Lei de Dalton, entre outras relativas à constituição da
matéria.
O modelo de John Thomson
O modelo atômico de Thomson.
Em 1897, Joseph John Thomson formulou a teoria segundo a qual a matéria, independente de suas propriedades, contém partículas de
massa muito menores que o átomo do hidrogênio. Inicialmente denominou-as de corpúsculos, depois conhecidas como elétrons.
A demonstração se deu ao comprovar a existência daqueles corpúsculos nos raios catódicos disparados na ampola de crookes (um
tubo que continha vácuo), depois da passagem da corrente elétrica.
Através de suas experiências, Thomson concluiu que a matéria era formada por um modelo atômico diferente do modelo atômico de
Dalton: uma esfera de carga positiva continha corpúsculos (elétrons) de carga negativa distribuídos uniformemente à semelhança de
um pudim de passas.
O "modelo atômico do pudim com passas", substituiu então ao "modelo da bola de bilhar", mas não eliminou totalmente as deduções
de Dalton, apenas foram acrescentadas mais informações. Grande parte das teorias de Thomsom estão em sua obra Conduction of
Electricity Through Gases (1903; Condução de eletricidade através dos gases).
O modelo de Rutherford
Modelo atômico de Rutherford.
Ernest Rutherford (1871 - 1937) foi premiado com o Prêmio Nobel da Química em 1908 pelas suas investigações sobre a
desintegração dos elementos e a química das substâncias radioactivas. Dirigiu o Laboratório Cavendish desde 1919 até à sua morte.
Pode dizer-se que Rutherford foi o fundador da Física Nuclear. Distinguiu os raios alfa e beta e introduziu o conceito de núcleo
atômico.
Bombardeando uma chapa metálica com partículas alfa, Rutherford percebeu que apenas uma pequena fração dessas sofria desvio de
trajetória, com isto concluiu que as partículas que não se desviavam não encontravam no metal obstáculo que causasse a deflexão de
sua trajetória; desta forma criou um modelo atômico no qual os elétrons giravam em torno do núcleo atômico, que considerou a região
central do átomo onde havia a maior parte da massa atômica.
O modelo se baseava em órbitas eletrônicas, isto é, comparáveis à um sistema planetário, Rutherford chegou à conclusão que a maior
parte do átomo se encontra vazia, estando praticamente a totalidade de sua massa no núcleo, este sendo em torno de 10.000 vezes
menor que o átomo.
O modelo de Niels Bohr
O modelo atômico de Bohr.
A teoria orbital de Rutherford encontrou uma dificuldade teórica resolvida por Niels Bohr: no momento em que temos uma carga
elétrica negativa composta pelos elétrons girando ao redor de um núcleo de carga positiva, este movimento gera uma perda de energia
devido a emissão de radiação constante. Num dado momento, os elétrons deveriam se aproximar do núcleo num movimento em
espiral até cair sobre ele.
Em 1911, Niels Bohr publicou uma tese que demonstrava o comportamento eletrônico dos metais. Na mesma época, foi trabalhar com
Ernest Rutherford em Manchester, Inglaterra. Lá obteve os dados precisos do modelo atômico, que iriam lhe ajudar posteriormente.
Em 1913, observando as dificuldades do modelo de Rutherford, Bohr intensificou suas pesquisas visando uma solução teórica.
Em 1916, Niels Bohr retornou para Copenhague para atuar como professor de física. Continuando suas pesquisas sobre o modelo
atômico de Rutherford.
Em 1920, nomeado diretor do Instituto de Física Teórica, Bohr acabou desenvolvendo um modelo atômico que unificava a teoria
atômica de Rutherford e a teoria da mecânica quântica de Max Planck.
Sua teoria consistia que ao girar em torno de um núcleo central, os elétrons deveriam girar em órbitas específicas com níveis
energéticos bem definidos. Que poderia haver a emissão ou absorção de pacotes discretos de energia chamados de quanta ao mudar de
órbita.
Realizando estudos nos elementos químicos com mais de dois elétrons, concluiu que se tratava de uma organização bem definida em
camadas. Descobriu ainda que as propriedades químicas dos elementos eram determinadas pela camada mais externa.
Bohr enunciou o princípio da complementaridade, segundo o qual um fenômeno físico deve ser observado a partir de dois pontos de
vista diferentes e não excludentes. Observou que existiam paradoxos onde poderia haver o comportamento de onda e de partícula dos
elétrons, dependendo do ponto de vista.
Essa teoria acabou por se transformar na hipótese proposta por Louis Broglie (Louis Victor Pierre Raymond, sétimo duque de
Broglie) onde todo corpúsculo atômico pode comportar-se de duas formas, como onda e como partícula.
O modelo atômico atual
Erwin Schrodinger, Louis Victor de Broglie e Werner Heisenberg, reunindo os conhecimentos de seus predecessores e
contemporâneos, acabaram por desenvolver uma nova teoria do modelo atômico, além de postular uma nova visão, chamada de
mecânica ondulatória.
Fundamentada na hipótese proposta por Broglie onde todo corpúsculo atômico pode comportar-se como onda e como partícula,
Heisenberg, em 1925, postulou o princípio da incerteza.
A idéia de órbita eletrônica acabou por ficar desconexa, sendo substituída pelo conceito de probabilidade de se encontrar num instante
qualquer um dado elétron numa determinada região do espaço.
O átomo deixou de ser indivisível como acreditavam filósofos gregos antigos. O modelo atômico portanto, passou a se constituir na
verdade, de uma estrutura complexa.










É sabido que os elétrons possuem carga negativa, massa muito pequena e que se movem em órbitas ao redor do núcleo
atômico.
O núcleo atômico é situado no centro do átomo e constituído por prótons que são partículas de carga positiva, cuja massa é
aproximadamente 1.837 vezes superior a massa do elétron, e por nêutrons, partículas sem carga e com massa ligeiramente
superior à dos prótons.
O átomo é eletricamente neutro, por possuir números iguais de elétrons e prótons.
O número de prótons no átomo se chama número atômico, este valor é utilizado para estabelecer o lugar de um determinado
elemento na tabela periódica.
A tabela periódica é uma ordenação sistemática dos elementos químicos conhecidos.
Cada elemento se caracteriza por possuir um número de elétrons que se distribuem nos diferentes níveis de energia do átomo
correspondente.
Os níveis energéticos ou camadas, são denominados pelos símbolos K, L, M, N, O, P e Q.
Cada camada possui uma quantidade fixa de elétrons. A camada mais próxima do núcleo K, comporta somente dois elétrons;
a camada L, imediatamente posterior, oito, e assim sucessivamente.
Os elétrons da última camada (mais afastados do núcleo) são responsáveis pelo comportamento químico do elemento, por
isso são denominados elétrons de valência.
O número de massa é equivalente à soma do número de prótons e nêutrons presentes no núcleo.



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
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


O átomo pode perder elétrons, carregando-se positivamente, é chamado de íon positivo (cátion).
Ao receber elétrons, o átomo se torna negativo, sendo chamado íon negativo (ânion).
O deslocamento dos elétrons provoca uma corrente elétrica, que dá origem a todos os fenômenos relacionados à eletricidade
e ao magnetismo.
No núcleo do átomo existem duas forças de interação a chamada interação nuclear forte[[, responsável pela coesão do
núcleo, e a interação nuclear fraca, ou força forte e força fraca respectivamente.
As forças de interação nuclear são responsáveis pelo comportamento do átomo quase em sua totalidade.
As propriedades físico-químicas de um determinado elemento são predominantemente dadas pela sua configuração
eletrônica, principalmente pela estrutura da última camada, ou camada de valência.
As propriedades que são atribuídas aos elementos na tabela, se repetem ciclicamente, por isso se denominou como tabela
periódica dos elementos.
Os isótopos são átomos de um mesmo elemento com mesmo número de prótons, mas quantidade diferente de nêutrons.
Os isótonos são átomos que possuem o mesmo número de nêutrons
Os Isóbaros são átomos que possuem o número de massa
Através da radioatividade alguns átomos atuam como emissores de radiação nuclear, esta constitui a base do uso da energia
atômica.
MODELOS ATÔMICOS
Desvendar os segredos da matéria, sua estrutura, sua constituição, sempre foi um desejo dos estudiosos. Cinco séculos
antes de Cristo, os filósofos gregos especulavam a respeito da matéria: seria ela contínua ou descontínua?
Demócrito e Leucipo eram partidários da descontinuidade, isto é , a matéria poderia ser dividida em partes cada vez
menores, até um limite. A esse limite deram o nome de ÁTOMO, que em grego significa "indivisível".
MODELO ATÔMICO DE DALTON
O modelo de Dalton foi elaborado em 1808 e é conhecido como “modelo da bola de bilhar” por representar os átomos
como pequenas bolas redondas, maciças e indivisíveis. Para ele, átomos de um mesmo elemento são idênticos e elementos
diferentes apresentam átomos diferentes. Em uma reação química ocorre a reorganização dos átomos, os quais se unem em
varias proporções e mantendo suas massas.
MODELO DE THOMSON
Apesar do modelo de Dalton ter sido o ponto de partida para compreender a estrutura da matéria, ele não explicava
uma série de fenômenos.
Thomson então propôs que o átomo seria constituído por uma esfera com carga positiva e os elétrons estariam incrustados
nessa esfera, de tal forma que o total de cargas positivas fosse igual ao total de cargas negativas. Tal modelo ficou conhecido como
"modelo do pudim de passas".
MODELO DE RUTHERFORD
Em 1911, Rutherford bombardeou uma fina lamina de ouro com partículas alfa. O resultado da experiência, revelou que 99%
das partículas atravessaram a lamina sem desvio, algumas desviaram e atravessaram e outras desviaram e retornaram. Para explicar os
resultados experimentais, Rutherford propôs um modelo nuclear, isto e, haveria no átomo um núcleo muito pequeno e positivo e os
elétrons girariam ao redor do núcleo. Essa região ao redor do núcleo, onde se encontram os elétrons, é chamado de eletrosfera. O elétron
é muito leve, cerca de 1836 vezes mais leve que o próton. Esse modelo é conhecido como “modelo planetário”.
Em 1920, Rutherford propôs que no núcleo, além dos prótons, deveria existir pares de prótons e elétrons, os quais ele chamou
de nêutrons. Somente em 1932, Chadwick descobriu a existência dos nêutrons. A maior parte da massa do átomo se encontra no
núcleo, onde se encontram os prótons e os nêutrons.
MODELO DE BOHR
O modelo de Rutherford afirmava que os elétrons giravam em torno do núcleo, a uma certa distância. No entanto, sabia-se na
época, que elétrons girando em torno do núcleo deveriam perder energia e assim, sua órbita seria cada vez mais próxima do núcleo, o
que acabaria provocando sua queda no núcleo, o que seria uma volta ao modelo de Thomson. Era um dilema: se o elétron girasse em
torno do núcleo, deveria perder energia e ficar grudado no núcleo, mas como explicar os resultados obtidos por Rutherford?
Em 1913, Niels Bohr propôs que as leis da Física, vigentes na época, não se aplicavam ao elétron, pois sua massa era muito
pequena. Propôs que o elétron giraria em torno do núcleo em órbita circular, sem absorver ou emitir energia (sendo assim, o elétron
não se precipitaria para o núcleo). Fornecendo-se energia ao elétron, ele salta de uma órbita para outra mais externa. Da mesma forma,
quando um elétron "excitado" retornar a sua órbita, ele emitiria a energia absorvida.
Surgia assim o modelo dos níveis de energia, isto é, os elétrons de um átomo não estariam todos na mesma órbita e sim
distribuídos em órbitas (K, L, M, N, 0 e P).
O modelo das órbitas circulares foi alterado por Sommerfeld que propôs que as órbitas seriam elípticas, tal como no sistema
planetário e imaginou que algumas das órbitas, camadas ou níveis do átomo de Rutherford-Bohr seriam formadas por subcamadas ou
subníveis, e que um subnível seria circular e os demais teriam a forma de elipses.
Resumindo
O modelo de Bohr inclui uma série de postulados (postulado é uma afirmação aceita como verdadeira, sem demonstração):
1.
2.
3.
4.
5.
Os elétrons, nos átomos, movimentam-se ao redor do núcleo em trajetórias circulares, chamadas de camadas ou níveis.
Cada um desses níveis possui um valor determinado de energia.
Não é permitido a um elétron permanecer entre dois desses níveis.
Um elétron pode passar de um nível para outro de maior energia, desde que absorva energia externa (salto quântico). Quando
isso acontece, dizemos que o elétron foi excitado.
O retorno do elétron ao nível inicial se faz acompanhar da liberação de energia na forma de ondas eletromagnéticas.
O modelo atômico de Rutherford, modificado por Bohr, é também conhecido como modelo de Rutherford-Bohr.
OBS: O número máximo de elétrons por camadas é: K = 2 L = 8 M = 18 N = 32 O = 32 P = 18 Q = 2.
DISTRIBUIÇÃO ATÔMICA
LINUS PAULING
Atualmente, os cientistas preferem identificar os elétrons mais por seu conteúdo de energia do que por sua posição na
eletrosfera. Por meio de cálculos matemáticos, chegou-se a conclusão de que os elétrons se dispõe ao redor do núcleo atômico de
acordo com sua energia.
O cientista americano Linus Pauling (1901-1994) imaginou um diagrama (conhecido como diagrama de Pauling) onde
ordenou os elétrons segundo suas energias.
K
1s2
L
2s2
2p6
M
3s2
3p6
3d10
N
4s2
4p6
4d10
4f14
O
5s2
5p6
5d10
5f14
P
6s2
6p6
6d10
Q
7s2
A distribuição eletrônica é feita de acordo com o número atômico (número de prótons) do elemento em questão.
Indica a
quantidade
de elétrons
no subnível
Indica o nível
energético dos
elétrons
9 crescente de energia?
Como fica a distribuição de Linus Pauling respeitando a ordem
3d
1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d10 – 4p6 – 5s2 – 4d10 – 5p6 – 6s2 – 4f14 – 5d10 – 6p6 – 7s2 – 5f14 – 6d10
Indica o subnível
onde se encontram
os elétrons
A tabela periódica é dividida em duas grandes famílias: A e B. Os elementos que pertencem à família A, que compreende as
famílias de número 1,2 e 13 ao 18, são conhecidos como representativos .
Os elementos que pertencem à família B, que compreende as famílias de número 3 à 12, são chamados de transição e todos
são metais.
A maior parte ´dos elementos da tabela são de natureza metálica. Os principais ametais estão descritos no : F – O – N – Cl –
Br – S – I – C – P – H
Vale a pena lembrar que todos esses elementos são diatômicos quando formam substâncias simples mas Só Pra Contrariar a
regra, os SPC não são diatômicos (S8 – P4 – C).
A tabela periódica compreende de 7 períodos (horizontal), que correspondem ao número de camadas que o elemento possui.
Assim, se o elemento possui 5 camadas, ele estará localizado no quinto período.
A distribuição dos elétrons de um elemento por Linus Pauling nos fornece algumas informações :
1.
2.
3.
4.
5.
A que período pertence o elemento = nível mais alto da distribuição.
O número de elétrons da última camada = soma dos elétrons do último nível.
A localização do elétron mais periférico = é o elétron que se encontra na última camada da distribuição.
O elétron mais energético é o último elétron da distribuição.
A que tipo de família pertence o elemento :
5a) Se a distribuição terminar em s ou p, o elemento pertence à família A .
5b) Se a distribuição terminar em d ou f, o elemento pertence à família B .
6.
O número da família a que pertence o elemento :
6a) s = o expoente indica o número da família A.
6b) p = a soma do último s e p mais dez (10), indica o número da família A.
6c) d = a soma do último s e d indica o número da família B.
6d) f = são os elementos de transição interna e pertencem à família 3 do sexto e sétimo
período.
Exemplo : 51Sb
1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d10 – 4p6 – 5s2 – 4d10 – 5p3
5p3 – É o último da distribuição. Isso quer dizer que o elétron mais energético se encontra no subnível p, do quinto nível. O elétron
mais periférico coincide com o mais energético, pois ele também representa a última camada.
O elemento pertence ao 5o período e à família 15 (5A) pois a soma do último s, d e p dá um valor igual a 15 .
Outro exemplo : 45Rh
1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d10 – 4p6 – 5s2 – 4d7
4d7 – É o último da distribuição. Isso quer dizer que o elétron mais energético se encontra no subnível d, do quarto nível. O elétron
mais periférico não coincide com o mais energético. A última camada está representada pelo 5s 2. Assim o elétron mais periférico se
localiza no quinto nível de energia e no subnível s.
O elemento pertence ao 5o período e à família 9 (8B) pois a soma do último s e d dá um valor igual a 9.
IDENTIFICAÇÃO DOS ÁTOMOS
Os átomos são identificados segundo o seu número de prótons, nêutrons e elétrons. Assim, convém sabermos alguns
conceitos:
Número atômico (Z) – É a quantidade de prótons existente no núcleo do átomo.
Número de nêutrons (N) – É a quantidade de nêutrons existentes no núcleo do átomo.
Número de massa (A) – É a soma dos números de prótons e nêutrons existentes no núcleo atômico.
Representação – ZXA
Em um átomo neutro o número de prótons é igual ao número de elétrons. Um átomo que apresenta o seu número de elétrons
diferente do número de prótons é um íon. Um íon positivo é conhecido pelo nome de cátion e apresenta número de elétrons menor do
que o número de prótons (perda de elétrons). Um íon negativo é conhecido pelo nome de ânion e apresenta número de elétrons maior
do que o número de prótons (ganho de elétrons)
Existem elementos diferentes na natureza que apresentam algum número igual. São eles:
Isótopos – São elementos químicos iguais porque apresentam o mesmo número de prótons porem diferem em seu número de
massa. Exemplo : Hidrogênio
1
2
3
1H
1H
1H
Prótio
Deutério
Trítio
Isóbaros – São elementos químicos diferentes, portanto apresentam números atômicos diferentes, mas apresentam o mesmo
número de massa. Exemplo : Potássio e cálcio.
40
40
19K
20Ca
Isótonos – São elementos químicos diferentes, com número de massa diferentes mas com o mesmo número de nêutrons.
Exemplo :Cloro e cálcio.
37
17Cl
N=20
20Ca
40
N=20
Isoeletrônicos – São íons de elementos químicos diferentes que apresentam o mesmo número de elétrons. Exemplo : F– e
+
Na .
9F
-
e =10
-
e =10
–
11Na
+
Exercícios conceituais
1. Dalton, na sua teoria atômica, propôs, entre outras hipóteses, que:
- Os átomos são indivisíveis.
- Átomos de um determinado elemento são idênticos em massa.
À luz dos conhecimentos atuais, quais as criticas que podem ser formuladas a cada uma dessas hipóteses?
2.
Analise as proposições abaixo e diga se são verdadeiros ou falsos :
(
) Associar o átomo a uma esfera maciça está de acordo com a teoria atômica de Dalton.
(
) Para Thomson, o átomo era uma esfera positiva com cargas negativas.
(
) Rutherford introduziu o modelo nuclear para o átomo (núcleo com elétrons).
(
) Para Bohr, os elétrons localizam-se ao redor do núcleo em órbitas específicas.
(
) Segundo Rutherford, a carga do núcleo é positiva devido aos prótons.
3.
Uma importante contribuição do modelo atômico de Rutherford foi considerar o átomo constituído de :
a)
b)
c)
d)
e)
Elétrons mergulhados numa massa homogênea de carga positiva.
Um núcleo muito pequeno de carga positiva cercado por elétrons em órbitas circulares.
Um núcleo de massa insignificante em relação à massa do elétron.
Uma estrutura altamente compactada de prótons e elétrons.
Nuvens eletrônicas distribuídas ao redor de um núcleo positivo.
4. O bombardeamento da folha de ouro com partículas alfa, no experimento de Rutherford, mostra que algumas dessas partículas
sofrem desvio acentuado do seu trajeto, o que é devido ao fato de que as partículas alfa:
a)
b)
c)
d)
e)
Chocam-se com as moléculas de ouro.
Têm carga negativa e são repelidas pelo núcleo.
São muito lentas e qualquer obstáculo as desvia.
Têm carga positiva e são repelidas pelo núcleo.
Não podem atravessar a lâmina de ouro.
5. O sal de cozinha emite luz de coloração amarela quando colocado numa chama. Baseando-se na teoria atômica, é correto afirmar
que:
a) Os elétrons do cátion Na+, ao receberem energia da chama, saltam de uma camada mais externa para uma mais interna, emitindo
luz amarela.
b) A luz amarela emitida nada tem a ver com o sal de cozinha, pois ele não é amarelo.
c) A emissão da luz amarela se deve aos átomos de oxigênio.
d) Os elétrons do cátion Na+, ao receberem energia da chama, saltam de uma camada mais interna para uma mais externa e, ao
perderem essa energia ganha, emitem-na sob a forma de luz amarela.
e) Qualquer outro sal também produziria a mesma coloração.
6.
Podemos afirmar, utilizando uma linguagem bastante grosseira, que a massa do átomo:
a)
b)
c)
d)
e)
Está igualmente repartida entre o núcleo e a camadas eletrônicas.
Está praticamente toda concentrada nos prótons.
Está praticamente toda concentrada nos nêutrons.
Está praticamente toda concentrada nos elétrons.
Está praticamente toda concentrada no núcleo.
7. Para se identificar se uma amostra contém sódio, leva-se a mesma a chama do bico de Bunsen. Se a mesma adquirir coloração
amarela, o teste e positivo. Explique o fenômeno, recorrendo ao modelo de Bohr.
8.
Considere o modelo atômico de Bohr. Um elétron ao saltar da camada K para a camada L deve absorver ou emitir energia?
9.
No exercício proposto, responder os itens abaixo, utilizando a distribuição eletrônica de Linus Pauling :
a)
b)
c)
d)
A que família pertence o elemento.
A que período pertence o elemento.
A localização do elétron mais periférico.
A localização do elétron mais energético.
A) 20A
F) 73F
B) 32B
G) 13G
C) 83C
H) 60H
D) 55D
I) 32I
E) 27E
J)
Exercícios avançados
54J
1. (Ufg 2006) Observe o trecho da história em quadrinhos a seguir, no qual há a representação de um modelo atômico para o
hidrogênio.
Qual o modelo atômico escolhido pelo personagem no último quadrinho? Explique-o.
2. A experiência de Rutherford, que foi, na verdade, realizada por dois de seus orientados, Hans Geiger e Ernest Marsden, serviu para
refutar especialmente o modelo atômico:
a) de Bohr.
b) de Thomson.
c) planetário.
d) quântico.
e) de Dalton.
3. (Fuvest 2006) Os desenhos são representações de moléculas em que se procura manter proporções corretas entre raios atômicos e
distâncias internucleares.
Os desenhos podem representar, respectivamente, moléculas de:
a) oxigênio, água e metano.
b) cloreto de hidrogênio, amônia e água.
c) monóxido de carbono, dióxido de carbono e ozônio.
d) cloreto de hidrogênio, dióxido de carbono e amônia.
e) monóxido de carbono, oxigênio e ozônio.
4. (cftce 2004) O elemento químico carbono é de fundamental importância na constituição de compostos orgânicos. Baseado nas
propriedades do carbono e nos conceitos químicos relacionados aos itens a seguir, é FALSO afirmar que:
a) o carbono, no composto CH 4 com 4 elétrons na camada de valência, possui estrutura tetraédrica
b) o composto CHCl3 é uma substância polar, e o benzeno (C6H6) é uma substância apolar
c) o carbono possui várias formas alotrópicas
d) o carbono combina-se com elementos da família 7A, formando compostos de fórmula CX 4 onde X representa um halogênio
e) o carbono 12 (C12) possui 12 prótons no seu núcleo
5. (cftce 2005) É CORRETA a afirmativa:
a) alotropia é o fenômeno que algumas substâncias apresentam de formar dois ou mais elementos químicos diferentes
b) o que caracteriza um elemento químico é sua carga nuclear
c) substâncias compostas são constituídas por átomos de números de massa diferentes
d) átomos de elementos químicos diferentes têm sempre números de elétrons diferentes
e) uma substância pura, independente do processo de preparação, sempre apresenta a massa dos seus elementos em proporção variável
6. (cftce 2006) A soma total de todas as partículas, prótons, elétrons e nêutrons, pertencentes às espécies a seguir, é:
a) 162
b) 161
c) 160
d) 158
e) 157
7. (cftmg 2004) O átomo de um elemento X apresenta, no seu estado fundamental, a seguinte distribuição eletrônica nos níveis de
energia:
K = 2, L = 8, M = 2
Sabendo que um dos isótopos desse elemento tem 12 nêutrons, a sua representação é:
a) 12X12.
b) 12X24.
c) 24X12.
d) 24X24.
8. (cftmg 2004) Considere a espécies representadas a seguir:
R+2 (Z = 20), Q–1 (Z = 9), 11Y23 e 8Z16
A respeito dessas espécies é correto afirmar que:
a) Q–1 tem nove prótons.
b) Z possui dezesseis elétrons.
c) Y possui onze elétrons no núcleo.
d) R+2 é um cátion com 22 elétrons no núcleo.
9. (cftmg 2004) São dadas as seguintes informações relativas aos átomos hipotéticos X, Y e W:
- o átomo Y tem número atômico 46, número de massa 127 e é isótono de W;
- o átomo X é isótopo de W e possui número de massa igual a 130;
- o número de massa de W é 128.
Com essas informações é correto concluir que o número atômico de X é igual a:
a) 47.
b) 49.
c) 81.
d) 83.
10. (cftmg 2005) Certo elemento forma um cátion bivalente de configuração eletrônica 1s 22s22p63s23p64s23d104p64d6. Pode-se afirmar
corretamente que seu:
a) número atômico é igual a 42.
b) átomo neutro possui 42 elétrons.
c) átomo neutro possui 4 níveis de energia.
d) cátion trivalente é mais estável que o bivalente.
11. (cftmg 2005) Os elementos hipotéticos X, Y, Z e W apresentam as seguintes distribuições eletrônicas:
X - 1s2 2s2 2p6
Y - 1s2 2s2 2p6
Z - 1s2 2s2 2p6 3s2
W - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Considerando esses elementos, é correto afirmar que:
a) Z é um metal alcalino.
b) X possui a menor eletronegatividade.
c) Y possui o menor potencial de ionização.
d) Y e W formam um composto de fórmula W‚Y.
12. (cftmg 2006) A tabela indica a composição
de algumas espécies químicas.
Com relação a esses dados, é correto afirmar que:
a) I e IV são isótopos.
b) II e III são isótonos.
c) I e II são eletricamente neutros.
d) III e IV pertencem ao mesmo elemento químico.
13. (Puc-rio 2007) No cotidiano, percebemos a presença do elemento químico cálcio, por exemplo, nos ossos, no calcário, entre
outros. Sobre esse elemento, é correto afirmar que:
a) o nuclídeo 20Ca40 possui 22 prótons, 20 elétrons e 20 nêutrons.
b) o cloreto de cálcio se dissocia em meio aquoso formando íons Ca 1+.
c) o cálcio faz parte da família dos halogênios.
d) o cálcio em seu estado normal possui dois elétrons na camada de valência.
e) o cálcio é um metal de transição.
14. (Pucmg 2006) A espécie 55Mn3+ possui:
a) 25 prótons, 25 nêutrons e 25 elétrons.
b) 27 prótons, 27 nêutrons e 25 elétrons.
c) 53 prótons, 55 nêutrons e 51 elétrons.
d) 25 prótons, 30 nêutrons e 22 elétrons.
15. (Pucmg 2007) Observe atentamente a representação a seguir sobre um experimento clássico realizado por Rutherford:
Rutherford concluiu que:
a) o núcleo de um átomo é positivamente carregado.
b) os átomos de ouro são muito volumosos.
c) os elétrons em um átomo estão dentro do núcleo.
d) a maior parte do volume total um átomo é constituído de um espaço vazio.
16. (Pucmg 2007) Assinale o elemento que pode formar um cátion isoeletrônico com o Neônio (Ne) e se ligar ao oxigênio na
proporção de 1:1.
Dados: 9F; 11Na; 12Mg; 13Al
a) F
b) Na
c) Mg
d) Al
17. (Pucmg 2007) Assinale a afirmativa que descreve ADEQUADAMENTE a teoria atômica de Dalton. Toda matéria é constituída
de átomos:
a) os quais são formados por partículas positivas e negativas.
b) os quais são formados por um núcleo positivo e por elétrons que gravitam livremente em torno desse núcleo.
c) os quais são formados por um núcleo positivo e por elétrons que gravitam em diferentes camadas eletrônicas.
e) e todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos.
18. (Pucrj 2006) Analise as frases abaixo e assinale a alternativa que contém uma afirmação incorreta.
a) Os nuclídeos 12C6 e 13C6 são isótopos.
b) Os isóbaros são nuclídeos com mesmo número de massa.
c) O número de massa de um nuclídeo é a soma do número de elétrons com o número de nêutrons.
d) A massa atômica de um elemento químico é dada pela média ponderada dos números de massa de seus isótopos.
e) Os isótonos são nuclídeos que possuem o mesmo número de nêutrons.
19. (Pucrs 2007) Um experimento conduzido pela equipe de Rutherford consistiu no bombardeamento de finas lâminas de ouro, para
estudo de desvios de partículas alfa. Rutherford pôde observar que a maioria das partículas alfa atravessava a fina lâmina de ouro,
uma pequena parcela era desviada de sua trajetória e uma outra pequena parcela era refletida. Rutherford então idealizou um outro
modelo atômico, que explicava os resultados obtidos no experimento.
Em relação ao modelo de Rutherford, afirma-se que:
I. o átomo é constituído por duas regiões distintas: o núcleo e a eletrosfera.
II. o núcleo atômico é extremamente pequeno em relação ao tamanho do átomo.
III. os elétrons estão situados na superfície de uma esfera de carga positiva.
IV. os elétrons movimentam-se ao redor do núcleo em trajetórias circulares, denominados níveis, com valores determinados de
energia.
As afirmativas corretas são, apenas:
a) I e II
b) I e III
c) II e IV
d) III e IV
e) I, II e III
20. (Ufla 2007) O potássio não ocorre livremente na natureza e sim na forma combinada. Alguns minerais do potássio são:
carnalita (KMgCl3 . 6H2O);
langbeinita [K2Mg2(SO4)3] e
silvita (KCl).
A respeito do elemento químico potássio, é CORRETO afirmar que:
a) é um metal de transição.
b) os átomos podem apresentar estados de oxidação +1 e +2.
c) o potássio é isoeletrônico do Ar.
d) os seus átomos possuem um elétron na camada de valência.
21. (Ufmg 2007) Analise o quadro, em que se apresenta o número de prótons, de nêutrons e de elétrons de quatro espécies químicas:
Dados : 1H; 9F
Considerando-se as quatro espécies apresentadas, é INCORRETO afirmar que:
a) I é o cátion H+.
b) II é o ânion F-.
c) III tem massa molar de 23 g/mol.
d) IV é um átomo neutro.
22. (Ufrs 2006) Entre as espécies químicas a seguir, assinale aquela em que o número de elétrons é igual ao número de nêutrons.
Dados :1H; 6C; 8O; 10Ne; 17Cl
a) 2H+
b) 13C
c) 16O–2
d) 21Ne
e) 35Cl–
23. (Puc-rio 2007) Assinale a afirmativa correta:
a) O nuclídeo Ar40 possui 18 prótons, 18 elétrons e 20 nêutrons.
b) Os nuclídeos U238 e U235 são isóbaros.
c) Os nuclídeos Ar40 e Ca40 são isótopos.
d) Os nuclídeos B11 e C12 são isótonos.
e) Os sais solúveis dos elementos da família dos alcalino terrosos formam facilmente, em solução aquosa, cátions com carga 1+.
24. (FEI) Um íon de carga 3- tem o mesmo número de elétrons que um certo átomo neutro, cujo número atômico é 14. Sabendo-se
que o íon possui 20 nêutrons,o número atômico e o número de massa do átomo que dá origem a esse íon são, respectivamente:
a) 11 e 31
b) 14 e 34
d) 37 e 17
e) 34 e 14
c) 17 e 37
25. Um íon A3- é isoeletrônico de um íon B2+, ou seja, ambos tem o mesmo número de elétrons. Sabendo que o número atômico de A
é igual a 34, qual será o de B ?
26. São dadas as seguintes informações relativas aos átomos X, Y e Z:
I. X é isóbaro de Y e isótono de Z
II. Y tem número atômico 56, número de massa 137 e é isótopo de Z.
III. O número de massa de Z é 138.
Calcule o número atômico de X.
27. Temos três átomos genéricos A , B e C. O átomo A tem número atômico 70 e número de massa 160. O átomo C tem 94 nêutrons e
é isótopo do átomo A . O átomo B é isóbaro de C e isótono de A. Determine o número de elétrons do átomo B 2+ e seu número
atômico.
28. Dados os átomos dos elementos X, Y, Z e W, e sabendo-se que:
 X tem número atômico igual a 31 e 40 partículas nucleares.
 X é isóbaro de Z e é isótono de Y
 Z tem 15 partículas sem carga e é isótopo de W
 Y possui 30 cargas nucleares e é isóbaro de W
Determine o número atômico e o número de massa de todos os átomos dados.
29. Têm-se os átomos A, B, C, D e E.
 A possui 50 cargas nucleares e número de massa igual a 120
 B possui 7 partículas neutras a menos que C e número de massa igual a 130
 C é isóbaro de A e possui 10 partículas nucleares com carga a menos que D
 D é isótopo de A e isóbaro de B
 E é isótono de C e isoeletrônico de B
Determine o número atômico e o número de massa de cada um dos átomos dados.
30. Têm-se os átomos A, B, C, D e E. A possui 78 partículas nucleares e 33 partículas com massa desprezível. B possui 35 cargas
nucleares e 46 partículas sem carga. B e C são isótopos, C e A são isótonos, D e B são isóbaros, D e A são isótonos, E e D são
isoeletrônicos e E e A são isóbaros. Ache os números atômicos e de massa de cada um dos átomos dados, e determine o número de
nêutrons do átomo E.
Desafio: Considere as seguintes informações sobre os átomos A, B e C :
 A e B são isótopos
 A e C são isótonos
 B e C são isóbaros
 O número de massa de A é igual a 55
 A soma dos números de prótons de A, B e C é igual a 79
 A soma dos números de nêutrons de A, B e C é igual a 88
Determine os números atômicos e de massa de A, B e C.
Respostas
Respostas dos exercícios conceituais
1. Átomos são constituídos por prótons, nêutrons e elétrons; elétrons podem ser arrancados dos átomos produzindo íons; átomos
podem sofrer fissão nuclear, originando outros núcleos. Átomos de um mesmo elemento podem apresentar diferentes números de
nêutrons e portanto massas diferentes (como é o caso dos isótopos).
2. 2- Todas são verdadeiras
3. Alternativa “b”
4. Alternativa “d
5. Alternativa “d”
6. Alternativa “e
7. O calor da chama excita os elétrons periféricos para um subnível mais energético e instável. O retorno dos mesmos à sua situação
inicial é feito com emissão de energia com características especificas (no caso a luz amarela), permitindo a sua identificação.
8. K é menos energética que L, portanto deve absorver energia.
9.
questão família período periférico energético
A
2 (2A)
4
4s2
4s2
B
14 (4A)
4
4p2
4p2
C
15 (5A)
6
6p3
6p3
D
1 (1A)
6
6s1
6s1
E
9 (8B)
4
4s2
3d7
F
5 (5B)
6
6s2
5d3
G
13 (3A)
3
3p1
3p1
H
3 (3B)
6
6s2
4f4
I
14 (4A)
4
4p2
4p2
J
18 (0
ou 8A)
5
5p6
5p6
Respostas dos exercícios avançados
1. O modelo atômico apresentado é o modelo de Bohr. No modelo de Bohr, os elétrons giram em torno do núcleo, em níveis
específicos de energia, chamados de camadas. No caso do modelo do átomo de hidrogênio apresentado, pode-se observar que a órbita
não é elíptica, e o elétron gira em torno do núcleo, em uma região própria, ou em uma camada chamada de camada K. Aceita-se
também a resposta como modelo de Rutherford-Bohr.
2. [B]
3. [D]
4. [E]
5. [B]
6. [E]
7. [B]
8. [A]
9. [A]
10. [D]
11. [A]
12. [C]
13. [D]
14. [D]
15. [A]
16. [C]
17. [D]
18. [C]
19. [A]
20. [D]
21. [D]
22. [E]
23. [D]
24. [A]
25. 39
26. 55
27. Z=74 e E=72
28. 31X40 ; 30Y39 ; 25Z40 ; 25W39
29. 50A120 ; 57B130 ; 40C120 ; 50D130 ; 57E137
30. 33A78 ; 35B81 ; 35C80 ; 36D81 ; 36E78
Desafio : 26A55 ; 26B56 ; 27C56
Propriedades Periódicas dos Elementos
Conforme descrito anteriormente a Tabela Periódica dos elementos químicos se organiza de modo que elementos com
propriedades semelhantes se encontrem próximos. Sendo assim, podemos perceber que as propriedades físico-químicas dos elementos
químicos seguem uma tendência que se repete periodicamente. Veja a seguir:
Raio Atômico
O tamanho de um átomo ou íon é uma propriedade bastante importante. Porém, de acordo com os cálculos da mecânica
quântica sabemos que os átomos e os íons não têm limites bem definidos. Entretanto, o tamanho aproximado de um átomo pode ser
avaliado com base na distância que separa os núcleos de dois átomos iguais quando eles se encontram quimicamente ligados.
A partir dessas análises concluiu-se que a tendência do tamanho dos raios atômicos segue as seguintes periodicidades:
Nos grupos ou famílias da Tabela Periódica (colunas), o raio atômico tende a aumentar conforme aumenta o número
atômico, ou seja, de cima para baixo. Isso se deve ao fato de que, conforme descemos em um grupo, temos um aumento no número de
camadas de elétrons. Os elétrons das camadas mais externas têm maior dificuldade de interagir com o núcleo, devido ao efeito de
blindagem.
Nos períodos (linhas da Tabela Periódica), a tendência é de que o raio atômico diminua conforme aumenta o número
atômico, ou seja, da esquerda para a direita. Isso se explica pelo fato de que, com o aumento da carga nuclear efetiva (aumento do
número de prótons, de carga positiva), que cresce ao longo do período, os elétrons são mais atraídos pelo núcleo fazendo com que o
raio diminua. Veja que, em um mesmo período, todos os átomos possuem o mesmo número de camadas eletrônicas.
Energia de Ionização
Energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo. A energia necessária para
remover o primeiro elétron de um átomo neutro é chamada de primeira energia de ionização. Para remover o segundo elétron, temos a
segunda energia de ionização, e assim por diante.
O que se percebe é que, à medida que os elétrons são sucessivamente removidos, a energia de ionização é cada vez maior, já
que os elétrons mais internos são atraídos mais fortemente pelo núcleo.
Considerando somente a primeira energia de ionização de cada elemento químico, verificam-se as seguintes tendências
periódicas:
Em cada família ou grupo (colunas da Tabela Periódica) a energia de ionização diminui com o aumento do número atômico –
diminui de cima para baixo, devido ao efeito de blindagem. Em cada período (linhas da Tabela Periódica) ocorre, geralmente, um
aumento da energia de ionização na ordem crescente de números atômicos – aumenta da esquerda para a direita, devido à maior força
de atração do núcleo em função do aumento do número de prótons.
Eletroafinidade
Alguns elementos químicos possuem grande tendência a capturar elétrons, liberando energia nesse processo. A energia
liberada por um átomo quando a este se adiciona um elétron pode ser chamada de afinidade eletrônica ou eletroafinidade. A
eletroafinidade mede a atração, ou afinidade, de um átomo pelo elétron adicionado.
Quanto maior a atração entre o átomo e o elétron adicionado, mais negativa será a eletroafinidade.
Os halogênios são os elementos que possuem a afinidade eletrônica mais negativa, já que a adição de um elétron a estes
elementos forma íons negativos estáveis com configuração eletrônica de gás nobre.
Observa-se que dentro dos grupos ou famílias as eletroafinidades não variam muito. Entretanto, nos períodos a
eletroafinidade geralmente torna-se cada vez mais negativa, em direção aos halogênios.
Os gases nobres possuem eletroafinidade altamente positiva. Isso significa que os gases nobres praticamente não capturam
elétrons.
Densidade e Ponto de Fusão
As propriedades físicas macroscópicas dos elementos químicos também seguem algumas tendências periódicas, no entanto
não tão regulares quanto outras propriedades.
Para demonstrar essa variação o gráfico abaixo apresenta a relação entre o ponto de fusão e o número atômico dos elementos
químicos.
3500
3250
3000
2750
2500
2250
2000
1750
1500
1250
1000
750
500
250
0
-250
-500
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
110
Pode-se perceber uma periodicidade irregular, mas com uma sucessão de máximos e mínimos.
O mesmo é visto no gráfico das densidades dos elementos em relação aos seus números atômicos.
25
22,5
20
17,5
15
12,5
10
7,5
5
2,5
0
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
Comparando-se as periodicidades da densidade e do ponto de fusão percebe-se uma relação com a configuração eletrônica
dos elementos. Assim, por exemplo, os gases nobres possuem os pontos de fusão mínimos.
Histórico da tabela periódica
Organizar os elementos químicos em grupos com a finalidade de facilitar o estudo das substâncias derivadas destes,
tem sido tarefa árdua, busca esta realizada desde o século passado.
As primeiras tentativas, datam de 1829, através de Döbereiner e as mais recentes datam da década passada.
Döbereiner propôs organizar os elementos em grupos de três, tal que o peso atômico do elemento central fosse a média
aritmética dos outros dois. Tal tabela ficou conhecida como “Tríades de Döbereiner “.
Em 1863, Chancourtois imaginou um cilindro cuja superfície foi dividida em 16 partes iguais. Os elementos
ordenados em ordem crescente de pesos atômicos, ficariam de tal maneira que, visualizados verticalmente, os elementos
de uma mesma coluna apresentariam propriedades semelhantes. Tal tabela ficou conhecida como “parafuso telúrico”
Em 1865, Newland observou que colocando os elementos em ordem crescente de pesos atômicos, havia repetição
nas propriedades em intervalos de 8 em 8. Sendo assim, ele definiu a “lei das oitavas”.
Inúmeras outras tabelas surgiram até que em 1872, Mendeleev publicou uma tabela que serviu de base para a
atualmente em uso. Além disso, Mendeleev foi capaz de prever a existência de elementos desconhecidos e prever as
propriedades das substâncias simples deles derivados.
A grande mudança ocorrida nas tabelas deste século, comparada com as do século passado, foi a do referencial: em vez
de ordenar os elementos pelos pesos atômicos, passou-se a usar os números atômicos.
Em 1988, a IUPAC, após consulta a várias Sociedades Científicas, divulgou o modelo que deverá ser adotado
gradativamente no mundo inteiro. Tal modelo, numera os grupos de 1 a 18.
Famílias e períodos
Família ou grupo é o conjunto de elementos que ocupam a mesma coluna vertical da tabela periódica. Assim, temos
a família 1 ou família “1 A” , formada pelos elementos H, Li, Na, K, Rb, Cs e Fr. Elementos pertencentes a uma mesma
família apresentam distribuição semelhante, isto é, se a distribuição de um terminar em “ s 1”, todos os demais também
terminarão em “1s1”
Período é o conjunto de elementos que ocupam a mesma coluna horizontal da tabela periódica e corresponde à
quantidade de níveis de energia que possuem. Desse modo, o primeiro período é formado apenas pelo H e He e
possuem apenas um nível energético (1s). O segundo pelos elementos Li, Be, B, C, N, O, F e Ne e possuem 2 níveis
energéticos (1s, 2s e/ou 2p).
Elementos representativos
São aqueles cuja distribuição eletrônica apresenta os elétrons mais energéticos na última camada, isto é, a
distribuição termina no subnível “s” ou “p”.
São os elementos das famílias 1, 2, 13, 14, ,15, 16, 17 e 18.
Elementos da família 1, terminam em “s1”
Elementos da família 2, terminam em “s2”
Elementos da família 13 terminam em “p1”
Elementos da família 14 terminam em “p2”
Elementos da família 15 terminam em “p3”
Elementos da família 16 terminam em “p4”
Elementos da família 17 terminam em “p5”
Elementos da família 18 ou 0 terminam em “p6”
Elementos de transição
São aqueles cuja distribuição eletrônica apresenta o elétron mais energético na penúltima e na última camada, isto é,
a distribuição eletrônica termina no subnível “d” ou “f”.
São elementos das famílias 3 ao 12.
Os elementos de transição podem ser:
a) Transição simples: o elétron de diferenciação está no subnível “d” da penúltima camada.
b) Transição interna: o elétron de diferenciação está no subnível “f” da penúltima camada. São eles:
b1) Lantanídios: são os elementos de transição interna do sexto período da família 3.
b2) Actinídios: são os elementos de transição interna do sétimo período da família 3..
Nomes coletivos
A IUPAC, recomenda o uso dos seguintes nomes coletivos:
METAIS ALCALINOS: são os elementos da família 1 A ou 1 , exceto o hidrogênio : Li, Na, K, Rb, Cs e Fr.
METAIS ALCALINOS TERROSOS: são os elementos da família 2 A ou 2, exceto o berílio e o magnésio: (Ca, Sr,
Ba e Ra)
CALCOGÊNIOS : são os elementos da família 6 A ou 16 : O, S, Se, Te, Po
HALOGÊNIOS : são os elementos da família 7 A ou 17: F, Cl, Br, I, At
GASES NOBRES : são os elementos da família 8 A ou 18: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Propriedades periódicas
São aquelas que atingem valores máximo e mínimo em intervalos mais ou menos regulares, quando estas são
colocadas em um gráfico em função do número atômico.
Raio atômico: é a metade da distância entre dois núcleos vizinhos. Na tabela periódica, o raio atômico cresce de cima
para baixo e da direita para a esquerda. Portanto o He é o que apresenta menos raio, enquanto o Fr apresenta o maior.
Potencial de ionização ou energia de ionização: é a energia necessária para arrancar um elétron de um átomo isolado,
no estado gasoso. Na tabela periódica, o potencial de ionização cresce de baixo para cima e da esquerda para a direita.
O elemento que apresenta maior PI é o He e o que apresenta menor P.I é o Fr.
Afinidade eletrônica ou eletroafinidade: é a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo neutro no
estado gasoso. Na tabela periódica, a afinidade eletrônica cresce de baixo para cima e da esquerda para direita,
excetuando-se os gases nobres. O F é o que apresenta maior A . E e o Fr é o que apresenta menor A . E.
Eletronegatividade: é a tendência que um átomo apresenta em atrair para si os elétrons de uma ligação covalente.
Também determina a polaridade das moléculas. Na tabela periódica, cresce de baixo para cima e da esquerda para
direita, excetuando-se os gases nobres. O F é que apresenta maior eletronegatividade e o Fr é o que apresenta menor
valor. Na escala de Pauling, temos: F = 4,0 ; O = 3,5 ; N = 3,0 ; Cl = 3,0 ; C = 2,5; S = 2,5 ; H = 2,1 entre outros.
Eletropositividade ou caráter metálico: É a capacidade de um átomo perder elétrons, originando cátions. Os metais
apresentam elevadas eletropositividades, pois uma de suas características é a grande capacidade de perder elétrons
(doadores de elétrons). Entre o tamanho do átomo e sua eletropositividade, há uma relação genérica, uma vez que
quanto maior o tamanho do átomo, menor a atração núcleo-elétron e, portanto, maior a sua facilidade em doar elétrons.
Esta propriedade não está definida para os gases nobres.
Volume atômico: é o volume ocupado por 1 mol de átomos do elemento no estado sólido. Trata-se do volume de um
conjunto de átomos, e não de um único átomo. Portanto depende do tipo de empacotamento existente. Na tabela
periódica, o VA cresce de cima para baixo e do centro para as extremidades. Portanto os maiores volumes atômicos
encontram-se nos cantos inferiores.
Densidade absoluta ou massa específica: É a relação entre a massa e seu volume. Na tabela periódica, cresce de cima
para baixo e das extremidades para o centro. Nos períodos a densidade varia no sentido oposto ao da variação dos
volumes atômicos pois, quanto menor o volume, maior deverá ser a densidade, segundo a fórmula d=m/V. Os
elementos de maior densidade encontram-se na região central inferior da tabela como Os ( 22,5 g/mL) e o Ir ( 22,4
g/mL)
Pontos de fusão e ebulição: estas propriedades mudam de forma variada na tabela periódica. E geral, crescem das
extremidades para o centro. Na região esquerda, crescem de baixo para cima e na região direita crescem de cima para
baixo. Os elementos com maior ponto de fusão e ebulição são o C ( PF = 3700 °C e PE = 4800 °C) e W ( PF = 3380 °C
e PE = 5927 °C).
Propriedades aperiódicas
Os valores somente crescem ou decrescem à medida que aumenta o número atômico.
Massa atômica: É a massa do átomo medida em unidades de massa atômica (u). Com o aumento do número atômico, a
massa atômica sempre aumenta.
Calor específico: É a quantidade de calor necessária para elevar de 1°C a temperatura de 1g do elemento. Com o
aumento do número atômico o calor específico do elemento no estado sólido sempre diminui.
Exercícios conceituais
1. (Ufrs 2006) A observação da tabela periódica permite concluir que, dos elementos a seguir, o mais denso é o:
a) Fr.
b) Po.
c) Hg.
d) Pb.
e) Os.
2. (Fgv 2005) A figura apresenta uma parte da tabela periódica:
Dentre os elementos considerados, aquele que apresenta átomo com maior raio atômico e aquele que apresenta a
primeira energia de ionização mais alta são, respectivamente:
a) Ge e O.
b) Ge e Br.
c) Br e Se.
d) P e C.
e) C e Se.
3. (cftmg 2005) O subnível mais energético do átomo de um elemento é o 5p 3, portanto, o seu número atômico e sua
posição na tabela periódica serão, respectivamente:
a) 15, 3° período e coluna 5 A.
b) 51, 5° período e coluna 5 A.
c) 51, 3° período e coluna 3 A.
d) 49, 5° período e coluna 3 A.
4. (cftpr 2006) Os elementos químicos são divididos em elementos representativos, elementos de transição e gases nobres.
Assinale a alternativa correta que representa a seguinte seqüência: Transição, Gases Nobres e Representativos.
a) A, B, C
b) B, A, C
c) B, C, A
d) C, A, B
e) C, B, A
5. (Pucpr 2005) Entre os diagramas a seguir, relacionados com a tabela periódica, quais estão corretos?
a) II e V
b) II e III
c) I e V
d) II e IV
e) III e IV
6. (Ufrs 2006) Considere o desenho a seguir, referente à tabela periódica dos elementos.
A setas 1 e 2 referem-se, respectivamente, ao aumento de valor das propriedades periódicas:
a) eletronegatividade e raio atômico.
b) raio atômico e eletroafinidade.
c) raio atômico e caráter metálico.
d) potencial de ionização e eletronegatividade.
e) potencial de ionização e potencial de ionização.
Com base na tabela abaixo, responda as questões de 7 a 14.
1
18
A 2
13 14 15 16 17 S
K M O Q
B D 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 J
E F
C
H
G
N
L
R
P
T
I
U
7. O calcogênio de maior número atômico e o metal alcalino de menor número atômico são, respectivamente:
a)P e A
b)R e A
c)P e B
d) R e B e) O e E
8. Qual elemento apresenta a configuração 2s2 2p3 como camada de valência?
a) D
b) M
d) O
e) Q
c) N
9. A camada ou nível de valência do elemento E é:
a) 4s2 4p2
b) 3s2
c) 4s2
d) 2s2 2p2
e) 2s2
10. Qual alternativa apresenta somente elementos de transição?
a) F e S
b) B e E
d) G e I
e) H e E
c) H e U
11. Quais são as letras dos elementos que representam a família dos alcalinos terrosos?
12. Qual letra representa o elemento que possui 3 elétrons na camada de valência?
13. Qual letra representa o elemento mais eletronegativo da tabela?
14. Qual letra representa o elemento de maior ponto de fusão e ebulição?
15. Qual a letra que representa o elemento de maior raio atômico, considerando o quarto período da tabela?
16. Da família dos calcogênios, qual apresenta o maior potencial de ionização?
Resposta dos exercícios conceituais
1. E
2. A
3. B
4. D
5. D
6. A
7. C
8. B
9. C
10. D
11. D e E
12. J
13. Q
14. G
15. E
16. O
Exercícios avançados
1. (Pucrj 2006) O elemento boro tem número atômico 5, faz parte do terceiro grupo de elementos representativos e sua massa
atômica é 10,8 u.m.a. Sendo o boro natural constituído por dois isótopos, 11B e 10B:
a) calcule a abundância relativa dos dois isótopos do elemento boro.
b) calcule o número de prótons, de nêutrons e de elétrons do nuclídeo neutro 11B.
c) calcule a porcentagem em massa do elemento boro no bórax, cuja fórmula é Na 2B4O7.10H2O.
2. (Ufrj 2007) Considere as espécies químicas apresentadas a seguir:
S2-; Ar; Fe3+; Ca2+; Al3+; Cl-
a) Identifique, com o auxílio da Tabela Periódica, as espécies isoeletrônicas, apresentando-as em ordem decrescente de raio.
b) Identifique, dentre as espécies químicas cujos elementos pertencem ao terceiro período, aquela que apresenta o menor
potencial de ionização. Justifique sua resposta.
3. (Fatec 2005) Imagine que a Tabela Periódica seja o mapa de um continente, e que os elementos químicos constituem as
diferentes regiões desse território.
A respeito desse "mapa" são feitas as seguintes afirmações:
I - Os metais constituem a maior parte do território desse continente.
II - As substâncias simples gasosas, não metálicas, são encontradas no nordeste e na costa leste desse continente.
III - Percorrendo-se um meridiano (isto é, uma linha reta no sentido norte-sul), atravessam-se regiões cujos elementos
químicos apresentam propriedades químicas semelhantes.
Dessas afirmações:
a) apenas I é correta.
b) apenas I e II são corretas.
c) apenas I e III são corretas.
d) apenas II e III são corretas.
e) I, II e III são corretas.
4. (Fuvest 2005) Em um bate-papo na Internet, cinco estudantes de química decidiram não revelar seus nomes, mas apenas as
duas primeiras letras, por meio de símbolos de elementos químicos. Nas mensagens, descreveram algumas características
desses elementos.
- É produzido, a partir da bauxita, por um processo que consome muita energia elétrica. Entretanto, parte do que é
produzido, após utilização, é reciclado.
- É o principal constituinte do aço. Reage com água e oxigênio, formando um óxido hidratado.
- É o segundo elemento mais abundante na crosta terrestre. Na forma de óxido, está presente na areia. É empregado
em componentes de computadores.
- Reage com água, desprendendo hidrogênio. Combina-se com cloro, formando o principal constituinte do sal de
cozinha.
- Na forma de cátion, compõe o mármore e a cal.
Os nomes dos estudantes, na ordem em que estão apresentadas as mensagens, podem ser:
a) Silvana, Carlos, Alberto, Nair, Fernando.
b) Alberto, Fernando, Silvana, Nair, Carlos.
c) Silvana, Carlos, Alberto, Fernando, Nair.
d) Nair, Alberto, Fernando, Silvana, Carlos.
e) Alberto, Fernando, Silvana, Carlos, Nair.
5. (cftce 2005) Com base nos conceitos relacionados à tabela periódica, é FALSO afirmar que:
a) a afinidade eletrônica do enxofre (Z = 16) é menor que a do cloro (Z = 17)
b) nas suas propriedades químicas, o oxigênio (Z = 8) se parece mais com o enxofre (Z = 16) do que com o nitrogênio (Z = 7)
c) um metal se caracteriza pela facilidade de perder elétrons
d) potencial de ionização é a energia liberada para retirar um elétron de um átomo no estado gasoso
e) em um período, o raio atômico diminui da esquerda para a direita, em função do aumento da carga nuclear e,
conseqüentemente, da atração do núcleo sobre as camadas eletrônicas
6. (cftce 2006) Dentro da tabela periódica existe uma organização criteriosa dos elementos químicos. Tais elementos podem
ser classificados observando-se vários parâmetros, por exemplo: metais, ametais, representativos, transição, naturais e
artificiais. Se fosse preparado um gás nobre artificial, que na tabela periódica se localizasse logo abaixo do Rn (Z = 86), seu
número atômico seria:
a) 87
b) 118
c) 140
d) 174
e) 160
7. (cftmg 2004) A respeito das propriedades periódicas dos elementos químicos é correto afirmar que:
a) o raio do cátion é menor que o raio do átomo de origem.
b) a eletronegatividade dos halogênios cresce com o número atômico.
c) os elementos com maior energia de ionização são os metais alcalinos.
d) o caráter metálico dos elementos cresce nos períodos da esquerda para a direita.
8. (cftmg 2004) Considerando as propriedades periódicas dos elementos químicos sódio e enxofre, localizados no mesmo
período do quadro periódico, é correto afirmar que:
a) o sódio é mais eletronegativo que o enxofre.
b) o sódio tem menor raio atômico que o enxofre.
c) os dois átomos formam compostos com a carga -2.
d) a primeira energia de ionização do enxofre é maior que a do sódio.
9. (Pucmg 2006) Consultando a tabela periódica, assinale a opção em que os átomos a seguir estejam apresentados em ordem
CRESCENTE de eletronegatividade: B, C, N, O, Al.
a) N < C < B < O < Al
b) O < N < C < B < Al
c) Al < B < C < N < O
d) B < Al < C < O < N
10. (Pucrs 2007) Considerando-se a posição dos elementos na tabela periódica, é correto afirmar que, entre os elementos
indicados a seguir, o de menor raio e maior energia de ionização é o:
a) alumínio.
b) argônio.
c) fósforo.
d) sódio.
e) rubídio.
11. (Uel 2007) Observe o desenho a seguir e correlacione as letras A, B, C, D e E com as propriedades e características dos
elementos químicos representados na ilustração.
Assinale a alternativa correta:
a) A e D apresentam características básicas.
b) C forma óxidos e cloretos de fórmula mínima C2O e CCl2, respectivamente.
c) D é um não metal que apresenta configuração eletrônica da camada de valência ns 2 np2.
d) B é um metal de transição com características anfotéricas.
e) E apresenta configuração eletrônica terminada em ns2 e alto valor de eletronegatividade.
12. (Uerj 2007) Um átomo do elemento químico x, usado como corante para vidros, possui número de massa igual a 79 e
número de nêutrons igual a 45. Considere um elemento y, que possua propriedades químicas semelhantes ao elemento x.
Na Tabela de Classificação Periódica, o elemento y estará localizado no seguinte grupo:
a) 7
b) 9
c) 15
d) 16
13. (Ufla 2007) Um determinado elemento químico possui a seguinte distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Pode-se
afirmar que o elemento:
a) pertence ao terceiro período da Tabela Periódica e possui 5 elétrons na camada de valência.
b) possui uma energia de ionização menor que a do enxofre.
c) possui o raio atômico menor e mais eletronegativo que o enxofre.
d) possui maior raio atômico e maior afinidade eletrônica do que o fósforo.
14. (Ufv 2004) O raio atômico é uma propriedade periódica fundamental, pois tem implicações diretas sobre outras
propriedades periódicas importantes, tais como energias de ionização e eletronegatividade. A figura a seguir ilustra a
variação dos raios atômicos para os elementos representativos (excluídos os metais de transição):
Analisando a figura acima, assinale a afirmativa INCORRETA:
a) O elemento césio tem energia de ionização bem menor que o elemento flúor.
b) O oxigênio é mais eletronegativo que o alumínio.
c) As energias de ionização diminuem, nas colunas, com o aumento dos raios atômicos.
d) A eletronegatividade aumenta nos períodos com a diminuição dos raios atômicos.
e) Os átomos de cloro perdem elétrons mais facilmente do que os de cálcio.
15. (Unifesp 2007) Na tabela a seguir, é reproduzido um trecho da classificação periódica dos elementos.
A partir da análise das propriedades dos elementos, está correto afirmar que:
a) a afinidade eletrônica do neônio é maior que a do flúor.
b) o fósforo apresenta maior condutividade elétrica que o alumínio.
c) o nitrogênio é mais eletronegativo que o fósforo.
d) a primeira energia de ionização do argônio é menor que a do cloro.
e) o raio do íon Al3+ é maior que o do íon Se2-.
16. (cftpr 2006) Segundo a física moderna toda matéria do universo foi criada a aproximadamente 15 bilhões de anos atrás
em um evento catastrófico conhecido como Big Bang (grande explosão). Segundo esta teoria, toda matéria do universo atual
estava concentrada em um volume menor que uma bola de tênis. Após o Big Bang os primeiros átomos que se originaram
foram os átomos de HIDROGÊNIO. Após alguns milhões de anos estes átomos de hidrogênio foram sendo atraídos pela
força da gravidade dando origem às estrelas que, por meio de reações termonucleares, transformaram e ainda transformam
parte deste hidrogênio em átomos de HÉLIO.
Algumas estrelas maiores, além de reagirem hidrogênio com hélio, também transformam átomos de hélio em átomos de
CARBONO, que por sua vez podem ser transformados em átomos de MAGNÉSIO, SILÍCIO, etc. O último elemento
químico produzido no interior de estrelas é o FERRO. Portanto, segundo a teoria do Big Bang, toda matéria existente no
universo é produzida no núcleo superaquecido das estrelas. A alternativa que indica os símbolos químicos corretos dos
elementos químicos indicados no texto é:
a) Hi; He; C; Mn; Si; Fe
b) Hg; He; Cb; Mg; Si; F
c) H; He; Cb; Mn; So; F
d) H; He; C; Mg; Si; Fe
e) Hg; Hi; C; Mg; Si; Fé
Gabarito dos exercícios avançados
1. a) Considerando a porcentagem do isótopo de número de massa 10 como y/100, a porcentagem do isótopo de número de
massa 11 seria (100 - y)/100. Assim:
Massa atômica = número de massa do 10B . y + número de massa do 11B . (100 - y)
10,8 uma = (10 uma . y)/100 + [11 uma . (100 - y)]/100
y = 20 %
Assim: 10B = 20 % e 11B = (100 - y) = 80%.
b) Sendo o número de massa do isótopo igual a 11 e número atômico igual a cinco, têm-se cinco prótons e seis nêutrons (11 5). Como se tem uma espécie neutra (sem carga) o número de prótons é igual ao número de elétrons, ou seja, cinco.
c) A massa molar do bórax é igual a 381,2 g mol-1, sendo que 43,2 g mol-1 é a contribuição dos dois equivalentes de B. Logo,
a porcentagem em massa do B na molécula do bórax é 11,3 %.
2. a) Espécies isoeletrônicas: S2-, Ar, Ca2+, Cl-; ordem decrescente de raio: S2- > Cl- > Ar > Ca2+.
b) S2-. Quanto maior o raio, maior a facilidade de retirar o elétron.
3. [E]
6. [B]
9. [C] 12. [D] 15. [C]
4. [B]
7. [A]
10. [B] 13. [C] 16. [D]
5. [D]
8. [D]
11. [D] 14. [E]

CAMADA OU NÍVEL: É a região do átomo onde o elétron se move sem perder energia , indicando a distância que o
elétron se encontra do núcleo, determinando assim a energia potencial do elétron.
1.
NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n) Indica a camada em que o elétron se encontra.
CAMADA
K
L
M
N
O
P
Q
n
1
2
3
4
5
6
7

SUB-NÍVEL UO SUB-CAMADA: Indica a forma do orbital em que o elétron se encontra, fornecendo assim o tipo de
movimento do elétron, determinando então a energia cinética do elétron.
2. NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO OU AZIMUTAL (l) Indica a sub-camada em que o elétron se encontra.
ORBITAL: É a região do átomo onde se tem a maior probabilidade de encontrar o elétron .
3. NÚMERO QUANTICO MAGNÉTICO (m) Indica o orbital em que o elétron se encontra, e a orientação espacial do
orbital.
4. NÚMERO QUÂNTICO SPIN (s) Indica o sentido de rotação do elétron.
LISTA DE EXERCÍCIOS-1
1 – (Ufpb-07) Dentre os conjuntos de números quânticos {n,ℓ,m,s} apresentados nas alternativas a seguir, um deles
representa números quânticos NÃO permitidos para os elétrons da subcamada mais energética do Fe(II), um íon
indispensável para a sustentação da vida dos mamíferos, pois está diretamente relacionado com a respiração desses animais.
Esse conjunto descrito corresponde a:
a) {3, 2, 0, 1/2}
b) {3, 2, - 2, -1/2}
c) {3, 2, 2, 1/2}
d) {3, 2, - 3, 1/2}
e) {3, 2,1, 1/2}
Dado: Fe (Z=26)
2 – (Ufc-08) Considere um átomo que apresenta os seguintes números quânticos para o elétron de valência: n = 4, ℓ = 1 e m
= 1. Com relação a este átomo, é correto afirmar que:
a) pode ser um metal de transição.
b) pode possuir no máximo 20 elétrons.
c) possui raio atômico menor do que o carbono.
d) possui menor eletronegatividade do que o cálcio.
e) possui primeira energia de ionização maior do que a do bário.
3 - Os quatro números quânticos do elétron diferenciador (maior energia) de um átomo são:
n = 4; ℓ = 2; m = + 2; s() = + 1/2
Observação: elétron emparelhado.
O número atômico do átomo citado é:
a) 53
b) 46
c) 43
d) 48
e) 50
4 - Faça a configuração eletrônica do átomo Cd (Z = 48). Os quatro números quânticos pertencentes ao elétron diferenciador
(último elétron a ser distribuído) são:
5 – (Uff) Um átomo neutro possui dois elétrons com n = 1, oito elétrons com n = 2, oito elétrons com n = 3 e um elétron com
n = 4. Supondo que esse elemento se encontre no seu estado fundamental:
a) escreva sua configuração eletrônica.
b) qual seu número atômico e seu símbolo?
c) qual o número total de elétrons com ℓ (número quântico secundário) igual a zero?
d) qual o número total de elétrons com ℓ (número quântico secundário) igual a um?
e) qual o número total de elétrons com ℓ (número quântico secundário) igual a três ?
6 – (Ufsc) 0 Considere um átomo representado pelo seu número atômico Z = 58 e em seu estado normal.
É CORRETO afirmar que:
(01) o mesmo possui um total de 20 elétrons em subnível f.
(02) o primeiro nível de energia com elétrons em orbitais d é o n = 4.
(04) se um de seus isótopos tiver número de massa 142, o número de nêutrons desse isótopo é 82.
(08) os subníveis 5s 4d 5p 6s 4f não estão escritos na sua ordem crescente de energia.
(16) sua última camada contém 2 elétrons no total.
(32) um de seus elétrons pode apresentar o seguinte conjunto de números quânticos: n=2, ℓ =0, m=+1, s=+1/2.
Soma (
)
RADIOATIVIDADE
2.1) Conceito:
É a desintegração de núcleos instáveis com emissão de partículas e de radiações eletromagnéticas, com o propósito de
adquirir estabilidade.
A emissão de partículas transforma o elemento químico, pois modifica seu número atômico.
A radioatividade é uma propriedade essencialmente nuclear, não depende do tipo do composto químico onde se encontra
o átomo radioativo nem das condições físicas, como fase de agregação, temperatura e pressão às quais o composto é
submetido.
2.2) Estabilidade nuclear:
A estabilidade nuclear depende diretamente da relação entre o número de nêutrons e o número de prótons existentes no
núcleo do átomo.
a) n / p entre 1 e 1,5  Núcleo estável . Não ocorre decaimento.
b) n / p  1  Núcleo instável. Muitas partículas no núcleo. Emitem partículas .
c) n  p  Núcleo instável. Emitem partículas 0 -1 ou 1n 0.
d) p  n  Núcleo instável. Emitem partículas 0 +1 ou raios X.
Exemplos:
1º) 238U 92  42 + 234Th90
2º) 90Kr36  1n0 + 89Kr36
2.3) Emissões radioativas naturais:
É a emissão espontânea de partículas e de radiações.
As emissões radioativas naturais e suas características principais estão relacionadas a seguir:
a) 42  Idêntica ao núcleo de Hélio (2 p e 2 n). São lentas (v = 30.000 km/s).
Pequeno poder de penetração (folha de papel). Provoca: queimaduras.
Alto poder de ionização (captura 2 elétrons, transformando-se no He).
b) 0 -1  Partículas leves. São rápidas (v = 290.000 km/s)
Médio poder de penetração (chapa de chumbo de 2 mm). Provoca: sérios danos.
Médio poder de ionização.
c) 00  São radiações eletromagnéticas (semelhante ao raio X).
São muito rápidas (vluz = 300.000 km/s)
Alto poder de penetração (chapa de chumbo de 5mm). Provoca: danos irreparáveis.
Pequeno poder de ionização.
Obs: massa Símbolo
Carga
2.4) Leis da radioatividade:
1a Lei  AX  4  +
Z
2
A-4
Z-2
Y
2a Lei  AQ  0 +
Z
-1
A
R
Z+1
Obs:

A partícula beta () é emitida quando um nêutron instável se desintegra convertendo-se em próton.
1
n 0  1 p + 0  + 0  + 0  (neutrino)
1

-1
0
0
A partícula gama () nunca é emitida sozinha. Está sempre acompanhada de partículas alfa ou beta.
2.5) Radioatividade artificial:
As reações de transmutação artificial – em que átomos de um elemento químico são transformados em átomos de outro
elemento químico – são realizadas bombardeando-se os núcleos atômicos com partículas aceleradas denominadas projéteis.
Relacionadas no quadro a seguir:
Partícula Notação
Carga Massa
relativa relativa
Alfa
4
2
+2
4
Beta
0
 -1
-1
0
Pósitron
0
+
+1
0
Próton
1
p
+1
1
n0
0
1
D1
+1
2
Nêutron
1
Deutério
2
1
2.6) Séries radioativas:
Todos os isótopos radioativos que ocorrem espontaneamente na natureza ou que foram sintetizados artificialmente fazem
parte do decaimento radioativo de um dos quadros isótopos abaixo, formando as denominadas séries ou famílias radioativas
(é o conjunto de átomos que estão relacionados por sucessivas desintegrações).
Séries radioativas
232
Th 90  208 Pb 82 (estável)
241
Pu 94  209 Bi 83 (estável)
238
U 92 
208
Pb 82 (estável)
227
Ac 89 
207
Pb 82 (estável)
2.7) Cinética das radiações:
Período de meia – vida ou de semi- desintegração (P): é o tempo necessário para que metade do material radioativo
(quantitativo) de determinado isótopo de uma amostra se desintegre.
2.8) Fissão nuclear:
Ex1: 235U92 + 1no  139Ba56 + 95Kr36 + 2 1n0 +energia
Ex2: 235U92 + 1no  139Xe54 +
94
Sr38 + 3 1n0 + energia
 Reações em cadeia.
 Obs:
A bomba atômica é uma aplicação bélica da fissão nuclear.
A ação destrutiva é devida à imensa quantidade de energia e radiações (raios X, UV, outras) liberadas na reação de fissão.
Para acionar a bomba são detonadas várias cargas de T.N.T.
A reação atinge temperatura de 106 oC e libera 21 quilotons .(1 quiloton = 1000 toneladas de TNT).
As radiações liberadas podem ocasionar: cegueira, destruição da retina, destruição de materiais inflamáveis num raio
médio de 1 Km e queimaduras de todos os graus, furações com velocidades entre 200 e 400 km / h e partículas radioativas.
Aplicação pacífica – reator nuclear – a energia liberada na fissão é usada como fonte de calor para ferver a água e gerar
calor, produzindo eletricidade. Temos nesse caso a possibilidade de riscos acidentais e formação de lixo atômico (resíduos).
(www.wikipédia.org)
2.9) Fusão nuclear:
É a união de dois ou mais núcleos leves originando um único núcleo e a liberação de uma quantidade colossal de energia.
Ex1: 41H1  4He2 + 20+1 + energia.
A reação para ser iniciada precisa de 108 oC (SOL).
Ex2: 2H1 + 2H1 3He2 + 1n 0 + energia.
Ex3: 2H1 + 3H1  4He2 + 1n o + energia.
O Sol, um reator de fusão natural.
(www.wikipédia.org)
 Obs:
Aplicação bélica: bomba de hidrogênio ou bomba de fusão – liberação de muita energia (maior que na fissão). Ainda não
foi utilizada com fins bélicos, mas já foram lançadas 20 bombas experimentais.
Para acionar uma bomba H são denotadas várias bombas atômicas pequenas.
Temperatura para iniciar a reação = 108 o C
Temperatura liberada = 100 megatons (1 megaton = 10 6 toneladas de TNT ) .
Aplicação pacífica: já existem reatores de fusão para fins de pesquisa. A grande vantagem é que a energia produzida não
vem acompanhada de rejeitos radioativos (energia limpa).
A dificuldade está nas altas temperaturas necessárias para iniciar a reação e em encontrar um meio material que suporte
tais temperaturas. Nos reatores atuais é produzido um campo magnético fortíssimo onde fica encerrado o plasma (partículas e
íons que sofrerão a fusão).
2.10) Acidentes nucleares e as contaminações radioativas:
a) Efeitos em nosso organismo:
-
As radiações danificam as moléculas de DNA, ocasionando alterações irreversíveis no patrimônio genético, o que
pode ser início de um processo cancerígeno ou de anomalias genéticas (células sexuais).
Tais efeitos se manifestam a longo prazo e explicam a alta incidência de câncer entre os sobreviventes às bombas de
Hiroxima e Nagasaqui e de más formações congênitas entre seus descendentes.
b) Acidentes:
-
CHERNOBYL - 1986 – falha humana – lançamento de isótopos radioativos na atmosfera – contaminação de quase
toda Europa.
1000 pessoas foram hospitalizadas.
Estima-se que 9.000 pessoas irão morrer de câncer na Ucrânia, Polônia e Romênia.
Solo contaminado – alimentação, vegetação, pastagem.
-
BRASIL – 1987 - Goiânia - dois catadores de papel roubaram do Instituto de Radioterapia abandonado uma fonte de
Césio – 137 em desuso.
Ferro-velho comprou o cilindro metálico.
Contaminação de 250 pessoas.
Emissão de luz azulada pelo pó contaminado encantou as pessoas.
2.11) Datação pelo U – 238 e C – 14:
Através do teor de Carbono – 14 é possível determinar a idade de um fóssil.
O processo se aplica há fósseis de idade não superior a 20.000 anos.
A morte de um ser vivo significa o fim da ingestão desse isótopo radioativo, cuja quantidade, com o tempo, se reduz por
desintegração.
C 6  14 N 7 + 0 -1
14
O C – 14 forma-se no ar atmosférico quando nêutrons dos raios cósmicos colidem com núcleos de Nitrogênio.
14
N7 + 1n0  14C 6 + 1p 1
O C – 14 reage com o O2 formando CO2 radioativo. Esse CO2 é absorvido pelos vegetais (fotossíntese) e animais
(alimentação composta de vegetais e animais).
A quantidade de C – 14 nos tecidos vegetais e animais vivos é praticamente constante. Pois ao mesmo tempo que C – 14
é absorvido, ele também decai por emissão de partícula beta.
C 6  14 N 7 +
14
 -1
0
Quando o organismo morre, o C – 14 deixa de ser reposto e a quantidade desse elemento decresce no organismo .
A meia- vida do C – 14 = 5.730 anos.
Idade do fóssil = relação entre a quantidade de C-14 restante e a quantidade que existe numa espécie semelhante atual.
EXERCÍCIOS DE RADIOATIVIDADE QUESTÕES OBJETIVAS
1) (UNITAU/1995) Assinale a alternativa correta:
(a) Quando um átomo emite uma partícula α, seu Z aumenta 2 unidades e seu A aumenta 4 unidades.
(b) Podemos classificar um elemento como radioativo quando seu isótopo mais abundante emitir radiações eletromagnéticas
e partículas de seu núcleo para adquirir estabilidade.
(c) As partículas α são constituídas de 2 prótons e 2 elétrons; e as partículas β, por 1 próton e 1 elétron.
(d) Quando um átomo emite uma partícula β, seu Z diminui 1 unidade e seu A aumenta 1 unidade.
(e) As partículas α, β e γ são consideradas idênticas em seus núcleos e diferentes na quantidade de elétrons que possuem.
2) (UNESP/1995) Quando um átomo do isótopo 228 do tório libera uma partícula alfa (núcleo de hélio com 2 prótons e
número de massa 4), transforma-se em um átomo de rádio, de acordo com a equação a seguir.
228
ThX → 88RaY + α
Os valores de Z e Y são, respectivamente:
(a) 88 e 228
(b) 89 e 226
(c) 90 e 224
(d) 91 e 227
(e) 92 e 230
3) (UEL/1995) Na transformação radioativa do 92U239 a 94Pu239 há emissão de:
(a) 2 partículas alfa.
(b) 2 partículas beta.
(c) 2 partículas alfa e 1 partícula beta.
(d) 1 partícula alfa e 2 partículas beta.
(e) 1 partícula alfa e 1 partícula beta
4) (UNIRIO/1996) Um radioisótopo emite uma partícula α e posteriormente uma partícula β, obtendo-se ao final o elemento
234
. O número de massa e o número atômico do radioisótopo original são, respectivamente:
91Pa
(a) 238 e 92.
(b) 237 e 92.
(c) 234 e 90.
(d) 92 e 238.
(e) 92 e 237.
5) (FEI/1997) Sejam A, B, C e D os elementos de uma série radioativa envolvidos no esquema simplificado de desintegração
nuclear. Então:
(a) B, C e D são isótopos.
(b) A e D são isóbaros.
(c) C tem 143 nêutrons.
(d) B tem 92 prótons.
(e) A e B são isótonos.
6) (CESGRANRIO/1997) A partir da década de 40, quando McMillan e Seaborg obtiveram em laboratório os primeiros
elementos transurânicos (NA > 92), o urânio natural foi usado algumas vezes para obter tais elementos. Para tanto, ele era
bombardeado com núcleos de elementos leves. Na obtenção do Plutônio, do Califórnio e do Férmio as transmutações
ocorreram da forma a seguir:
238
U92 + 2He4 → 94Pu239 + A (1n0)
238
U92 + 6C12 → 98Cf 245 + B (1n0)
238
U92 + 8O16 → 100Fm250 + C (1n0)
Sendo assim, os valores de A, B e C que indicam as quantidades de nêutrons obtidas são, respectivamente:
(a) 1, 4 e 5.
(b) 1, 5 e 4.
(c) 2, 4 e 5.
(d) 3, 4 e 5.
(e) 3, 5 e 4.
7) (UFRRJ/1999) Para que o átomo de 86Rn222 se desintegre espontaneamente e origine um átomo de carga nuclear 82(+),
contendo 124 nêutrons, os números de partículas α e β que deverão ser transmitidas, respectivamente, são:
(a) 2 e 2.
(b) 1 e 1.
(c) 2 e 1.
(d) 4 e 4.
(e) 4 e 2.
8) (UFRRJ/2004) Na série radioativa natural que começa no 92U238 e termina no 82Pb206, estável, são emitidas partículas alfa
(α) e beta (ß). As quantidades de partículas emitidas na série são:
(a) 6 α e 6 ß.
(b) 8 α e 6 ß.
(c) 8 α e 8 ß.
(d) 9 α e 8 ß.
(e) 9 α e 9 ß.
9) (UERJ/2004) Nas estrelas, ocorre uma série de reações de fusão nuclear que produzem elementos químicos. Uma dessas
séries produz o isótopo do carbono utilizado como referência das massas atômicas da tabela periódica moderna.
O isótopo que sofre fusão com o 4He para produzir o isótopo de carbono é simbolizado por:
(a) 7B
(b) 8C
(c) 7Li
(d) 8Be
10) (UNIRIO/2004) Vestígios de uma criatura jurássica foram encontrados às margens do Lago Ness (Escócia), fazendo os
mais entusiasmados anunciarem a confirmação da existência do lendário monstro que, reza a lenda, vivia nas profundezas
daquele lago. Mas os cientistas já asseguraram que o fóssil é de um dinossauro que viveu há 150 milhões de anos, época em
que o lago não existia, pois foi formado depois da última era glacial, há 12 mil anos.
O Globo, 2003.
As determinações científicas para o fato foram possíveis graças à técnica experimental denominada:
(a) difração de raios X
(b) titulação ácido-base
(c) datação por 14C
(d) calorimetria
(e) ensaios de chama
11) (UFF/2005) Marie Curie nasceu em Varsóvia, capital da Polônia, em 1867, com o nome de Maria Sklodowska. Em 1891,
mudou-se para a França e, quatro anos depois casou-se com o químico Pierre Curie. Estimulada pela descoberta dos raios X,
feita por Roentgen, e das radiações do urânio por Becquerel, Marie Curie iniciou trabalhos de pesquisa que a levariam a
identificar três diferentes tipos de emissões radiativas, mais tarde chamadas de alfa, beta e gama. Foi ela também que criou o
termo radiatividade. Recebeu o Prêmio Nobel de Física em 1906 e em 1911 o Prêmio Nobel de Química. No final da vida,
dedicou-se a supervisionar o Instituto do Rádio para estudos e trabalhos com radiatividade, sediado em Paris. Faleceu em
1934 devido à leucemia, adquirida pela excessiva exposição à radiatividade.
Assinale, dentre as opções abaixo, aquela que apresenta os símbolos das emissões radiativas, por ela descobertas:
(a) -1α0, 2ß4, 0γ0
(b) 2α4, 0ß0, -1γ0
(c) 2α4, -1ß0, 0γ0
(d) 2α4, -1ß0,-1γ
0
(e) -1α0, -1ß0, 0γ0
12) (FGV/2005) Os irradiadores de alimentos representam hoje uma opção interessante na sua preservação. O alimento
irradiado, ao contrário do que se imagina, não se torna radioativo, uma vez que a radiação que recebe é do tipo gama. A
radiação é produzida pelo cobalto-60, cujo núcleo decai emitindo uma partícula beta, de carga negativa, resultando no núcleo
de certo elemento X. O elemento X é:
(a) Mn
(b) Fe
(c) Co
(d) Ni
(e) Cu
13) (UFRRJ/2005) Um átomo 84M216 emite uma partícula alfa, transformando-se num elemento R, que, por sua vez, emite
duas partículas beta, transformado-se num elemento T, que emite uma partícula alfa, transformando-se no elemento D.
Sendo assim, podemos afirmar que:
(a) M e R são isóbaros.
(b) M e T são isótonos.
(c) R e D são isótopos.
(d) M e D são isótopos.
(e) R e T são isótonos.
14) (UEL/2005) Por meio de estudos pormenorizados realizados por bioantropólogos mexicanos, constatou-se que as feições
do fóssil humano mais antigo já encontrado no México eram muito parecidas com aborígines australianos. O fóssil em
questão, com 12 mil anos, é o crânio conhecido como Mulher de Penón. A determinação da idade de um fóssil é baseada no
decaimento radioativo do isótopo carbono-14, cujo tempo de meia vida é de aproximadamente 6000 anos.
A percentagem de carbono-14 encontrada atualmente no fóssil em relação àquela contida no momento da morte é
aproximadamente igual a:
(a) 25 %
(b) 37 %
(c) 50 %
(d) 75 %
(e) 90 %
15) (PUCPR/2005) Um certo isótopo radioativo apresenta um período de semidesintegração de 5 horas. Partindo de uma
massa inicial de 400 g, após quantas horas a mesma ficará reduzida a 6,125 g?
(a) 5 horas
(b) 25 horas
(c) 15 horas
(d) 30 horas
(e) 10 horas
16) (UEG/2005) De vilão a mocinho! Assim pode ser considerado o fenômeno da radioatividade. As radiações podem causar
sérios danos biológicos. Produzem e são causadoras de leucemia e de câncer. Entretanto, em doses controladas, a radiação é
utilizada para combater e, em alguns casos, eliminar essas doenças.
Considerando-se a cinética das emissões radioativas, se a massa de um isótopo radioativo se reduz a 12,5% do valor inicial
depois de um ano, e considerando-se que um ano tem exatamente 12 meses, então a meia-vida desse isótopo, em meses, é:
(a) 8
(b) 6
(c) 4
(d) 3
(e) 2
17) (UEL/2006) Marie Sklodowka Curie, por seus trabalhos com a radioatividade e pelas descobertas de novos elementos
químicos como o polônio e o rádio, foi a primeira mulher a ganhar dois prêmios Nobel: um de física, em 1903, e um de
química, em 1911. Suas descobertas possibilitaram a utilização de radioisótopos na medicina nuclear. O elemento sódio não
possui um isótopo radioativo na natureza, porém o sódio-24 pode ser produzido por bombardeamento em um reator nuclear.
As equações nucleares são as seguintes:
12 Mg
24
+ "X" → 11Na 24 + 1H1
11Na
24
→ 12Mg24 + "Y"
O sódio-24 e utilizado para monitorar a circulação sanguínea, com o objetivo de detectar obstruções no sistema
circulatório. "X" e "Y" são, respectivamente:
(a) Raios X e partícula beta.
(b) Raios X e partícula alfa.
(c) Partícula alfa e raios gama
(d) Nêutron e raios gama.
(e) Nêutron e partícula beta.
18) (FGV/2006) Os radiofármacos são utilizados em quantidades traços com a finalidade de diagnosticar patologias e
disfunções do organismo. Alguns desses também podem ser aplicados na terapia de doenças como no tratamento de tumores
radiossensíveis. A maioria dos procedimentos realizados atualmente em medicina nuclear tem finalidade diagnóstica, sendo o
99x
Tc (x=metaestável) o radionuclídeo mais utilizado na preparação desses radiofármacos. O 99Mo é o precursor desse
importante radionuclídeo, cujo esquema de decaimento é apresentado a seguir:
No esquema de decaimento, a radiação X e o nuclídeo Z e seu número de nêutrons são, respectivamente:
(a) gama, Ru e 55.
(b) gama, Mo e 57.
(c) beta, Rh e 54.
(d) alfa, Ru e 53.
(e) alfa, Rh e 54.
19) (FUVEST/2006) Em 1995, o elemento de número atômico 111 foi sintetizado pela transformação nuclear:
64
28Ni
+ 83Bi209 → 111Rg272 + nêutron
Esse novo elemento, representado por Rg, é instável. Sofre o decaimento:
272
111Rg
→ 109Mt268 → 107Bh264 → 105Db260
→ 103Lr256 → 101Md252
Nesse decaimento, liberam-se apenas:
(a) nêutrons.
(b) prótons.
(c) partículas α e partículas ß.
(d) partículas ß.
(e) partículas α.
20) (UNIFESP/2006) 60 anos após as explosões das bombas atômicas em Hiroshima e Nagasaki, oito nações, pelo menos,
possuem armas nucleares. Esse fato, associado a ações terroristas, representa uma ameaça ao mundo. Na cidade de
Hiroshima foi lançada uma bomba de urânio-235 e em Nagasaki uma de plutônio-239, resultando em mais de cem mil mortes
imediatas e outras milhares como conseqüência da radioatividade.
As possíveis reações nucleares que ocorreram nas explosões de cada bomba são representadas nas equações:
92U
239
94Pu
235
+ n → BX142 + 36Kr91 + 3n
+ n → 39Y97 + 55CsA + 5n
Nas equações, B, X, A e o tipo de reação nuclear são, respectivamente:
(a) 52, Te, 140 e fissão nuclear.
(b) 54, Xe, 140 e fissão nuclear.
(c) 56, Ba, 140 e fusão nuclear.
(d) 56, Ba, 138 e fissão nuclear.
(e) 56, Ba, 138 e fusão nuclear.
21) (UNESP/2006) Um radioisótopo, para ser adequado para fins terapêuticos, deve possuir algumas qualidades, tais como:
emitir radiação gama (alto poder de penetração) e meia-vida apropriada. Um dos isótopos usados é o tecnécio-99, que emite
este tipo de radiação e apresenta meia-vida de 6 horas. Qual o tempo necessário para diminuir a emissão dessa radiação para
3,125 % da intensidade inicial?
(a) 12 horas.
(b) 18 horas.
(c) 24 horas.
(d) 30 horas.
(e) 36 horas.
22) (FUVEST/2007) O isótopo radioativo Cu-64 sofre decaimento ß, conforme representado:
64
Cu29 → 64Zn30 + ß
A partir de amostra de 20,0 mg de Cu-64, observa-se que, após 39 horas, formaram-se 17,5 mg de Zn-64. Sendo assim, o
tempo necessário para que metade da massa inicial de Cu-64 sofra decaimento ß é cerca de:
(a) 6 horas.
(b) 13 horas.
(c) 19 horas.
(d) 26 horas.
(e) 52 horas.
23) (FATEC/2007) Em abril de 1986, um nome ficou na memória da humanidade: Chernobyl. Neste ano "comemoram-se"
os 20 anos do pior acidente da história da indústria nuclear.
Supondo-se ser o Sr - 90, (cuja meia-vida é de 28 anos) a única contaminação radioativa, em 2098 a quantidade desse isótopo
terá se reduzido a:
(a) 1/2 da quantidade inicialmente presente.
(b) 1/4 da quantidade inicialmente presente.
(c) 1/8 da quantidade inicialmente presente.
(d) 1/16 da quantidade inicialmente presente.
(e) 1/32 da quantidade inicialmente presente.
24) (FGV/2008) O plutônio-239, emissor de partículas alfa e meia-vida de 24 mil anos, é produzido como subproduto
durante a operação de reatores nucleares. Esse isótopo é fissionável e apenas alguns quilogramas de plutônio enriquecido
acima de 93% de Pu-239 são necessários para fabricar uma bomba atômica. Por isso, a Agência Internacional de Energia
Atômica controla o estoque desse elemento nos centros de pesquisas e centrais nucleares do mundo. O produto de
decaimento do plutônio-239 e o tempo em 103 anos necessário para que o nível de radioatividade
diminua para 1/128 de seu valor original são, respectivamente:
(a) U e 168.
(b) Am e 168.
(c) U e 144.
(d) Np e 144.
(e) Am e 144.
25) (UEPG/2008) A energia nuclear, apesar de todos os riscos que oferece, tem sido vista como uma alternativa menos
danosa ao meio ambiente e proposta como forma de evitar o aquecimento global. Sobre essa energia e os processos para
obtê-la, as afirmativas verdadeiras são:
I) As reações em cadeia que ocorrem nos reatores nucleares são semelhantes às reações que ocorrem na Bomba H.
II) A geração de grande quantidade de energia nas usinas termonucleares está baseada no processo de fissão nuclear.
III) O processo de produção de energia em usinas termonucleares é semelhante ao que ocorre no Sol, a partir de átomos de
hidrogênio.
IV) Núcleos do átomo de urânio são fonte de energia em usinas termonucleares.
(a) I e II
(b) II e III
(c) III e IV
(d) I e III
(e) II e IV
EXERCÍCIOS DE RADIOATIVIDADE QUESTÕES DISCURSIVAS
1) (UFRJ/1997) Os radioisótopos 89Ac225 e 83Bi210 apresentam as seguintes curvas de decaimento radioativo:
a) O 83Bi210 tem a metade da meia-vida do 89Ac225.
Determine mo, a massa inicial do 83Bi210.
b) O 89Ac225 chega, por emissões sucessivas de uma mesma partícula, a um outro isótopo do bismuto: o 83Bi213.
Identifique essa partícula e determine o número de vezes que ela é emitida durante esse decaimento.
2) (UFRRJ/2000) As células cancerosas são mais fracas que as normais e, por esse motivo, uma dose controlada de radiação
incidindo apenas sobre o local do tumor pode matar apenas as células cancerosas. Esse é o princípio da chamada radioterapia
do câncer. O COBALTO 60, usado no tratamento do câncer, possui tempo de meia vida de aproximadamente 5 anos.
Observou-se, por exemplo, que uma amostra desse, radionúcleo colocada em uma cápsula lacrada e aberta após 20 anos
continha 750mg de COBALTO 60.
a) Qual a quantidade de cobalto 60 colocada inicialmente na cápsula?
b) Qual a porcentagem de material que restou da amostra inicial?
3) (UFRJ/2000) O tecnécio meta-estável é utilizado como reagente de diagnóstico radiológico, pois emite exclusivamente
radiação gama. Além disso, o tecnécio pode ser utilizado na forma do íon pertecnetato (TcO4-), que se comporta no corpo de
forma semelhante aos íons cloreto e iodeto, e é facilmente eliminado pelos rins.
a) Um laboratório de análises preparou 2 gramas de tecnécio meta-estável às 18h de segunda-feira para realizar um exame
marcado para as 12h do dia seguinte.
Sabendo que a meia-vida deste radioisótopo é de 6 horas, calcule a quantidade de tecnécio meta-estável que estará
disponível no horário do exame.
b) O tecnécio metálico, por sua vez, pode ser obtido pela redução do Tc2S7 com hidrogênio a 1.100°C.
Escreva a equação desta reação.
4) (UERJ/2001) Dois elementos recém-descobertos, X e Y, não aparecem ainda nas tabelas periódicas dos livros de química.
O experimento que levou a essa descoberta consistiu na aceleração de átomos de kriptônio-86 contra uma chapa metálica de
chumbo-208. Nesse processo, formou-se o nuclídeo X e houve emissão de um nêutron. O nuclídeo X sofreu decaimento
natural por emissão alfa, produzindo o nuclídeo Y, que possui em seu núcleo 116 prótons.
Determine o nome da família a que pertence o nuclídeo X e o número de massa do nuclídeo Y.
5) (UFRJ/2002) Considere a ingestão de um comprimido que contenha 100mg de ciprofibrato - medicamento utilizado para o
controle da concentração de colesterol no sangue - e que a sua absorção pelo organismo seja total. Considere, ainda, que a
meia vida do ciprofibrato, no plasma sangüíneo, é de 96 horas.
Determine o tempo, em dias, para que a quantidade de ciprofibrato no plasma sangüíneo se reduza a 6,25mg.
6) (UNIRIO/2002) "(...) A Mir está deixando os cientistas intrigados: minúsculas partículas de urânio empobrecido foram
detectadas na estação. Três hipóteses foram levantadas pela equipe de pesquisadores: o urânio seria de armas nucleares
testadas no espaço na década de 60, restos de satélites, ou vestígios de uma supernova. (...) Foram descobertos sinais de dois
isótopos radioativos - 214Pb e 214Bi - ambos resultantes
do 238U".
(JB, 2001)
Considerando que a meia-vida do 214Bi é de 20 meses calcule, a partir de uma amostra com 1,000 g de
miligramas restarão depois de 5 anos?
214
Bi, quantos
7) (UFRRJ/2004) Um elemento radioativo M emite, sucessivamente, sete partículas alfa (α) e 4 partículas beta (ß),
transformando-se no elemento 83Bi209.
Pergunta-se:
a) Quais são os números atômicos e de massa do elemento M?
b) Qual o nome desse elemento?
8) (UFRJ/2004) Em sua 42ª Assembléia Geral, realizada em 2003, a União Internacional de Química Pura e Aplicada
(IUPAC) oficializou o nome Darmstádio, com símbolo Ds, para o elemento químico resultante da fusão nuclear de isótopos
de níquel de número de massa 62 com isótopos de chumbo de número de massa 208, havendo a liberação de 1 nêutron,
conforme a reação nuclear a seguir.
28Ni
62
+ 82Pb208 → 110DsA + 0n1
a) Determine a posição que o Darmstádio ocupará na Tabela Periódica e calcule seu número de massa (A).
b) Os átomos de Darmstádio são extremamente instáveis e decaem até o Nobélio através da emissão de partículas α.
Determine o número de partículas α emitidas e os elementos gerados durante o processo de decaimento radioativo do
Darmstádio até o Nobélio.
(Dados extraídos da tabela periódica, números atômicos (Z): Nobélio (No) = 102; Laurêncio (Lr) = 103; Rutherfórdio (Rf) =
104; Dúbnio (Db) = 105; Seabórgio (Sg) = 106; Bóhrio (Bh) = 107; Hássio (Hs) = 108 e Metinério (Mt) = 109).
9) (UFRJ/2004)
Estima-se que, no Brasil, a quantidade de alimentos desperdiçados seria suficiente para alimentar 35 milhões de pessoas.
Uma das maneiras de diminuir esse desperdício é melhorar a conservação dos alimentos. Um dos métodos disponíveis para
tal fim é submeter os alimentos a radiações ionizantes, reduzindo, assim, a população de microorganismos responsáveis por
sua degradação.
Uma das tecnologias existentes emprega o isótopo de número de massa 60 do Cobalto como fonte radioativa. Esse
isótopo decai pela emissão de raios gama e de uma partícula β e é produzido pelo bombardeamento de átomos de Cobalto de
número de massa 59 com nêutrons.
a) Escreva a reação de produção do Cobalto-60 a partir do Cobalto-59 e a reação de decaimento radioativo do Cobalto-60.
b) Um aparelho utilizado na irradiação de alimentos emprega uma fonte que contém, inicialmente, 100 gramas de Cobalto60.
Admitindo que o tempo de meia-vida do Cobalto-60 seja de cinco anos, calcule a massa desse isótopo presente após
quinze anos de utilização do aparelho.
10) (UERJ/2004) Na datação de rochas pode-se empregar a técnica do potássio-40. A conversão deste isótopo em argônio40, por captura de elétron, tem meia-vida de 1,28 x 109 anos e é representada pela seguinte equação:
19K
40
+ -1e0 → 18Ar40
a) Estime a idade, em anos, de uma amostra de rocha cuja razão entre os números de isótopos de argônio-40 e potássio-40
seja igual a 7. Assuma que todo o argônio presente na rocha foi produzido a partir do potássio-40.
b) Existe uma outra forma de decaimento do potássio-40, que consiste na emissão de uma partícula beta. Escreva a equação
química que representa esta emissão.
11) (UERJ/2005) No tratamento de tumores cancerígenos, recomenda-se a radioterapia, que consiste em tratar a área atingida
pelo câncer com a radiação emitida pelo cobalto-60. Esse isótopo tem sua meia-vida igual a 5,25 anos e se desintegra
espontaneamente, emitindo partículas beta e produzindo níquel-60 estável.
Uma amostra radioativa de massa 200 g, constituída por 95% de cobalto-59 e 5% de cobalto-60, foi colocada em um
aparelho radioterápico.
a) Sabendo que o cobalto-59 é estável, determine a relação entre a massa de níquel-60 produzida e a massa de cobalto-60
restante, após 21 anos.
b) Comparando os raios do cobalto metálico e do íon de cobalto III, cite o que apresenta menor tamanho e o elétron
diferenciador da espécie iônica cobalto III.
12) (UFRRJ/2006) FIM DA 2ª GUERRA MUNDIAL - BOMBA ATÔMICA
SESSENTA ANOS DE TERROR NUCLEAR
Destruídas por bombas, Hiroshima e Nagasaki hoje lideram luta contra essas armas.
Domingo, 31 de julho de 2005.
O GLOBO.
Gilberto Scofield Jr.
Enviado especial Hiroshima, Japão.
"Shizuko Abe tinha 18 anos no dia 6 de agosto de 1945 e, como todos os jovens japoneses durante a Segunda Guerra
Mundial, ela havia abandonado os estudos para se dedicar ao esforço de guerra. Era um dia claro e quente de verão e às 8h,
Shizuko e seus colegas iniciavam a derrubada de parte das casas de madeira do centro de Hiroshima para tentar criar um
cordão de isolamento antiincêndio no caso de um bombardeio incendiário aéreo. Àquela altura, ninguém imaginava que
Hiroshima seria o laboratório de outro tipo de bombardeio, muito mais devastador e letal, para o qual os abrigos antiincêndio
foram inúteis".
"Hiroshima, Japão. Passear pelas ruas de Hiroshima hoje - 60 anos depois da tragédia que matou 140 mil pessoas e deixou
cicatrizes eternas em outros 60 mil, numa população de 400 mil - é nunca esquecer o passado. Apesar de rica e moderna com
seus 1,1 milhão de habitantes circulando em bem cuidadas ruas e avenidas, os monumentos às vítimas do terror atômico
estão em todos os lugares".
Sessenta anos após o fim da Segunda Guerra Mundial, ainda nos indignamos com a tragédia lançada sobre
Hiroshima e Nagasaki. A bomba que destruiu essas cidades marcou o início da era nuclear. O fenômeno se constitui de uma
reação em cadeia, liberando uma grande quantidade de energia, muito maior do que aquela envolvida em reações químicas.
Em virtude disso, a fissão nuclear é usada nas usinas termoelétricas, que visam a transformar energia térmica em energia
elétrica. O combustível principal é o Urânio.
Considerando as equações a seguir:
1
0n
+ 92U235 → 56Ba140 + X + 3 0n1
1
0n
+ 92U235 → Y + 57La143 + 3 0n1
a) determine X e Y, com número atômico e número de massa de cada um.
b) Sabendo-se que o tempo de meia vida do Urânio (92U235) é 4,5 bilhões de anos, calcule o tempo necessário para reduzir a
1/4 uma determinada massa desse nuclídeo.
13) (UFRJ/2007) A produção de energia nas usinas de Angra 1 e Angra 2 é baseada na fissão nuclear de átomos de urânio
radioativo 238U. O urânio é obtido a partir de jazidas minerais, na região de Caetité, localizada na Bahia, onde é beneficiado
até a obtenção de um concentrado bruto de U3O8, também chamado de "yellowcake".
O concentrado bruto de urânio é processado através de uma série de etapas até chegar ao hexafluoreto de urânio,
composto que será submetido ao processo final de enriquecimento no isótopo radioativo 238U, conforme o esquema a seguir.
O rejeito produzido na etapa de refino contém 206Pb oriundo do decaimento radioativo do 238U.
Calcule o número de partículas α e β emitidas pelo 238U para produzir o 206Pb.
14) (UERJ/2007) O chumbo participa da composição de diversas ligas metálicas. No bronze arquitetônico, por exemplo, o
teor de chumbo corresponde a 4,14 % em massa da liga.
Seu isótopo radioativo
206
Pb.
210
Pb decai pela emissão sucessiva de partículas alfa e beta, transformando-se no isótopo estável
Calcule o número de átomos de chumbo presentes em 100 g da liga metálica citada.
Em seguida, determine o número de partículas alfa e beta emitidas pelo isótopo radioativo
210
Pb em seu decaimento.
Nas reações químicas, é importante se prever a quantidade de produtos que podem ser obtidos a partir de
uma certa quantidade de reagentes consumidos.
Os cálculos que possibilitam prever essa quantidade são chamados de cálculos estequiométri
palavra estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais simples) e metreim (medida)).
(A
Essas quantidades podem ser expressas de diversas maneiras: massa, volume, quantidade de matéria (mol),
número de moléculas.
Os cálculos estequiométricos baseiam-se nos coeficientes da equação. É importante saber que, numa equação
balanceada, os coeficientes nos dão a proporção em mols dos participantes da reação.
Nos meados do século XVIII, cientistas conseguiram expressar matematicamente certas regularidades que
ocorrem nas reações químicas, baseando-se em leis de combinações químicas que foram divididas em ponderais
(que se relacionam às massas dos participantes da reação) e volumétricas (explicam a relação entre os volumes
das substâncias gasosas que participam de um processo químico).
LEIS PONDERAIS
Lei da conservação da massa ou Lei de Lavoisier
“Em um sistema, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos”.
A + B ----- AB
2g
5g
7g
Lei das proporções definidas ou Lei de Proust
“ Toda substância apresenta uma proporção constante em massa, na sua composição, e a proporção na
qual as substâncias reagem e se formam é constante”.
A + B ------ AB
2g
5g
7g
4g
10g
14g
Com a Lei de Proust podemos prever as quantidades das substâncias que participarão de uma reação
química.
LEIS VOLUMÉTRICAS
Lei de Gay-Lussac
“Os volumes de todas as substâncias gasosas envolvidas em um processo químico estão entre si em uma
relação de números inteiros e simples, desde que medidos à mesma temperatura e pressão”.
1 L de H2 + 1 L de Cl2 à 2 L de HCl
relação de números inteiros e simples: 1:1:2
Cabe aqui observar que nem sempre a soma dos volumes dos reagentes é igual à dos produtos. Isso quer dizer
que não existe lei de conservação de volume, como ocorre com a massa.
10 L de H2 + 5 L de O2 à 10 L de H2O relação de números inteiros e simples: 10:5:10,
pode ser simplificada por 2:1:2
que
Lei ou hipótese de Avogadro
“Volumes iguais de gases diferentes possuem o mesmo número de moléculas, desde que mantidos nas
mesmas condições de temperatura e pressão”. Para melhor entender a Lei de Gay-Lussac, o italiano
Amedeo Avogadro introduziu o conceito de moléculas, explicando por que a relação dos volumes é dada
por números inteiros. Dessa forma foi estabelecido o enunciado do volume molar.
TIPOS DE CÁLCULOS
Os dados do problema podem vir expressos das mais diversas maneiras: quantidade de matéria (mol), massa,
número de moléculas, volume, etc.
Em todos esses tipos de cálculo estequiométrico vamos nos basear nos coeficientes da equação que, como
vimos, dão a proporção em mols dos componentes da reação.
REGRAS
1ª regra: Escreva corretamente a equação química mencionada no problema (caso ela não tenha sido
fornecida);
2ª regra: As reações devem ser balanceadas corretamente (tentativa ou oxi-redução), lembrando que os
coeficientes indicam as proporções em mols dos reagentes e produtos;
3ª regra: Caso o problema envolva pureza de reagentes, fazer a correção dos valores, trabalhando somente
com a parte pura que efetivamente irá reagir;
4ª regra: Caso o problema envolva reagentes em excesso – e isso percebemos quando são citados dados
relativos a mais de um reagente – devemos verificar qual deles está correto. O outro, que está em excesso,
deve ser descartado para efeito de cálculos.
5ª regra: Relacione, por meio de uma regra de três, os dados e a pergunta do problema, escrevendo
corretamente as informações em massa, volume, mols, moléculas, átomos, etc. Lembre-se de não podemos
esquecer a relação:
1 mol = ......g = 22,4 L (CNTP) = 6,02x10 23
6ª regra: Se o problema citar o rendimento da reação, devemos proceder à correção dos valores obtidos.
Exercícios resolvidos
RELAÇÃO MASSA - MASSA
Na reação gasosa N2 + H2 ------- NH3, qual a massa, em g, de NH3 obtida, quando se reagem totalmente
18g de H2?
Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 ---------2NH3.
Veja os dados informados (18g de H2) e o que está sendo solicitado (massa de NH3) e estabeleça uma regra de
três.
3H2 -------------- 2NH3
3x2g -------------- 2x17g
18g -------------- x
x= 102g
Na reação gasosa N2 + H2 ------ NH3, qual a massa, em kg, de NH3 obtida, quando se reagem totalmente
280g de N2?
Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 ---------- 2NH3.
Veja os dados informados (280g de N2) e o que está sendo solicitado (massa de NH3 em kg) e estabeleça uma
regra de três.
1N2 -------------- 2NH3
1x28g ----------- 2x17g
280g -------------- x
x= 340g ou x= 0,34 kg
RELAÇÃO MASSA - VOLUME
Na reação gasosa N2 + H2 ------- NH3, qual o volume de NH3 obtido nas CNTP, quando se reagem
totalmente 18g de H2?
Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 ----------2NH3.
Veja os dados informados (18g de H2) e o que está sendo solicitado (volume de NH3 nas CNTP) e estabeleça
uma regra de três.
3H2 -------------- 2NH3
3x2g -------------- 2x22,4L
18g -------------- x
x= 134,4L
Na reação gasosa N2 + H2 ------- NH3, qual o volume de H2 consumido nas CNTP, quando é produzido
340g de NH3?
Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 --------- 2NH3.
Veja os dados informados (340g de NH3) e o que está sendo solicitado (volume de H2 em L nas CNTP) e
estabeleça uma regra de três.
3H2 -------------- 2NH3
3x22,4L --------- 2x17g
x -------------- 340g
x= 672L
RELAÇÃO MASSA - Nº MOLÉCULAS
Na reação gasosa N2 + H2 --------- NH3, qual o número de moléculas de NH3 obtido, quando se reagem
totalmente 18g de H2?
Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 --------2NH3.
Veja os dados informados (18g de H2) e o que está sendo solicitado (número de moléculas de NH 3) e estabeleça
uma regra de três.
3H2 -------------- 2NH3
3x2g --------------2x6,02x1023
18g -------------- x
x= 18,06x1023 ou x= 1,806x1024 moléculas
Na reação gasosa N2 + H2 --------- NH3, qual o número de moléculas de H2 consumido, quando é
produzido 340g de NH3?
Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 --------- 2NH3.
Veja os dados informados (340g de NH3) e o que está sendo solicitado (número de moléculas de H 2) e
estabeleça uma regra de três.
3H2 -------------- 2NH3
3x6,02x1023 --------- 2x17g
x -------------- 340g
x= 180,6x1023 ou x= 1,806x1025
PUREZA
Pureza: É comum o uso de reagentes impuros, principalmente em reações industriais, ou porque são
mais baratos ou porque já são encontrados na natureza acompanhados de impurezas (o que ocorre, por
exemplo, com os minérios).
Grau de pureza: é o quociente entre a massa da substância principal e a massa total da amostra (ou
massa do material bruto).
Em 200g de calcário encontramos 180g de CaCO 3 e 20g de impurezas. Qual o grau de pureza do
calcário?
200g -------------100%
180g ------------- x
x = 90%
Uma amostra de 200 kg de calcário (com teor de 80% de CaCO 3) foi tratada com ácido fosfórico - H3PO4
conforme
a
equação
química
balanceada:
3CaCO3 + 2H3PO4 -------1Ca3(PO4)2 + 3H2O + 3CO2. Calcule a massa de Ca3(PO4)2 formado.
Os coeficientes já estão acertados: 3CaCO3 + 2H3PO4 ---------- 1Ca3(PO4)2 + 3H2O + 3CO2
Veja os dados informados (200 kg de Calcário com 80% de pureza, ou seja, temos apenas 160kg de CaCO 3) e o
que está sendo solicitado (massa do sal formado - Ca3(PO4)2) e estabeleça uma regra de três.
3CaCO3 -------------- 1Ca3(PO4)2
3x100g---------------- 1x310g
160kg --------------x
x=165,33 kg
Considere a reação FeS + HCl ---------- FeCl2 + H2S. Qual a massa de cloreto ferroso - FeCl2 - obtida
quando 1100g de sulfeto ferroso - FeS de 80% de pureza reagem com excesso de ácido clorídrico - HCl?
Acerte os coeficientes da equação: 1FeS + 2HCl ------------1FeCl2 + 1H2S
Veja os dados informados (1100g de sulfeto ferroso com 80% de pureza, ou seja, 880g de sulfeto ferroso puro) e
o que está sendo solicitado (massa de cloreto ferroso) e estabeleça uma regra de três.
1FeS -------------- 1FeCl2
1x88g ------------- 1x127g
880g -------------- x
x= 1270g
RENDIMENTO
Rendimento de uma reação é o quociente entre a quantidade de produto realmente obtida e a quantidade
de produto que seria teoricamente obtida pela equação química correspondente.
Queimando-se 30g de carbono puro, com rendimento de 90%, qual a massa de dióxido de carbono (CO 2)
obtida, conforme a equação: C + O2 ---------- CO2 .
Os coeficientes já estão acertados: 1C + 1O2 ---------- 1CO2 .
Veja os dados informados (30g de Carbono puro com 90% de rendimento) e o que está sendo solicitado (massa
de dióxido de carbono obtida) e estabeleça uma regra de três.
1C -------------- 1CO2
1x12g----------- 1x44g
30g --------------- x
x=110g (considerando que o rendimento seria de 100%)
estabeleça outra regra de três para calcular o rendimento (90%)
110g -------------100% (rendimento teórico)
y --------------- 90%
y= 99g
Quando são dadas as quantidades de dois ou mais participantes: É importante lembrar que as
substâncias não reagem na proporção que queremos (ou que as misturamos), mas na proporção que a
equação (ou seja, a Lei de Proust) as obriga. Quando o problema dá as quantidades de dois participantes,
provavelmente um deles está em excesso, pois, em caso contrário, bastaria dar a quantidade de um deles e
a quantidade do outro seria calculada. Para fazer o cálculo estequiométrico, baseamo-nos no reagente que
não está em excesso (denominado reagente limitante).
Nesse caso devemos seguir as etapas:
1ª - Considere um dos reagentes o limitante e determine quanto de produto seria formado;
2ª - Repita o procedimento com o outro reagente;
3ª - A menor quantidade de produto encontrada corresponde ao reagente limitante e indica a quantidade de
produto formada.
Foram misturados 40g de gás hidrogênio (H2) com 40g de gás oxigênio, com a finalidade de produzir
água, conforme a equação: H2 + O2 --------- H2O. Determine:
a)o reagente limitante;
b)a massa de água formada;
c)a massa de reagente em excesso.
Acerte os coeficientes da equação:2H2 +1O2 ------------2H2O.
Vamos considerar que o H2 seja o reagente limitante.
2H2 --------------- 2H2O
2x2g----------------2x18g
40g ------------------ x
x=360g
Em seguida, vamos considerar que o O2 seja o reagente limitante.
1O2 --------------- 2H2O
1x32g------------- 2x18g
40g ------------------ xy
y=45g
Observe que a menor quantidade água corresponde ao consumo total de O 2, que é realmente o reagente
limitante. A massa de água produzida será de 45g.
Agora vamos calcular a massa de H2 que será consumida e o que restou em excesso, aplicando uma nova regra
de três:
2H2 --------------- 2O2
2x2g---------------2x32g
z -------------- 40g
z=5g (massa de H2 que irá reagir)
Como a massa total de H2 era de 40g e só 5g irá reagir, teremos um excesso de 35g (40-5).
Dessa forma, passaremos a responder os quesitos solicitados:
a)reagente limitante: O2
b)massa de água formada: 45g
c)massa de H2 em excesso: 35g
Exercícios propostos
Qual a massa de água que se forma na combustão de 1g de gás hidrogênio (H2), conforme a reação H2 +
O2 --------- H2O?
R:9
Sabendo que 10,8g de alumínio reagiram completamente com ácido sulfúrico, conforme a reação: Al +
H2SO4 -------- Al2(SO4)3 + H2, calcule:
a)massa de ácido sulfúrico consumida;
b)massa de sulfato de alumínio produzida;
c)volume de gás hidrogênio liberado, medido nas CNTP.
R: a)58,8g b)68,4g c) 13,44L
Qual a massa de gás oxigênio necessária para reagir com 560g de monóxido de carbono, conforme a
equação: CO + O2 ----------- CO2 ?
R: 320g
Calcular a massa de óxido cúprico (CuO) a partir de 5,08g de cobre metálico, conforme a reação: Cu +
O2--------- CuO.
R:6,36g
Efetuando-se a reação entre 18g de alumínio e 462g de gás cloro, segundo a equação química: Al + Cl2 ------- AlCl3 , obtém-se qual quantidade máxima de cloreto de alumínio?
R: 89g
Quantos mols de O2 são obtidos a partir de 2,0 mols de pentóxido de dinitrogênio (N 2O5), de acordo com
a reação: N2O5 + K2O2 ---------- KNO3 + O2
R: 1,0
Quantas moléculas de gás carbônico podem ser obtidas pela queima de 96g de carbono puro, conforme a
reação: C + O2 -------- CO2?
R:4,816x1024
(Faap-SP) A combustão do metanol (CH3OH) pode ser representada pela equação não balanceada:
CH3OH + O2 -------- CO2 + H2O. Quando se utilizam 5,0 mols de metanol nessa reação, quantos mols de
gás carbônico são produzidos?
R:5
Quantas moléculas de gás oxigênio reagem com 6 mols de monóxido de carbono, conforme a equação: CO
+ O2 ------- CO2 ?
R: 1,806x1024
(UECE) Uma vela de parafina queima-se, no ar ambiente, para formar água e dióxido de carbono. A
parafina é composta por moléculas de vários tamanhos, mas utilizaremos para ela a fórmula C25H52.
Tal reação representa-se pela equação: C25H52 + O2 --------- H2O + CO2 . Responda:
a)Quantos mols de oxigênio são necessários para queimar um mol de parafina?
b)Quanto pesa esse oxigênio?
R: a) 38 b) 1216g
O ácido sulfúrico de larga utilização e fator determinante do índice de desenvolvimento de um país, é
obtido pela reação SO3 + H2O --------- H2SO4.
Reagimos 80g de trióxido de enxofre (SO3) com água em excesso e condições necessárias. Qual a massa de
ácido sulfúrico obtida nessa reação que tem rendimento igual a 75%?
R:73,5
Quais são as massas de ácido sulfúrico e hidróxido de sódio necessárias para preparar 28,4g de sulfato de
sódio, conforme a reação: H2SO4 + NaOH ------- Na2SO4 + H2O?
R:19,6 e 16
400g de hidróxido de sódio (NaOH) são adicionados a 504g de ácido nítrico (HNO 3), produzindo nitrato
de sódio (NaNO3) e água. Calcule:
a)massa de nitrato de sódio obtida;
b)massa do reagente em excesso, se houver.
R: a) 680g b) 80g de NaOH
(UFRN) Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio (CaCO 3), sofre decomposição
quando submetida a aquecimento, segundo a reação:
CaCO3 --------- CaO + CO2.
Qual a massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800g de calcita? R:358,4
Qual a quantidade máxima de NH3 , em gramas, que pode ser obtida a partir de uma mistura de 140g de
gás nitrogênio (N2) com 18g de gás hidrogênio (H2), conforme a reação: N2 + H2 ------- NH3
R: 102g
(PUC-MG) A equação de ustulação da pirita (FeS) é: FeS + O 2 -------SO2 + Fe2O3. Qual a massa de óxido
de ferro III obtida, em kg, a partir de 300 kg de pirita, que apresenta 20% de impurezas?
R:218,18
(Fuvest-SP) Qual a quantidade máxima, em gramas, de carbonato de cálcio que pode ser preparada
misturando-se 2 mols de carbonato de sódio com 3 mols de cloreto de cálcio, conforme a equação: Na 2CO3
+ CaCl2 -------- CaCO3 + NaCl.
R: 200g
32,70g de zinco metálico (Zn) reagem com uma solução concentrada de hidróxido de sódio (NaOH),
produzindo 64,53g de zincato de sódio (Na 2ZnO2). Qual o rendimento dessa reação?
R:89,69%
Misturam-se 147g de ácido sulfúrico e 100g de hidróxido de sódio que se reajam segundo a
reação: H2SO4 + NaOH ------ Na2SO4 + H2O. Qual a massa de sulfato de sódio formada? Qual a massa do
reagente que sobra em excesso após a reação? R:177,5 e 24,5
Para a produção de soda cáustica (NaOH), uma indústria reage carbonato de sódio com hidróxido de
cálcio segundo a equação: Na2CO3 + Ca(OH)2 --------- CaCO3 + NaOH. Ao reagirmos 265g de carbonato
de sódio com 80% de pureza, devemos obter que massa, em gramas, de soda cáustica?
R:160
(UFF-RJ) O cloreto de alumínio é um reagente muito utilizado em processos industriais que pode ser
obtido por meio da reação entre alumínio metálico e cloro gasoso, conforme a seguinte reação
química: Al + Cl2 --------- AlCl3. Se 2,70g de alumínio são misturados a 4,0g de cloro, qual a massa
produzida em gramas, de cloreto de alumínio?
R:5,01
Quantas moléculas de gás carbônico (CO2) podem ser obtidas pela queima completa de 9,6g de carbono
puro, conforme a reação C + O2 -----------CO2?
R:4,816x1023
Qual a massa, em gramas, de cloreto de ferro II (FeCl2), em gramas, produzida pela reação completa de
111,6g de Fe com ácido clorídrico (HCl), de acordo com a reação química não-balanceada a seguir Fe +
HCl ------------- FeCl2 + H2 ?
R: 253,09
Dada a reação não-balanceada Fe+ HCl ------- FeCl3 + H2, qual o número de moléculas de gás hidrogênio
produzidas pela reação de 112g de ferro?
R:1,806x1024
Qual a quantidade de água formada a partir de 10g de gás hidrogênio, sabendo-se que o rendimento da
reação é de 80%?
R: 72g
Quantos mols de ácido clorídrico (HCl) são necessários para produzir 23,4g de cloreto de sódio (NaCl),
conforme a reação HCl + NaOH -------- NaCl + H2O?
R:0,4
Estequiometria-RESUMO
Definição: É o cálculo que permite relacionar quantidades de reagentes e produtos, que participam de uma
reação química com o auxílio das equações químicas correspondentes.
Regras gerais para o cálculo estequiométrico:
a) Escrever a equação química do processo.
b) Acertar os coeficientes estequiométricos da equação da equação química.
c) Montar a proporção baseando-se nos dados e nas perguntas do problema (massa-massa, massa-quantidade em
mols, massa-volume etc.).
d) Utilizar regras de três para chegar à resposta.
Relações auxiliares: Massa molar corresponde à → massa molecular em gramas.
1 mol contém → 6.1023 moléculas
1 mol ocupa → 22,4 L nas CNTP de gás.
*Lembrar da linha da verdade!
Exemplo 1: O cloro empregado nos sistemas de purificação da água é obtido industrialmente, pela
decomposição eletrolítica da água do mar mediante a reação química representada a seguir:
2NaCl (aq) + 2H2O(l) → 2NaOH (aq) + H2 + Cl2
Calcule a massa de cloreto de sódio a ser utilizada na produção de 142 Kg de cloro. Dados (Na: 23; Cl: 35,5)
Pureza: É o quociente entre a massa da substância pura e a massa total da amostra. Pode ser expressa em
porcentagem.
P = massa da substância pura / massa da amostra x 100
Exemplo 2: Uma amostra de 100Kg de ZnS, cuja pureza é de 95,5% é submetida à oxidação e posteriormente
redução para obtenção do metal livre. A reação global do processo pode ser representada pela equação
2 ZnS + 3 O2 + C → 2 Zn + 2 SO3 + CO2
A massa do metal obtido será de ? Dados( Zn: 63,5 e S: 32)
Rendimento de uma reação química: É o quociente entre a quantidade de produto realmente obtida, e a
quantidade teoricamente calculada. Pode ser expresso em porcentagem.
R = quantidade real / quantidade teórica x 100
Reagente em excesso e reagente limitante: Nem sempre uma reação ocorre por completo. Isso ocorre, por
exemplo, quando um dos reagentes está em excesso e parte dele não reage. O outro reagente, que é consumido
primeiro, é denominado reagente limitante.
Exemplo 3: O Cloreto de Alumínio é um reagente muito utilizado em processos industriais que pode ser
obtido por meio da reação entre Alumínio metálico e cloro gasoso.
2Al + 3 Cl2 → 2AlCl3
Se 2,70g de alumínio são misturados a 4,0g de cloro a massa produzida, em gramas, de cloreto de alumínio é:
(Dado: Massas Molares Al:27; Cl: 35,5)
Exercícios de Estequiometria
1 - A embalagem de um sal de cozinha comercial com reduzido teor de sódio, o chamado "sal light", traz a
seguinte informação: "Cada 100g contém 20 g de sódio ...". Isto significa que a porcentagem (em massa) de
NaCl nesse sal é aproximadamente igual a : (massas molares [g/mol] Na = 23 ; NaCl = 58)
a)
b)
c)
d)
e)
20
40
50
60
80
2 - O carbonato de sódio (Na 2CO3), utilizado na fabricação do vidro, é encontrado em quantidades mínimas.
Ele, entretanto, pode ser obtido a partir de produtos naturais muito abundantes: O carbonato de cálcio (CaCO 3)
e o cloreto de sódio (NaCl) com mostra a equação abaixo:
CaCO3 + 2NaCl  Na2CO3 + CaCl2
Determine quantos mols de Na2CO3 estão presentes em 159 g desse sal.(M. atômica Na = 23; C = 12; O = 16)
a) 15 mol
b) 1,5mol
c) 1, 05mol
d) 0,15 mol
e) 2,5 mol
3 - De um cilindro contendo 640 g de gás metano (CH 4) foram retirados 12,04 . 10 23 moléculas. Quantos mols
do gás restaram no cilindro? (massas atômicas C= 12 ; H= 1)
a) 20 mol
b)30 mol
c) 40 mol
d) 50 mol
e) 80 mol
4 - Fazendo reagir ácido clorídrico em excesso com carbonato de cálcio foram obtidos 3,1 litros de gás na
CNTP. Qual a massa em gramas do gás obtido?
2HCl + CaCO3 - CaCl2 + H2O + CO2(gás)
a) 60,8g
b) 5,08 g
c) 408g
d)6,08g
e) 4,08g
5 - As indústrias de cerveja utilizam o gás carbônico na fermentação da maltose (C 12H22O11), presente na
cevada, com o objetivo de produzir água gaseificada para fabricação de refrigerantes. As reações químicas deste
processo são mostradas abaixo:
C12H22O11 + H2O  4 C2H5OH + 4 CO2
CO2 + H2O  H2CO3
I) Qual a massa de ácido carbônico obtida a partir de 3,26 kg de maltose?
II) Qual o volume ocupado por 4 mols de gás carbônico nas CNTP?
*Resposta I e II respectivamente:
a) 2346 g/90,0 L
b) 3260 g/86,9 L
c) 2364 g/89,6 L
d) 3264 g/89,6 L
6 - Uma maneira de remover dióxido de carbono de naves espaciais é o uso de cal (CaO) , que se transforma em
carbonato de cálcio (CaCO3). Durante uma viagem espacial foram produzidos 50 kg de CaCO 3 . A quantidade
de dióxido de carbono expirada pelos astronautas é (Dados: m.at. : C= 12 ; Ca = 40 ; O = 16)
a) 22 g
d) 44 kg
b) 44 kg
e) 50 kg
c) 56 kg
7 - O cobre é um metal encontrado na natureza em diferentes minerais. Sua obtenção pode ocorrer pela reação
da calcosita (Cu2S) com a cuprita (Cu2O)
Cu2S + Cu2O  Cu + SO2
Numa reação com 60% de rendimento, determine a massa de cobre em g obtida a partir de 200 g de calcosita
com 20,5 % de impureza (m. at. Cu = 63,5; S = 32 ; O = 16)
a) 228,6 g
b) 446,3 g
c) 44,63 g
d) 2,226 g
e) 228,6 g
8 - Uma amostra contendo 2,10 g de carbonato de magnésio (MgCO 3) foi tratada com ácido clorídrico (HCl)
obtendo-se 476 mL de gás carbônico, medidos nas CNTP. Determine o rendimento da reação (m. at. Mg = 24;
C = 12; O = 16).
MgCO3 + HCl  MgCl2 + H2O + CO2
a) 83,5%
b) 75%
c) 95%
d) 55%
e) 5%
9 - Qual é o volume máximo de solução de NaOH de concentração igual a 2,5 mol/l que pode ser obtido
dissolvendo-se 20 kg de NaOH com 96% de pureza em água suficiente?
a) 192 litros
b) 19,2 litros
c) 291 litros
d) 2,5 litros
e) 96 litros
10 - Calcule o volume em litros de CO2 medido nas CNTP, obtido pela pirólise de 600 g de CaCO 3 contendo
75% de pureza.
a) 108,0 L
b) 90,8 L
c) 100,8 L
d) 200,9 L
e) 50,4 L
11 - Qual a massa de água obtida pela reação de 20,16 L de gás oxigênio com etanol , numa combustão
completa, em CNTP? (m. at. C=12; H = 1; O =16).
a)13,8 g
b)20,0 g
c)10,5 g
d)16,7 g
e)19,4 g
12 - Para obtenção do gás nitrogênio em laboratório, utiliza-se a decomposição térmica do nitrito de amônio,
segundo a reação : (m. at. N= 14 ; O= 16 ; H= 1)
NH4NO2  N2 + H2O (nitrito)
Sabendo-se que a partir de 3,2 g de nitrito de amônio obteve-se 0,896 litros de gás nitrogênio, em CNTP,
calcule o rendimento da reação.
a) 20%
b) 40%
c) 50%
d) 60%
e) 80%
13 - É possível obter gás oxigênio em laboratório pela decomposição térmica do clorato de potássio, segundo a
reação :
KClO3  KCl + O2
Usando -se clorato de potássio a 100% de pureza e considerando que a reação tenha um rendimento de 100%
qual massa de KClO3 necessária para se obter um volume de 6,72 L de O 2, em CNTP?
a) 22,40 g
b) 24,50 g
c) 122,5 g
d) 26,60 g
e) 244,0 g
14 - Na reação abaixo:
C(g) + O2(g)  CO2(g)
Foram obtidos 44,8 litros de CO2 nas CNTP. Qual a massa em gramas de carbono que reagiu ?
a) 24 g b) 34 g c) 44 g d) 54 g e) 64 g
15 - Num processo de obtenção do ferro a partir da hematita (Fe 2O3), considere a equação não-balanceada :
Fe2O3 + C  Fe + CO2
Utilizando-se 4,8 toneladas de minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, determine a
quantidade de ferro em tonelada obtida (m. at. Fe = 56; C = 12; O = 16)
a) 1,688 ton.
b) 2,668 ton.
c) 2,688 ton.
d) 1,866 ton.
e) 2,886 ton.
16 - Nas estações de tratamento de água, eliminam-se as impurezas sólidas em suspensão através do arraste por
flóculos de hidróxido de alumínio, produzidas na reação representada por:
Al2(SO4)3 + 3 Ca(OH)2  2Al(OH)3 + 3CaSO4
Para tratar 1,0 x 106 m3 de água foram adicionadas 17 toneladas de Al2(SO4)3. Qual a massa de Ca(OH)2
necessária para reagir completamente com esse sal (Dados: massas molares: Al 2(SO4)3 = 342 g/mol; Ca(OH)2 =
74 g/mol)?
a) 11,1 ton.
b) 12,1 ton.
c) 13,1 ton.
d) 14,1 ton.
e)15,5 ton.
17 - (Unicamp) A produção industrial de metanol, CH3OH, a partir de
metano (CH4) e a combustão do metanol em motores de explosão interna podem ser representadas,
respectivamente pelas equações I e II.
I) 3CH4(g) + 2H2O(g) + CO2(g) → 4CH3OH(g)
II) CH3OH(g) + 3/2 O2 → CO2(g) + 2H2O(g)
Supondo que o CO2 da reação representada em (I) provenha da atmosfera, e considerando apenas as duas
reações, (I) e (II), responda se a seguinte afirmação é verdadeira:"A produção e o consumo de metanol não
alteraria a quantidade de CO2 na atmosfera". Justifique sua resposta.
18 - 400g de NaOH são adicionados a 504g de HNO3. Calcule a massa NaNO3 obtida e a massa do reagente em
excesso. (Dados: Massa molar HNO3; 63g/mol; Massa molar NaNO3: 85g/mol)
NaOH + HNO3 ————–> NaNO3 + H2O
LISTA DE EXERCÍCIOS-1
1) O alumínio é obtido pela eletrólise da bauxita. Nessa eletrólise, ocorre a formação de oxigênio que reage com
um dos eletrodos de carbono utilizados no processo. A equação não balanceada que representa o processo global
é:
Al2O3 + C  CO2 + Al
Para dois mols de Al2O3, quantos mols de CO2 e de Al, respectivamente, são produzidos esse processo?
a) 3 e 2
b) 1 e 4
c) 2 e 3
d) 2 e 1
e) 3 e 4
2) Em alguns fogos de artifício, alumínio metálico em pó é queimado, libertando luz e calor. Este fenômeno
pode ser representado como: 2Al(s) + (3/2) O 2(g)  Al2Oƒ(s);
Qual o volume de O2 nas condições normais de temperatura e pressão, necessário para reagir com 1,0g do
metal?(Al=27)
3) A obtenção de etanol, a partir de sacarose (açúcar) por fermentação, pode ser representada pela seguinte
equação:
C12H22O11 + H2O  4C2H5OH + 4CO2
Admitindo-se que o processo tenha rendimento de 100% e que o etanol seja anidro (puro), calcule a massa (em
kg) de açúcar necessária para produzir um volume de 40 kg de etanol, suficiente para encher um tanque de um
automóvel. Massa molar da sacarose = 342 g/mol Massa molar do etanol = 46 g/mol
4) A quantidade de dióxido de enxofre liberado em uma fundição pode ser controlada fazendo-o reagir com
carbonato de cálcio, conforme a reação representada a seguir.
2CaCO3(s) + 2SO2(g) + O2  2CaSO4(s) + 2CO2(g)
Supondo um rendimento de 100% dessa reação, a massa mínima de carbonato de cálcio necessária para
absorver uma massa de 3,2 toneladas de SO2, também expressa em toneladas, é:
Dados: Massas Molares: CaCO3 = 100g/mol CaSO4 = 136g/mol
32g/mol
a) 3,2.
b) 6,4.
c) 0,5.
d) 5,0.
e) 10,0.
SO2 = 64g/mol CO2 = 44g/mol O2 =
5) Um produto comercial empregado na limpeza de esgotos contém pequenos pedaços de alumínio, que reagem
com NaOH para produzir bolhas de hidrogênio. A reação que ocorre é expressa pela equação:
2Al + 2NaOH + 2H2O  3H2 + 2NaAlO3.
Calcular o volume de H2, medido a 0 °C e 1 atmosfera de pressão, que será liberado quando 0,162g de alumínio
reagirem totalmente.
Massas atômicas: Al=27; H=1 Volume ocupado por 1 mol do gás a 0 °C e 1 atmosfera=22,4 litros
6) Hidreto de lítio pode ser preparado segundo a reação expressada pela equação química:
2Li(s) + H2(g)  2LiH(s)
Admitindo que o volume de hidrogênio é medido nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP),
calcule:
a) a massa de hidreto de lítio que pode ser produzida na reação com 11,2L de hidrogênio;
b) o rendimento (em porcentagem) da reação se, com as quantidades de reagentes acima indicadas, ocorrer a
formação de 6,32g de LiH. Volume molar dos gases(CNTP) = 22,4L Massas molares (g/mol): Li = 6,90; H =
1,00.
7) A reação entre amônia e metano é catalisada por platina. Formam-se cianeto de hidrogênio e hidrogênio
gasosos.
a) escreva a equação química balanceada da reação.
b) Calcule as massas dos reagentes para a obtenção de 2,70kg de cianeto de hidrogênio, supondo-se 80% de
rendimento da reação.
(massas molares, em g/mol: H = 1; C = 12; N =14)
8) O dióxido de nitrogênio (NO2) contribui para a formação da chuva ácida como resultado de sua reação com o
vapor d'água da atmosfera. Os produtos dessa reação são o ácido nítrico e o monóxido de nitrogênio (NO).
a) Escreva a equação química balanceada da reação.
b) Calcule a massa do ácido nítrico que se forma, quando 13,8g de NO 2 reagem com água em excesso.
(massas molares, em g/mol: H=1; N=14; O=16)
9) equação balanceada a seguir representa a reação de decomposição térmica do KClO 3.
Determine, em litros, o volume de O2 produzido pela decomposição térmica de 245,2g de KClO3, nas CNTP,
expressando o resultado com dois algarismos significativos. Massas atômicas: K = 39 u Cl = 35,5 u O = 16 u
10) Descargas elétricas provocam a transformação do oxigênio (O 2) em ozônio (O3). Quantos litros de oxigênio,
medidos nas condições normais de pressão e temperatura, são necessários para a obtenção de 48,0 g de
ozônio?(Massa molar: O = 16,0 g/mol)
a) 11,2
b) 22,4
c) 33,6
d) 44,8
e) 56,0
11) Em um acidente, um caminhão carregado de solução aquosa de ácido fosfórico tombou derramando cerca de
24,5 toneladas dessa solução no asfalto. Quantas toneladas de óxido de cálcio seriam necessárias para reagir
totalmente com essa quantidade de ácido?
H3PO4 + CaO  Ca3(PO4)2 + H2O ( NÃO EQUILIBRADA) Porcentagem em massa do H 3PO4 na solução =
80%
massas molares (g/mol): H=1 P=31 O=16
a) 7,5
b) 11,2
c) 16,8
d) 21,0
Ca=40
e) 22,9
12) Num processo de obtenção de ferro a partir da hematita (Fe 2O3), considere a equação não-balanceada:
Fe2O3 + C  Fe + CO
Utilizando-se 4,8 toneladas de minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, a quantidade de ferro
produzida será de:
Pesos atômicos: C = 12; O = 16; Fe = 56
a) 2688 kg
b) 3360 kg
c) 1344 t
d) 2688 t e) 3360 t
13) O sulfato de cálcio (CaSO4) é matéria-prima do giz e pode ser obtido pela reação entre soluções aquosas de
cloreto de cálcio e de sulfato de sódio (conforme reação abaixo). Sabendo disso, calcule a massa de sulfato de
cálcio obtida pela reação de 2 mols de cloreto de cálcio com excesso de sulfato de sódio, considerando-se que o
rendimento da reação é igual a 75 %.
CaCl2(aq) + Na2SO4(aq)  CaSO4(s) + 2NaCl(aq)
a) 56 g.
b) 136 g.
c) 272 g. d) 204 g.
e) 102 g.
14) O medicamento Pepsamar Gel, utilizado no combate à acidez estomacal, é uma suspensão de hidróxido de
alumínio. Cada mL de Pepsamar Gel contém 0,06 g de hidróxido de alumínio. Assinale a massa de ácido
clorídrico do suco gástrico que é neutralizada, quando uma pessoa ingere 6,50 mL desse medicamento,
aproximadamente: Dados: Al = 27; O = 16; H = 1.
HCl + Al(OH)3  AlCl3 + H2O ( NÃO EQUILIBRADA)
a) 0,37
b) 0,55
c) 0,64
d) 0,73
15) Uma das maneiras de produzir gás metano é reagir carbeto de alumínio (AL 4C3) com água, de acordo com a
equação não-balanceada:
Al4C3(s) + H2O(l)  Al(OH)3(aq) + CH4(g)
Reagindo-se 288,0 gramas de carbeto de alumínio completamente com a água, assinale o volume em litros de
gás metano produzido por essa reação, nas CNTP. Dados: Al = 27; C = 12; O = 16; H = 1.
a) 44,8
b) 67,2
c) 89,2
d) 134,4
16) A uréia - CO(NH2)2 - é uma substância utilizada como fertilizante e é obtida pela reação entre o gás
carbônico e amônia, conforme a equação: CO2(g) + 2 NH3(g)  CO(NH2)2(s) + H2O(g)
Sabendo-se que 89,6 litros de gás amônia reagem completamente no processo com o gás carbônico, nas CNTP,
a massa de uréia, obtida em gramas, é igual a: Dados: C= 12; N = 14; O = 16; H = 1.
a) 240,0
b) 180,0
REVISÃO GERAL
c) 120,0 d) 60,0 e) n.d.a
1) – ATOMÍSTICA
O átomo é um sistema constituído por partículas infinitamente pequenas (partículas fundamentais)


átomo 


REGIÃO
PARTÍCULA
 prótons

neutrons
eletrosfera  elétrons
núcleo
CARGA ELÉTRICA
RELATIVA
MASSA RELATIVA
ELETROSFERA
ELÉTRON
-1
1
NÚCLEO
PRÓTON
+1
1840
0
1840
NÊUTRON
2) – ÍONS
a)
b)
Átomos que perdem ou ganham elétrons;
Átomos eletricamente ligados, dotados de carga elétrica (positiva ou negativa).
Cátions: p > e
Ânions: p < e
3) – ISOTOPIA – ISOBARIA – ISOTONIA
a)
Isótopos – Mesmo número atômico;
b) Isóbaros – Mesmo número de massa;
c)
Isótonos – Mesmo número de nêutrons
ÁTOMOS
Z
A
p
e
n
ISÓTOPOS
=

=
=

ISÓBAROS

=



ISÓTONOS




=
4) – MUDANÇAS DE ESTADO:
SOLIDIFICAÇÃO
LIQUEFAÇÃO
(EXOTÉRMICA)
(EXOTÉRMICA)
FUSÃO
VAPORIZAÇÃO
(ENDOTÉRMICA)
(ENDOTÉRMICA)
SUBLIMAÇÃO
(ENDOTÉRMICA)
5) – PROPRIEDADES DA MATÉRIA:
A) PROPRIEDADES GERAIS:
Massa
Extensão
Impenetrabilidade
São aquelas comuns a todas as substâncias:
Divisibilidade
Inércia
Compressibilidade
Elasticidade
B) PROPRIEDADES FUNCIONAIS:
São aquelas comuns a determinados grupos de
substâncias quimicamente semelhantes entre si
São as seguintes:
Ácidos
Bases
Sais
Óxidos
C) PROPRIEDADES ESPECÍFICAS:
São aquelas que caracterizam e identificam uma dada substância pura.
Ponto de fusão e solidificação
Ponto de ebulição e liquefação
Densidade absoluta ou massa
específica
Físicas
Calor específico
São as
Coeficiente de solubilidade
seguintes:
Dureza
Tenacidade, etc.
Oxidação do ferro
Combustão do álcool
Queima de madeira
Químicas
Estado de agregação (tato)
Cor (visão)
Brilho (visão)
Odor (olfato)
Sabor (paladar)
Organolépticas
6) ALOTROPIA:
Fenômeno pelo qual um mesmo elemento químico pode originar duas ou mais substâncias simples diferentes:
a) Alótropos de atomicidade diferente: O2 (Oxigênio comum)
O3 (Ozônio)
P4 (Fósforo Branco)
Pn (Fósforo Vermelho)
b) Alótropos de grade cristalina diferente: Enxofre Rômbico e Enxofre Monoclínico, ambos de atomicidade igual a
oito.
Diamante, Grafite e Carvão, todas as variedades alotrópicas do carbono, apresentam atomicidade elevada e
indefinida.
7) PROCESSOS DE FRACIONAMENTO DE MISTURAS:
I)
MISTURAS HETEROGÊNEAS:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
k)
l)
Catação: separação manual ou por meio de pinças;
Levigação: corrente líquida que arrasta as partículas mais leves;
Peneiração: fases de tamanhos diferentes, peneiras de malhas diferentes;
Tamisação: uso de várias peneiras ao mesmo tempo;
Filtração: uso de filtros, normalmente porosos que retém a parte sólida;
Ventilação: uso de corrente de ar que arrasta as fases mais leves;
Compressão: separação de sólido-líquido, liberando a fase líquida;
Separação Magnética: utilização de imãs;
Decantação: com o sistema em repouso a fase sólida sedimenta por ação da gravidade;
Centrifugação: movimento rápido giratório e contínuo, onde há a sedimentação rápida da fase sólida;
Flotação: utilização de óleo ou líquidos viscosos e água;
Sifonação: após a fase sólida sedimentar, utiliza-se um sifão para a retirada do líquido.
II)
MISTURAS HOMOGÊNEAS:
a)
b)
c)
d)
e)
III)
Fusão Fracionada: para dois ou mais sólidos de PF diferentes;
Destilação Fracionada: para dois ou mais líquidos de PE diferentes;
Destilação Simples: para misturas homogêneas de sólidos-líquidos;
Liquefação: para separar gases de misturas gasosas, baixando ou elevando a temperatura;
Cristalização: para misturas homogêneas líquido-sólido por cristalização da fase sólida;
LIGAS EUTÉTICAS:
Apresentam temperatura constante durante toda a fusão. Essas misturas comportam-se como substâncias
puras, apresentando temperatura constante na mudança de estado. O PF da mistura é inferior a dos
componentes. Exemplo chumbo e arsênio;
IV)
MISTURAS AZEOTRÓPICAS:
Apresentam temperatura constante quando passam do estado líquido para o gasoso, comportando-se
também como substâncias puras. Exemplo água e álcool.
8) DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA:
Os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas circulares e elípticas definidas e estáveis:
I)
NÍVEIS:
A energia aumenta do menor nível para o maior nível.
K
L
M
N
O
P
Q
2
8
18
32
32
18
2
2
8
8
8
8
8
8
NÍVEIS
NÚMERO DE ELÉTRONS
MÁXIMO DE ELÉTRONS NO
ÚLTIMO NÍVEL
O último nível de um átomo não pode ter mais de 8 (oito) elétrons (Regra do Octeto).
II)
SUBNÍVEIS:
Cada nível é formado por subníveis, que são os seguintes:
III)
a) “s” – sharp;
0
b) “p” – principal: 1
possui as variações –1, 0, +1;
c) “d” – diffuse; 2
possui as variações –2, -1, 0, +1, +2;
d) “f” – fundamental
3
sem variação;
possui as variações –3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
ORBITAIS:
Cada subnível é formado por orbitais, que podem conter cada um, dois elétrons que giram em
sentido contrário;
Só podemos completar um orbital quando todos os outros orbitais do mesmo subnível estiverem
incompletos (Regra de Hund);
Dentro de um orbital, no máximo, podemos Ter 2 (dois) elétrons de spins opostos (Principio da
Exclusão de Pauling).
Desta forma, temos:
s
IV)
p
d
f
SPIN:
Indica o sentido de rotação de um elétron, Suas representações, por definição serão:
 1

 2
1º elétron com spin negativo  
 1

 2
2º elétron com spin positivo  
V)
NÚMEROS QUÂNTICOS:
O movimento de cada elétron é perfeitamente definido pelos seus quatro números quânticos:
a) número quântico principal (n)

distância de maior probabilidade do elétron ao núcleo
b) número quântico secundário ou azimutal ()

orientação do orbital no espaço;
c) número quântico magnético (m)

forma do orbital
d) número quântico de spin (ms)

rotação do elétron em torno do seu eixo
VI) DIAGRAMA DE ENERGIA (PAULING)
No diagrama a seguir, a energia cresce de cima para baixo e da direita para a esquerda;
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
7s
A
ordem
crescente
de
energia
forma:1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d.
ficará
então
da
seguinte
9) CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA:
I)
TABELA PERÍÓDICA:
Os elementos químicos estão ordenados numa tabela de forma retangular, em ordem crescente de seus números
atômicos, em 7 (sete) fileiras horizontais e 18 (dezoito) colunas verticais.
Chamamos de PERÍODO as linhas e GRUPOS as colunas.
1º Período
muito curto
2 elementos
2º Período
curto
8 elementos
3º Período
curto
8 elementos
4º Período
longo
18 elementos
5º Período
longo
18 elementos
6º Período
muito longo
32 elementos
7º Período
incompleto
20 elementos
Os GRUPOS são os seguintes:
1A
metais alcalinos
2A
metais alcalinos terrosos
1Be2B
elementos de pós-transição
3 B ao 8 B
elementos de transição simples
3A
subgrupo do BORO
4A
subgrupo do CARBONO
5A
subgrupo do NITROGÊNIO
6A
Calcogênios
7A
Halogênios
8 A ou 0 Gases Nobres
Temos ainda, os SUBGRUPO A que são os elementos representativos.
SUBGRUPO B que são os elementos de transição.
Os PERÍODOS nos fornecem a quantidade de camadas eletrônicas dos elementos. Os GRUPOS ou
FAMÍLIAS nos fornecem o número de elétrons do último nível de um elemento químico.
Os ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO são aqueles que em sua distribuição eletrônica apresentam o subnível
“d” incompleto.
Os ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO INTERNA, que estão fora da Tabela somente por comodidade, são os
seguintes:
a) LANTANÍDEOS
que apresentam o subnível 4f incompleto;
b) ACTINÍDEOS
II)
que apresentam o subnível 5f incompleto
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS:
Podemos classificar os elementos químicos em:
a)
METAIS: estão situados a esquerda da tabela, apresentam 1, 2 ou 3 elétrons na última camada, são
geralmente sólidos, bons condutores de calor e eletricidade;
b) AMETAIS ou NÃO-METAIS: são todos os elementos (inclusive o H) que possuem 4, 5, 6 e 7 elétrons
no último nível, podem ser sólidos (C, P, S, Se, I, At), líquidos (Br) ou gasosos (N, O, F, Cl). Estes são
encontrados a direita da tabela, com exceção do H, que está posicionado no Grupo IA.
c)
SEMIMETAIS: são os elementos de propriedades intermediárias entre os metais e os ametais. São os
seguintes: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po.
d) GASES NOBRES: apresentam na última camada 8 (oito) elétrons.
III)
PROPRIEDADES PERIÓDICAS:
a)
VOLUME ATÔMICO: cresce do centro para as extremidades e de cima para baixo;
b) DENSIDADE: cresce das extremidades para o centro e de cima para baixo
c)
PONTO DE FUSÃO E EBULIÇÃO: cresce de baixo para cima nos Grupos I A e II A . Nos demais elementos,
cresce das extremidades para o centro e de cima para baixo;
d) ELETROPOSITIVIDADE, RAIO ATÔMICO E CARÁTER METÁLICO: cresce da direita para a esquerda e
de cima para baixo;
e)
ELETRONEGATIVIDADE, POTENCIAL DE IONIZAÇÃO E AFINIDADE ELETRÔNICA: cresce da
esquerda para a direita e de baixo para cima.
10) MASSA ATÔMICA OU PESO ATÔMICO
Para o cálculo da massa atômica, os químicos e físicos optaram pela utilização do isótopo 12 do carbono (número de
massa 12), ou seja: 6C12. E a 1/12 do átomo do Carbono 12 convencionou-se chamar de unidade de massa atômica
(U.M.A).
Massa atômica ou peso atômico relativo de um elemento químico é o número que indica quantas vezes o átomo
médio desse elemento é mais pesado que 1/12 do isótopo 12 do Carbono, fixado arbitrariamente em 12.
Embora o correto seja dizer MASSA ATÔMICA, os químicos costumam usar indistintamente MASSA ATÔMICA
ou PESO ATÔMICO.
Como exemplo, isso significa que o isótopo 16 do Oxigênio é 16 vezes mais pesado do que 1/12 do isótopo 12 do
Carbono.
11) MASSA MOLECULAR ou PESO MOLECULAR
A massa molecular ou peso molecular é obtido através da soma das massas atômicas dos átomos que constituem a
molécula.
Assim, a molécula de água tem massa molecular igual a 1 + 1 + 16 = 18
12) MOL
MOL de um elemento químico é sua quantidade em gramas numericamente igual a massa atômica;
MOL de uma substância é a sua massa molecular expressa em gramas.
Os metais têm moléculas monoatômicas, isto é, o próprio átomo constitui a molécula. Por isso suas representações
são:
Fe – Cu – Na – Ba – Ca – Au, etc.
Os não-metais tem moléculas poliatômicas, Por exemplo:
Gás Oxigênio
Bromo Líquido
O2
Br2
Os gases nobres são monoatômicos: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
13) NÚMERO DE AVOGADRO
Um MOL de qualquer elemento tem sempre o mesmo número de átomos. Um MOL de qualquer substância, o mesmo
número de moléculas.
Desta forma, um MOL de sódio (23,00 gramas de sódio) tem o mesmo número de átomos que um mol de ferro (55,85
gramas de ferro), que por sua vez tem o mesmo número de átomos que o MOL de cobre (63,54 gramas de cobre).
Para as substâncias, um MOL de água (18,00 gramas de água) tem o mesmo número de moléculas que um MOL de gás
Oxigênio (32,00 gramas de Oxigênio).
Medidas recentes dão ao Número de Avogadro o valor:
No = 6,0228 x 1023
Nos cálculos não precisos, ou seja, no dia-a-dia do estudante é utilizado somente 6,02 x 1023
Um MOL do ELEMENTO QUÍMICO oxigênio O2 tem 32,00 gramas. Essas 32,00 gramas possuem 2 x 6,02 x 10 23
átomos.
É o conceito de MOL de ELEMENTO QUÍMICO. Só isso.
Agora, cuidado!
Se a pergunta fosse quantas moléculas de Oxigênio O2 existem nestas 32,00 gramas de Oxigênio, a resposta seria:
6,02

2
23
10
, porque cada molécula é formada por dois átomos.
Veja este outro exemplo:
Um MOL de água vale 18,00 gramas e possuem 6,02 x 10 23 moléculas. Quantos átomos de Hidrogênio e de
Oxigênio possuem?
Respectivamente 2 x 6,02 x 1023 átomos e hidrogênio e 6,02 x 1023 átomos de Oxigênio.
14) NÚMERO DE MOLES
Um MOL de gás Oxigênio corresponde, como vimos a 6,02 x 10 23 moléculas de O2 e a uma massa de 32,00 gramas. Se
tivéssemos 64,00 gramas de O2, quantos MOLES teríamos?
O raciocínio é evidente:
32 gramas
1 MOL
64 gramas
X MOLES
Neste caso X = 2 MOLES
Desta forma, chamamos de M o valor do MOL e de m a massa da substância, /e evidente que o número de
moles (n) pode ser calculado pela expressão:
n
m
M
15) LIGAÇÕES QUÍMICAS:
I)
LIGAÇÃO IONICA, ELETROVALENTE OU HETEROPOLAR:
Ocorre com a transferência de elétrons, um elemento eletropositivo (metal) dá elétrons para um elemento
eletronegativo (ametal). O elemento que doa elétrons se transforma num íon positivo (cátion) e o que recebe elétrons, se
transforma num íon negativo (ânion).
O composto resultante dessa ligação é chamado de COMPOSTO IÔNICO.
O átomo que tenha na ultima camada (camada de valência ou de ligação) 3, 2 ou 1 elétron, tende a doar
elétrons.
O átomo que tenha na última camada mais de 4 elétrons, a tendência será a de receber elétrons
Com 4 elétrons, os átomos se compartilham.
II)
LIGAÇÃO COVALENTE, MOLECULAR OU HOMOPOLAR.
Não há recebimento e nem perda de elétrons, os átomos ligantes compartilham elétrons situados na última camada.
Este tipo de ligação ocorre com elementos com pouca diferença de eletronegatividade.
Normalmente esta ligação se dá entre dois átomos de não-metais (ametais) ou semi-metais ou, entre esses elementos
e o hidrogênio.
As ligações covalentes podem ser:
-
Simples ou Normal
-
Dativa, Coordenada ou Semipolar.
a) LIGAÇÃO COVALENTE SIMPLES:
Esta ligação ocorre quando cada átomo participa com apenas 1 (um) elétron na ligação.
b) LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA OU COORDENADA:
Ocorre quando um dos elementos já está estável e o outro ainda necessita de 1 (um) par de elétrons.
Assim o elemento estável faz um “empréstimo” de um par eletrônico que ainda não foi utilizado na
covalência simples.
O par de elétrons da ligação dativa é representado por uma seta () no sentido do átomo doador para o
átomo receptor.
III – POLARIDADE DAS LIGAÇÕES:
Todas as ligações covalentes existentes entre dois elementos de igual eletronegatividade chamam de
APOLAR.
O par eletrônico fica eqüidistante dos núcleos dos átomos ligantes.
Exemplo de substâncias (moléculas) APOLARES:
Substâncias Simples:
H2
O2
Substâncias Compostas: BH3
N2
Cl2
P4,
etc.
CH4
CCl4
CF4
CO3
e
XY4
Exemplo de substâncias (moleculas) POLARES:
Todas as outras que não sejam do tipo X2
Existem exceções com relação as moléculas que possuem as seguintes variações:
XY2
e
XY3.
etc.
IV – LIGAÇÕES METÁLICAS:
É feita entre elétrons semilivres de dois metais. Estes elétrons ficam “passeando” entre os átomos dos
metais e funcionam como uma “cola” que os mantém unidos.
As ligas metálicas são uniões de dois ou mais metais, podendo ainda incluir semimetais ou não-metais, mas
sempre com predominância dos elementos metálicos.
Podemos dizer que as ligas metálicas têm maiores aplicações práticas que os próprios metais puros:
-
AÇO
AÇO INOXIDÁVEL
BRONZE
LATÃO
Ferro e Carbono
Ferro, Carbono, Níquel e Cromo
Cobre e Estanho
Cobre e Zinco
OBS: A separação dos íons que constituem um composto iônico por meio de um solvente (geralmente polar) os
químicos dão o nome de Dissociação Iônica.
16) PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS E COVALENTES
Tipo de
Ligação
Iônica
Quando no
Estado Sólido
Natureza da
Ligação
Intermolecular
(dentro da
molécula)
Natureza da
Ligação
Intramolecular
(entre moléculas)
Os compostos se
encontram
formando
retículos
cristalinos
constituídos por
íons positivos e
negativos como o
Existem atrações
e
repulsões
eletrostáticas
entre os íons
positivos
e
negativos
que
formam o retículo
Existem atrações e
repulsões
eletrostáticas entre
os íons positivos e
negativos
que
formam o retículo.
P.F. e P.
E.
Bastante
Altos
Dureza
Duros e
Quebradiços
Solubilidade
Em
geral
solúveis
em
solventes
polares
e
insolúveis em
solventes
apolares
NaCl
Covalente
(resultando
moléculas
apolares)
Covalente
(resultando
moléculas
polares)
Os compostos se
encontram
Os átomos se
formando
unem por ligações
retículos
covalentes.
cristalinos
constituídos por
moléculas
apolares como o
Iodo sólido
São importantes as
Forças de Van der
Waals,
responsáveis pela
união de moléculas
apolares.
Os compostos se
encontram
Os átomos se
formando
unem por ligações
retículos
covalentes
cristalinos
constituídos por
moléculas polares,
como o gelo.
Manifesta-se uma
interação dipolodipolo e em muitos
casos Pontes de
Hidrogênio,
quando a interação
do dipolo se dá
com o concurso do
hidrogênio
Bastante
Baixos
Os sólidos são
moles
Os sólidos são
moles
Baixos
Em
geral
solúveis
em
solventes
apolares
e
insolúveis em
solventes
polares
Em
geral
solúveis
em
solventes
polares.
17) VALÊNCIA:
É o número de elétrons que um átomo necessita ganhar ou perder, para conseguir estabilizar-se, ou seja, Ter uma
configuração eletrônica semelhante a de um gás nobre.
Sabemos que os elementos tendem a alcançar uma configuração eletrônica mais estável, cedendo ou recebendo
elétrons.
18) NÚMERO DE OXIDAÇÃO e OXIDO-REDUÇÃO:
I)
NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX):
É a carga elétrica (total ou parcial) que um átomo assume no momento de uma ligação química.
a)
Nos compostos iônicos, o número de oxidação dos elementos é a própria carga dos íons.
Exemplo: NaCl, onde Na = +1 e o Cl = -1
b) Nos compostos covalentes, o número de oxidação dos elementos é a carga que ele adquiriria
se houvesse completa separação dos átomos da molécula.
Exemplo: SO2, onde S doou 4 elétrons e cada O recebeu 2 elétrons.
II)
REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NOX:
1) Toda substância simples tem NOX igual a zero;
2) O elemento químico de uma substância simples apresentará NOX igual a zero;
3) A soma algébrica dos NOX de uma substância composta é igual a zero;
4) A soma algébrica dos NOX dos elementos que formam um radical (agregado iônico) é igual a carga do
radical;
5) Nos metais alcalinos, o NOX é igual a +1;
6) Nos metais alcalinos terrosos, o NOX é igual a +2;
7) O Hidrogênio apresenta NOX igual a +1. Mas, nos Hidretos Metálicos seu NOX será –1;
8) O Oxigênio apresenta os seguintes NOX:
a)
(-2) nos óxidos;
b) (+2) e (+1) quando ligado ao Flúor;
c)
(-1) nos peróxidos;
d) (-1/2) nos superóxidos.
9) Os Halogênios em geral apresentam NOX igual a –1. No entanto, o Cloro, o Bromo e o Iodo quando
ligados ao Oxigênio apresentarão o NOX positivo;
10) Os elementos que apresentam NOX fixos são os seguintes:
a)
N = -3
b) P = -3
c)
Ag = +1
d) Zn = +2
e)
Al = +3
11) O Flúor apresentará sempre NOX igual a –1.
III)
ÓXIDO-REDUÇÃO OU REDOX:
A oxidação é o aumento do número de oxidação, ou seja, é a PERDA de elétrons;
A redução é a diminuição do número de oxidação, ou seja, é o GANHO de elétrons;
O AGENTE REDUTOR é a espécie química que contém o elemento que se oxida;
O AGENTE OXIDANTE é a espécie química que contém o elemento que se reduz.
Desta forma:
OXIDAÇÃO
-5
-4
-3
-2
-1
0
+1
+2
+3
+4
+5
REDUÇÃO
19) FORMULAÇÃO E NOMENCLATURA:
Em química dá-se o nome de FUNÇÃO a um conjunto de substâncias semelhantes em uma série de propriedades
químicas e até físicas. Na Química Inorgânica são estudadas as funções:
-
ÁCIDOS
BASES
SAIS
-
I)
ÓXIDOS
TABELA DE CÁTIONS:
Para desenvolvermos o estudo da nomenclatura das substâncias químicas, é interessante que sejam
conhecidos basicamente os seguintes cátions:
MONOVALENTES
BIVALENTES
H
Mg
(H3O)+
- Hidrônio
TRIVALENTES
TETRAVALENTES
Ca
Al
Sn
Sr
Br
Cr
Ba
NH4
- Amônio
Ra
Au
Zn
Fe
Pb
Sn
Cd
Hg
Cu
Co
(Hg2)++
Hg
Ni
Mn
Pb
Li
Fe
Na
Co
K
Ni
Rb
Mn
Cs
Pt
Fr
Ag
Cr
Pt
Cu
Au
II)
TABELA DE ÂNIONS;
DOS HALOGÊNIOS
DO NITROGÊNIO
OUTROS
F-
Fluoreto
NO2-
Nitrito
[Al(OH)4]-
Cl -
Cloreto
NO3-
Nitrato
MnO4-
Br -
Brometo
N3-
Azoteto ou Azida
MnO42-
I-
Iodeto
N3-
Nitreto
MnO32-
Manganito
OH-
Hidróxido
H-
Hidreto
O2-
Óxido
ClO -
Hipoclorito
ClO2 -
Clorito
Aluninato
Permanganato
Manganato
ClO3 -
Clorato
DO FÓSFORO
PO3Metafosfato
ClO4 -
Perclorato
H2PO2-
Hipofosfito
SnO22-
Estanito
BrO -
Hipobromito
HPO32-
Fosfito
SnO32-
Estanato
PO43-
Ortofosfato
SiO32-
Metassilicato
P3-
Fosfeto
SiO44-
Ortossilicato
BrO 3 -
Bromato
IO -
Hipoiodito
IO3-
Iodato
P2O74-
Pirofosfato
SiF62-
Fluorsilicato
IO4-
Periodato
P2O64-
Hipofosfato
CrO42-
Cromato
Cr2O72-
Dicromato
DO CARBONO
DO ENXOFRE
[Pb(OH)4]2-
Plumbito
CN-
Cianeto
S2-
Sulfeto
PtCl62-
CNO -
Cianato
SO42-
Sulfato
AsO33-
Arsenito
CNS -
Tiocianato
SO32-
Sulfito
AsO43-
Arsenato
Cloroplatinato
C2H3O2 -
Acetato
S2O32-
Tiossulfato
SbO33-
Antimonito
CO3 2-
Carbonato
S2O42-
Hipossulfito
SbO43-
Antimonato
HCO2 -
Formiato
S2O82-
Persulfato
BO33-
Borato
C2O4 2-
Oxalato
S4O62-
Tetrationato
B4O72-
[Fe(CN6)]3-
Ferricianeto
[Fe(CN6)]4-
Ferrocianeto
C4-
Carbeto (Metaneto)
C22-
Carbeto (Acetileto)
20) ÓXIDOS
São compostos binários do oxigênio eletronegativo, do seguinte tipo:
EnO-2

E2On
Tetraborato
I)
NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS:
1º) Elementos com apenas um número de oxidação:
Óxido de ______________________
Nome do elemento
2º) Elemento com dois números de oxidação:
Óxido _____________________ OSO/ICO
Nome do elemento
Neste caso, usamos o sufixo OSO, para o menor número de oxidação e ICO, para o maior número de
oxidação.
II)
CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS:
a)
Óxidos ácidos ou anidridos, são aqueles formados por Ametais ou pelos seguintes metais:
Cromo e Manganês, nas seguintes formas:
(Cr+6)
(Mn+6)
(Mn+7)
ANIDRIDOS:
+1
HIPO___________OSO
+3 ou +4
__________OSO
+5 ou +6
__________ICO
+7
PER____________ICO
b) Óxidos Básicos, são os óxidos formados por metais de número de oxidação menores ou iguais
a 2 (dois), com exceção do Bi+3
c)
Óxidos Anfóteros, são os formados por metais com número de oxidação igual ou maior que 3
(três), com exceção do Zn+2, Sn+2 e Pb+2.
21) ÁCIDOS
I)
CARACTERÍSTICAS:
As características dos ácidos são as seguintes:
a)
b)
c)
d)
e)
Em solução aquosa liberam como único cátion, o íon H +;
Descoloram a solução rósea de Fenolftaleína;
Mudam a cor do papel de tornassol do azul para o vermelho;
Em solução conduzem a eletricidade;
Normalmente são do tipo: HnX ou
HnEOm.
São divididos em:
a) Hidrácidos:
são os que não apresentam Oxigênio na molécula
b) Oxiácidos:
II)
são os que possuem Oxigênio na molécula.
NOMENCLATURA:
a) No caso dos Hidrácidos:
ÁCIDO______________ÍDRICO;
Nome do elemento
b) No caso dos Oxiácidos:
ÁCIDO_______________(seguido do nome do elemento
segundo a tabela de NOX dos óxidos ácidos).
22) BASES OU HIDRÓXIDOS:
I)
CARACTERÍSTICAS:
São classificadas como Bases ou Hidróxidos, todas as substâncias que apresentam os seguintes aspectos:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
II)
Em solução aquosa liberam o único ânion OHPossuem sabor amargo;
São untuosos;
Coram a solução de fenolftaleína de incolor para rosa;
Mudam a cor do papel de tornassol de vermelho para azul;
Em solução conduzem eletricidade;
São sempre formados por metais ou pelo NH4+
NOMENCLATURA:
HIDRÓXIDO DE_________________________________
Nome do metal
23) SAIS:
I)
CARACTERÍSTICAS:
a)
Em solução liberam pelo menos um cátion diferente de H + e um ânion diferente de OH-;
b) São do tipo Ba . Ab  B+b
c)
+ A-a;
São salgados;
d) Em solução conduzem a corrente elétrica.
II)
NOMENCLATURA:
O nome de um sal normal deriva do ácido e da base que lhe dão origem. Apenas a terminação do nome do
ácido sofre alteração, de acordo com a seguinte codificação:
 ÍDRICO
 ETO


ÁCIDO  OSO  SAL ITO
 ICO
 ATO


 ETO

_________________  ITO _______________
 ATO

Nome do ácido de
Nome do cátion
origem trocando-se
da base de origem.
a terminação.
24) REAÇÕES QUÍMICAS:
As reações representam os fenômenos químicos graficamente através das fórmulas dos reagentes e produtos, com
suas proporções definidas pelos seus coeficientes de ajustamento.
aA + bB

cC +dD
onde:
A e B, são reagentes;
C e D, são produtos;
a, b, c, d, são coeficientes de ajustamento.
I)
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES:
A) QUANTO AO CALOR PODEM SER:
ENDOTÉRMINAS: que absorvem calor;
EXOTÉRMICAS: que libera calor.
B) QUANTO A DIREÇÃO, PODEM SER:
DIRETA: quando acontece numa única direção e sentido;
REVERSÍVEL: quando acontece nos dois sentidos.
II)
REAÇÕES NOTÁVEIS:
A)
B)
C)
D)
III)
FOTÓLISE: quebra pela luz;
FOTOSSÍNTESE: síntese pela luz;
PIRÓLISE: quebra pelo fogo;
CALCINAÇÃO: aquecimento exaustivo.
TIPOS DE REAÇÕES:
A) SÍNTESE OU COMPOSIÇÃO: Neste tipo de reação, sua ocorrência obedece ao seguinte
esquema:
Exemplo:
H2
+
Cl2

A +
B

2HCl
AB
B) ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO: Neste tipo de reação, sua ocorrência obedece o seguinte
esquema:
AB

A +
B
Esta poderá ser TOTAL, quando A e B são substâncias simples, ou PARCIAL, se A ou B é uma substância
composta.
H 2O

2H2 +
O2
NH4Cl

NH3
+
HCl
C) DUPLA TROCA: Neste tipo a reação obedece ao seguinte esquema:
AX + BY  AY + BX
CaS + 2HBr  2HS + CaBr2
D) SIMPLES TROCA: Neste tipo de reação, sua ocorrência tem como base a seguinte
formulação:
A + BY  AY + B
Zn + 2HBr  ZnBr2 + H2.
APOSTILA DE EXERCÍCIOS – QUÍMICA I
01) Considere os isótopos (e algumas
propriedades) referidos abaixo:
de
ISÓTOP
O DO
N
ATÔMIC
O
N DE
MASSA
MASSA
ATÔMICA
S
16
32
31,97207
K
19
41
40,96184
Ca
20
40
39,96259
suas
d) 5p < 6s < 4f < 4d
e) 6s < 5p < 4d < 4f
04) O número de elétrons máximos, com spin – ½ no
subnível “d “ é:
a)
b)
c)
d)
e)
2
10
8
7
5
Qual das afirmações abaixo é FALSA?
a) Ca+2 e S-2 possuem a mesma estrutura eletrônica;
b) Os isótopos do Ca e do K possuem a mesma soma
total: prótons + nêutrons + elétrons;
c) Os átomos normais dos três isótopos possuem
orbitais 1s, 2s, 3s e 2p totalmente preenchidos;
d) O isótopo de K é o que possui maior número de
nêutrons nos núcleos de seus átomos;
e) A massa do átomo do isótopo de Ca é 39,96259
vezes maior do que a massa do átomo do isótopo 12
do carbono.
05) Um elétron se encontra num subnível “d” de um
determinado átomo. Qual o número quântico
magnético impossível para esse elétron?
a)
b)
c)
d)
e)
06)
0
–1
+1
+2
+3
Assinale a alternativa CORRETA. O princípio de
exclusão de Pauli diz que:
a)
02) É correto afirmar que:
a) O nível energético 3d é menor que o 4s;
b) Em um orbital “d” podem existir 10 elétrons;
c) Os elementos do Grupo 2A tem, na última camada,
um orbital “p” completo;
d) Os halogênios têm cinco elétrons nos orbitais “p” na
camada mais externa;
e) O nível 4f é mais energético do que 6s e menos do
que 5p.
Num mesmo átomo não pode haver dois elétrons com
os quatro números quânticos iguais;
b) Num determinado subnível deve-se desemparelhar ao
máximo elétrons;
c) O número quântico principal (n) indica os níveis de
energia;
d) Os níveis de energia mais externos são menos
energéticos;
e) No nível “1”, só pode haver 2 elétrons.
07) O conceito de elemento
relacionado com a idéia de:
03) Colocar em ordem crescente de energia os subníveis
eletrônicos 4d, 4f, 5p, 6s:
a) 4d < 4f < 5p < 6s
b) 4f < 4d < 5p < 6s
c) 4d < 5p < 6s < 4f
a)
b)
c)
d)
e)
substância pura;
átomo;
molécula;
íon;
substância composta
químico
está
mais
III – A massa do próton é cerca de 1840 vezes maior que
a do neutro;
08) Assinale a alternativa que corresponde a Regra de
Hund:
Orbital é a região do espaço onde é maior a
probabilidade de se encontrar elétrons;
b) Os subníveis s, p, d, f, comportam, respectivamente
até 2, 6, 10 e 14 elétrons;
c) O orbital “s” tem forma esférica;
d) Os elétrons de um orbital devem ter spins contrários;
e) Todos os orbitais de um subnível são preenchidos
parcialmente para depois serem completados.
IV – A carga elétrica do nêutron é, aproximadamente
igual a do elétron.
a)
São FALSAS somente as afirmativas:
a)
b)
c)
d)
e)
I e II
I e III
III e IV
II e IV
I e IV
09) Das alternativas abaixo, indique a única onde são
mencionadas apenas substâncias compostas:
a)
b)
c)
d)
e)
He, Ne, Kr, Ar, Xe;
S8, Cl2;
F2, Cl2, Br2, I2;
O3, I2;
H2S, H2O, H2Se
10) Ocorrem na natureza elementos que não formam
compostos e que sempre se apresentam como
espécies monoatômicas. Responda:
a)
A que família pertencem?
12) Os compostos iônicos provenientes da reação de
neutralização total de um ácido por uma base, são
denominados:
a)
b)
c)
d)
e)
base neutra;
base ácida;
sais;
ácidos neutros
óxidos anfóteros.
13) Na notação 3CO2, estão representados:
a)
b) Qual a característica de sua estrutura que limita a
reatividade química?
3 moléculas, 3 átomos de Carbono, 9 átomos, 2
elementos químicos distintos e 6 átomos de
Oxigênio;
b) 3 moléculas, 3 átomos de Carbono, 9 átomos, 3
elementos químicos distintos e 6 átomos de
Oxigênio;
c) 1 molécula, 1 átomo de Carbono, 3 átomos, 2
elementos químicos distintos e 2 átomos e Oxigênio;
d) 3 moléculas, 1 átomo de Carbono, 3 átomos, 3
elementos químicos distintos e 2 átomos de
Oxigênio;
e) 1 molécula, 3 átomos de Carbono, 6 átomos, 3
elementos químicos distintos e 2 átomos de
Oxigênio.
11) Considere as afirmações abaixo:
14) Relacione as colunas:
I – O número atômico é dado pelo número de prótons;
II – Dois isótopos diferem entre si pelo número de
nêutrons;
( ) Compressibilidade
1 – Propriedades Funcionais
( ) Ácidos e Bases
2 – Propriedades Específicas
( ) Ponto de Fusão
3 – Propriedades Gerais
( ) Densidade
( ) Porosidade
Assinale a única afirmação FALSA:
a)
b)
c)
d)
e)
a)
3, 1, 3, 2, 3
3, 1, 2, 2, 3
2, 3, 1, 2, 2
2, 3, 3, 1, 2
3, 1, 2, 2, 2.
a presença de III ou IV em I formará uma solução
(mistura);
b) II é um sistema difásico:
c) III em VI forma uma substância;
d) I em III forma uma solução homogênea;
e) São substâncias compostas : III e VI
18) O estado físico de uma substância depende de:
15) Um átomo possui 26 prótons, 30 nêutrons e 23
elétrons. Qual das afirmações abaixo é FALSA:
a)
b)
c)
d)
e)
O seu número atômico é Z = 26;
O seu número de massa é 56;
Esse átomo é na realidade um cátion;
No seu núcleo existem 79 partículas;
Faltam 3 elétrons para que o átomo fique com carga
neutra;
16) Os diversos isótopos de um elemento químico
diferem entre si pelo:
a)
b)
c)
d)
e)
Número de prótons;
Número de nêutrons;
Número de elétrons;
Número atômico;
Carga elétrica
a)
b)
c)
d)
e)
Temperatura, somente;
Temperatura e fonte de calor;
Temperatura e pressão;
Temperatura, pressão e fonte de calor;
Temperatura, pressão e DDP.
19) O máximo de elétrons que um átomo pode apresentar
na camada N é:
a)
b)
c)
d)
e)
2
8
18
32
64
17) A relação abaixo contém uma série de substâncias
numeradas:
20) Assinale a alternativa correta:
I – Água pura;
II – Água pura + gelo puro;
III – Açúcar (C6H12O6);
IV – Cloro Gasoso;
a)
b)
c)
d)
e)
A tenacidade é a resistência ao choque;
Ponto de fusão é igual ao ponto de solidificação;
Ponto de ebulição é igual ao ponto de liquefação;
O álcool é mais volátil que a água (ferve antes);
Todas as afirmações estão corretas.
V – Hidróxido de Sódio (NaOH);
VI – Areia (SiO2).
21) Alotropia é um fenômeno pelo qual:
d)
(T)
a)
Podem existir átomos do mesmo elemento com
diferentes massas;
b) Podem existir átomos de diferentes elementos com
mesma massa;
c) Podem existir diferentes substâncias compostas
formadas a partir do mesmo elemento;
d) Podem existir substâncias simples diferentes
formadas a partir do mesmo elemento;
e) Podem existir substâncias compostas formadas a
partir do mesmo elemento
(t)
e)
(T)
22) O gráfico que corresponde á liquefação ou
condensação de uma substância pura gasosa é:
a)
(t)
(T)
(t)
23) Fase é sempre:
a)
b)
Uma porção arbitrariamente delimitada de um
sistema;
b) A menor parte do sistema que ainda apresenta todas
as propriedades do mesmo;
c) Uma das substâncias que compõem o sistema;
d) Uma das misturas homogêneas de que se compõem
um sistema heterogêneo;
e) Qualquer parte heterogênea de um sistema de
misturas.
(T)
(t)
24) Para separar os componentes de uma mistura
homogênea de dois líquidos fazemos:
c)
(T)
a)
b)
c)
d)
e)
destilação simples;
fusão fracionada;
cristalização fracionada;
solidificação fracionada;
destilação seca.
(t)
25) Um pedaço de pau-brasil pesando 238,3g ocupa um
volume de 545 cm3. Qual a sua densidade em g/cm3 ?
e)
isobaria, isotonia e isotopia.
29) No átomo de potássio, um elemento importante para
a nutrição das plantas, de Z = 19 e A = 39, temos:
26) O naftaleno, comercialmente conhecido como
naftalina, empregado para evitar baratas em roupas,
funde em temperaturas superiores a 80 ºC. Sabe-se
que bolinhas de naftalina, à temperatura ambiente,
têm suas massas constantemente diminuídas,
terminando por desaparecer sem deixar resíduos.
Essa observação pode ser explicada pelo fenômeno
da:
a)
b)
c)
d)
e)
a)
b)
c)
d)
e)
3 camadas eletrônicas e apenas 1 elétron na periferia;
4 camadas eletrônicas e apenas 1 elétron na periferia;
4 camadas eletrônicas e 2 elétrons periféricos;
5 camadas eletrônicas e 3 elétrons periféricos;
3 camadas eletrônicas e 9 elétrons periféricos.
30) Dentre as alternativas abaixo, indique a que contém
afirmação CORRETA:
a)
Fusão;
Sublimação;
Solidificação;
Liquefação;
Ebulição.
27) Nos aparelhos de destilação, a entrada de água no
condensador é feita pela parte inferior porque:
o encontro entre a água fria e os vapores quentes do
destilador pode causar quebra do condensador;
b) a água quente é menos densa que a água fria;
c) o condensador fica totalmente cheio de água;
d) a parte inferior do aparelho deve ficar próxima da
torneira;
e) se a entrada fosse pela parte superior a gravidade
faria com que a água saísse sem resfriar o sistema.
dois átomos que possuem o mesmo número de
nêutrons pertencem ao mesmo elemento químico;
b) dois átomos com o mesmo número de elétrons em
suas camadas de valência pertencem ao mesmo
elemento químico;
c) dois átomos que possuem o mesmo número de
prótons pertencem ao mesmo elemento químico;
d) dois átomos com iguais números de massa são
isótopos;
e) dois átomos com iguais números de massa são
alótropos.
a)
31) O período e o grupo na Tabela Periódica de um
elemento com a configuração eletrônica: 1s2, 2s2, 2p6,
3s2,3p3, são, respectivamente:
a)
b)
c)
d)
e)
1 – IIB;
3 – VA;
2 – IIIA;
6 – IIIA;
3 – IIB.
32) Assinale a alternativa que completa, corretamente, as
lacunas da frase abaixo:
28) Os pares de átomos abaixo
respectivamente fenômenos de:
K
a)
b)
c)
d)
39
19
40
e K 19

Ca
40
20
e
Ar
isotonia, isotopia e isobaria;
isotopia, isobaria e isotonia;
isobaria, isotopia e isotonia;
isotopia, isotonia e isobaria;
40
18

representam,
39
40
19
20
K e Ca
-
O elemento químico de configuração eletrônica
terminada em 4p5, pertence ao grupo _______ e é
classificado como elemento __________.
a) 5A – de transição externa;
b) 5A – representativo;
c) 5B – de transição externa;
d) 7A – representativo;
e) 7A – de transição externa.
a)
b)
c)
d)
e)
atomicidade;
valência;
elétrons;
prótons;
nêutrons.
33) Na família dos metais alcalinos à medida que o
número atômico diminui:
a) os átomos tornam-se menores;
b) os subníveis “s” apresentam maior número de
elétrons;
c) os elétrons de valência estão menos presos ao núcleo;
d) os núcleos apresentam maior número de nêutrons;
e) os núcleos apresentam maior número de prótons.
37) O bromo, único halogênio que nas condições
ambientes se encontra no estado líquido, formado por
átomos representados por
a)
b)
c)
d)
e)
Br
80
35
, apresenta:
25 elétrons na camada de valência;
2 elétrons na camada de valência;
7 elétrons na camada de valência;
35 partículas nucleares;
45 partículas nucleares.
34) Assinale a alternativa INCORRETA:
a)
A Tabela Periódica classifica os elementos em ordem
crescente de número atômicos;
b) Os elementos de uma família possuem propriedades
químicas semelhantes;
c) Energia de ionização é a energia necessária para
retirar um elétron de um átomo no estado natural;
d) Eletronegatividade é a tendência que um átomo
possui de atrair elétrons;
e) Volume atômico é uma propriedade periódica dos
elementos.
38) Resolva a questão com base na análise das
afirmativas a seguir:
I – Em um mesmo período, os elementos apresentam o
mesmo número de níveis;
II – Os elementos do grupo 2A, apresentam, na última
camada, a configuração geral ns2;
35) Considere que o diâmetro de um átomo seja
igual a 1 A (angstrom), o que corresponde a 10 -10
metro. Logo, o diâmetro de um átomo, expresso em
centímetros (cm), será igual a:
a)
b)
c)
d)
e)
1 cm;
10-2 cm;
10-6 cm;
10-8 cm;
10-12 cm.
36) As representações:
III – Quando o subnível mais energético é do tipo “s” ou
“p” , o elemento é de transição;
IV – Em um mesmo grupo, os elementos apresentam o
mesmo número de camadas.
Conclui-se que, com relação à estrutura da
classificação periódica dos elementos, estão corretas as
afirmativas:
H H eH
1
2
3
1
1
1
átomos de hidrogênio com números diferentes de:
indicam
a)
b)
c)
d)
e)
I e II;
I e III;
II e III;
II e IV;
III e IV.
39) A propriedade cujos valores diminuem à medida que
aumenta o número atômico na coluna dos halogênios
é:
a)
b)
c)
d)
e)
densidade da substância elementar;
primeira energia de ionização do átomo;
raio atômico;
temperatura de ebulição da substância elementar;
temperatura de fusão da substância elementar.
44) Indique a alternativa que NÃO É CORRETA:
a)
5, 1, 0, -1/2 são os quatro números quânticos do
elétron de maior energia de um átomo de um
elemento que pertence a família IA da Tabela
Periódica;
b) O número máximo de elétrons em cada orbital é 2;
c) No nível quântico principal 4 há dezesseis orbitais;
d) No subnível 5f há sete orbitais;
e) Os elétrons de um mesmo átomo podem ter no
máximo três números quânticos iguais.
40) A balança mais precisa pode detectar uma variação
de aproximadamente 10-8 gramas. Quantos átomos de
ouro existiriam em uma amostra desse peso? (Peso
atômico do Au = 198).
a)
b)
c)
d)
e)
4 x 1020 átomos;
6,5 x 1012 átomos;
9 x 1010 átomos;
5 x 1015 átomos;
3 x 1013 átomos.
41) Um átomo, cujo número atômico é 18, está
classificado na Tabela Periódica como:
a)
b)
c)
d)
e)
2
3
5
6
7
43) Assinale, entre as opções abaixo, a fórmula do
composto no qual o fósforo está no maior estado de
oxidação:
a)
b)
c)
d)
e)
a)
b)
c)
d)
e)
ácido e base;
sal e óxido;
sal e ácido;
base e sal;
óxido e ácido.
metal alcalino;
metal alcalino-terroso;
metal terroso;
ametal;
gás nobre.
42) Quantos elétrons há no nível energético do átomo de
Bismuto, Bi83 ?
a)
b)
c)
d)
e)
45) Quando um prisioneiro, condenado a morte é
executado em uma câmara de gás, a substância letal é
o gás HCN, é produzida no ato da execução através
da reação: 2NaCN + H2SO4  2HCN + Na2SO4. Os
reagentes e os produtos desta reação pertencem às
funções inorgânicas:
H3PO3
H2PO3
H3PO2
H4P2O5
HPO3
46) Em uma mistura homogênea estão presentes água
(H2O), sal comum (NaCl) e cloreto de cálcio (CaCl2).
Estas substâncias apresentam seus átomos unidos,
respectivamente, por ligações:
a)
b)
c)
d)
e)
iônicas, iônicas e iônicas;
covalentes, covalentes e covalentes;
iônicas, covalentes e covalentes;
covalentes, iônicas e iônicas;
covalentes, iônicas e covalentes.
47) O ácido fórmico, oficialmente conhecido como ácido
metanóico, de fórmula bruta CH2O, é o responsável
pela irritação causada na pele humana, provocada
pela picada das formigas. Qual das substâncias
abaixo poderia ser aplicada na pele, a fim de atenuar
esse efeito irritante ?
a) Mg(OH)2
b) H2O
c) NH4Cl
d) H3PO4
e) H2SO4
e)
I, II e III são químicos e IV e V não são nem
químicos e nem físicos.
48) Observe os elementos abaixo e suas densidades:
50) Assinale a única afirmação INCORRETA:
Elemento
Densidade g/cm3
I
Alumínio
2,7
II
Arsênio
5,7
III
Berílio
1,9
IV
Boro
2,3
V
Magnésio
1,7
a)
Diamante e grafite são formas alotrópicas do
carbono;
b) Hidrogênio e deutério são isótopos;
c) Átomos com mesmo número atômico pertencem a
um mesmo elemento;
d) Uma substância pura tem composição ponderal
constante;
e) Uma substância pura não pode constituir um sistema
difásico.
51) O número atômico do magnésio é 12. Em sua
distribuição eletrônica, quantos elétrons terá a última
camada?
É correto afirmar que:
a)
Nenhuma dessas substâncias flutuam na água, pois
todas são mais densas que a água;
b) A substância de maior densidade é o magnésio, pois
se aproxima da densidade da água;
c) O arsênio por possuir a maior densidade será a única
a flutuar;
d) Considerando 1 Kg de cada um dos elementos, a que
terá maior volume será o Arsênio;
e) Todas as substâncias são sólidas pois a densidade não
ultrapassa o valor da gravidade (g = 9,8 m/s2).
49) Diga quais dos processos abaixo
transformações químicas ou físicas?
envolvem
a)
b)
c)
d)
e)
2
8
10
12
11
52) Para que haja uma ligação iônica, é necessário que:
a)
O potencial de ionização dos átomos participantes
tenha valores próximos;
b) A eletronegatividade dos átomos participantes
tenham valores próximos;
c) A eletronegatividade dos átomos participantes tenha
valores bastantes diferentes;
d) Os elétrons de ligações sejam orbitais de “s”.
e) As afinidades eletrônicas sejam nulas.
I – aparecimento da ferrugem no ferro;
II – aparecimento do azinhavre (zinabre) no cobre;
53) Efetuando o balanceamento da equação química
abaixo, quais os menores coeficientes encontrados ?
III – queima de uma folha de papel;
HNO3 + SO2 + H2O  H2SO4 + NO
IV – secagem das tintas;
V – secagem das colas.
a)
b)
c)
d)
todos os processos são físicos;
todos os processos são químicos;
I, II e III são químicos e IV e V são físicos;
I e II são químicos e III, IV e V são físicos;
a)
b)
c)
d)
e)
1-4-2-4-1
2-3-3-2-3
1-2-1-2-1
2-3-2-3-2
2-3-4-3-2
54) O número de oxidação do calcogênio nos compostos
H2O2,
HMnO4,
Na2O4
e
F2O, são
respectivamente:
a)
b)
c)
d)
e)
íons
concentração
Mg+2
1350
SO4-2
2700
Na+1
10500
Cl-1
19000
-1, -2, -2, -0,5
-1, -2, -0,5, +2
-2, -2, -2, -2
-0,5, +2, -1, +2
-1, -0,5, +1, +2
Dentre esses íons, os que estão em menor e maior
concentração molar são respectivamente:
55) Uma base tem fórmula MOH. O elemento M pode
ser:
a)
b)
c)
d)
e)
Sódio;
Cálcio;
Alumínio;
Nitrogênio;
Hidrogênio.
a)
b)
c)
d)
e)
Cl-1 e Mg+2
SO4-2 e Na+1
Mg+2e Na+1
Mg+2e Cl-1
SO4-2 e Cl-1
Massas atômicas:
56) Sendo dadas as fórmulas dos íons:
O = 16
Na = 23
I) HVO4-2
II) H2P2O7-2
Mg = 24
S = 32
III)Sn(OH)6-2
Cl = 35,5
IV) HO2-1
Assinale a alternativa que indica, na ordem citada, os
números de oxidação dos elementos contidos nas
fórmulas acima:
58) 25 gramas de um ácido são dissolvidos em água
suficiente para 500 ml de solução 0,51 mol/. A
fórmula química do ácido é:
a)
b)
c)
d)
e)
V
P
Sn
O
-2
-3
-5
+5
+5
+10
+5
+10
+5
+5
-2
-6
+6
+4
+4
-2
+1
-1
-2
-1
57) Abaixo é representada a concentração, em mg/Kg, de
alguns íons na água do mar:
a)
b)
c)
d)
e)
HCl
H2S
NHO3
HClO4
H2SO4
59) A Química Analítica, ou simplesmente Análise
Química, está dividida em duas categorias para fins
de estudos, são eles:
a)
b)
c)
d)
e)
Química qualitativa e Química quantitativa;
Gravimetria e Volumetria
Marcha de Cátions e Marcha de ânions
Permanganometria e Iodometria
Concentrações e Soluções
62) Faça a distribuição dos elétrons de acordo com o
diagrama de Lewis para os átomos da questão
anterior:
O
C
Fe
Br
60) Sabe-se que a reação A + B  C + D é endotérmica.
Portanto, é possível afirmar que a entalpia dos
produtos é:
a)
b)
c)
d)
e)
igual à dos reagentes;
menor que a dos reagentes
maior que a dos reagentes
dependente do estado físico dos reagentes
menor que a dos reagentes se estes forem sólidos.
63) Determine as ligações das moléculas abaixo:
61) Faça a distribuição eletrônica para os seguintes
átomos:
a) H2SO4
a) O (Z = 8)
b) HNO3
b) C (Z = 6)
c) Fe (Z = 26)
c) H2CO3
d) Br (Z = 35)
d) HCN
64) Com os resultados descritos na questão anterior, diga
quantas ligações covalentes simples (C.S.) e quantas
ligações covalentes compostas (C.C.) existem em
cada composto.
b) Qual a fórmula eletrônica dos compostos covalentes
formados?
a) H2SO4
66) O cobre pode ser encontrado na natureza no mineral
denominado ATACAMITA.
b) HNO3
CuCl2 . 3Cu(OH)2
Na fórmula da atacamita, identifica-se cobre com
valências, respectivamente:
c) H2CO3
a)
b)
c)
d)
e)
um e um
um e dois
um e três
dois e um
dois e dois
d) HCN
67) Dê exemplo de composto com cada uma das
seguintes ligações:
a) ligação covalente simples;
65) Considere o elemento cloro formando composto com,
respectivamente, hidrogênio, carbono, sódio e cálcio.
a) Com quais desses elementos o cloro forma compostos
covalentes?
b) ligação iônica
c) ligação covalente dativa
72) Qual o Nox do C no K2C2O4 ?
73) Qual o Nox do H no NaH ?
68) O número e tipos de ligações existentes no composto
NH4Cl são:
a)
b)
c)
d)
e)
4 covalentes simples e 1 iônica;
3 covalentes simples, 1 iônica e 1 dativa;
3 iônicas, 1 metálica e 1 dativa;
1 covalente simples, 2 iônicas e 1 dativa;
2 metálicas e 1 covalente simples.
69) Para a formação da ligação, duas condições são
necessárias: um par de elétrons com spins opostos e
um orbital estável em cada átomo. A força da ligação
é qualitativamente proporcional à interpenetração das
nuvens de carga dos dois átomos.
O texto acima refere-se à ligação do tipo:
74) O número de oxidação mais provável para um átomo,
cuja configuração eletrônica é 1s2, 2s2, 2p6, 3s2,3p5,
será:
a)
b)
c)
d)
e)
-1
+1
+2
-3
+3
75) A soma algébrica dos números de oxidação do iodo
nas substâncias NaIO, NaI, NH4IO3 e I2 é:
a) iônica;
b) covalente simples;
c) metálica
d) covalente dativa
e) ponte de hidrogênios
70) Identifique entre os compostos mencionados abaixo,
o composto iônico:
a)
b)
c)
d)
e)
H2SO4
Cl2;
HCl
CsCl
ICl
71) Qual o Nox do S no H2SO3 ?
a)
b)
c)
d)
e)
3
4
6
5
2
76) Os números de oxidação do Cromo e do Manganês
nos
compostos
CaCrO4
e
K2MnO4
são
respectivamente:
a)
b)
c)
d)
e)
+2 e +2
-2 e -2
+6 e +7
+6 e +6
-6 e -6
77) O manganês tem a maior quantidade de números de
oxidação em seus compostos do que qualquer um dos
elementos da primeira fila de elementos de transição.
Quais são os mais importantes números de oxidação
do manganês, ilustrados pelos seguintes óxidos:
óxido manganoso  MnO
dióxido de manganês  MnO2
heptóxido de manganês  Mn2O7
81) Escreva a fórmula dos seguintes ácidos:
a) ácido sulfúrico:
a)
b)
c)
d)
e)
-2, -4 e -7
+2 e +7
+2, +3 e +9
+2, +4 e +7
+2, +4 e +14
b) ácido nítrico:
78) Das afirmações a seguir, relativas ao conceito de
número de oxidação, assinale a mais correta:
a) A definição de número de oxidação corresponde,
simplesmente, a um artifício de contabilidade de
elétrons, útil, mas arbitrário;
b) O número de oxidação corresponde, simplesmente, à
valência, precedida do sinal (+) ou (-);
c) A determinação do número de oxidação dos átomos
permite uma compreensão mais clara da natureza das
ligações químicas;
d) A soma dos números de oxidação de todos os átomos
constituintes de um ânion, em geral, é zero;
e) No BaO2, o número de oxidação do átomo de oxigênio
é -2.
c) ácido fosfórico:
d) ácido carbônico:
79) Determinar o número de oxidação do elemento em
destaque utilizando as regras práticas:
(NH4)2SO4
82) Dê o nome dos seguintes compostos:
a) Na2O
80) Os ácidos mudam a cor de uma solução aquosa de
fenolftaleína de:
a)
b)
c)
d)
e)
incolor para vermelho;
incolor para azul;
vermelho para incolor;
azul para vermelho;
vermelho para azul.
b) HBr
a) óxido de bário:
b) óxido de sódio:
83) Um elemento X forma um composto de fórmula
XClO4. Esse elemento pode corresponder, na
classificação periódica dos elementos, ao subgrupo A
do grupo:
a)
b)
c)
d)
e)
1
2
3
4
5
c) óxido de ferro III:
d) óxido de Bismuto:
84) A deficiência de bicarbonato de sódio no sangue das
galinhas de postura provoca a formação de cascas de
ovos frágeis. Reduzindo o teor de cloreto de sódio na
sua dieta, promove-se maior reabsorção do
bicarbonato pelos rins, melhorando a qualidade da
casca. A respeito das substâncias mencionadas
indique:
86) Qual a composição do imã natural ?
a) a fórmula do bicarbonato de sódio
b) a fórmula do cloreto de sódio.
87) Dê a fórmula dos seguintes sais:
85) Escreva as fórmulas dos seguintes compostos:
a) Sulfato de alumínio:
c)
S + HNO3 
NO2 + H2O +
H2SO4
b) Carbonato de magnésio:
d) KMnO4 + HCl  MnCl2 + KCl + H2O + Cl2
c) Nitrato de ferro III:
e)
MnO2 + HCl  MnCl2 + H2O + Cl2
f)
Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO + H2O
g)
Hg
d) Fosfato de Amônio:
+ HNO3  Hg(NO3)2 + NO
+ H2O
h) FeSO4 + H2SO4 + HNO3  Fe2(SO4)3 + NO + H2O
88) Os sais hidrogenocarbonato de potássio, ortofosfato
de cálcio, cianeto de ouro (I) e sulfeto de sódio
podem ser usados em banhos para douração. Escrever
as fórmulas desses compostos.
i)
As2S5 + HNO3 + H2O  H2SO4 + H3AsO4 + NO
90) Acerte os coeficientes das seguintes equações
iônicas:
89) Descubra pelo método redox, os coeficientes das
equações:
a)
HNO3
+ H2S
b)
HNO3 +
I2 

H2O
HIO3
+
NO
+ NO
a) Fe3+ + Sn2+

Fe2+
+
Sn4+
+ S
+ H2O
b). MnO4- + SO32- + H+
 Mn2+ SO4-2 + H2O
95) Num frasco X há 100 ml de uma solução aquosa
0,10 M de glicose (C6H12O6). Em outro frasco Y há
100 ml de uma solução 0,10 M de cianeto de potássio
(KCN). Quantos átomos de Carbono há em cada
frasco?
91) Dadas as fórmulas das substâncias:
P2O5
H4P2O7 P4
Ca3(PO4)2
Na2HPO3,
quais são os respectivos números de oxidação do fósforo
nas substâncias dadas ?
a)
b)
c)
d)
e)
0, +5, 0, +6 e +3
+5, +5, 0, +5 e +3
+5, +10, +4, -5 e +4
+5, +10, 0, +5 e +3
-5, -5, 0, -5 e -3
92) Para uma reação de óxido-redução:
a)
b)
c)
d)
e)
o agente redutor sofre redução;
a substância que perde o elétron é o agente redutor
o número de oxidação do agente oxidante aumenta;
o número de oxidação do agente redutor diminui
a substância que perde elétrons é o agente oxidante
93) Classifique as seguintes reações:
a)
b)
c)
d)
e)
2NaI + Br2  2NaBr + I2
NH4NO2  N2 +2 H2O
HCN + KHO  KCN + H2O
CO2 + H2O  H2CO3
2NaHCO3  Na2CO3 + CO2 + H2O
94) O soro fisiológico é uma solução que contém 0,9 g de
Cloreto de Sódio (NaCl) em 100 ml de solução.
Calcule a massa de Cloreto de Sódio que deve ser
usada para a preparação de dois litros de soro
fisiológico.
96) Qual a concentração em massa (g/) e a concentração
em quantidade de substância (mol/) de uma solução
de água oxigenada a 30 volumes? Qual a massa e
qual a quantidade de matéria (mol) contida em 300
ml dessa solução?
97) A solução aquosa 2,00 mol/ de H2SO4 , tem
concentração em g/, igual a:
a)
b)
c)
d)
e)
25,0
49,0
50,0
98,0
196
98) A concentração de Cloreto de Sódio na água do mar
é, em média de 2,95 g/ Assim sendo, a concentração
molar deste sal na água do mar é aproximadamente
de:
a)
b)
c)
d)
e)
0,050
2,950
5,850
0,295
5,000
99) No rótulo de uma solução aquosa lê-se NH4Cl 1,00
mol . dm3. Expressando tal concentração em gramas
do soluto por decímetro cúbico de solução, tem-se:
a)
b)
c)
d)
e)
0,535
5,35
53,5
535
5.350
d) 10
e) 15
100)
Uma solução aquosa, 24% em peso, de um ácido
de fórmula H2A, tem densidade igual a 1,50 g/cm3. A
massa molar do ácido é de 300g e a da água, 18g.
Calcule:
a)
a concentração em g/;
103)
Quando se espreme um limão em água, as
sementes ficam no fundo do copo, mas adicionandose açúcar, as sementes passam a flutuar na superfície.
Isso ocorre porque:
a)
b)
c)
d)
e)
a solução não se altera;
o açúcar reduz a densidade da solução;
a densidade das sementes aumenta;
as sementes diminuem sua densidade;
o açúcar aumenta a densidade da solução.
b) a concentração em mol/.
104)
Cerca de 18% da massa do corpo humano
provém de átomos de carbono presentes em
diferentes compostos. Com base nesse dado, o
número de moles de átomos de carbono no corpo de
um indivíduo que pesa 100 Kg é:
a)
b)
c)
d)
e)
101)
Uma solução a 15% de cloreto de amônio possui
50g de soluto. A massa de água em gramas na
solução vale:
a)
b)
c)
d)
e)
0,2833
2,833
28,33
283,3
2.833
102)
Calculando-se a porcentagem em volume de
solução aquosa de etanol que contém 50 ml de álcool
em 1 litro de solução, encontramos:
a) 50
b) 5
c) 75
1,00 x 103
1,50 x 103
2,00 x 103
2,50 x 103
3,00 x 103
105)
A densidade da água a 25ºC é 1,0 g/ml. O
número aproximado de átomos de hidrogênio
contidos em uma gota de água, de volume 0,05 ml, é:
a)
b)
c)
d)
e)
0,56 x 10-2
1,67 x 10-21
3,33 x 1021
3,33 x 1023
0,28 x 1025
106)
A análise de um amálgama, usado na restauração
de dentes, revelou a presença de 40% (em massa) de
mercúrio. A prata e o estanho completam os 100%.
Um dentista que usa 1,0 g desse amálgama em
cavidades dentárias de um cliente está, na realidade,
usando quantos gramas de mercúrio? Quantos átomos
de mercúrio estão sendo colocados nas cavidades
dentárias? Massa atômica do Hg = 200.
distribua uniformemente por toda a área
metropolitana até uma altura de 10 Km, quantas
moléculas do CO emitido por esse automóvel serão
encontradas em 1m3 do ar metropolitano ?
Considerar o Número de Avogadro = 6,0 x
1023.moléculas/mol.
110)
Uma das substâncias utilizadas para o tratamento
da anemia por deficiência de ferro é o FeSO4, no
mínimo, devem ser administrados a um indivíduo,
para que este absorva aproximadamente 10-6 moles
de ferro por dia?
107)
Ligas constituídas de platina e de ródio, com
diferentes composições, são utilizadas como sensores
de temperatura. Para 1,00 g de uma liga contendo
apenas platina e ródio na proporção de 10% em
massa de ródio, calcular a massa e o número de
átomos de platina (massas atômicas do Rh = 103 e da
Pt = 195). Considere o N. de Avogadro = 6,0 x 1023.
111)
A análise de uma carga de batatas indicou a
presença média de 1,0 x 10-5 mol de mercúrio por
amostra de 25g examinadas. A legislação proíbe a
comercialização ou doação de alimentos com teores
de mercúrio acima de 0,50 ppm (mg/Kg). Determine
se esta carga deve ser confiscada. Dados: massa
molar do mercúrio = 200 g/mol.
108)
O volume de etanol (C2H5OH) necessário para
encher o tanque de um automóvel é 50 dm3. Calcule
o número de moléculas de etanol contidas neste
volume. Dados: densidade do etanol = 8,0 x 102
g/dm3; número de Avogadro == 6,0 x 10 23.moléculas
em um mol.
112)
Se cada um dos 26 estados brasileiros
produzisse, anualmente 4,6 milhões de toneladas de
soja, o tempo necessário para produzir 1 mol de grãos
de soja seria de: (admita o peso médio de um grão
como sendo 1g).
109)
A região metropolitana de São Paulo tem cerca
de 8.000 Km2. Um automóvel emite diariamente
cerca de 20 moles de CO. Supondo que esse gás se
a)
b)
c)
d)
e)
1 mês;
2,5 anos;
1 século;
2,5 séculos
a idade provável do sistema solar (5 x 109 anos).
113)
Qual o número de moléculas em 0,5 mol de
CO2 ?
116)
Quantos átomos de C e H existem em um mol de
moléculas de:
a)
metano (CH4) ?
114)
Qual o número de moles de moléculas, numa
amostra de 1,2 x 1023 moléculas de água ?
b) etano (C2H6) ?
115)
Quantos átomos de C e de H existem em uma
molécula de:
a)
117)
O elemento cloro tem o número atômico 17 e a
massa atômica 35,45. Na natureza há dois isótopos
desse elemento. Cl35 = 34,97 e Cl37 = 36,97.
metano (CH4) ?
a)
b) etano (C2H6) ?
Indicar o número de prótons, elétrons e nêutrons do
Cl37.
b) Calcular a composição percentual de cada isótopo.
118)
Um carro viajando a 100 Km/h libera cerca de
1,5 Kg de monóxido de carbono (CO) por Km.
Nessas condições, as quantidades de moles de (CO)
liberadas por Km são:
a)
b)
c)
d)
e)
5,36 x 10-4 moles;
1,20 x 10-3 moles;
125 moles
94,0 moles
53,6 moles
a)
b)
c)
d)
e)
6,02 x 1023;
12,04 x 1023;
18,06 x 1023;
24,08x 1023;
30,10 x 1023;
123)
Um medicamento contém 90 mg de ácido
acetilsalicílico (C9H8O4) por comprimido. Quantas
moléculas dessa substância há em cada comprimido?
Considerar o Número de Avogadro = 6,0 x 1023 x
mol-1 e as massas atômicas relativas: C = 12; O = 16
e H = 1.
119)
Qual a massa de 2,4 x 1024 moléculas de água?
Qual o volume desta amostra? Lembre-se de que a
densidade da água é 1 g/cm3.
120)
A 25º C e 1 atmosfera o volume de l mol de
átomos de níquel é aproximadamente igual a:
(densidade do níquel = 8,9 g/ cm3.
a)
b)
c)
d)
e)
33 cm3
26 cm3
20 cm3
13 cm3
6,6 cm3
124)
6,67 gramas de uma cerâmica supercondutora de
formula YBa2Cu3O7 contém, aproximadamente:
a)
b)
c)
d)
e)
13 x 6,02 x 1023 moles de cerâmica;
6,02 x 1025 átomos;
13 x 10-2 moles de cerâmica;
10-2 átomos;
13 x 6,02 x 1021 átomos.
121)
Dada uma amostra que contém 4,9 gramas de
ácido fosfórico, pede-se sejam calculados:
a)
b)
c)
d)
e)
o número de moles de ácido;
o número de moléculas do ácido;
o número de átomos de hidrogênio nesta amostra;
a massa correspondente aos átomos de oxigênio nesta
amostra;
o número de moles de átomos de P nesta amostra.
122)
O número de elétrons existentes em 2 gramas de
hidrogênio é:
125)
A impressão desta página consumiu cerca de
8mg de tinta. Calcule a massa e o número de átomos
de carbono utilizados para imprimir esta página,
supondo que 90% da massa da tinta seja
constituída pelo elemento carbono. São dados:
Número de Avogadro = 6,02 x 10 23 unidades/mol e
massa atômica do Carbono = 12.
a)
b)
c)
d)
e)
126)
O ferro (massa atômica 55,8) é essencial à vida
do homem porque está presente na forma iônica, nos
glóbulos vermelhos do sangue e transporta o
oxigênio para os tecidos. No sangue de um adulto há
aproximadamente 2,9 gramas de ferro, que estão
contidos em cerca de 2,6 x 1013 glóbulos vermelhos.
O número de átomos de ferro em cada glóbulo
vermelho é:
a)
b)
c)
d)
e)
129)
A melhor maneira de separar os três
componentes de uma mistura de areia com solução
aquosa de sal é:
a)
b)
c)
d)
e)
6,0 x 1023;
1,2 x 109;
3,1 x 1022;
0,051;
2,9 x 6,0 x 1023.
H2O e H2O2 – NaCl e CaCO3;
O2 e O3 – Cl2 e F2;
C (grafite) e C (diamante) – CO e Co;
O2 e O3 – KMnO4 e Mg(OH)2;
Hg e Ag – (NH4)+ e (H3O)+.
filtrar e destilar;
destilar e filtrar;
decantar e filtrar;
filtrar e decantar;
destilar e decantar.
127)
Considere a tabela abaixo, cujos dados foram
obtidos à pressão de uma atmosfera:
Substância
Ponto de Fusão
Ponto de Ebulição
I
-94,3ºC
+56,7ºC
II
-38,9ºC
+357ºC
III
+660ºC
+2.000ºC
130)
O número de substâncias simples com
atomicidade par entre as substâncias de fórmula O3,
H2O2, P4, I2, C2H4, CO2 e He é:
Sob pressão de uma atmosfera e temperatura de 25ºC, as
substâncias I, II e III apresentam-se, respectivamente, nos
estados:
a)
b)
c)
d)
e)
a)
b)
c)
d)
e)
131)
Colocando em tubo de ensaio pequena
quantidade de petróleo e água do mar filtrada, temos:
líquido, líquido e sólido;
sólido, sólido e sólido;
líquido, líquido e líquido;
líquido, sólido e sólido;
sólido, líquido e sólido.
128)
São exemplos respectivamente de alótropos e de
substâncias compostas:
5
4
3
2
1
a) sistema homogêneo;
b) sistema heterogêneo, sendo cada fase uma substância
pura;
c) o sistema tem duas fases, separáveis por filtração;
d) sistema heterogêneo, sendo cada fase uma mistura;
e) sistema heterogêneo, sendo uma fase substância pura
e a outra, mistura.
132)
Uma boa opção para separar uma mistura de
cloreto de sódio, areia e naftalina é:
a)
b)
c)
d)
e)
adicionar água, decantar, sifonar, destilar e sublimar;
sublimar, adicionar água, filtrar e destilar;
adicionar água, filtrar e destilar;
não é possível separar tal mistura
n.r.a.
a)
b)
c)
d)
e)
centrifugação;
decantação;
destilação;
fusão;
sifonação.
136)
Qual dos seguintes conjuntos é constituído,
apenas, por fenômenos químicos?
a)
133)
Qual dos fenômenos abaixo não envolve
transformações químicas?
a)
b)
c)
d)
e)
A fusão do gelo;
A digestão de alimentos;
A combustão da gasolina;
A queima de uma vela;
A explosão da dinamite.
134)
Queimar uma vela, fumar um cigarro, escrever no
papel;
b) Acender uma lâmpada, ferver água, tocar uma nota
no violão:
c) Explodir uma carga de dinamite, fazer vinho a partir
do suco de uva, queimar álcool;
d) Congelar água, fundir ferro, misturar água com
açúcar;
e) Cozinhar um ovo, digerir os alimentos, queimar
açúcar numa panela.
137)
Pode-se citar como
homogêneo a mistura de:
Observe os seguintes fatos:
I – Uma pedra de naftalina deixada no armário;
a)
b)
c)
d)
e)
II – Uma vasilha com água deixada no freezer;
III – Uma vasilha com água deixada no fogo;
exemplo
de
sistema
mercúrio metálico e água líquida;
nitrogênio e vapor de água;
poeira e ar atmosférico;
gelo e água líquida;
areia e carvão em pó.
IV – O derretimento de um pedaço de chumbo quando
aquecido.
138)
Nesses fatos estão
seguintes fenômenos:
relacionados
corretamente
os
Considere as seguintes substâncias:
I - H2O (líquido)
II – Hg (líquido)
a)
I sublimação; II solidificação; III evaporação e
fusão;
b) I sublimação, II solidificação, III fusão e
evaporação;
c) I fusão, II sublimação, III evaporação e
solidificação;
d) I evaporação, II solidificação, III fusão e
sublimação;
e) I evaporação, II sublimação, III fusão,
solidificação
IV
III – C12H22O11 (sólido)
IV
IV – CO2 (gasoso)
IV
V – N2 (gasoso).
IV
IV
135)
As misturas líquidas homogêneas, onde os
componentes tenham pontos de ebulição bem
distintos, podem ser separados por:
Quando misturados em quaisquer proporções, sempre
formarão um sistema homogêneo:
a) somente I e II;
b) somente I, II e III;
c) somente III e IV;
d) somente IV e V;
e) todas.
142)
Considere as misturas:
I – água e óleo;
II – água e cloreto de sódio;
139)
O solvente de um sistema homogêneo sólidolíquido pode ser separado através de uma:
III – água e areia;
a)
b)
c)
d)
e)
Para separarmos completamente a água devemos usar,
respectivamente:
destilação;
cristalização;
decantação;
filtração;
centrifugação.
a)
b)
c)
d)
e)
140)
funil de separação, destilação simples e filtração;
filtração, destilação simples e funil de separação;
destilação simples, funil de separação e filtração;
filtração, destilação fracionada e levigação;
destilação fracionada, destilação simples e funil de
separação.
Considere as seguintes amostras:
I – Álcool comum e água;
143)
Qual
das
afirmações
é
CORRETA,
considerando-se o modelo de Rutherford?
II – Gás carbônico e nitrogênio;
III – Gasolina e água;
a) O núcleo é a região de menor massa do átomo;
b) Os prótons e os elétrons localizam-se no núcleo;
c) O átomo apresenta, predominantemente, espaço
vazio;
d) A região central do átomo é chamada de eletrosfera;
e) n.r.a.
IV – Enxofre e carvão;
V – Vinagre e óleo.
Quantos sistemas
mencionados:
heterogêneos
bifásicos
foram
144)
O modelo atômico que suscitou a idéia de átomo
com estrutura elétrica foi o:
a)
b)
c)
d)
e)
1
2
3
4
5
141)
Na obtenção de água destilada a partir da água
do mar ocorrem as seguintes mudanças de estado:
a)
b)
c)
d)
e)
solidificação e condensação;
vaporização e condensação;
vaporização e sublimação;
solidificação e sublimação;
liquefação e vaporização.
a)
b)
c)
d)
e)
de Dalton;
do Átomo Planetário de Rutherford;
de Bohr;
de Mecânica Ondulatória;
de Thompson.
145)
Relacione a coluna da direita com a da esquerda,
considerando a melhor técnica para separar as
seguintes misturas:
1) limalha de ferro e enxofre
( ) sublimação;
2) óleo e água
( ) decantação;
3) areia e naftaleno
( ) imantação;
4) açúcar e sal
( ) fusão fracionada;
resultante (filtrado) foi aquecido até sua total evaporação.
Pergunta-se:
a)
Que mistura deixou um resíduo sólido no papel após
a filtração?
5) bronze (liga de cobre e estanho) ( ) cristalização.
b) O que era esse resíduo?
Lendo de cima para baixo, formar-se-á a seguinte
seqüência numérica:
c)
a)
b)
c)
d)
e)
32154
12345
35124
42531
24153
Em que caso apareceu um resíduo sólido após a
evaporação do líquido?
d) O que era esse resíduo?
146)
Os gases nitrogênio, oxigênio e argônio,
principais componentes do ar, são obtidos
industrialmente através da destilação fracionada do ar
liqüefeito. Indique a seqüência de obtenção dessas
substâncias neste processo de destilação fracionada.
Justifique sua resposta.
Dados: temperatura de ebulição a 1,0 atm.:
148)
Dalton, Rutherford e Bohr propuseram, em
diferentes épocas, modelos atômicos. Algumas
características desses modelos são apresentadas no
quadro que se segue:
MODELO
CARACTERÍSTICAS
Núcleo atômico denso, com carga positiva.
Elétrons em órbitas circulares;
147)
SUBSTÂNCIA
TEMPERATURA C
Argônio
- 186
Nitrogênio
- 196
Oxigênio
- 183
I
II
Átomos maciços e indivisíveis;
III
Núcleo atômico denso, com carga positiva.
Elétrons em órbitas circulares de energia
quantizada.
Têm-se as seguintes misturas:
I – Areia e água;
II – Álcool (etanol) e água;
III – Sal de cozinha (NaCl) e água, neste caso uma
mistura homogênea.
Cada uma dessas misturas foi submetida a uma filtração
em funil com papel e, em seguida, o líquido
A associação modelo/cientista correta é:
a) I/Bohr; II/Dalton; III/Rutherford;
b) I/Dalton; II/Bohr; III/Rutherford;
c) I/Dalton: II/Rutherford; III/Bohr;
d) I/Rutherford; II/Bohr; III/Dalton;
e) I/Rutherford; II/Dalton; III/Bohr.
Fe
26
54
Mn
55
Fe
149)
Um
certo íon negativo X-3, tem carga
negativa –3, sendo seu número total de elétrons 36 e
seu número de massa 75. Podemos dizer que seu
número atômico e número de nêutrons são,
respectivamente:
a)
b)
c)
d)
e)
36 e 39
36 e 42
33 e 42
33 e 39
36 e 75
Utilizando notação química do tipo
X
X = símbolo químico
A = número de massa
Z = número atômico
150)
Assinale a alternativa correta: Um íon de
carga +2 possui 15 elétrons. O seu número de
nêutrons é duas unidades maior que o número de
prótons. O número de massa do elemento
correspondente é:
Diga quais são os conjuntos de:
a)
a)
b)
c)
d)
e)
30
Isótopos:
15
17
32
36
35
b) Isóbaros:
151)
Dados os nuclídeos
b
2c
d
a
c
c2
X Y Z
, sabe-se
que X e Y são isótopos, Y e Z são isóbaros e X e Z
são isótonos. Sabendo que o número de massa de X é
igual a 40, os números de nêutrons de Y e Z serão
respectivamente iguais a:
a)
b)
c)
d)
e)
153)
21 e 19
cea
42 e 21
19 e 21
21 e 42
91
39
90
90
20
40
19
39
40
Quais são Isótopos?
Complete a seguinte tabela:
ELEME NÚMER NÚMER
NTO
O
O DE
QUÍMIC ATÔMIC MASSA
O
O
Mn
40
19
X Y Z R S T
a)
152)
Considere os átomos a seguir:
40
NÚMER
O DE
PRÓTO
NS
NÚMER
O DE
NÊUTR
ONS
25
29
b) Quais são Isóbaros?
A
Z
, onde:
b) Qual deles não apresenta nêutrons?
c)
Quais são isótonos?
155)
Assinale a alternativa que representa um
conjunto de números quânticos não-permitido:
d) Quais pertencem ao mesmo elemento químico?
e)
Quais deveriam estar representados usando o mesmo
símbolo químico?
a)
b)
c)
d)
e)
n = 3;  = 2; m = 0; s = + ½;
n = 4;  = 0; m = 0; s = - ½;
n = 3;  = 1; m = 1; s = + ½;
n = 3;  = 2; m = 1; s = + ½;
n = 3;  = 0; m = 1; s = + ½.
156)
São dadas as seguintes informações relativas aos
átomos X, Y e Z:
I – X é isóbaro de Y e isótono de Z;
II – Y tem número atômico 56, número de massa 137 e é
isótopo de Z;
III – O número de massa de Z é 138.
Logo, o número atômico de X é:
154)
Os três isótopos do hidrogênio são tão
importantes que acabaram recebendo nomes
próprios:
1
I) H1
a)
II )
H
2
1
III )
H
a)
b)
c)
d)
e)
53
54
55
56
57
3
1
Qual e o nome de cada um deles?
157)
O último elétron de um átomo neutro apresenta
o seguinte conjunto de números quânticos: n = 4;
 = 1; m = 0; s = + ½. Convencionando que o
primeiro elétron a ocupar um orbital possui número
quântico de spin igual a – ½, calcule o número
atômico desse átomo.
b)
c)
d)
e)
Se Y for um gás nobre, X será um halogênio;
Se Y for um metal de transição, X será um gás nobre;
Se Y for um gás nobre, X será metal alcalino;
Y é isóbaro de X.
161)
a)
b)
c)
d)
e)
158)
Na classificação periódica, o elemento químico
de configuração 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10, 4s2, 4p3,
está localizado na família:
a)
b)
c)
d)
e)
5A do quarto período;
4A do quinto período;
4A do terceiro período;
3A do quarto período;
3A do terceiro período.
O elemento com Z = 117 seria um:
elemento do grupo do oxigênio;
metal representativo;
metal de transição;
gás nobre;
halogênio.
162)
O cálcio e o bário antecedem e precedem,
respectivamente, o estrôncio na Tabela Periódica.
Sabendo que: o ponto de fusão do cálcio é 845 oC, e o
do bário, 725oC, assinale o ponto de fusão mais
provável para o estrôncio:
a)
b)
c)
d)
e)
1570oC
535oC
770oC
120oC
670oC
159)
Fazendo-se a associação entre as colunas abaixo,
que correspondem às famílias de elementos segundo
a Tabela Periódica, a seqüência numérica será:
1) Gases nobres
( ) Grupo 1A
2) Metais alcalinos
( ) Grupo 2A
3) Metais alcalino-terrosos ( ) Grupo 6A
4) Calcogênios
( ) Grupo 7A
5) Halogênios
( ) Grupo 0
a)
b)
c)
d)
e)
1, 2, 3, 4, 5
2, 3, 4, 5, 1
3, 2, 5, 4, 1
3, 2, 4, 5, 1
5, 2, 4, 3, 1
163)
Atualmente, para aumentar absorção dos raios
ultravioletas por filtros solares, se utiliza o TiO2 que
aumenta o valor do fator de proteção solar (F.P.S.)
sem afetar os atributos cosméticos do produto. Com
relação ao titânio e ao oxigênio, podemos afirmar que
são, respectivamente:
a)
b)
c)
d)
e)
metal alcalino e halogênio;
metal alcalino e calcogênio;
metal de transição e halogênio;
metal de transição e calcogênio;
metal alcalino terroso e calcogênio.
160)
Um átomo X tem um próton a mais que um
átomo Y. Com base nessa informação, assinale a
afirmativa correta:
a)
Se Y for alcalino-terroso, X será metal alcalino;
164)
Baseando-se nas configurações eletrônicas em
ordem crescente de energia dos elementos abaixo,
assinale a alternativa CORRETA:
A - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2;
sobre os elementos cujas configurações eletrônicas
são apresentadas a seguir:
B - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d2;
C - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p2;
D - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6.
6s2, 4f2;
a) C e D estão no mesmo período da tabela periódica;
b) A e C pertencem ao mesmo subgrupo, mas estão em
períodos diferentes;
c) A, B, C e D são todos metais alcalino-terrosos;
d) B e D são elementos de transição;
e) C está no quarto período e na família 4 A
ELEMENTO
A
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
1s2, 2s2, 2p6, 3s1
B
1s2, 2s2, 2p4
C
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2
D
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6
E
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
a)
165)
Qual é o número atômico do elemento
químico do quinto período da classificação
periódica e que apresenta 10 elétrons no quarto
nível energético (n = 4) ?
a)
b)
c)
d)
e)
22
40
38
46
48
166)
Um elemento X qualquer tem configuração
eletrônica: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10, 4s2, 4p6, 4d4,
5s2. Podemos dizer que este elemento está localizado
na tabela periódica no:
a)
b)
c)
d)
e)
quinto período, família 2 A;
quinto período, família 6 A;
quarto período, família 12 A;
quinto período; família 6 B;
quarto período, família 2 A
167)
Marque a série que é composta de halogênio,
metal alcalino e gás nobre, respectivamente:
a)
b)
c)
d)
e)
Cl, Ca, Na
F, Na, He
K, Cl, Al
B, C, O
O, K, Cl
168)
Entre as alternativas abaixo, indique aquela que
contém afirmações exclusivamente CORRETAS
O elemento C é um gás nobre e o elemento B é um
halogênio;
b) Os elementos A e C situam-se, respectivamente, no
terceiro e quarto períodos da tabela periódica;
c) O elemento E é um calcogênio e situa-se no quinto
período da tabela periódica;
d) O elemento B é um halogênio do segundo período,
enquanto o elemento D situa-se no sexto período da
tabela periódica;
e) O elemento A é um metal alcalino-terroso.
169)
Os pontos de fusão e ebulição normais dos
metais do bloco “d” da Classificação Periódica são,
geralmente, muito elevados. Constituem-se exceções,
por apresentarem pontos de fusão e ebulição normais
baixos, os metais desse bloco que têm os orbitais “s”
e “d “ completos. Esses metais são:
a)
b)
c)
d)
e)
Cd, Ag e Hg
Pt, Pd e Au
Cr, Pt e Hg
Ni, Pd e Pt
Zn, Cd e Hg
170)
É dada a configuração eletrônica de cinco
elementos químicos pertencentes ao mesmo período
da Tabela Periódica:
ELEMENTO
A
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
B
1s2, 2s2, 2p6,3s2, 3p3
C
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1
D
1s2, 2s2, 2p6, 3s2
E
1s2, 2s2, 2p6, 3s1
O elemento que apresenta a primeira energia de ionização
mais elevada é:
a)
b)
c)
d)
e)
A
B
C
D
E
171)
O elemento cobalto (Co) pertence a que família
da Tabela Periódica?
a)
b)
c)
d)
e)
174)
Na tabela periódica, estão no mesmo grupo os
elementos que apresentam o mesmo número de:
a)
elétrons no último nível de energia (elétrons
químicos);
b) elétrons celibatários ou desemparelhados;
c) núcleos (prótons + nêutrons);
d) níveis de energia;
e) cargas elétricas.
175)
Assinale a alternativa que apresenta apenas
compostos constituídos por elementos calcogênios e
alcalino-terrosos:
a)
b)
c)
d)
e)
CaO / BeO / NaCl / H2O;
Ba2O / Na2SO4 / NaCl / CaO
MgSO4 / H2O / Al2O3 / MgO
CaO / KCl / H2S / SO2
CaSO4 / MgO / MgSO4 / CaO
metais alcalinos;
metais de transição;
alcalino-terrosos;
halogênios;
gases nobres.
176)
Um elemento que tem raio atômico grande e
pequena energia de ionização, provavelmente, é um:
172)
O ar é uma mistura de vários gases. Dentre eles,
são gases nobres:
a)
b)
c)
d)
e)
nitrogênio, oxigênio, argônio;
argônio, hidrogênio, nitrogênio;
hélio, hidrogênio, oxigênio;
hélio, argônio, neônio;
nitrogênio, oxigênio, hidrogênio.
a)
b)
c)
d)
e)
metal;
não-metal;
semimetal;
gás nobre;
halogênio.
177)
Considere as seguintes transformações que
envolvem o elemento sódio:
Na(S)  Na()  Na(g)  Na+(g) + e-
173)
Assinale, entre os elementos abaixo, qual é o
halogênio do terceiro período da tabela periódica:
a)
b)
c)
d)
e)
alumínio;
bromo;
cloro;
gálio;
nitrogênio.
I
II
III
Há absorção de energia na realização:
a)
b)
c)
d)
e)
da transformação I, somente;
da transformação II, somente;
da transformação III, somente;
das transformações I e II, somente;
das transformações I, II e III.
178)
Dos elementos seguintes, qual apresenta a menor
energia de ionização ?
a)
b)
c)
d)
e)
H
F
Na
Li
Cs
179)
Qual a espécie que tem o primeiro potencial de
ionização mais elevado? É dada a sua configuração
eletrônica no estado fundamental:
182)
O íon do átomo de um determinado elemento é
bivalente negativo e tem 18 elétrons. Pergunta-se:
a)
a)
b)
c)
d)
e)
1s2, 2s1
1s2, 2s2
1s2, 2s2, 2p1
1s2, 2s2, 2p5
1s2, 2s2, 2p6
A que família e período da classificação periódica
pertence esse elemento ?
b) Qual a estrutura eletrônica do seu átomo?
180)
Considere a combinação de flúor com magnésio.
(Dados: números atômicos: F = 9 e Mg = 12).
a)
Qual a fórmula mínima do composto obtido?
183)
O valor do número de oxidação dos elementos
em negrito abaixo é (Dado: K é metal alcalino):
b) Justificar essa fórmula considerando as eletrosferas
dos átomos envolvidos.
Mg3(PO4)2
a)
b)
c)
d)
e)
181)
Considerando os elementos sódio, magnésio,
enxofre e cloro, escreva as fórmulas dos compostos
iônicos que podem ser formados entre eles.
(SO3)-2
+10; +6; +7; -4
+5; +4; +7; -3
+5; +6; +3; +3
0; -2; -1; +1
+10; -2; -1; -4
KMnO4
(NH4)+1
184)
Os elementos H, O, Cl e Na (ver tabela
periódica) podem formar compostos entre si.
Pergunta-se:
a)
Que composto podem ser formados entre: H e O; H e
Cl e ainda Na e Cl ?
b) Qual o tipo de ligação formada em cada caso?
a)
b)
c)
d)
e)
1:2; 1:1; 1:1; 2:1
2:1; 1:1; 2:1; 2:1
1:6; 2:6; 2:7; 2:1
2:1; 1:1; 1:2; 1:2
1:6; 1:3; 2:7; 1:2
187)
A água, a amônia e o metano têm massas
moleculares próximas. Apesar disso, a água possui
ponto de ebulição muito mais elevado que os da
amônia e do metano. Essas observações
experimentais podem ser explicadas porque:
a)
185)
Um elemento “E” , pertencente ao terceiro
período da tabela periódica, forma com o hidrogênio
um composto de fórmula H2E e com o sódio um
composto de fórmula Na2E. Dados os números
atômicos H = 1 e Na = 11.
a)
Represente a configuração eletrônica desse elemento;
a água tem ligações iônicas, enquanto o metano e a
amônia são formados por ligações covalentes;
b) os tipos de ligações não interferem no ponto de
ebulição;
c) todos os três compostos apresentados têm ligações
covalentes, porém a amônia e o metano são polares;
d) as moléculas de água têm as ligações covalentes
oxigênio-hidrogênio facilmente rompíveis;
e) a água possui moléculas polares que formam ligações
de pontes de hidrogênio, aumentando a força de
coesão entre suas moléculas.
188)
Se o Cl pode apresentar números de oxidação
entre –1 e +7, a alternativa que apresenta moléculas
com as duas fórmulas incorretas é:
a)
b)
c)
d)
e)
H2Cl e HClO3
Cl2 e HClO2
HClO4 e Cl2O8
Cl2O e HCl3O
HClO5 e HCl2
b) A que família pertence?
189)
a)
b)
c)
d)
e)
186)
Considere os seguintes pares de elementos
químicos: Li e O; Ca e S; Mg e Br; Ba e H. Os
números de átomos de cada elemento, nos
respectivos compostos iônicos resultantes, são
respectivamente:
O gelo flutua na água porque:
é mais frio;
mudou de estado físico;
é menos denso que a água;
as moléculas do gelo e da água se repelem;
a força de coesão entre as moléculas da água é maior
que a do gelo.
190)
Os gases nobres dificilmente reagem com outros
elementos porque todos possuem a última camada
eletrônica:
a)
b)
c)
d)
e)
completa;
com dois elétrons;
com oito elétrons;
igual à camada anterior;
incompleta.
191)
a)
b)
c)
d)
e)
A eletrólise da água é uma reação de:
deslocamento;
síntese;
análise;
dupla troca;
simples troca.
192)
As partículas elementares de menor massa são
os:
a)
b)
c)
d)
e)
íons;
nêutrons;
prótons;
elétrons;
moléculas.
193)
Dada a substância abaixo:
a)
b)
c)
d)
e)
OSO;
ICO;
ETO;
ÍDRICO;
ATO.
195)
Um escoteiro descuidado derrubou todo o sal na
areia. Qual o processo de separação adequado para se
obter novamente o sal?
a)
b)
c)
d)
e)
Peneiração;
Ventilação;
Destilação Fracionada;
Dissolução Fracionada;
Levigação.
196)
a)
b)
c)
d)
e)
O ácido sulfúrico produz um sal denominado:
sulfito;
sulfato;
sulfeto;
sulfuroso;
tiossulfato.
197)
Dados os isótopos genéricos A e B, sendo que o
número atômico de A é 31 e o número de massa de B
é 36, e que A possui o triplo de nêutrons de B, o
número de massa de A é:
I – ar atmosférico;
II – vapor d’água (H2O);
III – gás carbônico (CO2).
a)
b)
c)
d)
e)
5;
10;
36;
46;
26.
É (são) considerada(s) como uma mistura de gases:
a)
b)
c)
d)
e)
I;
I e II;
I e III;
I, II e III;
II e III.
198)
Entre um litro de água líquida e um litro de água
congelada (gelo), podemos afirmar que:
a)
b)
c)
d)
e)
o gelo pesa mais;
o líquido pesa mais;
ambos pesam igualmente;
o gelo possui volume maior;
a água possui volume maior.
194)
A nomenclatura dos ácidos que não possuem
oxigênio é feita com a terminação:
199)
Dos fenômenos abaixo:
I – O derretimento do gelo;
202)
Sabendo-se que o átomo genérico X é isótopo de
Y
II – O escurecimento de um talher de prata;
45
e isóbaro de
20
W
43
21
, quantos nêutrons possui
um isótono de X ?
III – A queima da madeira;
IV – A geração de eletricidade nas pilhas alcalinas.
São fenômenos químicos:
a)
b)
c)
d)
e)
III e IV;
II e III;
II, III e IV;
I e II;
Todos.
200)
Considere os fenômenos:
a)
b)
c)
d)
e)
20
21
23
25
24
203)
A combustão do carvão,
carbônico, é uma reação de:
a)
b)
c)
d)
e)
produzindo gás
síntese;
decomposição;
deslocamento;
dupla troca;
simples troca.
1 – Fusão do gelo;
2 – Combustão do álcool;
204)
Dados
14
2
7
He N
3 – Fotossíntese dos vegetais;
os
4
seguintes
16
O
8
20
Ne
10
,
elementos:
o
número
de
nêutrons de cada elemento é:
4 – Dissolução de um sal neutro em água;
Representam um fenômeno químico:
a)
b)
c)
d)
e)
1 e 2;
2 e 3;
1 e 4;
2, 3 e 4;
3 e 4 somente.
201)
a)
b)
c)
d)
e)
Na reação entre um ácido e uma base, obtém-se:
apenas um sal;
sal e água;
sal e hidrogênio;
sal, água e hidrogênio;
água e hidrogênio.
a)
b)
c)
d)
e)
o dobro do número de prótons;
a metade do número atômico;
igual ao número de prótons;
igual ao número de massa;
a metado do número de elétrons.
205)
O estado físico que apresenta grande
expansibilidade, forma e volume variáveis, é:
a)
b)
c)
d)
e)
gasoso;
líquido;
sólido;
pastoso;
plasmático.
206)
Na equação química HS + CaOH  CaS + H2O,
o sal é representado pela fórmula:
a)
b)
c)
d)
e)
HS
CaOH
CaS
H2O
HCa
211)
O número máximo de elétrons de um átomo,
distribuídos em cinco níveis de energia é:
207)
a)
b)
c)
d)
e)
A matéria de um corpo está relacionada com sua:
massa;
extensão;
densidade;
elasticidade;
temperatura.
a)
b)
c)
d)
e)
44
54
68
102
119
212)
Quando um ácido reage com um metal, há
formação de:
208)
Um átomo se transforma em cátion ou ânion,
respectivamente, quando:
a)
b)
c)
d)
e)
perde ou ganha elétrons;
ganha ou perde elétrons;
perde ou ganha prótons;
ganha ou perde prótons;
sua massa se altera.
209)
Assinale o item que apresenta
propriedades físicas da matéria:
a)
b)
c)
d)
e)
a)
b)
c)
d)
e)
um sal;
uma base;
um óxido;
outro ácido;
o metal não reage.
213)
Na temperatura e pressão ambiente, considere as
misturas de água + álcool etílico e hélio + ozônio.
Essas misturas classificam-se como:
somente
a)
b)
c)
d)
e)
homogêneas;
heterogêneas;
homogênea e heterogênea, respectivamente;
heterogênea e homogênea, respectivamente;
n.r.a
cor, sabor e odor;
dureza, odor e ponto de fusão;
ponto de fusão, sabor e brilho;
ponto de ebulição, dureza e densidade;
cor, dureza e sabor.
214)
Num recipiente fechado tem-se água líquida e
seu vapor. Estamos em presença de uma:
210)
a)
b)
c)
d)
e)
A água quimicamente pura é:
mineral;
potável;
filtrada;
destilada;
gaseificada.
a)
b)
c)
d)
e)
mistura isóbara;
mistura heterogênea isotônica;
substância em estados físicos diferentes;
mistura homogênea de diferentes substâncias;
mistura heterogênea de diferentes substâncias.
215)
Segundo Arrhenius, todo composto resultante da
ação de um ácido sobre uma base, com subseqüente
eliminação de água, é um(a):
a) sal;
b) base;
c) ácido;
d) óxido;
e) hidrácido.
220)
As duas mudanças de estado físico que ocorrem
na destilação da água dos mares são:
216)
Os elétrons procuram sempre situação de maior
estabilidade, isto é, tendem a ocupar um subnível de:
a)
b)
c)
d)
e)
igual energia;
maior energia;
menor energia;
quantidade indefinida de energia;
menor distância do núcleo.
fusão e calefação;
liquefação e ebulição;
ebulição e condensação;
evaporação e vaporização;
fusão e vaporização.
221)
O conjunto de compostos inorgânicos
quimicamente semelhantes representa o (a):
217)
Dos fatores abaixo, aqueles que favorecem, com
certeza, a evaporação é a(o):
a)
b)
c)
d)
e)
a)
b)
c)
d)
e)
densidade;
ventilação;
cor da substância;
tamanho do corpo;
volatilidade.
a)
b)
c)
d)
e)
grupo inorgânico;
função inorgânica;
família inorgânica;
sistema inorgânica
mistura inorgânica.
222)
Os
isótopos
16
17
18
8
8
8
O O O
possuem,
respectivamente, os seguintes números de nêutrons:
218)
Em relação ao átomo genérico
L
74
32
, pode-se
afirmar que:
a)
b)
c)
d)
e)
possui 32 nêutrons;
possui 42 elétrons;
seu número de massa é 32;
é isótopo de átomo que apresenta número de massa
80 e 48 nêutrons;
possui 104 partículas atômicas.
219)
Os elementos He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn são
classificados como:
a)
b)
c)
d)
e)
metais;
não metais;
semimetais;
gases nobres;
elementos de transição.
a)
b)
c)
d)
e)
8, 8, 8;
8, 9, 10;
16, 17, 18;
24, 25, 26;
8. 17, 24.
223)
Um elemento químico e uma substância simples
diferem entre si em termos de:
a)
b)
c)
d)
e)
isobaria;
isotopia;
isomeria;
alotropia;
temperatura e pressão.
224)
Por meio da fusão, pode-se separar uma mistura
de:
a)
b)
c)
d)
e)
gases;
metais;
líquidos;
líquidos e gases;
metais, gases e líquidos.
229)
225)
Ácidos que possuem átomos de oxigênio são
classificados como:
a)
b)
c)
d)
e)
a)
b)
c)
d)
e)
Dos sais abaixo, é sal oxigenado o:
carbonato de cálcio;
iodeto de potássio;
cloreto de sódio;
sulfeto de ferro;
cloreto de cálcio.
hidrácidos;
hidróxidos;
oxiácidos;
oxibases;
anfóteros.
230)
Tudo que é capaz de ocupar um lugar no espaço
e possui massa chama-se:
226)
a)
b)
c)
d)
e)
O gás mais abundante no ar atmosférico é o:
a)
b)
c)
d)
e)
peso específico;
substância;
matéria;
inércia;
mistura.
hidrogênio;
oxigênio;
metano;
azoto;
nitrogênio.
231)
Cada átomo usará tantas camadas quantas sejam
necessárias para alojar seus elétrons; porém o número
máximo de camadas é de:
227)
A propriedade pela qual a matéria ocupa lugar
no espaço é:
a)
b)
c)
d)
e)
inércia;
extensão;
divisibilidade;
impenetrabilidade;
dureza.
A notação K+ significa que o átomo de potássio
228)
K
a)
b)
c)
d)
e)
a)
b)
c)
d)
e)
seis;
sete;
oito;
nove;
quatro.
232)
a)
b)
c)
d)
e)
É um fenômeno físico a (o):
queima de papel;
oxidação do ferro;
congelamento da água;
fermentação do vinho;
redução do ferro.
39
19
perdeu um elétron;
ganhou um elétron;
perdeu dois prótons;
perdeu dois nêutrons;
ganhou um próton.
233)
A passagem de um corpo do estado sólido para o
estado gasoso chama-se:
a)
b)
c)
d)
sublimação;
liquefação;
vaporização;
solidificação;
e)
calefação.
238)
O número máximo de camadas eletrônicas que
um átomo poderá apresentar é:
234)
Os principais poluentes do ar atmosférico
liberados pelas combustões são:
a)
b)
c)
d)
e)
vapor de água e enxofre;
amônia e poeiras;
neblina e ácidos;
cinza e gases;
vapor de água e poeira.
235)
a)
b)
c)
d)
e)
Os átomos
31
32
15
16
P S
, são:
isótopos;
isóbaros;
isótonos;
isomorfos;
alótropos.
análise;
combinação;
decomposição;
substituição;
dupla troca.
237)
Um sal solúvel em água pode ser facilmente
separado da água por:
a)
b)
c)
d)
e)
decantação do solvente;
evaporação do solvente;
calefação do soluto;
filtração a vácuo;
fusão do solvente.
5
6
7
8
14
239)
A propriedade relativa a cada grupo de
substâncias é denominada:
236)
Da reação: S + Fe  FeS, que tipo de reação se
caracteriza?
a)
b)
c)
d)
e)
a)
b)
c)
d)
e)
a)
b)
c)
d)
e)
geral;
funcional;
específica;
organoléptica;
biológica.
240)
Toda variedade de matéria que apresenta o
mesmo número atômico denomina-se:
a)
b)
c)
d)
e)
corpo material;
elemento químico;
substância química;
variedade material;
ponto material.
241)
A superfície da água em contato com uma outra
superfície muito quente vaporiza-se e, assim, a
porção superior da água, ainda líquida, flutua sobre o
“colchão de vapor deágua”. Este fenômeno
denomina-se:
a)
b)
c)
d)
e)
saturação;
calefação;
decantação;
destilação;
sublimação.
242)
A massa de um próton, se o elétron possuir uma
massa igual a 100 gramas, é:
a)
b)
c)
d)
184 Kg;
1840 Kg;
18.400 gramas;
1.840.000 gramas;
e)
18.400 Kg.
243)
Na reação CaCO3  CaO + CO2, o carbonato
de cálcio, sob a ação do calor, se decompõe em óxido
de cálcio e gás carbônico. Tem-se uma reação de:
a)
b)
c)
d)
e)
análise;
síntese;
dupla troca;
substituição;
simples troca.
244)
a)
b)
c)
d)
e)
A água do mar filtrada é:
247)
a)
b)
c)
d)
e)
A substância CaSO4 é um sal:
ácido;
duplo;
básico;
normal;
binário.
248)
O fenômeno que ocorre quando a superfície da
água em contato com uma outra superfície muito
quente, vaporiza-se, é chamado de:
a)
b)
c)
d)
e)
ebulição;
calefação;
crepitação;
vaporização;
sublimação;
uma mistura heterogênea;
uma mistura homogênea;
uma substância pura;
um elemento químico;
uma substância bifásica.
249)
Um sistema, cujo componente é apenas água, é
constituído por água no estado líquido e três cubos de
gelo. O sistema é do tipo:
245)
a)
b)
c)
d)
e)
É exemplo de substância simples o (a):
água;
vidro;
carvão;
madeira;
petróleo.
a)
b)
c)
d)
e)
homogêneo;
heterogêneo com uma fase;
heterogêneo com duas fases;
heterogêneo com quatro fases;
heterogêneo com três fases.
250)
Num íon, o número de prótons é__________
número de elétrons.
246)
Reagindo ferro (em pó) e enxofre (em pó),
obtém-se sulfeto de ferro. Esta reação é do tipo:
a)
b)
c)
d)
e)
dupla troca;
simples troca;
síntese ou composição;
análise ou decomposição;
desfragmentação.
a)
b)
c)
d)
e)
igual ao;
maior que o;
menor que o;
diferente do;
somado ao.
251)
Sejam dois elementos isóbaros A e B. Sabendose que o número atômico de A é 64 e o número de
massa de B é 154, então o número de nêutrons no
núcleo dos átomos de A será igual a:
a)
b)
c)
d)
e)
64;
90;
154;
218;
244.
e)
256)
Dois elementos químicos, A e B, cujos números
atômicos valem 11 e 17, respectivamente, formarão
um composto dado pela fórmula:
252)
Evaporação, calefação e ebulição são processos
de:
a)
b)
c)
d)
e)
obtenção de substâncias puras;
passagem do estado sólido ao de vapor;
passagem do estado líquido ao de vapor;
transformação que não dependem da substância e da
temperatura do sistema;
separação de misturas homogêneas.
253)
funcional e organoléptica.
A equação:
3 H2SO4 + 2Fe(OH)3  Fe2(SO4)3 + __H2O,
a)
b)
c)
d)
e)
AB;
A2B;
AB2;
A3B2;
A2B3;
257)
O manganês apresenta as bases Mn(OH)2 e
Mn(OH)4, cujas nomenclaturas são, respectivamente,
hidróxidos:
a)
b)
c)
d)
e)
manganoso e mangânico;
de manganato e manganoso;
mangânico e de manganato;
de manganito e de manganato;
manganoso e de manganito.
completa-se adequadamente com:
a)
b)
c)
d)
e)
5
6
8
10
3.
258)
Em uma reação de 6 gramas de hidrogênio com
18 gramas de carbono, obtém-se 24 gramas de
metano. Utilizando-se 20 gramas de hidrogênio com
36 gramas de carbono, a massa de metano obtida, em
gramas, é de:
a)
b)
c)
d)
e)
42;
48;
54;
56;
46.
254)
São fundamentais, para se determinar a pureza
de uma substância:
a)
b)
c)
d)
e)
os estados físicos;
as propriedades gerais;
as propriedades organolépticas;
as temperaturas de mudança de fase;
a pressão atmosférica.
259)
A alternativa que apresenta óxido, ácido, base e
sal, nesta ordem, é:
a)
b)
c)
d)
e)
CO2 - NaOH - HCl - K2SO4
Ba(OH)2 - HCN - Na2O - NaCl
Cr2O3 - H2SO4 - AlF3 - LiOH
SO2 - H3PO4 - Fe(OH)2 - Ca2Fe(CN)6
NaOH - HCl - HCN - NaCl
255)
Impenetrabilidade e solubilidade constituem,
respectivamente, para a matéria, propriedades:
a)
b)
c)
d)
geral e funcional;
geral e específica;
específica e funcional;
específica e organoléptica;
260)
Para um átomo que possui quatro níveis de
energia, o número máximo de orbitais é:
a)
10;
b)
c)
d)
e)
18;
22;
35;
32.
a)
b)
c)
d)
e)
5;
6;
10;
15;
18.
261)
A equação química BaS + F2  BaF2 + S,
representa uma reação de:
a)
b)
c)
d)
e)
síntese;
análise;
dupla troca;
substituição;
catálise.
266)
Identifique os dois produtos de uso comum que
apresentam propriedades alcalinas:
a)
b)
c)
d)
e)
sal e coalhada;
detergente e vinagre;
bicarbonato e álcool;
leite de magnésia e soda cáustica;
sal e álcool.
262)
A densidade da água, sob pressão normal, nos
diferentes estados físicos obedece a relação:
a)
b)
c)
d)
e)
líquido > sólido > gasoso;
sólido < líquido < gasoso;
sólido > líquido > gasoso;
líquido = sólido = gasoso;
gasoso < sólido > líquido.
267)
As etapas que devem ser cumpridas para obter-se
separadamente os componentes de uma mistura de
água, sal e areia são:
a)
b)
c)
d)
e)
levigação e sifonação;
decantação e catação;
filtração e destilação simples;
tamisação e evaporação;
levigação e destilação fracionada.
263)
Um sistema que reuna somente substâncias
puras, pode ser formado por:
a)
b)
c)
d)
e)
água, areia e ar;
sal, grafite e limalha de ferro;
glicose, granito e gás carbônico;
álcool etílico, água mineral e glicerina;
areia, álcool etílico e ar.
264)
Quais os elementos químicos, representados por
A10 B12 C14 D17, poderão formar um composto iônico
com o CrO4- -:
a)
b)
c)
d)
e)
268)
Aço,
Etanol
respectivamente:
a)
b)
c)
d)
e)
e
Ozônio
representam,
substância composta, mistura e substância simples;
substância simples, substância composta e mistura;
substância composta, elemento químico e mistura;
mistura, substância composta e substância simples;
mistura, mistura e mistura.
A e C;
B, C e D;
Somente B;
Somente A;
Somente D.
269)
Considere as soluções aquosas saturadas, recémpreparadas, todas a 25C e pressão de 1 atm., dos
seguintes solutos:
265)
Se um átomo tem número de massa 31 e 16
nêutrons, qual é o número de elétrons no seu nível
mais externo?
I - Cloro;
e)
II - Sulfeto de sódio;
Os três elementos pertencem ao mesmo grupo da
tabela periódica.
III - Iodeto de potássio;
IV - Nitrato de cobre;
V - Sulfato de bário;
Em relação às propriedades dessas soluções, assinale a
opção que contém a afirmação ERRADA:
a)
b)
c)
d)
e)
a solução II é básica e a III é neutra;
a solução III é incolor e a IV é azul;
na mistura da soluções I e III se forma iodo;
as soluções I e V são as que têm menor
condutividade elétrica;
em misturas de II e V irá aparecer precipitado de
sulfeto de bário.
272)
A observação experimental de que 1,20 gramas
de Carbono pode se combinar tanto com 1,60 gramas
de Oxigênio como com 3,20 gramas de Oxigênio
corresponde a uma confirmação da:
a)
b)
c)
d)
e)
Lei de conservação das massas de Lavoisier;
Lei de Guldberg e Waage;
Regra de Proust, sobre pesos atômicos;
Lei das proporções múltiplas de Dalton;
Lei das proporções recíprocas de Richter e Wenzel.
273)
O número de oxidação do carbono no monóxido
de carbono (CO) e no dióxido de carbono (CO 2)
valem, respectivamente:
270)
a)
b)
c)
d)
e)
A reação N2O5 + H2O  2HNO3, é de:
a)
b)
c)
d)
e)
síntese;
simples troca;
dupla troca;
decomposição;
solvatação.
271)
Os elementos I, II e III têm as seguintes
configurações eletrônicas em suas camadas de
valência:
0 e +4;
+4 e 0;
–2 e +4;
+2 e +4;
+2 e –4.
274)
Assinale a alternativa que relaciona corretamente
a primeira coluna com a Segunda:
( I ) Gasolina e álcool;
(A) Solução iônica;
(II) NaNO3, em água;
homogênea
(B)
(III) Mercúrio, água e areia;
(C) Ionização;
Com base nessas informações, assinale a afirmação
ERRADA:
(IV) HClO em água
(D) Sistema trifásico
a)
b)
c)
d)
a)
b)
c)
d)
e)
I = 3s2 3p3
II = 4s2 4p5
III) = 3s2
O elemento I é um não-metal;
O elemento II é um halogênio;
O elemento III é um metal alcalino terroso;
Os elementos I e III pertencem ao terceiro período da
tabela periódica;
I-A; II-B; III-C; IV-D;
I-B; II-A; III-D; IV-C;
I-C; II-A; III-C; IV-D;
I-D; II-B; III-A; IV-C;
I-B; II-C; III-D; IV-A;
Mistura
IV – É praticamente insolúvel em benzeno;
V – É bastante solúvel em benzeno, onde sua dissociação
em íons é desprezível;
275)
As duas substâncias que em solução aquosa
apresentam íons são:
a)
b)
c)
d)
e)
cloreto de sódio e álcool etílico;
sacarose e álcool etílico;
ácido sulfúrico e cloreto de sódio;
sacarose e ácido sulfúrico;
sacarose e cloreto de sódio.
Dentre estas afirmações estão certas apenas:
276)
Quais das substâncias abaixo não conduziriam a
corrente elétrica em água?
a)
b)
c)
d)
e)
nitrato de sódio;
cloreto de potássio;
hidróxido de sódio;
tetracloreto de carbono (CCl4);
acido clorídrico.
277)
Quais dos grupos de
constituem eletrólitos fortes?
a)
b)
c)
d)
e)
VI – Pode ser obtido industrialmente por queima em
maçaricos alimentados por H2 (g) e Cl2 (g).
a)
b)
c)
d)
e)
I – III – IV;
I – III – V;
II – III – IV;
II – V – VI;
I – III – V – VI.
279)
Uma solução aquosa de cloreto de cálcio
(CaCl2), soluto totalmente dissociado, foi preparada
pela dissolução de 22,2 gramas do referido soluto, em
água suficiente para 500 ml de solução. A
concentração de íons cloreto, em mol Cl-/litro, de
solução é igual a:
eletrólitos
abaixo
sais solúveis;
ácidos fortes;
bases fortes;
sais em geral;
os três primeiros.
a)
b)
c)
d)
e)
0,2
0,4
0,6
0,8
1,0
280)
Na reação:
Fe3O4 + 4 CO  3 Fe + 4 CO2
Utilizada na siderurgia para a obtenção de ferro metálico:
278)
Em relação à substância HCl (g) são feitas as
seguintes afirmações, todas relativas às condições
ambientes:
I – É um gás incolor;
II – É um líquido amarelo esverdeado;
III – É muito solúvel em água onde sua dissolução em
íons é quase completa;
a)
b)
c)
d)
e)
o carbono e o ferro são oxidados;
o carbono e o ferro são reduzidos;
o ferro e o oxigênio são reduzidos;
o ferro é oxidado e o carbono reduzido;
o ferro é reduzido e o carbono oxidado.
284)
O número de átomos contidos em 136 gramas de
CaSO4 é de, aproximadamente:
281)
A seqüência de reações:
X KHCO3  M + CO2 + H2O
a)
b)
c)
d)
e)
6 . 1023
18 . 1023
816 . 1023
12 . 1023
36 . 1023
CO2 + Ba(OH)2  N + H2O
Ficará correta se X, M e N forem substituídos
respectivamente por:
a)
b)
c)
d)
e)
1, K2CO2 e Ba2CO3
1, K2O4 eBa2C
2, K2O e BaHCO3
2, K2CO3 e Ba2HCO3
2, K2CO3 e BaCO3
285)
Escolha a fórmula correta do composto neutro
que contém um átomo de hidrogênio, um de cloro e
um número desconhecido de átomos de oxigênio,
sabendo que o número de oxidação do átomo de
cloro no composto é +7:
a)
b)
c)
d)
e)
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
HCl
282)
Ferro, óxido de ferro e polietileno apresentam as
seguintes ligações, respectivamente:
a)
b)
c)
d)
e)
covalente, iônica e metálica;
covalente, metálica e iônica;
iônica, covalente e metálica;
metálica, covalente e iônica;
metálica, iônica e covalente.
283)
Na reação de óxido-redução:
286)
a)
b)
c)
d)
e)
Na molécula de Br2 existe uma ligação:
eletrovalente;
covalente dativa apolar;
covalente simples apolar;
covalente dativa polar;
covalente simples polar.
2HAuCl4 + 3SnCl2  2Au + 3SnCl4 + 2HCl
os números de oxidação dos elementos H e Cl são,
respectivamente, +1 e –1. Ocorre redução:
287)
A seguir aparecem os nomes alquímicos e os
nomes modernos de três compostos químicos:
NATRO = Carbonato de sódio;
a)
b)
c)
d)
e)
apenas no ouro;
apenas no estanho;
apenas no cloro;
no cloro e no estanho;
no cloro e no ouro.
SAL DE EPSON = Sulfato de magnésio;
SAL DE GLAUBER = Sulfato de sódio.
O elemento químico comum às três substâncias é:
a)
H;
b)
c)
d)
e)
Na;
S;
C;
O.
288)
Indique a única afirmativa correta em relação à
reação:
291)
Uma das operações básicas realizadas em um
laboratório de química é a medida de volume de
soluções. Qual dos materiais abaixo você utilizaria
para medir corretamente um determinado volume de
solução?
a)
b)
c)
d)
e)
almofariz;
balão de fundo chato;
pipeta;
erlenmeyer;
béquer.
2HCl + NO2  H2O + NO + Cl2
a)
b)
c)
d)
e)
O elemento cloro sofreu redução;
O elemento oxigênio sofreu redução;
O elemento hidrogênio sofreu redução;
O NO2 é o agente oxidante;
O HCl é o agente oxidante.
292)
Quantos nêutrons apresenta o isótopo do césio de
número de massa 137?
a)
b)
c)
d)
e)
55;
137;
82;
192;
91.
289)
Constituem materiais adequados para a
montagem de aparelho de destilação simples no
laboratório:
a)
b)
c)
d)
e)
balão volumétrico, condensador, kitazato;
erlenmeyer, termômetro, pipeta;
balão de fundo redondo, bureta, béquer;
balão de saída lateral, termômetro, condensador;
pisseta, condensador, bagueta.
293)
Os resultados da análise elementar de uma certa
quantidade de CaCO3 foram os seguintes:
Ca = 10 gramas;
C = X gramas;
O = Y gramas.
290)
Qual dos compostos seguintes apresenta maior
caráter covalente:
a)
b)
c)
d)
e)
KBr
NaBr
CaBr2
MgBr2
BeBr2
Identifique, entre as opções abaixo, aquela que indica os
valores encontrados para X e Y, respectivamente:
a)
b)
c)
d)
e)
3 gramas e 12 gramas;
10 gramas e 30 gramas;
12 gramas e 48 gramas;
6 gramas e 24 gramas;
10 gramas e 80 gramas.
294)
Identifique entre os sistemas abaixo, aquele que
pode ser separado por decantação:
a)
b)
c)
d)
e)
água do mar;
água e azeite;
água e açúcar;
água e álcool;
água e gás carbônico.
(5) Cu
(6) Cr
(7) Cd
( ) cobalto
( ) césio
( ) cério
Lendo de cima para baixo, obtemos o número:
295)
a)
b)
c)
d)
e)
a)
b)
c)
d)
e)
Na fórmula do ácido sulfúrico, encontramos:
quatro ligações covalentes e duas ligações dativas;
seis ligações covalentes e duas ligações dativas;
duas ligações covalentes e duas ligações dativas;
cinco ligações covalentes;
oito ligações covalentes.
296)
298)
Um elemento químico A tem as seguintes
características: número de massa = 39; número
atômico = 19. Podemos concluir que:
a)
b)
c)
d)
e)
Qual das afirmativas a abaixo é falsa?
O número de oxidação do cloro, no ácido clórico,
é +5;
b) O número de oxidação do iodo, no ácido hipoiodoso,
é +1;
c) O número de oxidação do ferro, no ferrocianeto de
potássio, é +2;
d) O número de oxidação do arsênio, no ácido
ortoarsênico é +5;
e) O número de oxidação do crômio, no bicromato de
potássio, é +3.
6 – 7 – 5 – 1 – 3 – 4 – 2;
6 – 5 – 7 – 1 – 3 – 4 – 2;
3 – 5 – 1 – 7 – 2 – 4 – 6;
6 – 5 – 7 – 1 – 4 – 3 – 2;
5 – 3 – 2 – 1 – 4 – 7 – 6.
o átomo tem 39 elétrons;
o núcleo contém vinte nêutrons;
o número de prótons é igual a vinte;
o número atômico é igual ao número de nêutrons;
a soma dos números de prótons e elétrons é igual
a 39.
a)
299)
Um elemento químico A apresenta propriedades
químicas semelhantes às do oxigênio. A pode Ter
configuração eletrônica:
a)
b)
c)
d)
e)
1s2, 2s2, 2p6;
1s2, 2s2, 2p6, 3s2;
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1;
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3;
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4.
297)
Esta questão se refere aos símbolos dos
elementos. Associe a coluna da esquerda com a da
direita:
(1)
(2)
(3)
(4)
Ca
Ce
Cs
Co
(
(
(
(
300)
Um analgésico em gotas deve ser ministrado na
quantidade de 3 mg por quilograma de peso corporal,
não podendo, contudo, exceder 200 mg por dose.
Cada gota contém 5 mg de analgésico. Quantas gotas
deverão ser ministradas a um paciente de 80 Kg ?
) cromo
) cobre
) cádmio
) cálcio
05
Letra E
Letra E
06
Letra A
02
Letra D
07
Letra B
03
Letra C
08
Letra E
04
Letra E
09
Letra E
RESPOSTA
RESPOSTAS
Nº
01
DOS
EXERCÍCIOS
41
Letra E
11
a) Gases Nobres
b) s2 p6
Letra C
42
Letra C
12
Letra C
43
Letra E
13
Letra A
44
Letra A
14
Letra B
45
Letra C
15
Letra D
46
Letra D
16
Letra B
47
Letra A
17
Letra C
48
18
Letra C
19
10
65
a) Com o H = HCl
Com o C = CCl4
b) Resolvido em aula pelo
professor
66
Letra E
67
68
a) H2O
b) CuCl2
c) HNO3
Letra A
Letra A
69
Letra B
49
Letra B
70
Letra D
Letra D
50
Letra E
71
+4
20
Letra E
51
Letra A
72
+3
21
Letra D
52
Letra C
73
-1
22
Letra A
53
Letra D
74
Letra A
23
Letra D
54
Letra B
75
Letra D
24
Letra A
55
Letra A
76
Letra D
25
0,44 g/cm3
56
Letra E
77
Letra D
26
Letra B
57
Letra E
78
Letra C
27
Letra A
58
Letra E
79
+6
28
Letra B
59
Letra A
80
Letra C
29
Letra B
60
Letra C
81
30
Letra C
61
31
Letra B
32
Letra D
33
Letra A
a) 1s2 2s2 2p4
b) 1s2 2s2 2p2
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s2 3d6
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s2 3d10 4p5
Oxigênio – 6 elétrons ao
redor
a)
b)
c)
d)
a)
b)
Letra E
34
Letra D
62
82
83
84
85
Carbono – 4 elétrons ao redor
35
Letra D
36
Letra E
37
Letra C
38
Letra A
39
Letra B
40
Letra E
Ferro – 2 elétrons ao redor
86
H2SO4
HNO3
H3PO4
H2CO3
Óxido de Sódio
Ácido Bromídrico
a) NaHCO3
b) NaCl
a) BaO
b) Na2O
c) Fe2O3
d) Bi2O3
Óxido natural de Ferro
Bromo – 7 elétrons ao redor
87
63
Resolvido
professor
64
a)
b)
c)
d)
em
aula
4CS e 2CC
4CS e 1CC
6CS
4CS
pelo
88
89
a)
b)
c)
d)
KHCO3
– Na2S
Al2(SO4)3
MgCO3
Fe(NO3)3
[NH4]3PO4
– Ca3(PO4)2 – AuCN
a) 2 – 3 – 4 – 2 – 3
b) 10 – 3 – 6 – 10 – 2
91
c) 1 – 6 – 6 – 2 – 1
d) 2 – 16 – 2 – 2 – 8 –
5
e) 1 – 4 – 1 – 2 – 1
f) 3 – 8 – 3 – 2 – 4
g) 3 – 8 – 3 – 2 – 4
h) 6 – 3 – 2 – 3 – 2 – 4
i) 3 – 40 – 4 – 15 – 6 –
40
a) 2 – 1 – 2 – 1
b) 2 – 5 – 6 – 2 – 5 - 3
Letra B
92
Letra B
93
94
a) Simples Troca
b) Análise
c) Dupla Troca
d) Síntese
e) Análise
18 gramas
95
X = 3,61 x 1022 átomos
120 Letra E
Y = 6,00 x 1021 átomos
121
90
114 0,2 moles
115
116
138 Letra D
a) C = 1 e H = 4
b) C = 2 e H = 6
a) C = 6,02 x 1023
H = 24,08 x 1023
b) C = 12,04 x 1023
H = 36,12 x 1023
117
a)
17 prótons
17 elétrons
139 Letra A
140 Letra D
141 Letra B
142 Letra A
143 Letra E
144 Letra B
96
91,07 g/ml – 27,336 gramas
97
Letra E
98
Letra A
20 neutrons
b) 24% de Cl37
76% de Cl35
118 Letra E
119 M = 72g – V = 72 cm3
a)
b)
c)
d)
e)
122 Letra B
0,05 moles
0,3 x 1023
0,9 x 1023
3,19 gramas
0,05 moles
145 Letra A
146 Oxigênio –
Nitrogênio
a)
b)
c)
d)
148 Letra E
147
Argônio
e
I (areia e água)
Areia
III (sal e água)
Sal (NaCl)
149 Letra C
150 Letra D
151 Letra A
20
123 3,0 x 10 moléculas
99
Letra C
152
124 Letra E
a) C = 360 g/l
b) 1,2 mol/l
101 Letra D
100
125 M = 0,0072 gramas
153
3,6 x 1020 átomos de C
102 Letra B
126 Letra B
103 Letra E
127 Letra A
154
a)
Os pares de Mn25 e
Fe26
b) Os elementos Mn25 e
Fe26
a) X e R – Z e T
b) X e Y – S e T
c) Y e R – Z e S
d) X e R – Z e T
e) X e R – Z e T
a) Monotério
Deutério
104 Letra B
128 Letra D
Tritério
105 Letra C
129 Letra A
106 1,2 x 1021 átomos
b) Monotério
(Hidrogênio H11
130 Letra D
107 m = 0,9 gramas de Pt – 2,77 x
1021 átomos
131 Letra D
108 5,217 x 1026 moléculas
132 Letra A
109 1,5 x 1011 moléculas / m3
133 Letra A
110 3,04 x 10 –6 mg
134 Letra A
111 80 mg de Hg/Kg ou 80 ppm
135 Letra C
112 Letra E
136 Letra C
113 3,01 x 1023 moléculas
137 Letra C
155 Letra E
156 Letra C
157 Z = 35
158 Letra A
159 Letra B
160 Letra D
161 Letra E
162 Letra C
190 Letra A
221 Letra B
163 Letra D
191 Letra C
222 Letra B
164 Letra E
192 Letra D
223 Letra D
165 Letra B
193 Letra A
224 Letra B
166 Letra D
194 Letra D
225 Letra C
167 Letra B
195 Letra C
226 Letra E
168 Letra B
196 Letra B
227 Letra B
169 Letra E
197 Letra D
228 Letra A
170 Letra C
198 Letra C
229 Letra A
171 Letra B
199 Letra C
230 Letra C
172 Letra D
200 Letra B
231 Letra B
173 Letra C
201 Letra B
232 Letra C
174 Letra A
202 Letra C
233 Letra A
175 Letra E
203 Letra A
234 Letra D
176 Letra A
204 Letra C
235 Letra C
177 Letra E
205 Letra A
236 Letra B
178 Letra E
206 Letra C
237 Letra B
179 Letra C
207 Letra A
238 Letra C
a) MgF2
b) 2 átomos de F para 1
átomo de Mg
181 MgSO4 – NaCl – Na2SO4
208 Letra A
239 Letra B
209 Letra D
240 Letra B
210 Letra D
241 Letra B
211 Letra D
242 Letra A
212 Letra A
243 Letra A
213 Letra A
244 Letra B
214 Letra C
245 Letra C
215 Letra A
246 Letra C
216 Letra C
247 Letra D
217 Letra E
248 Letra B
187 Letra E
218 Letra D
249 Letra D
188 Letra E
219 Letra D
250 Letra D
189 Letra C
220 Letra C
251 Letra B
180
182
2A – 1º Período
Metal
Alcalino
Terroso
a)
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s2
183 Letra B
a) H2O – HCl – NaCl
b) CS – CS – Iônica
a) 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2
185
– 3p4
b) 6A – Calcogênios
186 Letra D
184
252 Letra C
283 Letra A
253 Letra B
284 Letra E
254 Letra D
285 Letra D
255 Letra B
286 Letra C
256 Letra A
287 Letra E
257 Letra A
288 Letra D
258 Letra B
289 Letra D
259 Letra D
290 Letra E
260 Letra D
291 Letra C
261 Letra D
292 Letra C
262 Letra A
293 Letra A
263 Letra B
294 Letra B
264 Letra C
295 Letra A
265 Letra A
296 Letra E
266 Letra D
297 Letra D
267 Letra C
298 Letra B
268 Letra D
299 Letra E
269 Letra B
300 Máximo de 40 gotas
270 Letra A
271 Letra E
272 Letra D
273 Letra D
274 Letra E
275 Letra C
276 Letra D
277 Letra E
278 Letra C
279 Letra B
280 Letra E
281 Letra E
282 Letra E
A Química dos Compostos de Carbono
A química dos compostos de carbono é, freqüentemente, estudada sob o nome de Química Orgânica, como se fosse
um ramo especial da Química. Na realidade, esse nome tem origens históricas e razões didáticas.
Dava-se o nome de Química Orgânica à química dos compostos produzidos pelos animais e vegetais. Acreditava-se
naquela época que tais compostos se formavam pela ação de um misterioso princípio chamado de força vital.
Atualmente a Química Orgânica tem um significado completamente diverso, sendo definida em função de seu
objetivo de estudo: os compostos de carbono. Hoje deveríamos denomina-la de Química dos Compostos de Carbono.
É importante ressaltar que vamos fazer uso constante das ligações químicas ao explicar a estrutura e as propriedades
dos compostos orgânicos. Desta forma é necessário recordar rapidamente as ligações iônicas e covalentes e as condições que
levam ao surgimento de moléculas polares e apolares. Devem ser caracterizadas as ligações do carbono nos compostos
orgânicos e discutidos os vários tipos de cadeias carbônicas.
KEKULÉ e COUPER foram os primeiros a tentar determinar a estrutura dos compostos orgânicos, propondo, em sua
Doutrina Estrutural, três características fundamentais dos compostos de carbono:



O carbono é tetravalente
As quatro valências do carbono são equivalentes
Os átomos de carbono formam cadeias carbônicas, ligando-se entre si.
VAN’T HOFF e LE BEL propuseram uma estrutura tetraédrica para o átomo de carbono. Sendo assim, o átomo de
carbono estará sempre situado no centro de um tetraedro imaginário, estando cada uma de suas valências dirigida para um
vértice do tetraedro. Ou seja, o átomo de carbono efetua quatro ligações (cada uma representada por um traço).
Ligações entre Carbonos
De acordo com a Teoria do Octeto, as ligações ocorrem para que os átomos possam atingir a estabilidade eletrônica,
geralmente ficando com oito elétrons na camada de valência. Por isso, os orbitais participantes só podem ser do tipo s e do tipo
p.
É importante saber que toda primeira ligação entre dois átomos ocorre sempre com orbitais contidos ao longo do
mesmo eixo e será sempre denominada ligação sigma (). A ligação  é sempre formada pela interpenetração de orbitais
incompletos do tipo p, contidos em eixos paralelos. Verifica-se então que:
A–B
ligação  - que é uma ligação simples
A=B
1 ligação  - que é uma ligação dupla
1 ligação 
AΞB
1 ligação  - que é uma ligação tripla
2 ligações 
Se tomarmos como base os fundamentos da geometria e construirmos dois tetraedros, poderemos visualizar de forma
mais clara os tipos de ligações entre os carbonos que serão as seguintes:
a) União por um vértice = ligação simples
b) União por uma aresta = ligação dupla
c) União por uma face = ligação tripla
Com a utilização do modelo geométrico fica bem simples e entender por que não existem quatro ligações entre dois átomos
de carbono.
Os átomos de carbono têm a propriedade de se unirem, formando estruturas denominadas Cadeias Carbônicas. Essa
propriedade é a principal responsável pela existência de milhões de compostos orgânicos.
Nas cadeias carbônicas podem aparecer quatro tipos de átomo de carbono:
Carbono Primário: aquele que se liga a um outro átomo de carbono;
Carbono Secundário: aquele que se liga a dois outros átomos de carbono;
Carbono Terciário: aquele que se liga a três outros átomos de carbono;
Carbono Quaternário: aquele que se liga a quatro outros átomos de carbono.
Classificação das Cadeias Carbônicas
É importante lembrar que uma cadeia carbônica pode apresentar, além de átomos de carbono, átomos de outros
elementos químicos, desde que estes estejam entre os átomos de carbono. Ou seja, façam parte de uma cadeia chamada de
Cadeia Carbônica Principal.
Os elementos são: O, N, S, P. que são denominados heteroátomos.
Desta forma, a cadeia carbônica pode ser classificada em Homogênea ou Heterogênea. No primeiro caso
(homogênea) sua formação é feita somente por átomos de carbono e hidrogênio e no segundo caso (heterogênea) sua formação
é feita por átomos de carbono, átomos de hidrogênio e heteroátomos.
Podemos então definir como Cadeia Carbônica, o conjunto de todos os átomos de carbono, hidrogênio e
heteroátomos que constituem a molécula de qualquer composto orgânico.
Para estudar as cadeias carbônicas, teremos uma divisão em três grandes grupos:
a) Cadeia aberta, acíclica ou alifática = são todas as cadeias que apresentam pelo menos duas extremidades
(pontas) e nenhum ciclo ou anel.
b) Cadeia fechada ou cíclica = é aquela que não apresenta extremidades (pontas); os átomos se unem, originando
um ou mais ciclos (anéis).
c)
Cadeia mista = é aquela que apresenta pelo menos um ciclo e uma extremidade.
OBS:
Alguns autores distinguem, também, o que chamam de cadeias mistas, isto é, cadeias formadas de uma parte
aberta e uma parte fechada. Entretanto, prefere-se incluir essas cadeias mistas entre as cadeias cíclicas, considerando a parte
aberta (alifática) simplesmente como sendo uma ramificação.
Principais Regras da Nomenclatura IUPAC
Conhecendo o nome dos principais grupos, as regras já expostas e algumas regras complementares, temos já
condições de nomear um grande número de compostos orgânicos, segundo a IUPAC. (International Union of Pure and Applied
Chemistry).
1) Escolha da cadeia principal:
Determina-se a cadeia principal, que é aquela que além de possuir o maior número de átomos de carbono, contém
também as ligações duplas, triplas e o grupo funcional. Quando houver duas ou mais possibilidades, escolhe-se como cadeia
principal a que contiver maior número de grupos laterais (cadeia mais ramificada);
2) Indicação da posição dos grupos:
Deve-se numerar a cadeia principal de forma a localizar os grupos em função do número recebido pelos carbonos
a que estão ligados; a numeração deve começar pela extremidade em que resulta a menor soma desses números (Regra dos
Menores Números);
Os nomes formam-se colocando os nomes dos grupos correspondentes às cadeias laterais diante do nome do
composto correspondente à cadeia principal; localizam-se as cadeias laterais pelo número do carbono a que estão ligados na
cadeia principal.
Cada grupo (cadeia lateral) deve ser antecedido por um número indicativo de sua posição, usando-se os prefixos
di, tri, etc. quando o mesmo grupo aparecer mais de uma vez.
Os números devem ser separados entre si por vírgulas; números e nomes e nomes e nomes devem ser separados
entre si por hífen.
3) Elaboração final do nome:
Os grupos precedem os nomes da cadeia principal; a seqüência dos grupos obedece à ordem alfabética, sem levar
em consideração os prefixos designativos de quantidade (di, tri, tetra, etc.).
Estudo das Cadeias Abertas
As cadeias abertas podem ser classificadas de acordo com três critérios:
I–
Quanto à disposição dos átomos de carbono;
II –
Quanto ao tipo de ligação entre os átomos de carbono;
III Quanto à natureza dos átomos que compõem a cadeia.
Primeiro Caso:
Disposição dos átomos de carbono
a)
Cadeia normal, reta ou linear = é a cadeia aberta que apresenta somente duas extremidades, ou seja, todos os
átomos que compõem a cadeia estão em uma única seqüência. É importante registrar que uma cadeia reta, normal
ou linear não precisa apresentar todos os seus átomos representados numa mesma linha. Repara-se que só
possuem carbonos primários e secundários.
b) Cadeia ramificada = é a cadeia aberta que apresenta no mínimo três extremidades; seus átomos de carbono não
estão dispostos segundo uma única seqüência, isto é, apresentam ramificações. Possuem algum carbono terciário
ou quaternário.
Além da definição dada, nas cadeias ramificadas, distinguem-se:
-
Cadeia principal: é uma cadeia constituída pelo maior número de átomos de carbono ligados
sucessivamente;
Cadeias laterais: são ligadas aos carbonos terciários ou quaternários da cadeia principal.
Segundo Caso:
Ligação entre os átomos de carbono
a)
Saturadas = só possuem simples ligação entre átomos de carbono (ligação do tipo ).
b) Insaturadas = possuem duplas e triplas ligações entre os átomos de Carbono (ligações do tipo  e do tipo ).
Terceiro Caso:
Natureza dos átomos de carbono
a)
Homogêneas = só possuem átomos de Carbono e Hidrogênio.
b) Heterogêneas = possuem além dos átomos de Carbono e Hidrogênio, heteroátomos (O, N, S, P).
Estudo das Cadeias Fechadas
As cadeias fechadas estão divididas em dois grupos:
I–
Alicíclicas = sem anel benzênico;
II -
Aromáticas = possuem anel benzênico.
CADEIAS ALICÍCLICAS (não-aromáticas)
São as cadeias fechadas que não apresentam o núcleo aromático ou benzênico. Para classificar esse tipo de cadeia,
utilizam-se os seguintes critérios:
a)
O tipo de ligação entre os átomos de carbono:
i. Simples ligação = saturada
ii. Dupla ou tripla ligação = insaturada
b) A natureza dos átomos que compõem a cadeia:
i. Homocíclica = é aquela composta apenas por átomos de carbono;
ii. Heterocíclica = é aquela que apresenta pelo menos um heteroátomo entre os átomos de carbono
que formam a cadeia principal.
OBS: Outro critério que poderá ser utilizado para classificar as cadeias fechadas, sejam elas aromáticas ou não aromáticas, está
relacionado com a quantidade de anéis ou ciclos. Podemos então classificar em monocíclicas, para apenas um ciclo
ou policíclicas, para dois ou mais ciclos.
CADEIAS AROMÁTICAS
Basicamente, são consideradas cadeias aromáticas aquelas que apresentam, em sua estrutura, pelo menos um núcleo
benzênico.
O anel benzênico apresenta simples e duplas ligações alternadas na sua estrutura, permitindo uma forma hexagonal
regular.
OBS: podemos classificar um aromático da seguinte forma:
i
ii
iii
Um anel = benzeno;
Dois anéis = naftaleno;
Três anéis = antraceno.
Funções Orgânicas
É um grupo de substâncias que se assemelham nas propriedades químicas (propriedades funcionais).
Chamamos de grupo funcional o átomo ou grupo de átomos responsáveis pelas propriedades químicas dos
compostos pertencentes a uma determinada função.
É importante saber que numa molécula, o grupo funcional é a parte mais suscetível de mudanças numa reação
química, sendo formado por átomos de halogênios, oxigênio, nitrogênio, enxofre e outros.
As funções na Química Orgânica são numerosas e seu estudo é extenso, devido à variedade de comportamentos
físicos e químicos que manifestam. Entre as funções orgânicas vamos estudar:

Hidrocarbonetos;

Álcoois;

Fenóis;

Éteres;

Ésteres;

Aldeídos;

Cetonas;

Ácidos Carboxílicos;

Aminas;

Amidas;
Para termos uma idéia geral das funções orgânicas, apresentamos o quadro a seguir que nos dá uma visão geral das
funções:
Função
Fórmula geral
ÁLCOOL
R OH
OH ligado a C
saturado
FENOL
Nomenclatura IUPAC
nome de
Exemplos
CH3
2
+ ol
hidroxi +
2
1-propanol
nome de
OH
hidroxibenzeno
nome de
ÉTER
nome de
R1
+
1
CH3
O CH2 CH3
metoxietano
1
O
O
||
||
ALDEÍDO
C
CH3
nome de
3
2
+ al
C
|
|
H
H
propanal
O
O
||
||
CETONA
nome de
R CH2 R1
C
CH3
C
+ ona
|
|
CH3
R1
propanona
O
O
||
||
ÁCIDO
CARBOXÍLICO
C
CH3
nome de
ácido
3
C
2
+ oico
|
|
OH
OH
ácido propanóico
nome de
O
O
||
O
||
||
ÉSTER
C
C
|
|
O
ácido
ico
+ ato
+ nome de R1
CH3
2
C
|
O
1
OH
propanoato de metila
3
AMINA
H
H
|
|
N
CH3
nome de R
2
N
2
+ amina
|
|
H
H
primária
propilamina
R1
CH3
|
|
N
nome de R
nome de R1
|
CH3
N
2
+ amina
|
H
H
secundária
metiletilamina
R1
CH2
|
|
nome de R
nome de R1
nome de R2
N
|
CH3
2
N
2
+ amina
|
R2
CH3
terciária
metiletilpropilamina
O
nome de
||
O
C
||
|
C
NH2
|
O
||
CH3
2
C
AMIDA
primária
+ amida
NH2
propanoamida
OH
nome de
NITRILO
+ nitrilo
HALETO
ORGÂNICO
(F, Cl, Br, I)
|
nome de
nome de
+
X
CH3 CH2 C N
propanonitrilo
CH3 CH2 CH2 Cl
1-cloro propano
3
Hidrocarbonetos
Hidrocarboneto é qualquer composto binário de carbono e hidrogênio. Os hidrocarbonetos são classificados de
acordo com a sua cadeia carbônica.
Estamos destacando inicialmente essa função porque, além de ser básica para o estudo das demais, ela tem uma
característica particular: a ausência de um grupamento funcional específico. Isso quer dizer que os hidrocarbonetos apresentam
somente os elementos essenciais dos compostos orgânicos – Carbono e Hidrogênio.
Não podemos falar de hidrocarbonetos, se não falamos um pouco sobre o petróleo. Vejamos abaixo, algumas
particularidades sobre essa fonte de energia:
DESTILAÇÃO FRACIONADA DO PETRÓLEO
Fração
Intervalo (aprox.) de temperatura
em que destilam (°C)
Gás de petróleo
Gasolina ou benzina ou nafta
Querosene
Principais componentes
CH4
C2H6
C3H8
C4H10
C5H12
C6H14
C7H16
C8H18
C9H20
C10H22
C10H22
C11H24
C12H26
C13H28
C14H30
C15H32
até 200
150 a 250
Gás óleo ou óleo diesel
250 a 350
hidrocarbonetos superiores
Óleos combustíveis
300 a 400
hidrocarbonetos superiores
Óleos lubrificantes
hidrocarbonetos superiores
Resíduo
hidrocarbonetos superiores
Cracking ou craqueamento catalítico do petróleo
Consiste em aquecer o petróleo a alta temperatura (500°C), na presença de catalisadores, provocando ruptura da
cadeia carbônica dos hidrocarbonetos, dando origem a outros compostos com menor cadeia carbônica, constituinte da gasolina.
Gasolina de polimerização
No cracking formam-se grandes quantidades de hidrocarbonetos gasosos, a partir dos quais, por um processo inverso,
consegue-se obter os hidrocarbonetos médios (C5 a C8) constituintes da gasolina.
Índice de octanos (octanagem) de uma gasolina
Uma gasolina de octanagem n é aquela que se comporta como se fosse uma mistura contendo n% de isooctano e (100
- n)% de n.heptano. Por convenção, o isooctano puro tem octanagem 100 e o n.heptano puro tem octanagem zero.
Xisto betuminoso
É constituído por rochas sedimentares impregnadas de um material oleoso muito parecido com o petróleo.
Destilação seca da hulha
FRAÇÃO GASOSA : gás de hulha
FRAÇÕES LÍQUIDAS : águas amoniacais e alcatrão de hulha
FRAÇÃO SÓLIDA (resíduo) : coque
O alcatrão de hulha representa a fonte natural mais importante para a obtenção de compostos aromáticos. Por
destilação fracionada do alcatrão de hulha, obtêm-se várias frações, das quais são extraídos inúmeros compostos de que a
indústria necessita, como benzeno, naftaleno, fenóis, anilina, etc.
Na destilação fracionada do alcatrão de hulha, obtêm-se 60% de piche.
Destilação seca da madeira
FRAÇÃO GASOSA :
FRAÇÕES LÍQUIDAS :
gás de madeira (CH4, C2H6, CO, ...),
usado como combustível
ácido pirolenhoso (vinagre de madeira) e
alcatrão da madeira
FRAÇÃO SÓLIDA (resíduo) : carvão de madeira
O vinagre de madeira (ácido pirolenhoso) é uma solução aquosa cujos principais componentes são: ácido acético (7 a
10%), metanol (1 a 3%), acetona (1%) e água (85 a 90%).
Antes de iniciarmos um estudo mais detalhado dos hidrocarbonetos, vamos ter uma idéia geral sobre esses compostos
orgânicos, através do quadro a seguir:
Classe
Tipo de cadeia
carbônica
Exemplo
ALCANO ou
PARAFINA
alifática saturada
CH3
2
2
3
butano
CH3
ALCENO ou
ALQUENO ou
OLEFINA
3
2-buteno
alifática insaturada
etênica com um
H2
2
3
1-buteno
H2
1,2-butadieno
ALCADIENO ou
DIOLEFINA
3
alifática insaturada
etênica com 2
H2
2
1,3-butadieno
H3
3
2-butino
ALCINO ou
ALQUINO
alifática insaturada
etínica com um
2
1-butino
alifática insaturada
ALCENINO ou
ALQUENINO
etenínica com um
e um
H2
butenino
3
H2 C
CICLOALCANO ou
CICLANO ou
CICLOPARAFINA
|
alicíclica saturada
H2 C
C H2
|
C H2
ciclobutano
H2 C
CICLOALQUENO ou
CICLOALCENO ou
CICLENO ou
CICLOOLEFINA
|
C H2
|
alicíclica insaturada
etênica com um
HC
CH
ciclobuteno
ARENO ou
HIDROCARBONETO
AROMÁTICO
cadeia aromática
benzeno
Além dos compostos apresentados acima, temos também uma preocupação especial com alguns radicais que são
muito importantes no nosso estudo.
Desta forma, apresentamos a seguir uma sinopse de alguns radicais, onde são apresentadas cadeias abertas e fechadas
(ciclos).
Não há necessidade de decorar todos os radicais. Mas, é primordial saber entende-los.
A base de formação de cada um deles é justificada pelo tipo de ligação e natureza dos elementos que o compõe.
RADICAIS MAIS IMPORTANTES
|
H3
metil
H3
H3C CH2 CH2
n.propil
2
etil
H3
C
3
isopropil
|
H3
2
2
2
H3
n.butil
2
C
3
sec.butil
|
H3
C
2
H3
C
3
|
|
C H3
C H3
benzil
isobutil
terciobutil
fenil
-naftil
-naftil
ortotoluil
metatoluil
|
H2 C
H2 C
|
|
C H2
H3
C
H3
|
C
|
|
metileno
etileno
etilideno
etilidino
ESTUDO DOS ALCANOS
São hidrocarbonetos alifáticos saturados, ou seja, apresentam cadeia aberta com simples ligações apenas. O termo
parafinas vem do latim parum = pequena + affinis = afinidade, e significa, então, pouco reativas.
Como definição mais simples, chamamos de ALCANOS, todos os hidrocarbonetos que apresentam somente ligações
do tipo simples entre os átomos de carbono. E são identificados pela partícula AN.
Para dar continuidade ao estudo dos hidrocarbonetos, utilizaremos a nomenclatura da IUPAC, que é uma
nomenclatura oficial que leva em consideração o número carbonos, os tipos de ligações entre eles e a função a que pertencem
as substâncias.
Assim, o nome de uma cadeia aberta normal, por exemplo, é constituído de três partes: um prefixo, um nome
intermediário e um sufixo.
n
Raiz + sufixo
n
Raiz + sufixo
n
Raiz + sufixo
1
Metano
16
Hexadecano
31
Hentriacontano
2
Etano
17
Heptadecano
32
Dotriacontano
3
Propano
18
Octadecano
33
Tritriacontano
4
Butano
19
Nonadecano
34
Tretratriacontano
5
Pentano
20
Eicosano
35
Pentatriacontano
6
Hexano
21
Heneicosano
36
Hexatriacontano
7
Heptano
22
Docosano
37
Heptatriacontano
8
Octano
23
Tricosano
40
Tetracontano
9
Nonano
24
Tetracosano
50
Pentacontano
10
Decano
25
Pentacosano
60
Hexacontano
11
Undecano
26
Hexacosano
70
Heptacontano
12
Dodecano
27
Heptacosano
80
Octacontano
13
Tridecano
28
Octacosano
90
Nonacontano
14
Tetradecano
29
Nonacosano
100
Hectano
15
Pentadecano
30
Triacontano
132
Dotriacontahectano
Repare que todos os nomes acima possuem, antes do sufixo, a partícula AN, que é a identificação de um alcano. O
sufixo utilizado na tabela acima é (O) que caracteriza um hidrocarboneto. No entanto, esse sufixo deverá ser substituído para
as demais funções orgânicas que serão as seguintes:

Hidrocarbonetos = O

Álcool = OL

Fenol = HIDROXI

Aldeído = AL

Cetona = ONA

Ácido Carboxílico = OICO

Sal Orgânico = OATO

Amina = AMINA

Amida = AMIDA

Éter = OXI
O número de carbonos e de hidrogênios que formam um alcano pode ser facilmente determinado com a utilização da
seguinte fórmula geral:
CnH2n + 2
Onde o valor de n é o número de carbonos presentes na molécula.
As moléculas dos alcanos são apolares. Conseqüentemente, são insolúveis na água e solúveis nos solventes orgânicos,
como benzeno e gasolina.
Os alcanos são importantes como combustíveis, fazendo parte do petróleo (mistura de pentano e hexano), da gasolina
(mistura composta principalmente por hexano, heptano e octano), do querosene (mistura de hidrocarbonetos com 10 a 16
átomos de carbono) e do gás de cozinha (mistura de metano, etano, propano e butano).
As parafinas líquidas são usadas como solventes de graxas, ceras, tintas e vernizes. As parafinas superiores (cadeias
maiores) são usadas como óleos lubrificantes.
Generalizando, podemos dizer que para os alcanos de cadeia normal, há um aumento gradativo dos pontos de fusão e
de ebulição com o aumento do número de carbonos.
Na condição ambiente padronizada, verifica-se o seguinte:
Os quatros primeiros alcanos são gasosos;
De 5 a 17 carbonos, são líquidos;
Com 18 ou mais carbonos, todos são sólidos.
ESTUDO DOS ALCENOS
Os alcenos são hidrocarbonetos de cadeia aberta que possuem uma dupla ligação. Podem ser chamados também de
alquenos ou olefinas.
A principal fonte industrial dos alcenos é o cracking do petróleo.
Os alcenos apresentam como fórmula geral:
CnH2n
Os alcenos têm propriedades físicas semelhantes às dos alcanos, isto é, são insolúveis em água e solúveis nos
solventes orgânicos.
O alceno mais simples é o etileno, de fórmula C2H4, que é um gás incolor.
O etileno é o composto orgânico mais importante na produção industrial, pois constitui a matéria-prima fundamental
para a obtenção de inúmeras substâncias, graças à reatividade da dupla ligação.
Os principais produtos derivados do etileno são: os plásticos (como o polietileno e o PVC), o cloreto de etila
(anestésico empregado na medicina), o etilenoglicol ou 1,2-etanodiol (usado como anticongelante) e o etanol.
Além de ser obtido do cracking do petróleo, o C2H4 é um produto natural do metabolismo dos vegetais.
O etano produzido pelas plantas controla o amadurecimento das frutas, a germinação das sementes e o desabrochar
das flores.
Por isso, atmosferas ricas em etileno são usadas para acelerar artificialmente o amadurecimento de frutas.
Nomenclatura segundo a IUPAC:
É muito semelhante à utilizada para os alcanos. Trocamos a terminação ANO do alcano correspondente por ENO. A
partir do buteno, enumera-se a cadeia, começando-se pelo carbono da extremidade mais próxima da ligação dupla.
A posição da dupla é indicada por um número antes do nome.
Existe ainda uma nomenclatura antiga que usa a terminação ILENO para os alcenos mais simples.
Exemplos:
ETILENO
PROPILENO
BUTILENO
METIL-ETILENO
DIMETIL-ETILENO SIMÉTRICO
DIMETIL-ETILENO ASSIMÉTRICO
ESTUDO DOS ALCINOS
São hidrocarbonetos de cadeia aberta que possuem uma tripla ligação entre os átomos de carbono. São também
chamados de alquinos ou acetilenos.
A fórmula geral dos alcinos é dada por:
CnH2n-2
Devemos nos lembrar que n
 2.
Desta forma, o C2H2 (acetileno) é o mais simples constituinte dessa série.
A tripla ligação é o grupamento funcional de um Alcino, ou seja, é nela que vão acontecer as reações químicas que
caracterizam os alcinos e fazem deles substâncias bastante reativas.
Para estudar os alcinos, costumamos dividi-los em dois tipos:
 ALCINOS VERDADEIROS;
 ALCINOS FALSOS.
Os alcinos verdadeiros são os que possuem a tripla ligação na extremidade da cadeia carbônica, conseqüentemente,
têm Hidrogênio ligado ao Carbono da tripla ligação.
Os alcinos falsos são os que não apresentam Hidrogênio ligado à tripla ligação.
Exemplos:
H–CC–H
R–CC–H
H3C – C  C – CH3
Alcino duplamente verdadeiro
Alcino verdadeiro
Alcino falso
O Alcino é um gás um pouco menos denso que o ar. O acetileno tem grande importância na preparação de outras
substâncias, muitas delas por sua vez, matérias-primas de outros produtos, como o etileno, etano, benzeno, etanal e os
polímeros (fibras sintéticas), plásticos (PVC e o PVA) e a borracha sintética.
O sistema IUPAC emprega a terminação INO. As regras de enumeração da cadeia principal (maior cadeia que
contém a tripla ligação), de localização da ligação tripla e dos grupos substituintes são as mesmas que já foram aplicadas aos
alcenos.
Muitos alquinos são comumente nomeados como se fossem derivados do acetileno:
ACETILENO = ETINO
ETIL-ACETILENO = 1-BUTINO
METIL-ACETILENO = PROPINO
ESTUDO DOS ALCADIENOS
São hidrocarbonetos alifáticos insaturados por duas duplas ligações.
A nomenclatura dos alcadienos segue a mesma regra vista para os outros hidrocarbonetos insaturados. Nesse caso,
como existem duas duplas ligações na cadeia, o seu nome é precedido de dois números, quando necessário.
Como a fórmula geral dos dienos é a mesma dos alcinos, esses dois grupos de hidrocarbonetos são isômeros e cadeia.
Observe que a fórmula C3H4 tem duas possibilidades de fórmula estrutural:
H2C  C  CH2
PROPADIENO
HC  C –CH3
PROPINO
A posição das duplas ligações determina o comportamento químico dos dienos. Por isso, costuma-se classifica-los em
três tipos:
DIENOS COM DUPLAS ACUMULADAS – as duas duplas estão no mesmo carbono;
H2C = C = CH2
DIENOS COM DUPLAS CONJUGADAS – nesse caso, há uma simples ligação entre duas duplas;
. . . CH = CH – CH = CH . . .
DIENOS COM DUPLAS ISOLADAS – nesse caso, há duas ou mais simples ligações entre as duplas.
. . . CH = CH - . . . – CH = CH . . .
ESTUDO DOS CICLOALCANOS
Os Cicloalcanos, ciclanos ou cicloparafinas são hidrocarbonetos, cíclicos saturados, ou seja, apresentam uma cadeia
fechada formada somente por simples ligações.
Sua nomenclatura segue as mesmas regras utilizadas para os alcanos, sendo precedida pela palavra ciclo, que indica a
existência de cadeia fechada.
A fórmula geral dos cicloalcanos é a seguinte:
CnH2n
Sendo que o valor de n
 3.
Conseqüentemente, os cicloalcanos são isômeros de cadeia dos alcenos.
Para estabelecer a nomenclatura de cicloalcanos ramificados, deve-se estabelecer a quantidade e a posição dos
radicais:
a)
Com um radical: Nesse caso não há a necessidade de indicar a posição do radical, pois o composto
sempre será o mesmo, qualquer que seja o carbono do ciclo onde o radical for representado.
b) Com mais de um radical: A numeração do carbono do ciclo deve começar pelo carbono que apresenta a
maior quantidade de radicais, de modo a se obterem os menores números possíveis para os carbonos nos
quais existam outros radicais.
Um ciclano que é muito conhecido é o ciclopropano, que é usado como anestésico em operações cirúrgicas.
Há um tipo de petróleo que, além de alcanos, apresenta teores de até 20% de cicloalcanos. O petróleo da Califórnia
(EUA) e o russo servem de exemplos dessa ocorrência natural de cicloalcanos.
OBS:
Para tornar mais prática a representação de compostos orgânicos cíclicos, freqüentemente adota-se polígonos
regulares para indicar anéis carbônicos. Por esse motivo, cuidado pra não esquecer dos átomos de hidrogênio que
ficam implícitos nesse tipo de representação.
ESTUDO DOS CICLOALCENOS
Hidrocarbonetos alicíclicos etênicos ou etilênicos são hidrocarbonetos, com cadeia carbônica cíclica ou fechada com
uma ou mais ligações duplas. Os hidrocarbonetos desta classe com apenas uma ligação dupla na molécula são chamados de
cicloalquenos, ou cicloalcenos, ou ciclenos, ou cicloolefinas.
A fórmula geral dos cicloalcenos é a seguinte:
CnH2n-2
Sendo que o valor de n
 3.
A nomenclatura é semelhante à dos cicloalcanos. A numeração inicia-se em um dos Carbonos da dupla ligação e
passa necessariamente por ela, já que a insaturação ocupa sempre a posição de número 1.
É preciso ficar atento à Regra dos Menores Números.
ESTUDO DOS AROMÁTICOS
São hidrocarbonetos cujas moléculas possuem um ou mais anéis benzênicos. São conhecidos também como arenos.
A cadeia carbônica do benzeno é chamada núcleo benzênico ou núcleo aromático. Os hidrocarbonetos aromáticos ou
arenos são os que apresentam um ou mais núcleos benzênicos.
Na nomenclatura dos derivados 1-2, 1-3 e 1-4 do benzeno, empregam-se os prefixos orto, meta e para,
respectivamente.
Quando a cadeia principal apresentar apenas um anel benzênico, esta poderá ainda apresentar um ou mais radicais:
Com um radical, o nome do radical precede o nome da cadeia principal;
Com dois ou mais radicais, a numeração dos carbonos deve começar por um dos carbonos ramificados e prosseguir de
tal forma que os radicais estejam situados nos carbonos de menor número possível.
O termo aromático teve origem no fato de uma série de substâncias naturais, entre as quais estão incluídos alguns
desses hidrocarbonetos, terem cheiro agradável.
O mais simples desses hidrocarbonetos é o benzeno (C6H6), cujas moléculas contém apenas um anel benzênico.
Antigamente o BENZENO era chamado de benzol, termo hoje reservado ao líquido vendido no comércio que é o C 6H6 impuro.
O termo benzina não tem relação com o benzeno: é uma mistura de hidrocarbonetos, uma das frações extraídas do petróleo.
O naftaleno é vendido no comércio com o nome de naftalina, que é muito usada para combater as traças.
O tolueno (metilbenzeno) é empregado como solvente e na obtenção de diversas substâncias, como o explosivo TNT.
FUNÇÕES OXIGENADAS
ÁLCOOIS
São compostos que possuem um ou mais grupos hidroxila, (OH), ligados a carbono saturado.
R - OH
Por serem bastante reativos e, ao mesmo tempo, baratos, os álcoois são usados na obtenção de outras substâncias
orgânicas, como medicamentos, anticongelantes e bactericidas. Além disso, são empregados como solventes e combustíveis.
Os álcoois são pouco freqüentes na natureza. O etanol é a base das bebidas alcoólicas, além de ser usado como
combustível, solvente e desinfetante. Quando puro é denominado de álcool absoluto. Os álcoois têm ação depressiva sobre o
sistema nervoso. O metanol ataca o nervo óptico, ocasionando cegueira.
Classificação:
a) De acordo com o número de hidroxilas:
Conforme a quantidade de hidroxilas que um álcool possa apresentar em sua molécula, os álcoois podem ser
classificados em:
1 hidroxila = monoálcool ou monóis
2 hidroxilas = diálcool
3 hidroxilas = triálcool
n hidroxilas = poliálcool
b) De acordo com o tipo de carbono ao qual a hidroxila estiver ligada
De acordo com este tipo de classificação, os álcoois podem ser classificados em:
Álcool primário = hidroxila ligada ao carbono primário;
Álcool secundário = hidroxila ligada ao carbono secundário;
Álcool terciário = hidroxila ligada ao carbono terciário.
Nomenclatura IUPAC:
Para uma cadeia normal, troca-se simplesmente a terminação o do hidrocarboneto correspondente pela terminação
ol.
Para cadeias ramificadas, escolhe-se como cadeia principal a maior fila de átomos de carbono que contenham o
grupo OH. A numeração da cadeia se inicia pela extremidade mais próxima do grupo OH.
É importante lembrar que este critério predomina sobre a ligação dupla, tripla ou sobre os halogênios.
O nome da cadeia principal é antecedido pelo número do carbono ao qual o grupo OH se liga.
Quando o álcool apresenta dupla ou tripla ligação, a terminação ol é precedida pelos prefixos eno e ino,
respectivamente. A posição da dupla ou da tripla é indicada antes do nome do hidrocarboneto correspondente à posição do
grupo OH entre o nome do hidrocarboneto e a terminação ol.
H2C = CH-CH2 – OH
2-propeno-1-ol
Nomenclatura Usual:
Na nomenclatura usual, leva-se em consideração o nome do radical ao qual está ligado o grupo OH, de acordo com o
seguinte esquema:
Álcool...........(radical)......... + ICO
Deve ser lembrado que esta nomenclatura é normalmente usada para monoálcoois.
H3C – OH
álcool metílico
H3C – CH2 – OH
álcool etílico
Nomenclatura de KOLB:
Nesta nomenclatura, que é muito pouco usada, o grupo ( - C-OH) recebe o nome de carbinol.
O nome do composto é dado, então, pela indicação dos nomes dos radicais ligados a esse grupo, seguido da palavra
carbinol.
H3C – CH2-OH metil-carbinol
Carbinol
OH

H3C – CH – CH2 – CH3
metil-etil-carbinol ou etil-metil-carbinol
carbinol
BEBIDAS ALCOÓLICAS
Todas as bebidas alcoólicas contêm um certo teor de etanol, podendo ser classificadas em dois grupos:
Bebidas destiladas:





Aguardente da cana-de-açúcar;
Uísque
cereais envelhecidos;
Vodca
batata, trigo;
Conhaque
destilado de vinho
Rum
melaço de cana
Bebidas não-destiladas:




Cerveja
cevada, lúpulo, arroz, cereais maltados, água e
fermento;
Vinho
uvas;
Champagne uvas (fermentação na garrafa);
Sidra
maçã (semelhante ao champagne).
FENÓIS
São compostos que possuem um ou mais grupos OH ligados diretamente a um anel benzênico.
Os fenóis são obtidos do alcatrão da hulha. Têm propriedades antissépticas:
a)
b)
c)
d)
o fenol comum é usado pelos dentistas no combate às bactérias da cárie;
os cresóis são encontrados nas creolinas;
o timol é usado em dentifrícios;
o ácido salicílico é utilizado em medicamentos contra micoses.
São ainda muito utilizados na fabricação de polímeros (baquelite, galatite), corantes, medicamentos, etc. O fenol ou
ácido fênico em solução aquosa foi o primeiro antisséptico comercializado. Seu uso foi introduzido em hospitais por volta de
1870, provocando uma queda muito grande no número de mortes causadas por infecção pós-operatória. Na época, o nome
dessa solução diluída era ácido carbólico. O fenol comum deixou de ser utilizado com essa finalidade quando se descobriu que
ele é corrosivo, podendo causar queimaduras quando em contato com a pelo, e venenoso, quando ingerido por via oral.
Nomenclatura IUPAC:
A nomenclatura dos fenóis é semelhante à estudada para os hidrocarbonetos aromáticos. A numeração dos carbonos
do anel é feita a partir do carbono ligado ao OH, sendo o grupo designado por hidroxi.
Exemplos:
OH
hidroxibenzeno
OH
 CH3
1-hidroxi, 2-metilbenzeno
Nomenclatura usual:
Podemos encontrar ainda uma outra nomenclatura para os fenóis, pois alguns possuem nome usual:
Exemplos:
OH
fenol
OH
 CH3
cresol
ÉTERES
São compostos em que o oxigênio está ligado a dois grupos orgânicos. Podem ser considerados como derivados da
água, pela substituição dos dois átomos de hidrogênio por dois grupos orgânicos.
Têm como fórmula geral:
R – O – R’
R – O – Ar
Ar – O – Ar’
São substâncias voláteis, muito usadas como solventes ou narcóticos.
Características Gerais:
Quando os dois radicais ligados ao oxigênio são idênticos, o éter é classificado como simétrico. Quando os
radicais são diferentes, o éter é considerado assimétrico ou misto.
Nomenclatura IUPAC:
Considera-se o prefixo indicativo do número de carbonos do radical menor com terminação oxi, seguido do nome do
hidrocarboneto correspondente ao radical maior.
H3C – O – CH2 – CH3
Exemplo:
metoxietano
Nomenclatura usual:
A nomenclatura mais utilizada para os éteres emprega a palavra éter seguida do nome dos dois radicais, o último
deles com terminação ico:
Exemplo:
H3C – O – CH2 – CH3
éter metiletílico
O Éter Etílico
O éter etílico ou etoxietano é conhecido comercialmente por éter sulfúrico. O éter etílico é um líquido incolor, de
baixa densidade. Seus vapores são bastante inflamáveis, daí decorrendo o perigo de explosão ao se lidar com essa substância
sem as devidas precauções.
É empregado como solvente de substâncias pouco polares e como refrigerante e anestésico.
O pioneiro no uso do éter para fins anestésicos foi o doutor Crawford W. Long, em 1842.
A descoberta permitiu ao doutor Long usar o éter em uma cirurgia para remover tumores do pescoço de um paciente,
em 1842.
ALDEÍDOS
Os aldeídos apresentam o grupo carbonila ligado a um carbono primário. Esse grupo funcional dos aldeídos estará
sempre localizado numa extremidade da cadeia. Sua fórmula geral pode ser representada pelas seguintes estruturas:
H

R–C=O
H

ou Ar – C = O
H


Repare que o grupo – C = O é denominado de carbonila. Enquanto que – C = O é denominado de grupo aldeídico.
É importante salientar que o grupo carbonila também aparece em cetonas, ácidos carboxílicos, ésteres, amidas, etc...,
e por esse motivo, esses compostos recebem o nome genérico de compostos carbonílicos.
Entre os aldeídos mais importantes está o metanal, cuja solução aquosa entre 37 e 40% é chamada de formol ou
formalina, sendo usada na conservação de cadáveres, como fluido de embalsamamento e também, devido a sua ação
germicida, como desinfetante. O metanal também é usado na preparação de baquelite (resina sintética), urotropina (diurético),
etc.
Nomenclatura IUPAC:
De acordo com a IUPAC, todos os aldeídos terão a terminação AL. Esta terminação deverá ser acrescentada seguindo
a seguinte regra:
Prefixo: número de carbonos (incluindo o da carbonila)
Intermediário: tipo de ligação entre os carbonos
Sufixo: função aldeído (AL)
Exemplo:
H

H3C – C = O
ET + AN + AL =
ETANAL
Obs:
Já que para identificarmos uma função como sendo aldeído temos que ter a carbonila na extremidade da
cadeia, esta poderá portanto aparecer nas duas extremidades. Se isso acontecer, o sufixo será então DIAL.
Nomenclatura usual:
Há ainda uma outra nomenclatura baseada em nomes arbitrariamente dados aos ácidos carboxílicos de mesmo número
de carbonos, que são os seguintes:
Metanal
=
Aldeído Fórmico ou Formaldeído
Etanal
=
Aldeído Acético ou Acetaldeído
Etanodial
=
Glioxal ou Dialdeído
Propenal
=
Aldeído Acrílico
Fenil-Metanal
=
Aldeído Benzóico ou Benzaldeído
Você já deve ter observado que em rótulos de alimentos industrializados há indicações de diversos aditivos que
cumprem várias finalidades (melhorar a cor, o aspecto, o sabor, o cheiro, conservar). Os flavorizantes são adicionados para
melhorar o flavor, que é uma combinação de sabor e cheiro (aroma). Freqüentemente são especificados os nomes dos
compostos usados como flavorizantes, mas eles também podem aparecer indicados na forma de siglas. Os flavorizantes
artificiais são formados por misturas de substâncias, nas quais o aldeído acético é um componente comum.
CETONAS
São compostos orgânicos que apresentam um grupo funcional carbonila intercalado entre átomos de carbono. Desta
forma, ligado a um carbono secundário.
São compostos cuja fórmula geral pode ser apresentada das seguintes formas:
O

R–C–R
O
O


ou Ar – C – R ou ainda Ar – C - Ar
Nos casos acima, os radicais R ou os aromáticos Ar, podem ser os mais variados possíveis e a carbonila estará
obrigatoriamente no meio da cadeia, diferentemente dos aldeídos, onde a carbonila aparece nas extremidades.
A cetona mais importante é a propanona, conhecida por acetona, muito usada como solvente de esmaltes. A ciclohexanona, obtida a partir do fenol, é matéria-prima na síntese do náilon.
Na indústria de alimentos, sua aplicação mais importante ocorre na extração de óleos e gorduras de sementes, como
soja, amendoim e girassol.
Sua comercialização é controlada pelo Departamento de Entorpecentes da Polícia Federal por ser utilizada na extração
da cocaína, a partir das folhas da coca.
Em nosso organismo, a acetona é encontrada no sangue em pequenas quantidades, fazendo parte dos chamados
corpos cetônicos. Nesse caso ela é formada pela degradação incompleta de gorduras.
Nomenclatura IUPAC:
De acordo com a IUPAC, o sufixo utilizado para indicar esta função é ONA. Para cetonas que apresentam mais que
um grupo carbonila, o sufixo ONA deverá ser precedido por di, tri, etc, conforme a quantidade de carbonilas.
Exemplo:
O

H3C – C – CH3
Repare na montagem do nome:
Prefixo: número de carbonos = 3 = PROP
Intermediário: tipo de ligações = simples = AN
Sufixo: cetona = ONA
Logo o nome será: PROP + NA + ONA
Ou seja PROPANONA
Nomenclatura usual:
O

Na nomenclatura usual, o grupo – C – é chamado de cetona e considera-se que ele esteja ligado a dois radicais. O
nome do composto segue, então, o seguinte esquema:
NOME DOS RADICAIS + CETONA
Exemplo:
O

H3C – C – CH3
Dimetil-cetona.
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS
Os ácidos carboxílicos são compostos caracterizados pela presença do grupo carboxila:
O

– C – OH
Esse grupo é o resultado da união dos grupos carbonila com a hidroxila.
Os ácidos carboxílicos com até quatro carbonos são líquidos, miscíveis em água; os ácidos com cinco ou mais
carbonos vão tendo sua solubilidade em água reduzida à medida que aumenta a cadeia. Ácidos com dez ou mais carbonos são
sólidos, praticamente insolúveis em água.
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS NA NATUREZA
Nome Oficial
Ácido Valérico
Ácido Benzóico
Ácido Cítrico
Ácido Lático
Ácido Málico
Ácido Oléico
Ácido Oxálico
Ácido Tartárico
Ácido Butírico
Ácido Fórmico
Fonte Natural
Heliotrópio, flor do gênero Valeriana
Morangos e Amoras
Frutas Cítricas (laranja, limão, etc.)
Soro do Leite
Maçãs
Óleos Vegetais
Espinafre e Tomates
Suco de Uva, vinhos
Manteiga Rançosa
Formigas
Pessoas diferentes, por apresentarem pequenas variações em seu metabolismo, secretam diferentes ácidos
carboxílicos, de baixa massa molecular, o que acarreta cheiros diferentes.
Os cães, de modo geral, apresentam o sentido do olfato muito desenvolvido e são capazes de reconhecer as pessoas
pelo seu cheiro, isto é, pela composição de ácidos carboxílicos que elas produzem.
Nomenclatura IUPAC:
Os ácidos carboxílicos têm seu nome terminado em OICO e, assim como nos aldeídos, o grupamento funcional ocupa
sempre a posição 1.
Exemplo:
O

CH3 – C – OH
Prefixo: número de carbonos = dois = ET
Intermediário: tipo de ligação = simples = AN
Sufixo: ácido carboxílico = OICO
Desta forma, o nome do composto será precedido da palavra ácido + ET + AN + OICO, ou seja ácido ETANÓICO.
A nomenclatura dessa função segue as mesmas regras dos aldeídos. Então, se no composto existirem insaturações
e/ou ramificações, essas devem ser indicadas no nome, iniciando-se a numeração dos carbonos na extremidade onde se localiza
a carboxila.
Os ácidos carboxílicos são chamados ácidos alcanóicos. Entre os ácidos carboxílicos mais importantes encontra-se o
ácido acético, constituinte do vinagre, chamado de ácido acético glacial, quando puro. A vitamina C também é um ácido
carboxílico conhecido como ácido ascórbico.
Nomenclatura Usual:
A nomenclatura usual lembra a origem dos ácidos ou as propriedades a eles associadas:
Ácido fórmico =
Ácido propriônico
Ácido Butírico =
Ácido Acético =
formiga
=
proto (primeiro) e pion (gordura)
Butyrum (manteiga)
Acetum (vinagre)
ÉSTERES ORGÂNICOS
Você certamente já sentiu cheiro de um éster, pois esses compostos têm cheiro agradável, sendo empregados na
preparação de perfumes e essências.
Os Ésteres são compostos derivados dos ácidos carboxílicos pela substituição do hidrogênio do grupo OH por um
radical orgânico. Ou seja:
O

R – C – OH
Ácido Carboxílico
O

passa para R – C – O - R
Éster Orgânico
Tanto no reino animal quanto no vegetal existem muitos ésteres naturais. Essências vegetais devem seu perfume à
presença dessas substâncias. Os óleos e as gorduras, genericamente chamados lipídios, também são ésteres.
Enquanto os ácidos carboxílicos têm cheiro desagradável, os ésteres são o oposto. Tanto o cheiro quanto o sabor
adocicado e agradável de muitas comidas são fruto de uma complexa mistura de compostos orgânicos, dentre os quais
prevalecem os ésteres. Por isso fabricantes de bebidas, balas, sorvetes e muitos outros produtos valem-se de ésteres que imitam
o flavor natural. Quando extraído de fontes naturais, tornam-se muito caros.
Ésteres e Ação Flavorizante
Fórmula
HCOOCH2CH3
CH3COO(CH2)2CH(CH3)2
CH3COO(CH2)7CH3
CH3(CH2)2COOCH2CH3
CH3(CH2)2COOCH3
NH2
Nome
Formiato de Etila
Acetato de Isopentila
Acetato de Octila
Butirato de Etila
Butirato de Metila
Antranilato de metila
Flavor
Rum
Banana
Laranja
Abacaxi
Maçã
Uva
 COOCH3
Nomenclatura IUPAC:
Tanto a nomenclatura IUPAC quanto a usual dos ésteres baseiam-se na nomenclatura dos ácidos carboxílicos dos
quais derivam.
Trata-se simplesmente de substituir a terminação ICO do ácido carboxílico por ATO.
Exemplo:
Ácido Carboxílico
Éster Orgânico
Ácido Acético
ou
Ácido Etanóico
Acetato de Metila
ou
Etanoato de Metila
O

H3C – C – OH
O

H3C – C – O – CH3
FUNÇÕES NITROGENADAS
AMINAS
São compostos derivados do amoníaco (NH3) pela substituição de um, dois ou três átomos de H por radicais.
Desta forma podemos fazer uma classificação das aminas de acordo com a quantidade de átomos de hidrogênio
substituídos:
a) Amina Primária
b) Amina Secundária:
c) Amina Terciária:
R – NH2
R – NH – R
R–N-R

R
A nomenclatura oficial das aminas obedece a seguinte regra:
NOME DO RADICAL + AMINA
Exemplo:
H3C – NH2
metilamina
NH2
fenilamina
OBS:
Não há distinção na nomenclatura das aminas primárias, secundárias ou terciárias. Basta no entanto, colocar os
radicais em ordem de complexidade ou em ordem alfabética.
O grupo amino, além de estar presente em muitos nutrientes, drogas e estimulantes, anestésicos e antibióticos
(penicilina), aparece em alimentos e em nosso organismo, formando as substâncias mais importantes para a vida, que são os
aminoácidos.
As vitaminas, fundamentais para o funcionamento de nosso organismo, também são aminas. Seu nome deriva da
junção de duas palavras: vital + amina, o que se deve ao fato de as primeiras vitaminas descobertas serem aminas.
A mais importante das aminas, em nível comercial, é a anilina, cujo nome, de origem árabe (an-nil), significa anil,
azul. A anilina é um líquido incolor, oleoso, extremamente tóxico. Sua absorção através da pele ou por via respiratória pode ter
conseqüências fatais.
A dimetilamina e a trimetilamina são exaladas de peixes mortos, o que explica o forte cheiro que emana desses
animais.
AMIDAS
As amidas caracterizam-se pela presença do grupo funcional a seguir:
O

-C–N–

Da mesma forma que as aminas, as amidas podem ser classificadas em amidas primárias, amidas secundárias ou
amidas terciárias. Veja os exemplos:
O

R–C–N-H

H
amida primária
O

R–C–N-R

H
amida secundária
O

R–C–N-R

R
amida terciária
A nomenclatura oficial das amidas segue ao seguinte esquema:
NOME DO HIDROCARBONETO CORRESPONDENTE + AMIDA
Na maioria dos vertebrados terrestres (no homem, inclusive), a uréia é o produto final da degradação de moléculas
nitrogenadas existentes em nosso organismo. À temperatura ambiente, a uréia é um sólido formado por cristais incolores.
Um adulto pode excretar, através da urina, até 10 Kg de uréia por ano. A uréia é utilizada principalmente como
fertilizante de solo, complemento alimentar de gado, na obtenção de polímeros, muitos dos quais usados em colas e vernizes, e
na fabricação de medicamentos – barbitúricos, por exemplo.
CURIOSIDADES
Por que os cabelos ficam brancos com a idade?
De acordo com as atuais teorias do envelhecimento, cabelos brancos surgem quando as estruturas que compõem as
células se oxidam devido à ação dos radicais livres - tipos reativos de oxigênio capazes de provocar danos celulares. Os
radicais livres são moléculas instáveis, com número ímpar de elétrons (partículas atômicas de carga negativa), que podem
desequilibrar as funções celulares. No organismo, milhares de radicais livres, provenientes, sobretudo do oxigênio (elemento
vital para a transformação dos alimentos em energia) são formados e destruídos a cada minuto. A destruição é operada por
antioxidantes naturais (as vitaminas C, E e as enzimas superóxido dismutase e catalase). Assim, mais de 95% do oxigênio
absorvido na respiração são transformados em água no interior das células, enquanto os 5% restantes passam por outras etapas
antes disso e permanecem sob a forma de radicais livres. A poluição ambiental, os maus hábitos alimentares, a vida sedentária
e a própria idade contribuem para o aumento na produção dos radicais livres, que facilitam o surgimento de doenças e o
envelhecimento precoce. Até os 40/45 anos de idade, geralmente o organismo consegue vencer a luta contra os radicais livres,
retirando-os da circulação sem grandes dificuldades. Depois, contudo, esses radicais livres, tendem a se acumular
gradualmente no organismo, contribuindo para o surgimento não só de cabelos brancos como de doenças degenerativas
(arteriosclerose e câncer), problemas nas articulações (reumatismo e artrose) e alterações na pele (rugas e manchas senis). Às
vezes, os cabelos embranquecem precocemente, em geral quando, além de ter predisposição genética para isso, a pessoa
enfrenta problemas particulares graves. Numa situação de estresse emocional, por exemplo, o organismo libera grande
quantidade de adrenalina, substância altamente oxidante que contribui para o aumento dos radicais livres na corrente sangüínea
- e daí, para o surgimento de cabelos brancos.
Fonte: Globo Ciência - Novembro de 93 - Texto do geriatra e professor universitário José de Felippe Jr.
Porque a urtiga queima a pele?
O nome urtiga vem do latim urere (= arder) e é uma designação genérica de várias plantas que apresentam um
mecanismo de ação semelhante. A mais comum delas é a Urtica dioica. Nessas plantas existem diversas substâncias,
principalmente a histamina, acetilcolina e ácido fórmico que, quando entram em contato com a pele, provocam dilatação dos
vasos sangüíneos e uma espécie de inflamação. As substâncias agressivas ficam armazenadas em minúsculos pêlos que se
espalham pelo caule e folhas da planta. A parte inferior do pêlo apresenta incrustações de cálcio, o que lhe dá rigidez, mas a
ponta é frágil e se rompe ao mais ligeiro toque.
Copo de cerveja possui a mesma quantidade de calorias que um bife
A barriga avantajada dos bebedores de cerveja faz crer que esta bebida é engordante. A ciência não confirma o mito.
O problema é outro. Um copo de cerveja tem 70 calorias, a mesma coisa que um bife saudável. Ninguém come 10 bifes de
uma assentada, mas engole 10 copos de cerveja, conversando com os amigos no bar.
Por que o sal evita o desbotamento das roupas?
Porque se misturarmos cloreto de sódio (sal de cozinha) na água, explica o químico Atílio Vanin, da Universidade de
São Paulo, ele impede que os corantes das roupas se dissolvam, ajudando a manter a cor original. Se não houver sal na água,
uma parte da cor vai embora com o enxágüe. Os corantes são fabricados com sal em sua fórmula e, como um sal não se
dissolve com outro, a presença do sal de cozinha na água inibe que a tinta da roupa se dilua. (Fonte: Super Interessante)
As cores e o pH
Muitas pessoas reclamam que adquirem mudas de hortênsia (Hidrangea Macrophilla) de determinada cor e, com o
passar do tempo elas mudam de cor: de azuis, as flores se tornam cor-de-rosa ou vice-versa. Por que isso acontece? Na
verdade, o índice de acidez e alcalinidade do solo pode realmente alterar a coloração dessas flores. O mistério funciona mais
ou menos assim: em solos ácidos, ou seja, com pH abaixo de 6,5 surgem flores azuis; já em solos alcalinos, com pH acima de
7,5 surgem flores rosadas e até brancas. Podemos alterar o grau de acidez ou alcalinidade do solo, para determinar a cor das
hortênsias. Para obter flores azuis, por exemplo, recomenda-se regar o canteiro duas vezes por ano com a seguinte mistura: 20g
de sulfato de alumínio (pode ser substituído por pedra ume) diluído em 10 litros de água. Para obter hortênsias cor-de-rosa,
faça primeiro uma poda na planta, para ajudar a eliminar parte do alumínio contido nas folhas. Depois, transplante-a para um
novo canteiro, já preparado com 300g de calcário dolomítico por m2 Existe também a velha "receita da vovó" para intensificar
o tom azul-violeta das hortênsias: colocar de molho em água alguns pedaços de palha de aço usada e depois aplicar a "água
enferrujada" nas regas.
Ao contrário da crença geral, a tetraciclina não deve ser tomada com leite.
Pesquisas da Universidade de Cambridge, Inglaterra, revelam que a tetraciclina não deve ser tomada com leite, ao
contrário da crença geral. Este antibiótico combina-se com o cálcio do leite e forma um composto insolúvel, o que reduz a sua
absorção e, portanto, a sua eficácia.
Azedamento do leite e cansaço muscular: há alguma relação?
O gosto azedo da coalhada ao ácido láctico, produzido na fermentação do leite, sob a ação de bactérias. Esse ácido,
produzido por bactérias do gênero Lactobacillus, diminui o pH do leite e coagula proteínas, formando o coalho. O ácido láctico
também é produzido em nossas células quando realizamos intensas atividades físicas. Em situação de repouso ou atividades
físicas normais, há oxigênio suficiente para que nossas células respirem de maneira aeróbica. Mas quando a concentração de
oxigênio torna - se insuficiente, como ocorre no caso da prática de uma partida de futebol, ocorrerá uma fermentação láctica.
Nesse processo, parte da glicose transforma - se em ácido láctico, que se acumula no tecidos musculares, provocando dor. Este
é chamado cansaço muscular, que pode ser atenuado por massagens ou atividades físicas moderadas (alongamento), e que
desaparece completamente com o repouso.
Como age o gás hilariante?
O gás hilariante, descoberto em 1722, é formado por oxigênio e nitrogênio (N2O). Durante muito tempo foi
aproveitado como um tipo de droga leve, que provoca uma sensação parecida com a embriaguez. No século XIX um dentista
americano Horace Wells descobriu que ele eliminava a sensação de dor e servia como anestésico. Esse gás afeta uma
membrana do revestimento dos neurônios que é envolvida por íons de sódio e potássio. Eles mudam de lugar para deixar o
impulso nervoso passar. Sob ação do gás, esses íons não conseguem transpor a membrana e o impulso fica bloqueado. Os
primeiros neurônios a serem afetados são os que controlam o comportamento. Por isso o paciente fica rindo à toa, como se
estivesse embriagado. Conforme a concentração do gás aumenta com a inalação, os neurônios responsáveis pela vigília
também são atingidos e aí então vem o sono e a paralisia geral. O efeito desse gás não tem grande durabilidade.
Barata é campeã de velocidade no Reino Animal
A dificuldade que se tem para caçar uma barata foi objeto de pesquisa na Universidade Hebraica de Jerusalém, Israel.
Os cientistas descobriram que este inseto é um dos campeões de velocidade do reino animal. Pode percorrer um metro por
segundo.Considerando-se o seu tamanho, proporcionalmente para um homem equivaleria correr a 150 quilômetros por hora. A
barata é também campeã de dribles - é capaz de desviar o rumo, em plena corrida, 25 vezes por segundo. O registro foi feito
com uma câmera de vídeo especial.
O pão duro
O endurecimento não é um ressecamento. A concentração em água é constante no pão, mas as moléculas de amido,
que estavam distribuídas desigualmente, ligadas às moléculas de água, cristalizam liberando uma parte da água, o miolo tornase mais rígido. Por que o pão mal cozido torna-se rapidamente seco e duro? Por que o pão duro torna-se "fresco" quando
esquentamos no forno? Por que o padeiro coloca no congelador o pão para impedi-lo de endurecer? Por que o pão endurece
mais devagar quando isolamos num pano ou numa caixa fechada? Tudo se explica se não esquecermos que o pão é obtido por
cozimento de uma goma de amido, isto é, de farinha e água. Se o pão não for bastante cozido, sobra muita água não utilizada.
Esta água estabelece ligações suplementares entre as fibras de celulose, o pão endurece. Esquente-o, você romperá estas pontes
de hidrogênio, e o pão voltará a ficar crocante. No ar, o pão absorve umidade e endurece por formação de novas pontes de
hidrogênio. Colocá-lo no congelador, se estiver mal cozido, impede as moléculas de "passear" e criar novas pontes. Cobri-lo,
isola-o da umidade do ar e impede as moléculas de água de penetrar no pão para criar pontes inúteis. Num pão bem cozido, há
todas as pontes de hidrogênio necessárias para garantir consistência e friabilidade. Este pão permanece fresco mais tempo,
principalmente se for guardado numa caixa fechada. (Texto extraído do livro "Les secrets de la casserole" de Hervé This)
Digestão torna-se mais difícil a partir dos 50 anos de idade
A partir dos 50 anos de idade, a alimentação do ser humano deve ser mais leve porque o estômago diminui a produção
de suco gástrico e a digestão torna-se mais difícil. Daí a sensação de peso que os idosos sentem em seu estômago e também a
freqüência com que sofrem de indigestões.
Gelatina De onde é extraída a gelatina que usamos como alimento?
Do calágeno, única proteína animal em estado sólido, encontrado no couro ou nos ossos de animais, como o porco ou
o boi. "Depois de extraído, o calágeno passa por um processo químico para a retirada da gordura e outras impurezas", explica a
engenheira de alimentos Adilma Scamparini, da Universidade Estadual de Campinas, SP. Geralmente a gelatina a venda nos
supermercados é obtida do couro do boi.
Pescoços da girafa e do Homem têm o mesmo número de vértebras
O pescoço da girafa e o do ser humano têm o mesmo número de vértebras: sete. Mas o pescoço da girafa é mais longo
porque as suas vértebras são mais compridas. Apesar do aspecto manso e desajeitado, a girafa é temida até mesmo pelos leões.
O coice e a cabeçada poderosos mantém os inimigos a uma distância prudente.
Por que o fermento faz a massa crescer?
Porque libera gás carbônico (CO2) em reações químicas, formando bolhas no meio da massa que fazem com que ela
aumente de tamanho e fique fofa. Existem dois tipos de substâncias usadas para este fim: o fermento biológico e o fermento
químico. O biológico é composto por microorganismos vivos - leveduras -que se reproduzem graças à temperatura da massa e
ao açúcar presente nela, que lhes serve de alimento. Durante a reprodução, os microorganismos liberam gás carbônico. O
fermento químico é composto por bicarbonato de sódio (NaHCO3) e um ácido orgânico, que, quando aquecido a uma
temperatura de 50 a 60 graus Celsius e em contato com a umidade da massa, reagem e também liberam gás carbônico.
Porque o ferro aquecido derrete e a madeira queima?
Porque acontecem fenômenos diferentes com cada um dos dois materiais. O aumento de temperatura faz com que a
madeira passe por uma reação química, ou seja, suas moléculas se quebram e se recombinam com as do oxigênio existente no
ar. O resultado é a formação de novas moléculas como gás carbônico e água. No caso do ferro, também há uma queima, já
queimar é reagir com o oxigênio: ferrugem não é outra coisa senão ferro queimado. O problema é que a queima do ferro é
muito lenta e libera pouca energia: não há fogo, neste caso. Ou seja, o fenômeno dominante no ferro não é uma a reação
química com o oxigênio, mas sim uma mudança física: o derretimento. Nesse processo, a ligação entre os átomos que compõe
o bloco de ferro torna-se cada vez mais frouxa, e é por isso que o material amolece.
Por que a água, mesmo sendo constituída por elementos que pegam fogo como o hidrogênio e o oxigênio não entram em
combustão?
Para que uma substância queime não basta ter elementos combustíveis em sua composição. É preciso que seja capaz
de reagir com o oxigênio do ar. No caso da água sua estrutura molecular é muito estável, é necessária muita energia para
quebrar as ligações que mantém seus átomos unidos e o calor liberado pelo fogo não é suficiente para quebrar estas ligações. A
água não reage com o oxigênio do ar e, conseqüentemente, não entra em combustão. Ao contrário é usada para apagar o fogo.
(super interessante)
Como o sal é capaz de impedir o apodrecimento da carne crua?
O sal absorve a água que existe em todos os alimentos. Para que as bactérias que produzem o apodrecimento
sobrevivam é preciso que haja água.
Como o vaga-lume emite sua luz?
Químicos e biólogos chamam a isso de bioluminescência. "Esse fenômeno resulta da oxidação de uma substância
combustível produzida pelo próprio animal: a luciferina", afirma Etelvino Bechara, do Instituto de Química da USP. A
luciferina reage com o oxigênio que o animal inspira, auxiliada por uma enzima batizada de luciferase. A energia é formacida
pela substância adenosina trifosfato (ATP), principal fonte energética usada pelo metabolismo das células, mas, nesse caso, o
resultado é a emissão de luz. Há três espécies de besouros luminosos: vaga-lumes, da família dos lampirídeos, com luz que
varia entre o verde e o amarelo; os tectecs ou salta-martins, dos elaterídeos, que emitem luz entre o verde e o laranja; e os
trenzinhos, dos fengodídeos, capazes de mais tonalidades: verde, amarelo, laranja ou vermelho. A reação da luciferina com o
oxigênio na presença da luciferase e da ATP ocorre em células especiais e da ATP ocorre em células especiais (os fotócitos)
que formam um tecido chamado lanterna. Esse tecido está ligado à traquéia e ao cérebro, permitindo assim o controle da
iluminação. Ou seja: o inseto só se acende quando tem vontade. (Fonte: Revista Super Interessante Especial)
Por que o girassol acompanha o movimento do sol?
O responsável pelo giro das plantas é um hormônio chamado hormônio do crescimento e não é só com o girassol que
este fenômeno acontece. Todas as plantas se curvam de acordo com o movimento do sol em maior ou menor grau. Não só a
energia solar é responsável pelo movimento das plantas, mas qualquer outro tipo de energia luminosa artificial. Este hormônio
é chamado ácido indolilácetico (aia) produzido pelas células jovens localizadas nas folhas. Na realidade não é a flor que se
curva influenciada pela luminosidade do sol e sim o caule e a flor acompanha este movimento. À noite, na ausência da luz para
estimular o crescimento, a planta volta ã sua posição normal. (botânico Gilberto kerdauy - usp)
Beber café realmente diminui embriaguez?
Diminui. O álcool é uma substância depressora do sistema nervoso central, porque reduz sua atividade ao dificultar a
passagem de mensagens entre os neurônios do cérebro. Não se sabe exatamente por que isso acontece, mas acredita-se que o
álcool altera a composição da membrana dos neurônios, dificultando a transmissão dos impulsos nervosos. Isso faz com que a
pessoa fique sonolenta, desequilibrada e sem coordenação motora. Já a cafeína presente no café tem exatamente o efeito
oposto. "Ela intensifica a passagem dessas mensagens neuronais, amenizando o efeito provocado pela ingestão de bebidas de
alcoólicas", afirma o farmacêutico bioquímico Roberto De Lucia, da Universidade de São Paulo. Para reduzir o efeito da
bebedeira, o café deve ser ingerido sem açúcar, pois essa substância dificulta a absorção da cafeína pelo organismo,
prejudicando a sua ação.
Por que a mistura de água e álcool libera calor?
O álcool e a água são substâncias fortemente polarizadas e por isso apresentam uma grande afinidade. Esta afinidade
dá origem a uma ligação entre as moléculas dos dois compostos (ligação intermolecular) que é bastante estável. Esta
estabilidade faz com que estes compostos não necessitem de muita energia para permanecer unidos. Quando estão separadas,
as moléculas apresentam um conteúdo energético maior. Esta diferença de energia (quando unidas e /ou separadas) é liberada
para o ambiente.
Por que o camarão fica vermelho quando é aquecido?
A cor vermelha é resultado de um grupo de pigmentos, conhecidos como carotenóides. Esses pigmentos têm uma
função importante no organismo do animal, como se transformar em vitamina A e ajudar a proteger a membrana celular. Os
carotenóides também são responsáveis pela coloração de certos frutos, por exemplo, a melancia No caso do camarão e de
outros crustáceos como o siri e a lagosta este pigmento está preso a uma proteína que quando aquecida é destruída mostrando
sua verdadeira cor.
Por que, mesmo quando a vela não está em pé, a chama fica para cima?
Porque a chama é mais leve que o ar e sobe. A chama é formada por uma mistura de várias partículas, como átomos,
moléculas e íons (átomos em desequilíbrio elétrico), resultado da queima do pavio. A energia liberada pela queima provoca a
agitação das partículas e esquenta a chama. Como o calor, diminui a densidade, ou seja, as partículas ficam mais separadas
entre si. A chama fica mais leve que o ar e sobe. Isso acontece independentemente da posição em que está a vela.
Por que a água se expande ao congelar?
Até 40C, o resfriamento da água é acompanhada pela diminuição do volume. Daí ao congelamento total, a 0°C, a água
se expande cerca de 9% e fica menos densa. Essa característica, por sinal, única da água, ocorre porque as moléculas de água
são fortemente polarizadas e quando resfriadas conseguem se unir através de pontes de hidrogênio. Na fase sólida todas as
moléculas estão unidas por pontes de hidrogênio formando uma estrutura vazada que é imediatamente ocupada pelo ar. Este ar
no interior da estrutura é o responsável pela diminuição de densidade na água no estado sólido.
Como é produzida a luz do vaga-lume?
A luz é produzida através de uma reação química: uma molécula de luciferina é oxidada por oxigênio, em presença de
ATP (adenosina trifosfato), que está presente nas células de todos os seres vivos. O produto dessa reação é uma molécula
energizada de oxiluciferina. Quando a molécula de oxiluciferina se desativa, ou seja, quando ela perde sua energia, passa a
emitir luz. Esse processo só ocorre na presença de luciferase, que é a enzima responsável pela reação de oxidação.
Por que o sabor do uísque melhora com o tempo?
O processo de envelhecimento da bebida provoca ligações químicas entre seus componentes, formando algumas
substâncias - principalmente certos tipos de aldeídos, cetonas e ésteres - que melhoram o seu sabor. "Mas, para que isso
aconteça, o uísque tem de ser conservado em tonéis de madeira", afirma o farmacêutico bioquímico Eugênio Aquaroni, da
Universidade de São Paulo. Pode ser bastante poroso esse material permite a entrada de pequenas quantidades de oxigênio que
ajudam tais reações químicas. Além disso, há substâncias presentes na madeira que também dão gosto à bebida. Isso não
acontece com o uísque armazenado em garrafas, pois a entrada de oxigênio é muito pequena (ocorre apenas através dos poros
da rolha) e o vidro, ao contrário da madeira não interage com a bebida.(Fonte: Revista Super Interessante Especial)
Como é feito o mel?
As abelhas têm em suas cabeças glândulas que secretam duas enzimas: invertase e glicose oxidase. O mel é formado
pela reação dessas substâncias com o néctar coletado das flores. A invertase converte a sacarose - tipo de açúcar contido no
néctar - em dois outros açúcares, glicose e frutose. A glicose oxidase, por sua vez, transforma uma pequena quantidade de
glicose em ácido glicônico, que torna o mel ácido, protegendo de bactérias que o fariam fermentar. Agitando as asas para secar
a água, presente em grande quantidade no néctar, as abelhas desidratam o mel, matando outros microorganismos. (Fonte:
Revista Super Interessante Especial)
O que é Plástico?
A palavra plástico significa "que pode ser modelado". É um termo normalmente utilizado par se referir aos polímeros
artificiais. Contudo, no que diz respeito à plasticidade, os químicos dividem os polímeros em dois grupos:
Polímeros termoplásticos - quando aquecidos, amolecem e permitem ser modelados, adquirindo formato
desejado pelo fabricante. É o caso de polipropileno.
Polímeros termofixos - ao serem aquecidos, não amolecem, mas sofrem decomposição. É o caso da
baquelite.
Na boquinha da garrafa
Ao abrirmos uma garrafa de refrigerante gasoso (tipo coca cola), a "sabedoria popular" nos ensina que para evitar que
o gás escape devemos colocar o cabo de uma colherinha de café dentro da garrafa, ficando a colher apoiada no gargalo. Mas
porque isso? O metal é um bom condutor de calor, portanto ao redor do cabo a temperatura será maior (a colher transmite o
calor externo para o cabo dentro da garrafa) e, portanto, como já estudamos, a pressão na região ao redor da "boca da garrafa",
será maior, dificultando a saída do gás.
EXERCÍCIOS
01) Dê o nome do seguinte ALCANO e diga quantos carbonos primários possui:
H3C – CH2 – CH2 – CH3
02) Dê o nome do seguinte ALCENO e diga quantos carbonos secundários possui:
H3C – CH = CH2
03) Defina o que são Cadeias Heterogêneas.
04) Partindo da fórmula estrutural abaixo, representa cada uma das cadeias dos seguintes compostos:
a)
BUTENO - 2
b)
CICLOBUTANO
05) O número de átomos de carbono quaternário, terciário, secundário e primário existentes na fórmula estrutural de 3,4 DIMETIL, 3 - ETIL, 1 - HEXENO, é respectivamente:
a)
b)
c)
d)
e)
1, 1, 3, 5
1, 1, 4, 5
1, 2, 1, 2
1, 2, 2, 2
4, 3, 2, 1
06) Assinale o número de carbonos secundários existentes na molécula do composto 4, 4, 5 - TRIMETIL, 3 - ETIL OCTANO.
a)
b)
c)
d)
e)
6
5
4
3
2
07) Classifique
a)
b)
c)
d)
e)
a
cadeia de molécula do 3 - METIL, 1 - BUTENO:
acíclica, ramificada, insaturada, homogênea;
cíclica, ramificada, saturada, homogênea;
acíclica, normal, insaturada, homogênea;
acíclica, ramificada, insaturada, heterogênea;
cíclica, normal, insaturada, heterogênea.
08) Defina o que são Cadeias Homogêneas.
09) Represente a fórmula do seguinte composto:
Ciclo-hexeno
10) O nome do ALCADIENO abaixo e o número de carbonos primários é:
H2C = CH – CH = CH2
a)
b)
c)
d)
e)
PENTADIENO - 2 Carbonos Primários;
BUTADIENO - 2 Carbonos Primários;
PROPADIENO - 2 Carbonos Primários;
BUTADIENO e nenhum Carbono Primário;
PROPADIENO e nenhum Carbono Primário.
11) Classificando a cadeia carbônica abaixo temos:
HC  C – CH3
a)
b)
c)
d)
e)
aberta, homogênea, normal e saturada;
fechada, homogênea, normal e saturada;
aberta, homogênea, normal e insaturada;
aberta, heterogênea, ramificada e saturada;
aberta, heterogênea, ramificada e insaturada.
12) O nome do ALCENO abaixo é:
H3C – CH2 – CH = CH2
a)
b)
c)
d)
e)
PENTENO;
BUTENO;
BUTADIENO;
PROPENO
HEXENO
13) Escreva a fórmula estrutural e dê o nome de acordo com a IUPAC dos seguintes álcoois:
a)
metílico
b) etílico
14) Construa a cadeia carbônica para um CICLOBUTANOL.
15) Responda Verdadeiro (V) ou Falso (F):
(
)
O grupo [OH]- recebe o nome de Carbonila;
(
)
O metanol possui 2 carbonos;
(
)
A fórmula geral dos Alcinos é CnH2n-2
(
)
O número máximo de Hidroxilas por carbono num álcool, é de três.
16) O nome do álcool abaixo e:
H3C  CH2  OH
a) Propanol;
b) Butanol;
c) Metanol;
d) Etanol;
e) Benzanol.
17) Dentre as afirmações abaixo, referentes à substância química acetileno, responda::
I)
II)
III)
IV)
V)
a)
b)
c)
d)
e)
O acetileno é um gás utilizado nos maçaricos de solda;
A fórmula molecular do acetileno é C2H4;
O nome oficial do acetileno é etino;
Na combustão total do acetileno, forma-se CO2 e H2O;
Entre os átomos de carbono do acetileno há uma tripla ligação.
As opções I e II são corretas;
As opções II e IV são incorretas;
Somente a opção II é correta;
Somente a opção II é incorreta;
Todas são incorretas.
18) O número de átomos de hidrogênio existentes, por molécula, num alqueno que apresenta 10 carbonos é:
a)
b)
c)
d)
e)
18
20
22
16
24
19) Um alcano encontrado nas folhas do repolho contém em sua fórmula 64 átomos de hidrogênio. O número de átomos de
carbono na fórmula é:
a)
b)
c)
d)
e)
29
32
30
33
31
20) Classifique a cadeia carbônica abaixo:
HC  CH  CH3


HC  C = O
a)
b)
cíclica, saturada, ramificada, homogênea;
cíclica, insaturada, ramificada, heterogênea;
c)
d)
e)
acíclica, insaturada, ramificada, homogênea;
acíclica, insaturada, normal, homogênea;
cíclica, insaturada, ramificada, homogênea.
21) Determine o número de átomos de hidrogênio existentes, por molécula, nos alquenos que apresentam:
a)
15 átomos de carbono;
b) 25 átomos de carbono.
22) Na solução contida num frasco com picles, entre outras substâncias, encontra-se o ácido acético, cuja fórmula estrutural
plana é:
23) O álcool utilizado como combustível atualmente é:
a)
b)
c)
d)
e)
Metílico;
Etílico;
Propílico;
Butílico;
Iso-propílico
24) Escreva as fórmulas estruturais dos seguintes Aldeídos:
a)
Pentanal
b) Butanodial
25) O ácido butírico (do latim BUTYRUM = manteiga) contribui para o cheiro característico da manteiga rançosa. Esse ácido
é formado por quatro átomos de carbonos unidos numa cadeia reta e saturada. O nome oficial do ácido butírico é:
a) Butanodiona;
b) Butanodiol;
c) Butanona;
d) Butanóico;
e) Butanenodiol.
26) Escreva a fórmula dos seguintes Ácidos Carboxílicos:
a)
Ácido Pentanóico
b) Ácido Etanóico.
27) A acetona (propanona) era largamente comercializada no varejo, em supermercados e farmácias, para remover o esmalte
das unhas. Atualmente é vendido um removedor de esmaltes, líquido inflamável e que não contém acetona. O radical
característico da função cetona, é:
28) A biacetila é o principal aromático da margarina. Sabendo que ela é uma dicetona formada por quatro átomos de carbono
de cadeia normal e saturada, qual o seu nome oficial ?
a)
b)
c)
d)
e)
Butanodiona;
Butanodiol;
Butanona;
Butanóico;
Butanenodiol.
29) Denomina-se amina todo composto orgânico derivado da amônia, NH 3, pela substituição de seus hidrogênios por cadeias
carbônicas (radicais). Que classificação recebe a amina que teve substituído dois de seus hidrogênios por dois radicais?
a)
b)
c)
d)
e)
Primária;
Secundária;
Terciária;
Metil-amina
Etil-amina.
30) Das funções orgânicas abaixo, qual aquela que apresenta em sua estrutura um radical hidroxila ?
a)
b)
c)
d)
e)
Hidrocarboneto;
Ácidos Carboxílicos;
Cetonas;
Benzeno;
Alcino.
31) O anel benzênico que possui uma hidroxila ligada diretamente a um dos carbonos de sua estrutura chama-se:
a)
b)
c)
d)
e)
ácido carboxílico;
hidroxi-pentano;
hidroxi-benzeno;
cetona;
álcool.
32) Algumas amidas sintéticas são utilizadas como substituto do açúcar. Dos compostos abaixo, qual o utilizado como
componente de vários adoçantes:
a)
b)
c)
d)
e)
Sacarina;
Glicose;
Frutose;
Lactose;
Amido.
33) A nomenclatura correta para o composto abaixo, de acordo com a IUPAC é:
CH3
|
CH3 – CH – CH2 – C = O
|
NH2
a)
b)
c)
d)
e)
3-metilpropanamida
pentanamida
3-metilbutanamida
3-dimetilpropanamida
propanamida
34) Um composto muito utilizado hoje como hidratante e umectante em cremes e pomadas cosméticas é a uréia.
Quimicamente, a uréia é classificada como:
a)
b)
c)
d)
e)
amina
amida
ácido carboxílico
éster
cetona
35) Na maioria dos vertebrados, a uréia é o produto final obtido através da degradação de uma certa substância. Essa
substância é classificada como macromoléculas formadas pela união de aminoácidos através de uma ligação denominada
peptídica. Essa substância é:
a)
b)
c)
d)
e)
anilina;
proteína;
glicose;
sacarina;
acetaminofen
36) O grupo amino aparece em muitos alimentos e também em nosso organismo formando as substâncias mais
importantes para a vida. Como são chamadas essas substâncias ?
a)
b)
c)
d)
e)
anilinas;
barbitúricos;
aminoácidos;
glicose;
sacarina.
37) Observe o composto representado a seguir:
O

CH3 - CH2 - CH2 - C - O - C2H5
Trata-se da essência artificial de abacaxi. Podemos afirmar que:
a)
b)
c)
d)
e)
é um éter derivado do etanal;
é um aldeído derivado do etanol;
é um álcool derivado do 1-butanol;
é um anidrido de ácido derivado do ácido butanóico;
é um éster derivado do ácido butanóico.
38) Entre as séries apresentadas nas alternativas abaixo, a que contém somente compostos oxigenados é:
a)
b)
c)
d)
etanol - etanal - etanoamina;
butano - butanol - ácido butanóico;
cloreto de metila - acetato de metila - propanona;
etanolato de potássio - acetato de sódio - anilina;
e)
fenol - éter etílico - etanoamida.
39) O éter difenílico ou fenóxi-benzeno apresenta fórmula molecular igual a:
a)
b)
c)
d)
e)
C6H10O
C12H12O
C12H10O
C6H6O
C12H12O2
40) As essências das frutas e das flores são geralmente conseqüência da presença de substâncias originadas a partir da
substituição do hidrogênio do grupo OH de um ácido carboxílico por um radical orgânico (R). Qual o nome dessas
substâncias obtidas ?
a)
b)
c)
d)
e)
Aminas
Éter
Aldeídos
Álcool
Éster Orgânico
41) Qual das funções abaixo é identificada pelo grupo animo:
a)
b)
c)
d)
e)
fenol;
aldeídos;
cetonas;
aminas;
ácidos carboxílicos.
42) A fórmula do éter etílico tem a seguinte estrutura:
a)
b)
c)
d)
e)
CH3 - CH2 - O - CH3
CH3 - O - CH2 - CH3
CH3 - CH2 - O - CH2 - CH3
CH3 - CH - O - CH - CH3
CH3 - O - CH3
43) Um hidrocarboneto formado por oito átomos de carbono, forma uma cadeia que além das suas simples ligações, possui
também uma dupla ligação.
a)
Qual o nome desse composto?
b) Quantos carbonos primários e secundários possui essa cadeia?
c)
Esse hidrocarboneto é homogêneo ou heterogêneo?
d) Qual a sua fórmula geral e quantos átomos de hidrogênio possui?
44) Um hidrocarboneto é formado por quatro átomos de carbono e além das suas simples ligações, possui uma tripla ligação
entre o primeiro e o segundo carbonos.
a)
Qual a sua fórmula geral e quantos átomos de hidrogênio possui?
b) Sua cadeia é saturada ou insaturada?
c)
Qual o nome do composto de acordo com a IUPAC?
d) Essa cadeia é normal ou ramificada?
45) Observe a seguinte cadeia carbônica:
C - C = C - C - C - C - C = C
a)
Completando a cadeia, quantos hidrogênios são necessários?
b)
Qual o nome da cadeia de acordo com a IUPAC?
c)
Quantos carbonos primários e secundários existem?
d)
A cadeia é saturada ou insaturada?
46) O cheiro exalado pelo peixe é causado por aminas de baixa massa molecular. Uma dessas aminas, responsável por esse
odor desagradável, é a TRIMETILAMINA. Essa amina é classificada como:
a)
b)
c)
d)
e)
primária;
insaturada;
secundária;
saturada;
terciária.
47) Cite três aplicações do FORMOL.
48) Os componentes do gás encanado ou gás de iluminação (CH 4, H2, CO) não apresentam cheiro; porém, quando esse gás
chega às casas ele apresenta odor desagradável devido à adição de substâncias denominadas mercaptanas. Com qual
finalidade essas substâncias são adicionadas à mistura do gás encanado? Dentre os componentes que constituem essa
mistura gasosa, qual deles pode causar morte ou intoxicação ao ser inalado em concentrações relativamente baixas?
49) O que é ácido acético glacial?
50) Pessoas que trabalham com hidrocarbonetos aromáticos, como benzeno, podem sofrer intoxicação devido a inalação de
seus vapores. Isso pode ser verificado pela presença de traços de fenol na urina dessas pessoas. Esse processo ocorre no
organismo através de uma reação de substituição. Indique qual o elemento químico presente no benzeno que foi
substituído e qual o grupo substituinte.
51) Pesquise os ácidos carboxílicos abaixo e diga qual a fonte natural de cada um deles.
a)
Ácido cítrico
b) Ácido lático
c)
Ácido málico
d) Ácido benzóico
e)
Ácido oxálico
52) A expressão "Você está com cheiro de bode" refere-se a um odor desagradável. Algumas das substâncias responsáveis
pelo cheiro de bodes e cabras (caprinos) são os ácidos capróico e caprílico (do latim caper = cabras). Sabendo que esses
ácidos apresentam cadeia alifática normal e saturada, respectivamente, com seis e oito átomos de carbono por molécula,
escreva suas fórmulas e dê o seus nomes oficiais
53) Atualmente, em cirurgias e em situações que envolvem transfusões sangüíneas, o sangue pode ser substituído por
uma classe de substâncias denominadas PERFLUOROCARBONOS. Represente a fórmula do PERFLUORODECALINA.
54) Um dos produtos mais utilizados para devolver gradualmente a cor aos cabelos grisalhos é o GRECIN, que consiste numa
solução incolor de acetato de chumbo (Pb(H 3CCOO)2). Quando essa solução é aplicada aos cabelos, o íon chumbo (Pb 2+)
reage com o enxofre presente nas proteínas do cabelo, formando PbS, de cor preta. Repetidas aplicações originam mais
sulfeto de chumbo (PbS), escurecendo os cabelos. O acúmulo de chumbo no organismo pode ser prejudicial, podendo
provocar uma doença. Qual o nome dessa doença?
55) Por que a comercialização da ACETONA é controlada? Quem faz esse controle?
56) Existe um produto denominado casco de cavalo, utilizado para tornar as unhas mais duras e resistentes; um dos seus
componentes é o aldeído de menor massa molecular. Qual o nome e a fórmula estrutural desse aldeído?
57) A substância cuja molécula está representada a seguir, é responsável pelo aroma natural de canela.
A função orgânica a que pertence essa substância é:
a) hidrocarboneto.
b) fenol.
c) éter.
d) cetona.
e) aldeído.
58) Uma molécula do ácido carboxílico produzido por algumas formigas apresenta quantas ligações sigma e pi? Dê uma
aplicação desse ácido.
59) A tintura preta para cabelo é obtida através da reação:
a)
Que grupos funcionais estão presentes no reagente e no produto orgânico?
b) Identifique o agente oxidante e o agente redutor da reação.
60) Na vitamina K3 (fórmula a seguir), reconhece-se o grupo funcional:
a) ácido carboxílico.
b) aldeído.
c) éter.
d) fenol.
e) cetona.
61) No jornal CORREIO POPULAR, de Campinas, de 14 de outubro de 1990, na página 19, foi publicada uma notícia
referente à existência de lixo químico no litoral sul do Estado de São Paulo: "(...) a CETESB descobriu a existência de um
depósito de resíduos químicos industriais dos produtos pentaclorofenol e hexaclorobenzeno, no sítio do Coca, no início de
setembro, (...)".
Sabendo-se que o fenol é um derivado do benzeno onde um dos hidrogênios da molécula foi substituído por um grupo OH,
escreva a fórmula estrutural do:
a)
Pentaclorofenol
b)
hexaclorobenzeno
62) O metanol, uma das alternativas para a substituição da gasolina como combustível de veículos, é produzido a partir do
carvão e da água. Descreva, utilizando equações químicas, seu método de produção e escreva a equação que mostra sua
combustão completa.
63) Escreva a fórmula e dê os nomes dos seguintes álcoois:
a)
sec-butílico
b) terc-butílico.
64) Todos os hidrocarbonetos e compostos orgânicos dele derivados, bem como grande parte da energia que usamos, vêm do
petróleo e do gás natural. Observe o composto utilizado como fonte de energia:
H3C – CH2 – CH2 – CH3
Julgue os itens a seguir, e assinale Verdadeiro (V) ou Falso (F):
(
)
O composto acima é obtido mediante a destilação fracionada do petróleo;
(
)
O nome do composto acima, de acordo com a IUPAC é Propano;
65) A creolina é um desinfetante constituído por metil fenóis. Escreva a fórmula estrutural de três componentes da creolina.
66) A respeito da molécula abaixo:
C
C
Podemos afirmar que:
a)
b)
c)
d)
e)
possui 4 ligações do tipo ;
possui 4 ligações do tipo ;
possui 2 ligações do tipo  e 2 ligações do tipo ;
possui 1 ligação do tipo  e 3 ligações do tipo ;
as afirmações anteriores não são verdadeiras, pois não existe essa molécula.
67) Pesquise, qual era a antiga definição de Química Orgânica. Por que ela não é adequada? Qual a definição atual?
68) Enuncie os postulados de Kekulé. Qual deles justifica o grande número de compostos orgânicos conhecidos?
69) A grande aplicação do metano é como gás combustível. Tem grande vantagem, em relação à gasolina e outros
combustíveis, de provocar menor impacto ambiental. O metano tem grande aplicação como matéria-prima de
fabricação de hidrogênio.
500 ºC
CH4 + 2H2O (vapor)

CO2 + 4H2
Assinale a única afirmativa FALSA:
a)
b)
c)
d)
Apesar de provocar menor impacto ambiental, o metano, na equação acima, libera gás dióxido de carbono,
responsável pela destruição da camada de ozônio;
O metano forma-se nos pântanos e por isso é chamado gás dos pântanos. Ali ele é formado por fermentação
bacteriana da celulose;
O gás metano contribui para aumentar, em excesso, a temperatura do planeta ocasionando o efeito estufa. No entanto,
a sua porcentagem na atmosfera é relativamente pequena;
A combustão incompleta do gás metano libera monóxido de carbono (CO) e vapor de água.
70) Quando a hidroxila estiver ligada a um átomo de carbono da extremidade da cadeia, este álcool será classificado como:
a)
b)
c)
d)
Secundário;
Terciário;
Primário;
Poliálcool;
e)
Esteárico.
71) A mais importante fonte de hidrocarbonetos é o petróleo. Aproximadamente 90% dos materiais obtidos a partir da
refinação do petróleo são usados em reações de combustão para obter energia para meios de transporte, aquecimento
industrial e doméstico, produção de eletricidade e iluminação.
A) Os hidrocarbonetos são obtidos do petróleo por meio de métodos de destilação simples e tamisação;
B) O gás de cozinha (GLP) é formado por hidrocarbonetos que apresentam em sua estrutura 7 (sete) e 8 (oito) átomos de
carbono.
A respeito das afirmações acima, podemos afirmar que:
a)
b)
c)
d)
somente A está correta;
A e B são falsas;
Somente B está correta;
A e B são corretas
72) Um alceno possui cinco átomos de carbono na cadeia principal, uma ligação dupla entre os carbonos 1 e 2 e duas
ramificações, cada uma com um carbono, ligadas nos carbonos 2 e 3. Sobre este alceno é INCORRETO afirmar que
apresenta:
a)
b)
c)
d)
e)
Quatorze hidrogênios.
Dois carbonos ternários;
Um carbono quaternário;
Quatro carbonos primários;
Um carbono secundário;
73) Construa a cadeia carbônica para um CICLOBUTANOL, quantos átomos de hidrogênio, carbono e oxigênio,
encontramos?
a)
b)
c)
d)
e)
4 carbonos, 1 oxigênio e 7 hidrogênios;
3 carbonos, 1 oxigênio e 8 hidrogênios;
4 carbonos, 1 oxigênio e 8 hidrogênios;
3 carbonos, 1 oxigênio e 7 hidrogênios;
5 carbonos, 1 oxigênio e 6 hidrogênios.
74) Ao abastecer um automóvel, um consumidor percebeu a presença de água no combustível. Qual seria o processo mais
adequado para a separação da água desse combustível?
a)
b)
c)
d)
e)
Condensação;
Solidificação;
Destilação;
Catação;
Sublimação.
75) O nome do ALCENO abaixo e o número de carbonos primários é:
H2C - CH – CH = CH2
a)
b)
c)
d)
e)
PENTENO - 2 Carbonos Primários;
BUTENO - 2 Carbonos Primários;
PROPENO - 2 Carbonos Primários;
BUTENO e nenhum Carbono Primário;
PROPENO e nenhum Carbono Primário.
76) O nome do álcool abaixo, de acordo com a nomenclatura de KOLB é:
H3C  CH2  CH2  OH
a)
b)
c)
d)
e)
metil carbinol;
etil carbinol;
metil-etil-carbinol
propil-carbinol;
butil carbinol.
77) Escrevendo o nome de acordo com a IUPAC do álcool etílico, temos:
a)
b)
c)
d)
e)
Metanol;
Propanol;
Metil-iso-butanol
Etanol
Etil-propanol.
78) Representando uma cadeia carbônica para o etanol, encontramos quantos átomos de Carbono?
a)
b)
c)
d)
e)
3
2
1
4
5
79) Represente a fórmula de um METOXIETANO
80) Representa fórmula de um HIDROXIBENZENO
81) O nome do ALCENO abaixo é:
H3C – CH = CH2
a)
b)
c)
d)
e)
PENTENO;
BUTENO;
BUTADIENO;
PROPENO
HEXENO
82) Na cadeia a abaixo, o número de ligações covalentes que se deve colocar entre os carbonos, a fim de completar a sua
valência é:
CH
C
C
CH2
CH3
a)
4
b)
c)
d)
e)
5
6
7
8
83) O número de ligações entre carbonos na molécula de ciclo - pentino é
a)
b)
c)
d)
e)
7 ligações simples;
5 ligações simples;
4 ligações simples e 1 tripla;
13 ligações simples;
10 ligações simples e 1 tripla
84) Uma cadeia carbônica que possui somente átomos de Carbono e Hidrogênios é classificada como:
a)
Heterogênea;
b)
c)
d)
e)
Saturada;
Insaturada;
Homogênea;
Cíclica.
85) Quantos átomos de Carbono e de Hidrogênio possui um Ciclo-hexeno:
a)
b)
c)
d)
e)
6 Carbonos e 9 átomos de Hidrogênio;
6 Carbonos e 12 átomos de Hidrogênio;
7 Carbonos e 10 átomos de Hidrogênio;
6 Carbonos e 10 átomos de Hidrogênio;
7 Carbonos e 12 átomos de Hidrogênio.
86) Dê o nome do seguinte ALCANO e diga quantos carbonos primários e secundários possui:
H3C – CH2 – CH2 – CH2 – CH3
87) Dê o nome do seguinte ALCENO e diga quantas ligações sigma e pi possui em toda a sua estrutura:
H3C – CH2 – CH = CH2
88) Dê o nome do seguinte ALCINO e classifique a cadeia carbônica:
H3C – C  C – CH3
89) O número de ligações entre carbonos na molécula de ciclo - penteno é
a)
b)
c)
d)
e)
6 ligações simples
4 ligações simples e 1 dupla
5 ligações simples
14 ligações simples
12 ligações simples e 1 dupla
90) Represente a fórmula do seguinte composto:
Ciclo-hexano
91) O GLP (gás liquefeito do petróleo), usado nos fogões caseiros, é formado principalmente por:
a)
b)
c)
d)
e)
metano e hidrogênio;
propano e metano;
monóxido de carbono e hidrogênio;
propano e butano;
butanos e monóxidos de carbono.
92) O fracionamento do petróleo é um processo industrial de:
a)
b)
c)
d)
e)
destilação;
filtração;
decantação
precipitação;
decomposição;
93) A Petrobrás vem fazendo perfurações na plataforma continental a fim de localizar depósitos petrolíferos que se supõe
estarem perto da costa brasileira. O petróleo procurado:
a)
b)
c)
d)
e)
devido à sua densidade acumula-se embaixo d'água, nas depressões do fundo do mar;
encontra-se em camadas geológicas de origem vulcânica recente;
impregna camadas geológicas sedimentares e porosas, situadas abaixo do fundo do mar;
é de quantidade inferior que o petróleo em terra firme, pois vem acompanhado de água;
encontra-se em rochas ígneas formadas antes da existência de vida na Terra.
94) As afirmações abaixo estão relacionadas ao petróleo, seus derivados e a indústria petroquímica. Indique a única falsa.
a)
b)
c)
d)
e)
destilação fracionada e craqueamento são operações de grande importância na indústria do petróleo;
polietileno é um polímero fabricado principalmente por indústrias petroquímicas;
a atual escassez de petróleo acarretará provavelmente uma diminuição mundial de borracha sintética;
um dos aditivos da gasolina para automóveis é responsável pelo aumento de poluição ambiental com chumbo;
a parafina e o asfalto são derivados do petróleo obtido por filtração do óleo bruto.
95) Na destilação do petróleo, ao ser aumentada gradativamente a temperatura, são obtidos sucessivamente:
a)
b)
c)
d)
e)
alcatrão, querosene e águas amoniacais;
óleo diesel, gasolina e querosene;
óleo diesel, gasolina e águas amoniacais;
óleos lubrificantes, gasolina e querosene;
gasolina, querosene e óleo diesel.
96) A gasolina é constituída principalmente de:
a)
b)
c)
d)
e)
mistura de alcanos;
mistura de hidretos de carbono aromáticos;
mistura de álcoois;
mistura de composto de chumbo;
mistura de composto de fósforo.
97) O 2-metil-2-penteno tem fórmula molecular:
a)
b)
c)
d)
e)
C6H12;
C6H10;
C5H12;
C5H10;
C5H8.
98) O álcool (C2H5OH) é produzido nas usinas pela fermentação do melaço de cana-de-açúcar, que é uma solução aquosa de
sacarose (C12H22O11). Nos tanques de fermentação, observa-se uma intensa fervura aparente do caldo. Escreva a equação
da reação envolvida.
99) A reação do carbeto de cálcio, ou carbureto, com a água produzirá o hidrocarboneto C2H2 e hidróxido de cálcio
[Ca(OH)2], com liberação de calor. O nome deste hidrocarboneto é:
a)
b)
c)
d)
e)
100)
Etano;
Eteno;
Etino;
Etilideno;
Etileno.
Leia o texto a seguir:
“Várias pessoas, após ingerir uma bebida conhecida por bombeirinho, sofreram intoxicação, sendo que algumas delas
ficaram cegas”.
Com base no texto, indique o nome do álcool que provavelmente contaminou essa bebida e represente sua fórmula
estrutural.
101)
Indique a afirmação incorreta referente à substância química acetileno:
a) O acetileno é um gás utilizado nos maçaricos de solda;
b) A fórmula molecular do acetileno é C2H4;
c) O nome oficial do acetileno é etino;
d) Na combustão total do acetileno, forma-se CO2 e H2O;
e) Entre os átomos de carbono do acetileno há uma tripla ligação.
RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS
01) Butano
02 Carbonos Primários
02) Propeno
03) São cadeias que, além de Carbonos e
Hidrogênios, apresentam heteroátomos como
O, N, S, P.
04) a) CH3 – CH  CH – CH3
b) CH2 – CH2


CH2 – CH2
05) letra A
06) letra C
07) letra A
08) São cadeias que apresentam somente Carbonos e
Hidrogênios
09)
CH
CH
2
CH
2
CH
2
CH
2
CH
2
10) letra B
11) letra C
12) letra B
13) a) CH3 – OH
Metanol
b) CH3 – CH2 – OH
14)
Etanol
CH2 – CH – OH


CH2 – CH2
15) F – F – V – F
16) letra D
17) letra D
18) letra B
19) letra E
20) letra E
21) a) 30 hidrogênios
b) 50 hidrogênios
22)
O
CH
3
C
OH
23) letra A
24) a) CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CHO
b) OHC – CH2 – CH2 – CHO
25) letra D
26)
a)
O
CH
3
CH
2
CH
2
CH
2
C
OH
b)
O
CH
3
C
OH
27)
C
O
28) letra A
29) letra B
30) letra B
31) letra C
32) letra A
33) letra C
34) letra B
35) letra B
36) letra C
37) letra E
38) letra E
39) letra C
40) letra E
41) letra D
42) letra C
43) a) Octeno
b) 2 primários e 6 secundários
c) homogêneo
d) CnH2n
16 hidrogênios
44) a) CnH2n-2
6 hidrogênios
b) insaturada
c) Butino
d) normal
45) a) 14 hidrogênios
b) Octadieno
c) 2 primários e 6 secundários
d) Insaturada
46) letra E
47) Bactericida
Desinfetante
Conservante
48) O cheiro das mercaptanas serve para alertar as
pessoas sobre vazamentos.
O CO pode causar morte ou intoxicação.
49) É o ácido acético puro, sem água. É chamado de
glacial pois à temperatura ambiente é sólido e
lembra o gelo (PF = 16,6 °C).
50) Ocorreu a substituição de um átomo de
hidrogênio por um grupo hidroxila ( – OH)
51) a) frutas cítricas;
b) leite;
c) maçãs
d) morangos / amoras
e) espinafre / tomates
52)
O
(CH
2)4
CH
3
C
OH
Hexanóico
O
CH
3
C
(CH
2)6
OH
Octanóico
53)
F2
F2
F2
F2
F2
F2
F2
F2 F2 F2
54) Saturnismo
55) É usada como solvente para extração da cocaína.
Polícia Federal.
56)
O
H
C
H
metanal
aldeído fórmico
57) letra E
58)
O
H
C
O
H
4 ligações do tipo sigma
1 ligação do tipo pi
Fixador de pigmentos e corantes em tecidos
59) a) Reagente – função fenol
Produto – função cetona
b) Oxidante: H e O
Redutor: Hidroquinona
60) letra E
61) a)
OH
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
b)
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
62) C + H2O  CO + H2
CO + 2H2  H3C – OH
H3C – OH +
3
O2  CO2 + 2H2O
2
63) a) CH3 – CH2 – CH – CH3

OH
Butanol
b)
OH

CH3 – C – CH3

CH3
Metil-Propanol
64) V – F
65)
OH
CH
3
OH
CH
3
OH
CH
3
66) letra E
67) - A parte da química que estuda os compostos
extraídos de organismos vivos;
- Não é adequada pois já podemos sintetizar
compostos orgânicos em laboratório;
- É a parte da química que estuda a maioria dos
compostos do elemento C.
68) O carbono é tetravalente. As quatro valências são
iguais. Forma cadeias. Terceiro Postulado.
69) letra A
70) letra C
71) letra B
72) letra C
73) letra C
74) letra C
75) letra B
76) letra B
77) letra D
78) letra B
79) CH3 – O – CH2 – CH3
80)
OH
81) letra D
82) letra D
83) letra C
84) letra D
85) letra D
86) Pentano
2 primários e 3 secundários
87) Buteno
11 ligações sigma e 1 pi
88) Butino
Aberta – Homogênea
Normal – Insaturada
89) letra B
90)
CH2
CH2
CH2
CH2
CH2
CH2
91) letra D
92) letra A
93) letra C
94) letra E
95) letra E
96) letra A
97) letra A
98) C6H12O6  2C2H5OH + 2CO2
99) letra C
100) Metanol
CH3 – OH
101) letra B
ISOMERIA - I
O estudo de isomeria é dividido em duas partes:
Isomeria Plana: onde a visualização dos isômeros ocorre na forma plana das moléculas.
Isomeria espacial: onde a visualização dos isômeros ocorre na forma espacial da molécula, por tanto sendo mais difícil para o
aluno e por isso veremos alguns casos restritos.
Isomeria: É quando conpostos diferentes apresentam a mesma fórmula molecular:
Exemplo:
A fórmula molecular do 2-penteno é de C5 H10 e a fórmula molecular do ciclo-pentano C5 H10 .
H3C – CH = CH – CH2 – CH3
C5 H10
CH2
/
\
H2 C
CH2
|
|
C5 H10
H2C – CH2
Isomeria plana:
Ocorre de quatro formas:
Isomeria de Função: Os compostos diferem pela função orgânica. Os principais isômeros de função são:
Álcool e éter
Álcool aromático e fenol
Aldeido e cetona
Ácidos carboxílicos e éster
Exemplo:
H3C – CH2 – OH
e H3C – O – CH3
etanol
metóximetano
C2 H6 O
C 2 H6 O
H3C – CH2 – C = O
|
e H3C – C – CH3
||
H
O
propanal
propanona
C3 H6 O
C 3 H6 O
H3C – CH2 – C = O
H3C – C – O – CH3
|
||
OH
O
Ácido propanóico
etanoato de metila
C3 H6 O2
C3 H6 O2
OH
CH2
OH
Álcool benzílico
C7 H8 O
CH3
1-hidróxi-2-metil-benzeno
C 7 H8 O
Isomeria de Cadeia: Os compostos pertencem a mesma função mas apresentam cadeias diferentes.
Exemplo:
H2C – CH – CH2 – CH3 e H3C – CH2 – CH2 – CH2 – CH3
|
CH3
C5 H12
2-metil-butano
cadeia aberta, ramificada,
saturada e homogênea
C5 H12
pentano
cadeia aberta,
normal,
saturada e
homogênea
H2C = CH – CH2 – CH3
2-buteno C4 H8
cadeia aberta, normal,
ciclo-butano C4 H8
cadeia fechada,
insaturada e homogênea
normal,
saturada e homogênea
Isomeria de Posição: Os compostos pertencem a mesma função, apresentam a mesma cadeia mas se diferenciam pela posição
de um radical, grupo funcional ou insaturação.
Exemplo:
H3C – CH – CH2 – CH2 – CH3 e H3C – CH2 – CH – CH2 – CH3
|
|
CH3
CH3
2-metil-pentano C6 H14
3-metil-pentano C6 H14
H3C – CH2 – CH – CH2
e H3C – CH2 – CH2 – CH2
2-butanol
|
|
OH
OH
C4 H10 O
H2C = CH – CH2 – CH3
C4 H8
1- buteno
1-butanol
C4 H10 O
e H3C – CH = CH – CH3
C4 H8
2-buteno
Isomeria de Compensação ou Metameria: ocorre em compostos que apresentam a mesmo função, a mesma cadeia e se
caracteriza pelo deslocamento de um heteroátomo.
Obs: a isomeria de compensação só ocorre em cadeias heterogêneas, ou seja, ocorre entre os compostos das funções éter, éster
e aminas secundárias e terciárias.
Exemplo:
H3C – CH2 – O – CH2 – CH3 e H3C – O – CH2 – CH2 – CH3
C4 H10 O
C4 H10 O
etóxietano
H3C – C – O – CH3
||
metóxipropano
e HC – O – CH2 – CH3
||
O
C3 H6 O2
etanoato de metila
O C3 H6 O2
metanoato de etila
H3C – NH – CH2 – CH2 – CH3 e H3C – CH2 – NH – CH2 – CH3
C4 H11 N
C 4 H11 N
metil-n-propilamina
dietilamina
Tautomeria:
É um caso particular de isomeria de função onde os compostos coexistem. Existem dois tipos de tautomeria:
Aldoenólica  ocorre entre aldeido e enol.
Cetoenólica  ocorre entre cetona e enol.
Exemplo:
H3C – C = O
H2C = CH
|
|
H
OH
etanal
etenol
aldeido
enol
aldoenólica
H3C – C – CH3
H3C – C = CH2
||
|
O
OH
propanona
propenol
cetona
enol
cetoenólica
ISOMERIA - II
Isomeria Espacial:
Somente vista no espaço, ocorre de dois tipos:
Isomeria Geométrica:
Ocorre em compostos de cadeia insaturada por uma dupla ligação e que apresente ligantes diferentes no carbono da dupla
ligação.
Ou
Em cadeias fechadas.
ISOMERIA - III
Isomeria Ótica:
Ocorre quando o composto apresenta carbono assimétrico.
A isomeria ótica ocorre pelo desvio do plano da luz polarizada.
Dextrógero  desvia o plano da luz polarizada para a direita. Isômero ativo.
Levógero  desvia o plano da luz polarizada para a esquerda. Isômero ativo
O dextrógero e o levógero são enantiomorfos ou enantiômeros, ou seja, um é a imagem especular do outro.
Racêmico  É a soma de um dextrógero com um levógero, o racêmico não apresenta desvio no plano da luz polarizada e é o
isômero inativo.
Carbono Assimétrico  apresenta quatro ligantes diferentes.
R1
|
R2 – C – R4
|
R3
R1
R1
C*
C*
R4
R2
R4
R2
R3
R3
dextrógiro
levógiro
Número de Isômeros Ativos:
N1a = 2n onde n é o número de carbonos assimétricos.
Número de Isômeros Inativos ( Racêmicos ):
NR = 2n - 1 onde n é o número de carbonos assimétricos.
Obs: O número de racêmicos é sempre a metade do número de isômeros ativos.
Exemplo:
Para o composto a seguir:
H
CH3 OH
|
|
|
H3C – C* -- C* -- C* -- CH3
|
|
|
OH H
I.
F
O número de isômeros ativos?
Existem 3 carbonos assimétricos, assim n = 3.
Logo: Nia = 2n :. Nia = 23 :. Nia = 8
Existindo 8 isômeros ativos é porque 4 são dextrógeros e 4 são levógeros.
II. O número de racêmicos ?
NR = 2n-1 :. NR = 23-1 :. NR = 22 :. NR = 4
Existem 4 isômeros racêmicos, o que já era previsto se existem 8 isômeros ativos, dos quais 4 são dextrógeros e 4 são
levógeros só são possíveis 4 misturas de pares dextrógero e levógero o que resulta em 4 misturas racêmicas. O que nos faz
concluir que o número de isômeros inativos é sempre a metade do número de isômeros ativos.
III. O número de isômeros óticos?
É a soma dos isômeros ativos com os isômeros inativos.
Logo: NO = 12
Isômero Meso:
Ocorre quando existem dois carbonos assimétricos iguais.
Exemplo:
A molécula do ácido tatárico.
Apresenta um dextrógiro, um levógiro, um meso e um racêrmico.
1). Indique, se existir, o tipo de isomeria plana que ocorre entre os seguintes pares de compostos orgânicos:
a) 3-pentanona e 3-metilbutanal
b) butano e isobutano
c) orto-metilfenilamina e N-metilfenilamina
d) 1-propenol-1 e propanal
e) ciclopentano e 3-metil-1-buteno
f) 2-amino-2-metilpentano e 2-amino-3-metilpentano
g) N-etil etanamida e N-metil propanamida
h) 1-propanol e propanona
2). Dos compostos abaixo:
I
II
III
IV
a)Quais são isômeros entre si?
b)Quais representam o mesmo composto?
TESTES DE VESTIBULARES
Questão 1
(Unirio 2004) Que alternativa apresenta um isômero de função do o-cresol?
A( )
B( )
C( )
D( )
E( )
Questão 2
Ufrrj 2003) O butanoato de etila é um líquido incolor, empregado como essência artificial em algumas frutas, como, por exemplo, o
abacaxi e a banana, sendo isômero do ácido hexanoico. O tipo de isomeria plana presente entre o butanoato de etila e o ácido hexanoico é
de
A( )
cadeia.
B( )
posição.
C( )
função.
D( )
metameria
E( )
tautomeria.
Questão 3
(Ufv 2003) Considere os nomes dos hidrocarbonetos a seguir: I - 2,2-dimetilbutanoII - 3-metilexanoIII - 1,2-dimetilciclobutanoIV cicloexanoV - hex-1-eno A opção que relaciona CORRETAMENTE isômeros é:
A( )
IV e V.
B( )
II e IV.
C( )
I e III.
D( )
I e IV.
E( )
II e V.
Questão 4
(Mackenzie 2002) O número máximo de isômeros de fórmula molecular C5H12 é:
A( )
6
B( )
5
C( )
4
D( )
3
E( )
2
Questão 5
(Unesp 2000) Considerando-se a posição dos grupos - CH3 no anel aromático, o dimetilbenzeno possui
A( )
10 isômeros.
B( )
6 isômeros.
C( )
5 isômeros.
D( )
3 isômeros.
E( )
2 isômeros.
Questão 6
Sabe-se que a isomeria geométrica em compostos de cadeia aberta ocorre quando temos dois ligantes diferentes em cada carbono da
dupla. Considerando-se o composto hepta-2, 4-dieno, quantos isômeros geométricos ele apresenta?
A( )
4
B( )
2
C( )
3
D( )
0
ISOMERIA PLANA
1) A tabela mostra as propriedades de duas substâncias A e B.
Propriedades
A
B
líquido
gás
78
-25
Ponto de fusão (ºC)
-114
-142
Reage com sódio?
Sim
Não
É venenosa (em quantidades moderadas)?
Não
Sim
É anestésica (em pequenas quantidades)?
Não
Sim
Estado físico nas condições ambientes
Ponto de ebulição (ºC)
Sabe-se que A e B possuem fórmula molecular C2H6O. Sobre A e B, responda:
a) são certamente substâncias diferentes?
b) podemos dizer que A e B são isômeros? Justifique.
c) proponha uma fórmula estrutura para A e B. (não se preocupe em dizer qual delas é A e qual é B, apenas sugira as
fórmulas)
2) Identifique se os compostos são isômeros e o tipo de isomeria existente entre eles:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
etanol e metóxi-metano
ácido propanóico e propanona
propan-1-ol e propan-2-ol
metilpropilamina e dietilamina
ácido propanóico e etanoato de etila
pentan-2-ol e pentan-3-ona
etanal e etenol
ácido butanóico e ácido metilpropanóico
etoxi-etano e butanal
j) propanal e metil-propanal
l) metil-propanal e butanal
m) propeno e ciclopropano
n) etanoato de etila e metanoato de propila
o) but-1-ino e but-2-ino
p) metiletilamina e propilamina
q) propanona e propen-2-ol
r) propanona e propanal
s) metanoato de etila e etanoato de metila
3) Entre os isômeros com a fórmula molecular C4H8O2, escreva a fórmula estrutural de:
a) dois ácidos carboxílicos
b) quatro ésteres
4) (PUC) O álcool propan-1-ol é um exemplo de um dos isômeros de fórmula C 3H8O. O número total de isômeros com essa
fórmula é:
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
e) 5
5) (Vunesp) Considerando-se a posição dos grupos CH3- no anel aromático, o dimetilbenzeno possui:
a) 10 isômeros
b) 6 isômeros
c) 5 isômeros
d) 3 isômeros
e) 2 isômeros
6) O etanoato de etila, que tem odor e sabor de maçã, pode ser obtido pela reação entre ácido etanóico e etanol. Um isômero de
função do etanoato de etila, que apresenta cadeia carbônica ramificada, é:
a) ácido metil-propanóico
b) ácido butanóico
c) ácido etanóico d) propanoato de metila
7) O alcano e o álcool mais simples que apresentam isomeria são:
a) metano e metanol
b) etano e butanol
c) propano e butanol
d) butano e butanol
e) butano e propanol
8) (UEMG) Há cinco compostos diferentes com a fórmula C 7H8O. Considerando a estrutura de cada um desses compostos,
todas as alternativas a seguir estão corretas, exceto:
a) um deles é um aldeído
c) os cinco são isômeros
b) três deles são quimicamente muito semelhantes
d) todos apresentam o anel benzênico
9) (UFMS) Dado os seguinte conjunto de fórmulas moleculares:
I. CH2O
II. C2H6O
III. C2H4O2
E considerando o número de ligações normais que os átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio podem fazer, é correto afirmar
que (responda com a soma dos números dos itens corretos):
(1) I é um aldeído.
(8) III ode ser apenas um éster
(2) II pode ser apenas um álcool
(16) II e III podem apresentar isomeria de função
(4) II pode ser um ácido carboxílico
(32) III pode ser um álcool ou um éter
10) As substâncias A, B e C têm fórmula molecular (C3H8O). O componente A tem apenas um hidrogênio ligado a um carbono
secundário e é isômero de posição de C. Tanto A quanto C são isômeros de função de B. As substâncias A, B e C são,
respectivamente:
a) metoxietano, isopropanol e 1-propanol
c) etoxietano, 2-propanol e metoxietano
b) 2-propanol, metoxietano e 1-propanol
d) isopropanol, 1-propanol e metoxietano
11) Analisando os compostos a seguir:
1. propanona
2. etanoato de metila
3. propanal
4. ácido propanóico
5. propan-1-ol
6. metóxi-etano
São isômeros os pares:
a) 1 e 5, 2 e 4
b) 2 e 4, 3 e 5
c) 1 e 3, 2 e 4
d) 3 e 6, 1 e 5
e) 2 e 4, 3 e 6
12) (UFRS) A respeito dos seguintes compostos, pode-se afirmar que:
a) são isômeros de posição
b) são isômeros funcionais
c) são metâmeros
d) ambos são ácidos carboxílicos
13) Os feromônios de alarme são empregados na orientação de ataque ao inimigo, sendo constituídos pela 4-metil-heptan-3ona, heptan-2-ona, octan-3-ona, octan-3-ol e 4-metil-heptan-3-ol.
a) escreva a fórmula estrutural destes compostos
b) indique a função e a fórmula molecular dos compostos
c) identifique o(s) par(es) de isômeros dentre os compostos e classifique-o(s)
14) (UERJ) Na tentativa de conter o tráfico de drogas, a Polícia Federal passou a controlar a aquisição de solventes com
elevado grau de pureza, como o éter (etóxi-etano) e a acetona (propanona). Hoje, mesmo as universidades só adquirem esses
produtos com a devida autorização daquele órgão. A alternativa que apresenta, respectivamente, isômeros funcionais dessas
substâncias é:
a) butanal e propanal.
b) butan-1-ol e propanol
c) butanal e propan-1-ol
d) butan-1-ol e propan-1-ol
15) Dentre os seguintes compostos:
H
H H H
H H H
H O H
H C C C H
H C C C H
H C C C H
H O H
H H H
H H H
H
H
H H H H
H C C C O
H
H
H C O C H
H
H
H
H
H O H
O H H
H O H
H H H
H C C C H
H C C C H
H C C C H
H C C C O
H
H H H
H
H
H H
H C C O H
H H
Organize os pares de isômeros, classificando-os.
16) É possível montar diferentes compostos com a fórmula molecular C7H8O. Dentre eles:
H H
O CH3
CH2 OH
OH
OH
CH3
CH3
HO
Estes compostos são isômeros? De que tipo?
CH3
ISOMERIA GEOMÉTRICA
1. Quais são as condições necessárias para um composto apresentar isomeria geométrica? Represente os isômeros geométricos
dos seguintes compostos: 1,2-difenil-eteno; 1,3-dibenzil-ciclopentano; 2-metil-ciclobutan-1,3-diol.
2. Considere a forma plana dos compostos a seguir. Responda:
a) Quais compostos apresentam isomeria geométrica?
b) Faça a representação espacial dos isômeros de cada composto que apresenta isomeria geométrica.
3. (Unifor-CE) Considere as fórmulas de alguns hidrocarbonetos insaturados:
I. H2C = CH2
II. H2C = CHCH3 III. H3CCH = CHCH3
IV. (H3C)2C = CH2
V. (H3C)2C = CHCH3
A fórmula que pode estar representando um composto orgânico que existe na forma cis ou na forma trans (isômeros
geométricos) é a
a) I
b) II
c) III
d) IV
e) V
4. Represente os isômeros geométricos do ácido butenodióico (ácido maléico – cis) e (ácido fumárico – trans).
5. (UFPE) Um determinado jornal noticiou que “... a explosão foi causada pela substituição acidental do solvente trans-1,2dicloroeteno pelo cis-1,2-dicloroeteno, que possui ponto de ebulição menor ...”. Sobre esta notícia podemos afirmar que:
a) é incorreta, pois estes dois compostos são isômeros, portanto possuem as mesmas propriedades físicas.
b) é correta, pois o trans-1,2-dicloroeteno é polar, portanto deve ter ponto de ebulição maior que o do cis-1,2-dicloroeteno,
que é apolar.
c) é incorreta, pois o trans-1,2-dicloroeteno é apolar, portanto deve ter ponto de ebulição menor que o do cis-1,2dicloroeteno, que é polar.
d) é correta, pois o trans-1,2-dicloroeteno é apolar, portanto deve ter ponto de ebulição maior que o do cis-1,2-dicloroeteno,
que é polar.
e) é incorreta, pois estes dois compostos são tautômeros e possuem o mesmo momento dipolar, portanto possuem o mesmo
ponto de ebulição.
6. (UFJF) É correto afirmar que (I) e (II) são:
a) isômeros ópticos.
b) isômeros de cadeia.
c) tautômeros.
d) isômeros geométricos.
7. (PUC-PR) Dados os compostos:
I. 2-buteno
II. 1-penteno
III. ciclopentano
IV. 1,2-dicloro-ciclobutano
apresentam isomeria geométrica:
a) Apenas I e IV. b) Apenas I e II. c) Apenas II e III. d) Apenas I, II e III.
e) I, II, III e IV.
8. (Unicentro) Apresenta isomeria cis-trans:
a) 1,2-dimetil-ciclobutano
c) 2,3-dimetil-but-2-eno
b) 2-metil-but-2-eno
d) 1,1-dimetil-ciclobutano
9. Qual é o nome e a fórmula estrutural do aldeído de menor massa molar que apresenta isomeria geométrica?
10. (UEL-PR) Considere as fórmulas estruturais dos compostos orgânicos a seguir.
Sobre essas fórmulas, é correto afirmar:
a) IV e V representam isômeros ópticos.
b) I e III representam isômeros geométricos.
c) I, II e IV representam substâncias diferentes.
d) As fórmulas moleculares de I e V são diferentes.
e) As fórmulas moleculares de I e II são iguais, portanto representam a mesma substância.
11. (UFPelotas-RS) O odor de muitos vegetais, como o louro, a cânfora, o cedro, a losna, e a cor de outros, como a cenoura e o
tomate, são devidos à presença de terpenóides (terpenos). Os terpenos são o resultado da
união de duas ou mais unidades do isopreno, como se pode ver abaixo:
Em relação ao isopreno, podemos afirmar que:
a) a nomenclatura do isopreno, segundo a IUPAC, é 2–metil–but-1–eno.
b) o isopreno não apresenta carbonos insaturados.
c) o isopreno é isômero de cadeia do 4–metil–pent-2–ino.
d) segundo a IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada), a nomenclatura do isopreno é 2–metil–but-1,3–dieno.
e) o isopreno pode apresentar isômeros de cadeia, funcionais e tautômeros.
12. (PUC-MG) Sobre um par de isômeros cis-trans, é correto afirmar que:
a) o isômeros trans é sempre mais estável
d) suas fórmulas moleculares são diferentes
b) o isômero cis apresenta cadeia mais longa
e) a massa molecular do isômero cis é sempre maior
c) ambos apresentam a mesma disposição no espaço
13. O nome mais adequado para o composto a seguir é:
CH3
Cl
C C
CH3
CH2
H
a) 1-cloro-pent-1-eno
1-eno
c) cis-1-cloro-but-1-eno
b) cis-1-cloro-2-metil-but-1-eno
d) trans-1-cloro-2-metil-but-1-eno
e)
trans-1-cloro-but-
ISOMERIA OPTICA
1) Qual dos compostos seguintes apresenta isomeria óptica?
2) Considere as seguintes estruturas:
a) Indique as funções presentes
b) Indique (com asterisco) os carbonos assimétricos presentes em cada estrutura.
3) Identifique os carbonos quirais presentes na fórmula estrutural da glicose:
.
4) (FUVEST) A substância é:
a)
b)
c)
d)
e)
um éter, cuja molécula tem dois carbonos assimétricos
uma cetona cíclica, cuja molécula tem um carbono assimétrico
uma cetona cíclica, cuja molécula tem dois carbonos assimétricos
um éster cíclico, cuja molécula tem um carbono assimétrico
um éster cíclico, cuja molécula tem dois carbonos assimétricos.
5) O alceno de menor massa molar que apresenta simultaneamente isomeria geométrica e óptica tem fórmula molecular igual
a:
a) C4H8.
b) C5H12.
c) C5H10.
d) C6H12.
6) (UFJF) Escreva o nome de um composto orgânico que satisfaça a todos os requisitos abaixo:
e) C7H14.
a) possuir a fórmula molecular C5H8O;
b) pertencer a função aldeído;
c) possuir um átomo de carbono assimétrico em sua molécula
7) (PUC-PR) Dadas as fórmula estruturais:
Podemos afirmar:
I – as duas representam aminoácidos
II – somente a alanina tem atividade optica
III – as duas substancias formam pontes de hidrogênio
Estão corretas:
a) somente I
b) somente II
c) somente III
d) I e II
e)I, II e III
8) Os aminoácidos são moléculas orgânicas constituintes das proteínas. Eles podem ser divididos em dois grandes grupos: os
essenciais, que não são sintetizados pelo organismo humano, e os não-essenciais. A seguir são apresentados dois aminoácidos
um de cada grupo:
a) a glicina pode ser denominada, pela nomenclatura oficial, de ácido amino etanóico. Por analogia, apresente o nome oficial
da leucina.
b) Qual desses dois aminoácidos apresenta isomeria óptica? Justifique sua resposta.
9) (VUNESP) Sobre os compostos: butan-2-ol e hex-3-eno, responda:
a) associe cada composto ao respectivo tipo de isomeria: geométrica ou óptica
b) escreva as fórmulas estruturais e dê os nomes dos respectivos isômeros.
10) (UFES) Dados os compostos:
É opticamente ativo:
a) somente I
b) I e II
c) I e III
d) I, II e III
e) II e III
11) (UNI-RIO) A figura ao lado representa estruturas espaciais de moléculas de butan-2ol. Nesses modelos, é correto afirmar que os compostos I e II são:
a) isômeros ópticos
b) isômeros de cadeia
c) isômeros de posição
d) isômeros geométricos
e) rigorosamente iguais
12) (UFRGS) Para que uma espécie química tenha isômeros ópticos é necessário que sua molécula apresente:
a) um plano de simetria
d) assimetria
b) estrutura planar
e) pelo menos dois átomos de carbono unidos por ligações
duplas
c) estrutura tetraédrica
13) (UFS-SE) As fórmulas ao lado, representam:
a)
b)
c)
d)
e)
o mesmo composto, pois os átomos estão unidos pelo mesmo tipo de ligação
o mesmo composto, pois as moléculas têm constituição e geometria idênticas
o mesmo composto, pois os elementos químicos são idênticos
compostos diferentes, pois a posição dos átomos é diferente
compostos diferentes, pois a geometria e a constituição das moléculas é diferente.
14) (PUC-Campinas) Considere as fórmulas estruturais seguintes:
I - CH2(OH)-CH2(OH)
III – CH2(OH)-CH=CH-CH3
II – CH3-CH(OH)-CH2-CH3
IV – CH2(OH)-CH=CH2
Há isômeros ópticos e isômeros geométricos, respectivamente, nos compostos representados por:
a) I e II
b) I e IV
c) II e III
d) II e IV
e) III e IV
F
F
H C H
H C F
F
H
15) (VUNESP) O ácido lático, um produto do metabolismo humano apresenta as seguintes características:
- fórmula molecular C3H6O3;
- é opticamente ativo;
- é um composto que possui as funções álcool e ácido carboxílico
Escreva a fórmula estrutural e o nome oficial deste ácido.
16) (FUVEST) O inseticida DDT tem a seguinte fórmula estrutural:
H
C
Cl
C
Cl
C
Cl
Cl
Cl
Existem DDT levógiro e DDT dextrógiro? Justifique.
17) A anfetamina é utilizada ilegalmente como doping nos esportes. A molécula de anfetamina tem a
geral:
Onde X é um grupo amino, Y é um radical metil e Z é um radical benzil.
fórmula
H
X C Y
a) Escreva a fórmula estrutural da anfetamina
b) Qual o tipo de isomeria que ocorre na molécula de anfetamina? Quais são as fórmulas
estruturais e como são denominados os isômeros?
Z
18) A seguir são apresentados três compostos orgânicos e suas aplicações:
Composto orgânico
O
Aplicação
O
C CH2 C
CH3 CH2
O
CH3 CH2 NH
CH3 CH2 O
a)
b)
c)
d)
O CH2 CH3
CH2 CH3
CH2 CH3
Indústria farmacêutica
Anestésico
Solvente
Quais as funções orgânicas dos compostos?
Qual a função orgânica do isômero funcional do composto III?
Indique um isômero de cadeia e outro de metameria do composto II
Qual composto apresenta isomeria óptica?
19) (UFU-2000) Os compostos esquematizados abaixo fazem parte de uma classe de substâncias amplamente distribuídas
pelo reino vegetal, conhecidas genericamente como terpenos.
Com base nas estruturas desses compostos,
A) explique detalhadamente se o mentol pode apresentar isomeria óptica;
B) explique por que o mentol é um sólido à temperatura ambiente enquanto o limoneno é um líquido.
20) (UFU/2003) Os haletos de alquila são compostos comumente encontrados nas plantas e nos animais marinhos, como por exemplo,
o plocameno B, cuja fórmula estrutural é mostrada abaixo. Esse composto foi isolado da alga vermelha Plocamium violaceum e
apresenta uma atividade inseticida semelhante ao do DDT.
Com relação a esta substância, podemos afirmar que
A) possui cadeia carbônica heterocíclica e duas ligações π (pi).
B) apresenta somente isomerias geométrica (cis/trans) e óptica.
C) pode sofrer reação de substituição, quando em contato com ácido clorídrico (HCl).
D) sua molécula é assimétrica, porque possui mais de dois centros quirais.
21) (UFU/2003) Observe a fórmula estrutural simplificada do cinamaldeído, esquematizada
abaixo:
Esta substância está presente no óleo de canela, obtido por meio da destilação por arraste de
vapor, da casca da canela (Cinnamomum zeylanicum). Esta substância apresenta os seguintes tipos
de isomeria:
A) cis/trans, tautomeria e de função.
B) cis/trans e tautomeria.
C) tautomeria e óptica.
D) cis/trans e de função.
22) (UFU/2004) A anfetamina é uma poderosa substância estimulante do sistema nervoso central, que cria um estado de alerta e boa
disposição de ânimo.
Com base em seus conhecimentos em isomeria óptica e, considerando um sistema que contenha uma mistura de 70% do composto A
e 30% do composto B, assinale a alternativa correta.
A) O desvio do plano da luz polarizada da mistura é zero, pois se trata de uma mistura racêmica.
B) B desvia o plano da luz polarizada no sentido horário.
C) A mistura desvia o plano da luz polarizada no sentido horário.
D) Os compostos acima são idênticos e, por isso, não apresentam isomeria óptica.
23) (PAIES/2005) Ao lado são apresentados dois compostos químicos, que
normalmente constam dos rótulos de embalagens comerciais de produtos
alimentícios.
Com relação a estes compostos, assinale para as afirmativas abaixo (V) verdadeira,
(F) falsa ou (SO) sem opção.
1(
2(
3(
4(
)
)
)
)
Os dois ácidos citados apresentam isomeria ótica.
O ácido lático apresenta três carbonos assimétricos.
Os dois compostos acima possuem as funções álcool e ácido carboxílico.
Segundo a IUPAC, a nomenclatura do ácido lático é: ácido 2-hidroxipropanóico.
24) (UFU/2008) Os feromônios são comumente chamados de compostos da atração sexual, embora eles também tenham funções de
sinalização mais complexas. A estrutura de um feromônio da abelha rainha é
Pede-se:
O
CH3 C
(CH2)5 CH CH COOH
A) Identifique e nomeie duas funções orgânicas presentes na molécula.
B) Aponte o tipo de isomeria que ocorre na estrutura do feromônio.
C) Escreva as fórmulas estruturais dos isômeros do feromônio, nomeando-os.
25) (PAIES-2001) Os haletos orgânicos possuem larga aplicação como intermediários em sínteses orgânicas, além de diversos usos
industriais e domésticos. A equação abaixo mostra a reação de um haleto com a água, com formação dos compostos A e B, em
proporções idênticas (50% cada), e HBr.
Dados: Et = etil; Ph = fenil
Em relação a essa reação, assinale (V) para a(s) alternativa(s) verdadeira(s) e (F) para a(s) alternativa(s) falsa(s).
1( )
Os compostos A e B são idênticos, pois representam o mesmo composto
2( )
Os compostos A e B são isômeros geométricos, cis e trans
3( )
Os compostos A e B são derivados fenólicos
4( )
Os compostos A e B são isômeros opticamente ativos, dextrogiro e levogiro
5( )
Os compostos A e B apresentam pontos de fusão e de ebulição semelhantes, mas desviam o plano da luz polarizada com a
mesma magnitude, embora em sentidos opostos.
26) (UFU/2006) Em relação às substâncias, cujas fórmulas estruturais estão
apresentadas abaixo, assinale a alternativa correta.
A) I e II possuem carbonos quirais.
B) I e II são isômeros funcionais.
C) I e II podem formar ligação de hidrogênio.
D) Somente I admite isômeros óticos
FORÇAS INTERMOLECULARES
As forças intermoleculares são forças de atração que ocorrem entre as moléculas (intermoleculares), mantendo-as unidas, e
são bem mais fracas, quando comparadas às forças intramoleculares (ligação iônica e covalente), encontradas entre íons e átomos, que
formam a substância.
As moléculas de uma substância sólida ou líquida se mantêm unidas através da atração existente entre elas. Quanto maior for
a força de atração maior será a coesão entre as moléculas. Isso ocasionará um aumento nos pontos de fusão e ebulição da substância.
As moléculas dos gases praticamente não exercem forças de atração entre si. Por isso os gases apresentam baixo ponto de ebulição e
extrema facilidade de se expandir. As forças intermoleculares são classificadas em dois tipos: Força de Van der Waals e Ligação de
hidrogênio.
Forças de Van der Waals: são divididas em vários tipos, conforme a natureza das partículas:





Íon - Dipolo permanente: Atração entre um íon e uma molécula polar (dipolo).
Íon - Dipolo induzido: Atração entre um íon e uma molécula apolar. O íon causa uma atração ou repulsão eletrônica com a
nuvem eletrônica da molécula apolar, causando uma deformação da nuvem eletrônica na molécula apolar e provocando a
formação de dipolos (induzidos).
Dipolo permanente - Dipolo permanente: Atração entre moléculas polares. Os dipolos atraem-se pelos polos opostos
(positivo-negativo).
Dipolo permanente - Dipolo induzido: Atração entre uma molécula polar e uma molécula apolar. O dipolo causa repulsão
eletrônica entre seu pólo positivo e a nuvem eletrônica da molécula apolar e uma repulsão entre esta nuvem e seu pólo
negativo. Isso causa uma deformação da nuvem eletrônica na molécula apolar, provocando a formação de dipolos
(induzidos).
Dipolo induzido - Dipolo induzido: Também chamada Força de dispersão de London, é uma atração que ocorre entre
moléculas apolares, que quando se aproximam umas das outras, causam uma repulsão entre suas nuvens eletrônicas, que
então se deformam, induzindo a formação de dipolos. Essa força é mais fraca que a do tipo dipolo permanente - dipolo
permanente. Logo, as substâncias que apresentam esse tipo de ligação apresentam menor ponto de fusão e ebulição. Quanto
maior for o tamanho da molécula, mais facilmente seus elétrons podem se deslocar pela estrutura. Maior é então, a facilidade
de distorção das nuvens eletrônicas, e mais forte são as forças de dispersão de London. Isso faz com que a substância tenha
maior ponto de ebulição.
Veja abaixo a representação das principais forças de Van der Waals:
Ligações de hidrogênio:
Também conhecidas como pontes de hidrogênio, são um caso especial da atração entre dipolos permanentes. As ligações de
hidrogênio são atrações intermoleculares anormalmente intensas e ocorrem entre moléculas que apresentam ligações entre hidrogênio
e átomos muito eletronegativos (F, O, N). Devido às pequenas dimensões de H, F, O e N e devido também à grande diferença de
eletronegatividade, nas ligações destes elementos com o hidrogênio, ocorrem pólos intensos em volumes muito pequenos.
A ligação de hidrogênio é um enlace químico em que o átomo de hidrogênio é atraído simultaneamente por átomos muito
eletronegativos, atuando como uma ponte entre eles. As ligações de hidrogênio podem existir no estado sólido e líquido e em
soluções. É condição essencial para a existência da ligação de hidrogênio a presença simultânea de um átomo de hidrogênio ácido e
de um receptor básico. Hidrogênio ácido é aquele ligado a um átomo mais eletronegativo do que ele, de maneira que o seu elétron
sofra um afastamento parcial. Receptor básico é uma espécie química que possua um átomo ou grupo de átomos com alta densidade
eletrônica, sendo que o ideal é a presença de pelo menos um par de elétrons livres. A ligação de hidrogênio pode ser de dois tipos:
As ligações de hidrogênio são atrações muito fortes e contribuem de modo decisivo na ligação intermolecular total, o que
explica os pontos de ebulição anormalmente altos de moléculas como H2O, NH3 e HF, em relação aos hidretos das respectivas
famílias. As moléculas podem apresentar mais de um tipo de força intermolecular, que então se interagem para aumentar a coesão
entre as moléculas. Nos álcoois, por exemplo, o metanol (H 3C - OH) tem PE = 64,6º C e o etanol (H3C - CH2 - OH) tem PE = 78,4º C.
A principal força intermolecular existente entre as moléculas dos álcoois é a ligação de hidrogênio, mas como a molécula de etanol é
maior, as dispersões de London são mais intensas. Logo, da interação das duas forças, resulta um maior ponto de ebulição, em relação
ao etanol. Outra consideração importante é que, quanto maior o número de grupos OH ou NH, maior será a intensidade das ligações
de hidrogênio e maior será o ponto de ebulição.
Forças intermoleculares
No estado gasoso as moléculas se encontram bem afastadas, com grande grau de desordem.
No estado líquido as moléculas se encontram um pouco mais organizadas, com um grau de liberdade de movimentação um pouco
menor. Já no estado sólido as moléculas se encontram bem mais organizadas, com grau de movimentação ainda mais reduzido.
Gasoso
Líquido
Sólido
O que faz as moléculas ficarem mais unidas no estado sólido do que no estado líquido ou gasoso?
Isso é responsabilidade das forças intermoleculares ( ou interações intermoleculares ou ligações intermoleculares) como por exemplo:
ligação de Van der Waals, ligação dipolo induzido; ligação diplo-dipolo e ligação de hidrogênio.
EXEMPLOS DE FORÇAS INTERMOLECULARES
PONTES DE HIDROGÊNIO
MOLÉCULAS POLARES E APOLARES
H2; CO2; NH3: NCl3; CCl4; CH3-Cl; HCN; H2O; CH3-CH2-OH; CH3-O-CH3;BCl3; PCl3
1. (Mack-SP) Assinale as seguintes informações:
I. A molécula de CO2 é apolar, sendo formada por ligações covalente polares
II. A molécula de H2O é polar, sendo formada por ligações covalentes apolares
III. A molécula de NH3 é polar, sendo formada por ligações iônicas.
Números atômicos: H = 1; C = 6; N = 7; O = 8
Conclui-se que:
a) somente I é correta
b) somente II é correta
c) somente III é correta
d) somente II e III são corretas
e) somente I e III são corretas
2. Faça a associação entre as duas colunas:
(I) H2O (II) NaI (III) C2H4 (IV) Na (V) I2
(
) Ligação metálica
(
) Sólido molecular
(
) Ligação covalente polar
(
) Ligação iônica
(
) Ligação pi (π)
Lendo a segunda coluna de cima para baixo, teremos
a) II, V, I, III, IV
b) I, II, IV, III, V
c) III, IV, II, V, I
d) V, I, III, IV, II
e) IV, V, I, II, III
3. (UFPB) As mudanças de estado físico das substâncias estão associadas às forças que unem os átomos,
íons ou moléculas. Neste contexto, analise os processos abaixo:
I. Fusão do ferro.
II. Evaporação da água.
III. Fusão do cloreto de potássio.
IV. Sublimação do gelo seco.
É correto afirmar que os processos I, II, III e IV ocorrem, respectivamente, pelo rompimento de
a) ligação metálica, pontes de hidrogênio, ligação iônica, dipolo instantâneo-dipolo induzido.
b) ligação covalente, dipolo-dipolo, ligação iônica, dipolo-dipolo.
c) ligação metálica, ligação covalente, ligação iônica, dipolo instantâneo-dipolo induzido.
d) ligação metálica, pontes de hidrogênio, dipolo-dipolo, ligação covalente.
e) dipolo instantâneo-dipolo induzido, pontes de hidrogênio, ligação iônica, dipolo instantâneo-dipolo
induzido.
4. (ITA-SP) A água é uma substância de importância insubstituível, por permitir a manutenção da vida no
planeta Terra. No que se refere às propriedades singulares da água, considere estas afirmações: (H = 1; O
= 16)
I. A molécula de água apresenta ligações covalentes.
II. A água solubiliza substâncias apolares.
III. A molécula de água possui geometria angular.
IV. A molécula de água é capaz de formar pontes de hidrogênio.
Das afirmações relacionadas, estão corretas:
(a) apenas I e II.
(b) apenas II e III.
(c) apenas II e IV.
(d) apenas I, III e IV.
(e) apenas II, III e V.
5. (UFU-MG) É fato que, de todos os elementos químicos, apenas os gases nobres são encontrados na
natureza na forma de átomos de outros elementos, na mais diversas combinações, resultando em
substâncias sólidas, líquidas ou gasosas. Em relação às seguintes substâncias puras: CCl 4(ll); I2(S);
NH3(g); CsCl(s) e CO2 (g), todas as alternativas estão corretas, EXCETO:
a) O estado físico do I2 pode ser explicado pelas interações de Van der Walls, dipolo induzido-dipoloinduzido, existentes entre as moléculas contituintes.
b) As moléculas de CO2 e CCl4 são polares, porque as ligações C – Cl e C–O são polares.
c) Na água em estado líquido, ocorrem tanto ligações covalentes, como também pontes de hidrogênio.
d) No CsCl sólido, encontram-se cátions e ânions que se atraem por forças de natureza eletrostática.
6. (UFRN) O metano (CH4) é uma substância constituinte do gás natural, utilizado como combustível
para a produção de energia. Nas condições do ambiente (a 25 ºC e pressão de 1,0 atm), o metano se
apresenta no estado gasoso, pois suas moléculas e suas interações são, respectivamente:
7. (FURG-RS) É possível fazer flutuar uma fina agulha de costura manual num copo d’água. Então é
correto afirmar que:
a) As moléculas da água são mais pesadas que os átomos do metal.
b) As forças que atuam na interface água-agulha são as pontes de hidrogênio.
c) As moléculas da agulha são maiores que as moléculas da água (“efeito peneira”).
d) As forças intermoleculares na superfície da água impedem o afundamento da agulha.
e) A agulha é mais leve que a água, pois sua densidade é menor.
8. (UFPI) Estudos recentes indicam que lagartixas podem andar pelo teto e em superfícies lisas utilizando
forças intermoleculares entre as superfícies e os filamentos microscópios que tem no pés (meio milhão em
cada pé). Assinale o tipo de interação correspondente neste caso:
a) Iônica.
b) Metálica.
c) Covalente.
d) Van der Walls.
e) Nuclear.
9. As substâncias SO2, NH3, HCl e Br2 apresentam as seguintes interações intermoleculares,
respectivamente:
a) dipolo-dipolo, ligação de hidrogênio, dipolo-dipolo e dipolo induzido-dipolo induzido.
b) dipolo instantâneo-dipolo induzido, dipolo-dipolo, ligação de hidrogênio, dipolo-dipolo.
c) dipolo-dipolo, ligação de hidrogênio, ligação de hidrogênio e dipolo-dipolo
d) forças de London, dipolo-dipolo, ligação de hidrogênio e dipolo induzido-dipolo induzido.
10. As festas e eventos têm sido incrementadas com o efeito de névoa intensa do “gelo seco”, o qual é
constituído de gás carbônico solidificado. A respeito do fato, pode-se afirmar:
a) A névoa nada mais é que a liquefação do gás carbônico pela formação das forças intermoleculares.
b) O gelo seco é uma substância composta e encontra-se na natureza no estado líquido.
c) O gelo seco é uma mistura de substâncias adicionadas ao gás carbônico e, por essa razão, a mistura se
solidifica.
d) Na solidificação do gás carbônico ocorre a formação de forças intermoleculares dipolo-dipolo.
e) Sendo a molécula de CO2 apolar, a atração entre as moléculas se dá por dipolo instantâneo-dipolo
induzido.
11. Quando a substância hidrogênio passa do estado líquido para o estado gasoso, são rompidas:
a) Forças de Van der Waals
b) pontes de hidrogênio
c) ligações covalentes e pontes de hidrogênio
d) ligações covalentes apolares
e) ligações covalentes polares
12. Entre as moléculas abaixo, a que forma pontes de hidrogênio entre suas moléculas é:
a) CH4
b) CH3  CH2  OH
c) CH3  O  CH3
d) C2H6
e) N(CH3)3
13. (UNESP) A polaridade de substâncias orgânicas é conseqüência tanto da geometria molecular quanto
da polaridade das ligações químicas presentes na molécula. Indique a alternativa que contém apenas
substâncias apolares.
a) Acetileno e álcool etílico.
b) Álcool etílico e etano.
c) Tetracloreto de carbono e etano.
d) Metano e cloreto de metila.
e) Tetracloreto de carbono e cloreto de metila.
14. Uma substância polar tende a se dissolver em outra substância polar. Com base nesta regra, indique
como será a mistura resultante após a adição de bromo (Br 2) à mistura inicial de tetracloreto de carbono
(CCl4) e água (H2O)
a) Homogênea, com o bromo se dissolvendo completamente na mistura.
b) Homogênea, com o bromo se dissolvendo apenas no CCl4.
c) Homogênea, com o bromo se dissolvendo apenas na H2O.
d) Heterogênea, com o bromo se dissolvendo principalmente no CCl4.
e) Heterogênea, com o bromo se dissolvendo principalmente na H2O.
15. (UMG) Analise este quadro, em que está apresentada a temperatura de ebulição de quatro substâncias:
Considerando-se os dados desse quadro, é CORRETO afirmar que, à medida que a cadeia carbônica
aumenta, se tornam mais fortes as:
a) ligações covalentes.
b) interações dipolo instantâneo - dipolo induzido.
c) ligações de hidrogênio.
d) interações dipolo permanente - dipolo permanente.
16. (UFRS) O gás metano (CH4) pode ser obtido no espaço sideral pelo choque entre os átomos de
hidrogênio liberados pelas estrelas e o grafite presente na poeira cósmica.
Sobre as moléculas do metano pode-se afirmar que o tipo de ligação intermolecular e sua geometria são,
respectivamente:
a) ligações de hidrogênio e tetraédrica;
b) forças de van der Waals e trigonal plana;
c) covalentes e trigonal plana;
d) forças de van der Waals e tetraédrica;
e) ligações de hidrogênio e trigonal plana;
17. (UCBA) O orvalho resulta da liquefação de vapor d’água presente na atmosfera, em madrugadas frias.
Durante essa transformação, ocorre:
a) formação de orbitais híbridos;
b) ruptura de ligações intermoleculares;
c) ruptura de ligações intramoleculares;
d) formação de ligações intermoleculares;
e) aumento da energia cinética das moléculas.
18. (UFSM) O nitrogênio líquido pode ser obtido diretamente do ar atmosférico, mediante um processo
de liquefação fracionada; nessa situação, seus átomos ficam unidos por ligações químicas denominadas:
a) iônicas;
b) dativas;
c) van de Waals;
d) covalentes polares;
e) covalentes apolares;
19. (VUNESP) Para as substâncias H2O e H2S, as forças de atração entre as suas moléculas ocorrem por
a) interações eletrostáticas para ambas.
b) ligações de hidrogênio para ambas.
c) ligações de hidrogênio para H2O e interações eletrostáticas para H2S.
d) ligações de hidrogênio para H2O e dipolo-dipolo para H2S.
e) ligações de van der Waals para ambas.
20. Associe o tipo de ligação ou interação (coluna da direita) que possibilita a existência das substâncias
listadas (coluna da esquerda), no estado sólido:
Os números na segunda coluna, lidos de cima para baixo, são:
a) 1, 2, 3, 4, 5.
b) 4, 5, 3, 2, 1.
c) 4, 2, 3, 1, 5.
d) 1, 2, 5, 3, 4.
e) 4, 5, 3, 1, 2.
21. Analise as afirmativas:
 Se a substância A apresenta forças de Van der Walls e B pontes de hidrogênio, concluímos que o ponto
de ebulição de B é superior ao de A.
 No HF líquido ocorrem pontes de hidrogênio.
 Nos compostos: metano (CH4) e ácido clorídrico não ocorrem pontes de hidrogênio.
 O clorometano (CH3Cl) apresenta ligações intermoleculares mais fortes que o metano (CH 4).
 O ponto de ebulição do HF é superior ao do HCl devido as forças intermoleculares.
Concluímos:
a) somente  e  são corretas.
b)  é incorreta.
c) todas são corretas.
d) todas são incorretas.
e) ,  e  são incorretas.
22. Sobre os gases CO2, CO e SO2 são feitas as seguintes afirmativas:
I. Tanto o CO2 como o SO2 apresentam forças intermoleculares do tipo dipolo-dipolo.
II. O CO e CO2 são exemplos de substâncias cujas moléculas são polares.
III. O SO2 e o CO2 não apresentam a mesma geometria molecular.
IV. O CO e SO2 são exemplos de moléculas cujas propriedades físicas são explicadas por interações do
tipo dipolo-dipolo.
Estão corretas as afirmativas:
Dados: configurações eletrônicas de valência dos elementos:
C = [He] 2s2 2p2
O = [He] 2s2 2p4
S = [Ne] 3s2 3p4
a) I e II
b) III e IV
c) I e III
d) II e IV
e) II e III
Geometria molecular
A geometria de uma molécula depende do número de átomos participantes e, quando existe um átomo
central, da quantidade de elétrons não envolvidos em ligações na última camada deste (os elétrons
exercem repulsão entre si). As ligações covalentes são formadas por pares de elétrons. Ocorre então
repulsão entre ligações , entre elétrons livres e entre ligações e elétrons livres.
Moléculas com dois átomos iguais ou diferentes (diatômicas) - O2, HCl...
O=O
H - Cl
A molécula será invariavelmente linear. O ângulo entre as ligações será de 180º.
Exemplos:
1) Molécula de HBr
Moléculas com três átomos (triatômicas)
2) Molécula de HCl
a) Na ausência de elétrons não envolvidos em ligações na última camada do átomo central: a molécula é
invariavelmente linear. O ângulo entre as ligações será de 180º.
HCN, CO2...
H-CN
O=C=O
Exemplos:
1) Molécula de CS2
2) Molécula de CO2
b) Na presença de par ou pares de elétrons não envolvidos em ligações na última camada do átomo
central: os elétrons livres repelem os eixos das ligações e a molécula será angular. O ângulo entre as
ligações será tanto menor quanto maior for o número de elétrons não envolvidos em ligações na última
camada do átomo central. O ângulo para o H2O vale 105º.
Exemplos:
1) Molécula de H2O
2) Molécula de SF2
3) Molécula de OF2
Moléculas com quatro átomos
a) Na ausência de par de elétrons não envolvido em ligação na última camada do átomo central: a
molécula terá todos os átomos no mesmo plano de três lados (trigonal plana). Os ângulos serão de 120º
entre as ligações.
1) Molécula de BF3
2) Molécula de BI3
b) Na presença de par ou pares de elétrons não envolvidos em ligação na última camada do átomo
central: o par de elétrons exerce repulsão sobre os eixos de ligação e distorce a estrutura trigonal plana
para uma pirâmide de base piramidal ou pirâmide trigonal (03 lados). Para o NH 3, o ângulo vale 107º.
Exemplos:
1) Molécula de NF3
2) Molécula de PH3
3) Molécula de NH3
Moléculas com cinco átomos
As quatro ligações se distribuirão no espaço de maneira a diminuir ao máximo a repulsão entre elas e a
estrutura será um tetraedro com o átomo central ocupando o centro do sólido geométrico.
Exemplos:
1) Molécula de CCl4
3) Molécula de SiBr4
2) Molécula CI4
4) Molécula de SiH4
RESUMO – GEOMETRIA MOLECULAR
A geometria molecular é a parte da química dedicada ao estudo da conformação espacial de uma
molécula, ou seja, estuda a orientação espacial dos átomos de uma molécula. Bserve o seguinte exemplo
abaixo:
A molécula de glicose pode ser representada das seguintes formas:
C6H12O6
O
OH H
CH C
H
C
OH OH
C
C
OH H
H
Fórmula molecular
OH
CH2
Fórmula estrutural
Entretanto, a disposição espacial dos átomos da molécula de glicose pode ser observada na figura abaixo:
Nosso objetivo é compreender quais são os fatores responsáveis pela conformação espacial de uma
molécula.
Por que estudar a geometria de moléculas?
Aparentemente, podemos imaginar que o estudo da geometria molecular não é tão importante.
Posteriormente veremos que muitas propriedades das substâncias como solubilidade, estados físicos, ou
pontos de fusão e ebulição, podem ser explicadas pela geometria das moléculas.
T.R.P.E.C.V – Um modelo para o estudo da geometria.
A determinação de geometria das moléculas é feita a partir de modelos, ou seja, teorias que procuram
explicar os fatores que interferem na geometria das moléculas. No ensino médio utilizamos a
T.R.P.E.C.V, que apesar de ser a teoria mais simples, é muito útil para darmos os primeiros passos no
entendimento desse assunto (que é bem complexo diga-se de passagem).
A T.R.P.E.C.V pode ser resumida nos seguintes tópicos:
1 – A geometria de uma molécula é determinada por um elemento principal denominado elemento
central da molécula.
2 – A geometria de molécula depende da quantidade de nuvens eletrônicas ao redor do elemento central.
3 – Chama-se nuvem eletrônica qualquer ligação (covalente ou dativa) ou pares de elétrons que estejam
ao redor do elemento central.
4 – As nuvens eletrõncias ao redor do elemento central tendem a se repelirem de forma a permaecerem o
mais afastadas possível.
Casos de geometrias:
CASO I: Moléculas diatômicas.
São sempre lineares já que apresentam apenas uma nuvem eletrônica entre dois átomos.
Ex:
H2
HCl
O2
Notar que independente do tipo de átomo ou de ligação, a geometria da molécula é linear, ou seja, os
átomos encontram-se alinhados
CASO II: Elemento central com duas nuvens eletrônicas ao seu redor:
Quando um elemento central contém duas nuvens eletrônicas ao seu redor, estas tende a se repelir de
forma a ficar o mais afastadas possível uma da outra. Nessa situação, o ângulo de afastamento entre elas é
de 180o e a geometria é chamada linear:
Exemplo:
CO2
Desenhe a fórmula eletrônica e estrutural no espaço abaixo:
Responda: Quantas nuvens eletrônicas existem em torno do elemento central?
Com esta quantidade de nuvens a geometria dessa molécula pode ser representada pela figura abaixo:
Observe ângulo reto entre as ligações C = O.
CASO III: Elemento central com três nuvens eletrônicas ao seu redor:
Observe a fórmula estrutural da molécula CH2O
H
O
C
H
Quantas nuvens eletrônicas apresenta o elemento central?
Observe que duas nuvens são, na realidade, duas ligações simples, enquanto que uma das nuvens é
formada por uma dupla. Apesar de serem distintas vão se repelir mutuamente adquirindo a seguinte forma
geométrica:
Visão frontal
Visão lateral
Este forma geométrica é denominada trigonal plana pois a molécula adquire o aspecto de um triângulo.
CASO V: Elemento central com 4 nuvens eletrônicas ao seu redor.
Nesse caso, as 4 nuvens sofre repulsão de modo a permanecerem o mais afastadas possível. Quando isso
ocorre a molécula apresenta uma geometria denominada tetraédrica.
Observe o exemplo da molécula de metano (CH4):
Geometria tetraédrica
O átomo de carbono ocupa o centro de um tetraedro
Quando a molécula assume a geometria tetraédrica, os ângulos entre as ligações são de aproximadamente
109 graus.
Exercícios:
1 - Sejam dadas as seguintes moléculas: H2O, CO2, BCl3 e CCl4. As configurações espaciais dessas
moléculas são respectivamente:
a) angular, linear, trigonal, tetraédrica
b) angular, trigonal, linear, tetraédrica
c) angular, linear, piramidal, tetraédrica
d) trigonal, linear, angular, tetraédrica
Nota importante: O átomo de boro não segue a regra do octeto, estabilizando-se com seis elétrons
em sua camada de valência.
2 - Assinale a opção que contém a geometria molecular CORRETA das espécies OF 2, SF2, CH2O, PCl3,
SiBr4 e CCl2Br2 todas no estado gasoso.
a) Angular, linear, piramidal, piramidal, tetraédrica e quadrado planar.
b) Linear, linear, trigonal plana, piramidal, quadrado planar e quadrado planar.
c) Angular, angular, trigonal plana, piramidal, tetraédrica e tetraédrica.
d) Linear, angular, piramidal, trigonal plana, angular e tetraédrica.
e) Trigonal plana, linear, tetraédrica, piramidal, tetraédrica e quadrado planar.
3 – Para todas as moléculas citadas nos exercícios 1 e 2, faça o desenho que represente sua geometria.
Nesse desenho mostre os vetores momento de dipolo das ligações covalentes e diga se as moléculas são
polares ou apolares.
EXERCÍCIOS – POLARIDADE, SOLUBILIDADE E FORÇAS INTERMOLECULARES
4 - Uma substância polar tende a se dissolver em outra substância polar. Com base nesta regra, indique
como será a mistura resultante após a adição de bromo (Br 2) à mistura inicial de tetracloreto de carbono
(CCl4) e água.
a) Homogênea, com o bromo se dissolvendo completamente na mistura.
b) Homogênea, com o bromo se dissolvendo apenas no CCL4
c) Homogênea, com o bromo se dissolvendo apenas na água
d) Heterogênea, com o bromo se dissolvendo principalmente no CCl 4
e) Heterogênea, com o bromo se dissolvendo principalmente na água.
5 – Sabendo-se que a densidade do CCL4 é maior em relação à da água, faça um desenho que mostre o
aspecto da mistura citada no exercício anterior.
6 – Julgue verdadeiro ou falso para cada um dos itens abaixo:
( ) A molécula de CO2 apresenta ligações polares, sendo então polar.
(
(
(
(
) Toda molécula polar apresenta ligações polares.
) Toda molécula apolar apresenta ligações apolares.
) Se a molécula de água apresentasse geometria linear ela seria apolar.
) Toda molécula tetraédrica é apolar.
7 - Considere três substâncias CH4, NH3 e H2O e três temperaturas de ebulição: 373K, 112K e 240K.
Levando-se em conta a estrutura e a polaridade das moléculas destas substâncias, pede-se:
a) Correlacionar as temperaturas de ebulição às substâncias.
b) Justificar a correlação que você estabeleceu.
8 - Uma das propriedades que determina maior ou menor concentração de uma vitamina na urina é a sua
solubilidade em água.
a) Qual dessas vitaminas é mais facilmente eliminada na urina? Justifique.
HO
CH3
CH3
H3C CH3
O
CH
O
C
CH
C
CH
C
CH2
H
C
C
HO
H2C
C
CH
CH
CH
CH
OH
CH2
C C
H2C
C
CH2
CH3
HO
OH
Vitamina A
Vitamina C
b) Dê uma justificativa para o ponto de fusão da vitamina C ser superior ao da vitamina A.
Gabarito:
9 - Na produção industrial de panetones, junta-se a massa o aditivo químico U.I. Este aditivo é a glicerina,
que age como umectante, ou seja, retém a umidade para que a massa não resseque demais. A fórmula
estrutural da glicerina (propanotriol) é:
a) Represente as pontes de hidrogênio existentes entre as moléculas de água e a de glicerina.
b) Por que, ao se esquentar uma fatia de panetone ressecado, ela amolece, ficando mais macia?
GABARITO
1–a 2–c
3 H2O (polar), CO2 (apolar), BCl3 (apolar), CCl4 (apolar), OF2,(polar), SF2,(polar), CH2O (polar), PCl3
(polar), SiBr4 (apolar) e CCl2Br2 (polar).
4–d
6 – F/V/F/V/F
8 – a) A vitamina A apresenta menor solubilidade em água em relação à vitamina C. Isto pode ser
explicado pois na vitamina C existe uma quantidade maior de grupos OH, que conferem à molécula uma
maior polaridade em relação à vitamina A. Dessa forma podemos dizer que a vitamina C é mais
facilmente eliminada pela urina.
b) Devido às pontes de hidrogênio.
ESTUDO DOS GASES
INTRODUÇÃO
O estudo dos gases é de grande importância na compreensão de fatos que ocorrem no nosso cotidiano,
tais como: um balão subir ou a pressão interna do pneu aumentar em dias mais quentes, etc.
TRANSFORMAÇÕES GASOSAS COM MASSA FIXA DE GÁS
Quando os valores das variáveis de estado de um gás (temperatura, volume e pressão) sofrem alterações
dizemos que o gás sofreu uma transformação gasosa.
Algumas transformações gasosas possuem denominações especiais:
TRANSFORMAÇÃO ISOTÉRMICA
É quando na transformação o gás mantém a TEMPERATURA CONSTANTE e muda os valores da
pressão e do volume.
Exemplo:
Transformação
*Temperatura constante
*Volume mudou de 8L para 2L
*Pressão mudou de 1 atm para 4 atm
As transformações isotérmicas seguem a LEI DE BOYLE – MARIOTTE
Ou seja, para uma mesma massa de gás, na transformação com TEMPERATURA CONSTANTE,
PRESSÃO é INVERSAMENTE proporcional ao VOLUME
Observe: Aumentando a pressão de 1 para 4 o volume cai de 16 para 4. (Inversamente proporcional)
Na matemática, quando duas grandezas são inversamente proporcionais, o produto entre elas é constante.
Então: P x V = (constante)
Logo:
Aplicando ao exemplo anterior:
1 x 16 = 4 x 4
Graficamente, a transformação isotérmica, pode ser representada por uma curva chamada isoterma.
EXERCÍCIOS
1. Um cilindro com êmbolo móvel contém 100mL de CO 2 a 1,0 atm. Mantendo a temperatura constante,
se quisermos que o volume diminua para 25 mL, teremos que aplicar uma pressão igual a:
a) 5 atm.
b) 4 atm.
c) 2 atm.
d) 0,4 atm.
e) 0,1 atm
2. Sem alterar a massa e a temperatura de um gás, desejamos que um sistema que ocupa 800 mL a 0,2 atm
passe a ter pressão de 0,8 atm. Para isso, o volume do gás deverá ser reduzido para:
a) 600 mL.
b) 400 mL.
c) 300 mL.
d) 200 mL.
e) 100 mL.
3. Uma certa massa de gás, é mantida com temperatura constante, apresenta 100 cm3 confinados a 1 atm
de pressão. Qual o volume final da mesma massa de gás, quando a pressão passar para 4 atm?
a) 20 cm3.
b) 25 cm3.
c) 50 cm3.
d) 75 cm3.
e) 400 cm3.
4. A cada 10 m de profundidade a pressão sobre um mergulhador aumenta de 1 atm com relação à pressão
atmosférica. Sabendo-se disso, qual seria o volume de 1 L de ar (comportando-se como gás ideal)
inspirado pelo mergulhador ao nível do mar, quando ele estivesse a 30 m de profundidade?
a) 3 L.
b) 4 L.
c) 25 mL.
d) 250 mL.
e) 333 mL.
5. Um recipiente cúbico de aresta 20 cm contém um gás à pressão de 0,8 atm. Transfere-se esse gás para
um cubo de 40 cm de aresta, mantendo-se constante a temperatura. A nova pressão do gás é de:
a) 0,1 atm.
b) 0,2 atm.
c) 0,4 atm.
d) 1,0 atm
e) 4,0 atm.
6. (PUC-SP) De acordo com a lei de Robert Boyle (1660), para proporcionar um aumento na pressão de
uma determinada amostra gasosa numa transformação isotérmica, é necessário:
a) aumentar o seu volume.
b) diminuir a sua massa.
c) aumentar a sua temperatura.
d) diminuir o seu volume.
e) aumentar a sua massa.
TRANSFORMAÇÃO ISOBÁRICA
É quando na transformação o gás mantém a PRESSÃO CONSTANTE e modifica os valores do volume
e da temperatura.
Exemplo:
Transformação
*Pressão constante
*Temperatura mudou de 300K para 600K
*Volume mudou de 100 L para 200 L
As transformações isobáricas seguem a 1ª LEI DE CHARLES E GAY - LUSSAC
Ou seja, para uma mesma massa de gás, na transformação com PRESSÃO CONSTANTE,
VOLUME é DIRETAMENTE proporcional À TEMPERATURA
Observe: Se a pressão é constante, diminuindo a temperatura, diminui, na mesma proporção, também o
volume.
(Diretamente proporcional)
*O volume passou de 4V para 1V
e a temperatura de 4T para 1T
Na matemática quando duas grandezas são diretamente proporcionais o quociente entre elas é constante.
Ou seja, V = (constante)
T
Logo:
Graficamente, a transformação isobárica pode ser representada da seguinte maneira:
Exercícios
1. Um recipiente com capacidade para 100 litros contém um gás à temperatura de 27ºC. Este recipiente e
aquecido até uma temperatura de 87ºC, mantendo-se constante a pressão. O volume ocupado pelo gás a
87ºC será de:
a) 50 litros.
b) 20 litros.
c) 200 litros.
d) 120 litros.
e) 260 litros.
2. Um balão que contém gás oxigênio, mantido sob pressão constante, tem volume igual a 10 L, a 27°C.
Se o volume for dobrado, podemos afirmar que:
a) A temperatura, em °C, dobra.
b) A temperatura, em K, dobra.
c) A temperatura, em K, diminui à metade.
d) A temperatura, em °C, diminui à metade.
e) A temperatura, em °C, aumenta de 273 K.
3. Certa massa gasosa ocupa um volume de 800mL a – 23°C, numa dada pressão. Qual é a temperatura na
qual a mesma massa gasosa, na mesma pressão, ocupa um volume de 1,6 L?
a) 250 K.
b) 350 K.
c) 450 K.
d) 500 K.
e) 600 K.
TRANSFORMAÇÃO ISOCÓRICA OU ISOMÉTRICA OU ISOVOLUMÉTRICA
É quando o gás, na transformação, mantém o VOLUME CONSTANTE e altera os valores da
temperatura e da pressão.
Exemplo:
Transformação
*Volume constante
*Temperatura mudou de 300K para 600K
*Pressão mudou de 2 atm para 4 atm
As transformações isovolumétricas seguem a 2ª LEI DE CHARLES E GAY – LUSSAC
Ou seja, para uma mesma massa de gás, na transformação com VOLUME CONSTANTE,
PRESSÃO é DIRETAMENTE proporcional À TEMPERATURA
Observe abaixo, se aumentarmos a pressão aumentamos também a temperatura. Da mesma forma, se
aumentarmos a temperatura aumentamos também a pressão.
(Diretamente proporcional)
* A pressão passou de 1P para 4 P
e a temperatura passou de 1T para 4T
Na matemática quando duas grandezas são diretamente proporcionais o quociente entre elas é constante.
Ou seja, P = (constante)
T
Logo:
Graficamente, a transformação isovolumétrica pode ser representada da seguinte maneira:
EXERCÍCIOS
1. Um recipiente fechado contém hidrogênio à temperatura de 30ºC e pressão de 606 mmHg. A pressão
exercida quando se eleva a temperatura a 47ºC, sem variar o volume será:
a) 120 mmHg.
b) 240 mmHg.
c) 303 mmHg.
d) 320 mmHg.
e) 640 mmHg.
2. Em um dia de inverno, à temperatura de 0ºC, colocou-se uma amostra de ar, à pressão de 1,0 atm, em
um recipiente de volume constante. Transportando essa amostra para um ambiente a 60ºC, que pressão
ela apresentará?
a) 0,5 atm.
b) 0,8 atm.
c) 1,2 atm.
d) 1,9 atm.
e) 2,6 atm.
3. Um frasco fechado contém um gás a 27°C, exercendo uma pressão de 3,0 atm. Se provocarmos uma
elevação na sua temperatura até atingir 227°C, qual será a sua nova pressão, mantendo-se constante o
volume?
a) 2,0 atm.
b) 3,0 atm.
c) 4,0 atm.
d) 5,0 atm.
e) 6,0 atm.
4. Durante o inverno do Alasca, quando a temperatura é de – 23°C, um
esquimó enche um balão até que seu volume seja de 30 L. Quando chega o verão a temperatura chega a
27°C. Qual o inteiro mais próximo que representa o volume do balão, no verão, supondo que o balão não
perdeu gás, que a pressão dentro e fora do balão não muda, e que o gás é ideal?
5. (FEI-SP) Um cilindro munido de êmbolo contém um gás ideal representado pelo ponto 1 no gráfico. A
seguir o gás é submetido sucessivamente à transformação isobárica (evolui do ponto 1 para o ponto 2),
isocórica (evolui do ponto 2 para o ponto 3) e isotérmica (evolui do ponto 3 para o ponto 1).
Ao representar os pontos 2 e 3 nas isotermas indicadas, conclui-se que:
a) a temperatura do gás no estado 2 é 450K.
b) a pressão do gás no estado 3 é 2 atm.
c) a temperatura do gás no estado 3 é 600K.
d) o volume do gás no estado 2 é 10 L.
e) a pressão do gás no estado 2 é 2 atm.
TRANSFORMAÇÃO GERAL DOS GASES
São as transformações em que todas as grandezas (T, P e V) sofrem mudanças nos seus valores
simultaneamente.
Combinando-se as três equações vistas encontraremos uma expressão que relaciona as 3 variáveis de
estado ao mesmo tempo.
Tal equação é denominada de equação geral dos gases:
Exercícios
1. Certa massa de gás hidrogênio ocupa um volume de 100 litros a 5 atm e
– 73ºC. A que temperatura, ºC, essa massa de hidrogênio irá ocupar um volume de 1000 litros na pressão
de 1 atm?
a) 400°C.
b) 273°C.
c) 100°C.
d) 127°C.
e) 157°C.
2. Uma determinada massa de gás oxigênio ocupa um volume de 12 L a uma pressão de 3 atm e na
temperatura de 27°C. Que volume ocupará esta mesma massa de gás oxigênio na temperatura de 327°C e
pressão de 1 atm?
a) 36 L.
b) 12 L.
c) 24 L.
d) 72 L.
e) 48 L.
3. Um gás ideal, confinado inicialmente à temperatura de 27°C, pressão de 15 atm e volume de 100L
sofre diminuição no seu volume de 20L e um acréscimo em sua temperatura de 20°C. A pressão final do
gás é:
a) 10 atm.
b) 20 atm.
c) 25 atm.
d) 30 atm.
e) 35 atm.
4. Certa massa de um gás ocupa um volume de 20 litros a 27ºC e 600 mmHg de pressão. O volume
ocupado por essa mesma massa de gás a 47ºC e 800 mmHg de pressão será de:
a) 4 litros.
b) 6 litros.
c) 8 litros.
d) 12 litros.
e) 16 litros.
Transformação isotérmica
Gab. 1. B/2. D/3. B/4. D/5. A/6. D
Transformação isobárica
Gab. 1. D/2. B/3. D
Transformação isovolumétrica
Gab. 1. E/2. C/3. D/4. (36 litros)/5. E
Transformação geral dos gases
Gab. 1. D/2. D/3. B/4. E
1. (FUNREI) Um gás é aquecido a volume constante. A pressão exercida pelo gás sobre as paredes do
recipiente aumenta porque:
a) a distancia média entre as moléculas aumenta.
b) a massa específica das moléculas aumenta com a temperatura.
c) as moléculas passam a se chocar com maior freqüência com as paredes do recipiente.
d) a perda de energia cinética das moléculas nas colisões com a parede aumenta.
2. (UFMG) Um mergulhador, em um lago, solta uma bolha de ar de volume V a 5,0 m de profundidade.
A bolha sobe até a superfície, onde a pressão é a pressão atmosférica. Considere que a temperatura da
bolha permanece constante e que a pressão aumenta cerca de 1,0 atm a cada 10 m de profundidade. Nesse
caso, o valor do volume da bolha na superfície é, aproximadamente,
a) 0,67 V
b) 1,5 V
c) 2,0 V
d) 0,50 V
3. (PUC MG). Uma das leis dos gases ideais é a Lei de Boyle, segundo a qual, mantida constante a
temperatura, o produto da pressão de um gás pelo seu volume é invariável. Sobre essa relação, são
corretas as afirmações abaixo, EXCETO:
a) À temperatura constante, se aumentarmos uma das grandezas (pressão ou volume) de um certo valor, a
outra diminuirá do mesmo valor.
b) À temperatura constante, a pressão de um gás é inversamente proporcional ao seu volume.
c) O gráfico pressão x volume de um gás ideal corresponde a uma hipérbole.
d) À temperatura constante, a pressão de um gás é diretamente proporcional ao inverso do seu volume.
e) À temperatura constante, multiplicando-se a pressão do gás por 3, seu volume será reduzido a um terço
do valor inicial.
4. (PUC) Um gás à pressão P1 e temperatura de 20º C é aquecido até 100º C em um recipiente fechado de
um volume 20cm3. Qual será a pressão do gás a 100º C? Despreze a dilatação do recipiente.
a) P2 = P1
c) P2 = 1,27 P1
b) P2 = 2 P1
d) P2 = 5 P1
5. (UFMG) O volume de uma dada massa de gás será dobrado, à pressão atmosférica, se a temperatura do
gás variar de 150ºC a:
a) 300º C
b) 423º C
c) 573º C
d) 600º C
e) 743ºC
6. Um recipiente contém 20 litros de oxigênio a 2atm de pressão e 227ºC. Qual será o valor da nova pressão,
em atm, se esse gás for passado para um recipiente de 10 litros à mesma temperatura?
7. A matéria se apresenta em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso. Em relação aos estados físicos da
matéria, pode-se afirmar:
a) Os sólidos possuem forma indefinida.
b) O estado gasoso é o mais organizado.
c) As partículas que constituem um material sólido estão bem organizadas e interagem fortemente umas com
as outras.
d) A força de atração entre as moléculas dos materiais no estado líquido é mais intensa que no estado sólido.
8. De acordo com a lei de Boyle, para aumentar a pressão de uma amostra gasosa numa transformação
isotérmica, é necessário:
a) Aumentar o volume.
b) Diminuir a massa de gás.
c) Aumentar a temperatura.
d) Diminuir o volume.
9. A matéria se apresenta em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso. Em relação aos estados físicos da
matéria, pode-se afirmar:
a) Os sólidos possuem forma indefinida.
b) O estado gasoso é o mais organizado.
c) As partículas que constituem um material sólido estão bem organizadas e interagem fortemente umas com
as outras.
d) A força de atração entre as moléculas dos materiais no estado líquido é mais intensa que no estado sólido.
10. Certa massa de um gás ocupa um volume de 21 L a 27 ºC numa dada pressão. Qual o volume, em L, a 127
ºC sabendo-se que a transformação é isobárica?
11. Tem-se inicialmente um recipiente fechado e indeformável, contendo H2 a 30 °C e 606 mmHg de pressão.
Qual a pressão do H2, em mmHg, quando a temperatura se elevar para 77 ºC?
12. Uma determinada massa gasosa está confinada em um recipiente de volume igual a 6L, a uma pressão de
2,5 atm e sob temperatura de 27 ºC. Quando a pressão cair para 0,5 atm, e o volume diminuir para 5L, qual
será o valor da nova temperatura em Kelvin?
13. Vinte litros de O2(g) foram medidos a 27 ºC e 70 mmHg de pressão. Qual será o novo volume do gás, em
litros, a 87 ºC e 600 mmHg?
14. A que pressão, em atm, a que está submetido 19g de flúor (F 2(g)) a 27 ºC em um recipiente de 1,64 L?
15. Determine o volume em litros de 0,2 mol de gás nitrogênio, mantido em um cilindro de êmbolo móvel, a
27 ºC e 2 atm.
16. 5g de um gás ocupam um volume de 8,2 L quando a temperatura é de 227 ºC e a pressão de 1 atm. Qual a
massa molecular desse gás?
17. Uma bolha de ar forma-se no fundo de um lago, em que a pressão é de 2,2 atm. A essa pressão, a bolha
tem volume de 3,6 cm3. Que volume, em cm3, terá essa bolha quando subir à superfície, na qual a pressão
atmosférica é de 684 mm Hg, admitindo-se que a massa de gás contida no interior da bolha e a temperatura
permanecem constantes?
18. A que temperatura em Kelvin se encontra 5 mols de um certo gás, em um recipiente de 20 L a 6230
mmHg de pressão?
19. Certo gás ocupa um volume de 100 litros a dada pressão e temperatura. Qual o volume, em litros, ocupado
pela mesma massa gasosa quando a pressão do gás se reduzir a 3/4 da inicial e a temperatura absoluta se
reduzir em 2/5 da inicial?