Resolução das atividades complementares
Química
2
Q23 — Relações entre grandezas I
p. 38
1 (PUC-MG) Sob condições apropriadas, gás acetileno (C2H2) e ácido clorídrico reagem para formar
cloreto de vinila, C2H3C. Essa substância é usada para produzir policloreto de vinila (P.V.C.) – plástico – e
foi considerada recentemente carcinogênica. A reação na formação do C2H3C pode ser representada pela
equação:
C2H2 1 HC → C2H3C
Quando se obtêm 2 mol de cloreto de vinila, o volume de gás acetileno consumido, nas CNTP, é igual a:
a) 11,2 L
c) 33,6 L
e) 89,2 L
b) 22,4 L
d) 44,8 L
Resolução:
C2H2 1 HC → C2H3C
1 mol
1 mol
22,4 L (CNTP)
1 mol
2 mol
x
x 5 44,8 L
Alternativa d.
2 (Uni-Rio-RJ) Jacques A. C. Charles, químico famoso por seus experimentos em balões, foi o
responsável pelo segundo vôo tripulado. Para gerar o gás hidrogênio, com o qual o balão foi enchido, ele
utilizou ferro metálico e ácido, conforme a seguinte reação:
Fe(s)  H2SO4(aq) → FeSO4(aq) 1 H2(g)
Supondo que tenham sido utilizados 448 kg de ferro metálico, o volume, em litros, de gás hidrogênio obtido
nas CNTP foi de:
a) 89,6.
c) 268,8.
e) 179 200
b) 179,2.
d) 89 600.
Resolução:
Pela equação fornecida no enunciado: 1 mol de Fe
1 mol de H2
56 g
22,4 L (CNTP)
x
448 000 g
x 5 179 200 L
Alternativa e.
3 (PUCCamp-SP) Combustível e importante reagente na obtenção de amônia e compostos orgânicos
saturados, o hidrogênio pode ser obtido pela reação:
NaH(s) 1 H2O() → NaOH(aq) 1 H2(g)
Quantos litros do gás, nas condições ambiente, podem ser obtidos pela hidrólise de 60,0 g de hidreto de sódio?
Dado: volume molar nas condições ambiente 5 24,5 L/mol
a) 61,2
c) 44,8
e) 33,6
b) 49,0
d) 36,8
Resolução:
1 mol de NaH
Alternativa a.
24 g de NaH
60 g de NaH
1 mol de H2
24,5 L nas condições ambiente
V
V 5 61,2 L
4 (Funrei-MG) Leia o texto a seguir.
O funcionamento dos air bags nos automóveis é resultado de esforços combinados de químicos e engenheiros
e já salvou milhares de vidas no mundo. O sistema é ativado por sensores que detectam uma colisão e iniciam
a explosão elétrica de uma pequena carga. Isso, por sua vez, desencadeia a transformação química de uma
substância, produzindo um gás, que preenche uma bolsa plástica. Uma das substâncias utilizadas é o azoteto de
sódio, NaN3. Essa substância se decompõe no air bag de acordo com a seguinte reação:
2 NaN3(s) → 2 Na(s)  3 N2(g)
Que massa aproximada de azoteto de sódio, em gramas, é capaz de produzir um volume igual a 11,2 litros de gás,
nas condições normais de temperatura e pressão? (Considere que 1 mol de gás ocupa 22,4 litros nas CNTP.)
Massas atômicas aproximadas (em u): Na 5 23; N 5 14.
a) 44,8
c) 21,6
b) 32,5
d) 84,5
Resolução:
2 NaN3(s) → 2 Na(s) 1 3 N2(g)
2 mol
3 mol
130 g
3 ? 22,4 L
11,2 L
x
x 5 21,66 g
A massa indicada na alternativa c corresponde à massa aproximada de azoteto de sódio necessária
para produzir 11,2 L de nitrogênio (N2).
Alternativa c.
5 (FEI-SP) O volume aproximado de gás sulfídrico liberado em CNTP, quando 1,56 g de sulfeto de
sódio reage com ácido clorídrico em excesso, será:
Reação: Na2S 1 2 HC → 2 NaC 1 H2S
a) 22,4 L
c) 4,48 L
b) 44,8 L
d) 2,24 L
e) 0,448 L
Resolução:
Na2S 1 2 HC → 2 NaC 1 H2S
1 mol
1 mol
78 g
22,4 L
1,56 g
V
V 5 0,448 L
Alternativa e.
6 (Fuvest-SP) O transporte adequado de oxigênio para os tecidos de nosso corpo é essencial para seu
bom funcionamento. Esse transporte é feito através de uma substância chamada oxi-hemoglobina, formada
pela combinação de hemoglobina (Hb) e oxigênio dissolvidos no nosso sangue. Abaixo estão representados,
de maneira simplificada, os equilíbrios envolvidos nesse processo:
O2(g) 1 H2O() → O2(aq)
Hb(aq) 1 4 O2(aq) → Hb(O2)4(aq)
100 mL de sangue contêm por volta de 15 g de hemoglobina e 80 g de água. Essa massa de hemoglobina (15 g)
reage com cerca de 22,5 mL de oxigênio, medidos nas condições ambientes de pressão e temperatura.
Considerando o exposto acima,
a) calcule a quantidade, em mols, de oxigênio que reage com a massa de hemoglobina contida em 100 mL
de sangue. 9  104 mol.
b) calcule a massa molar aproximada da hemoglobina. 66 667 g/mol.
Dado: volume molar de O2, nas condições ambientes de pressão e temperatura: 25 L/mol.
Resolução:
a) Para formar os 4 mol de O2(aq) da 2a equação são necessários 4 mol de O2(g) na 1a equação.
15 g de hemoglobina
22,5 mL de O2
100 mL de sangue
1 mol de O2
25 L
0,0225 L
n
n 5 0,0009 mol
9 ? 1024 mol de O2
b) 1 mol de Hb
m
15 g
4 mol de O2(g)
m 5 66 667 g/mol
4 ? 25 L de O2
0,0225 L
Resolução das atividades complementares
Química
2
Q24 — Relações entre grandezas II
p. 42
1 Ácido fosfórico, H3PO4, pode ser neutralizado com hidróxido de sódio, NaOH, de acordo com a
equação não balanceada abaixo:
H3PO4(aq) 1 NaOH(aq) → Na3PO4(aq) 1 H2O()
a) Balancear a equação com coeficientes mínimos inteiros. 1 H3PO4(aq) 1 3 NaOH(aq) → 1 Na3PO4(aq) 1 3 H2O()
b) Qual a quantidade de matéria (número de mol) de hidróxido de sódio que neutraliza 2 mol de ácido fosfórico?
6 mol.
c) Qual a massa de fosfato de sódio, Na3PO4, formada a partir de 600 g de NaOH? 820 g.
d) Qual o número de moléculas de ácido fosfórico que reage com 600 g de NaOH? 3,0  1024 moléculas.
Resolução:
a) 1 H3PO4(aq) 1 3 NaOH(aq) → 1 Na3PO4(aq) 1 3 H2O()
b) 1 H3PO4(aq) 1 3 NaOH(aq) → 1 Na3PO4(aq) 1 3 H2O()
1 mol
3 mol
x
2 mol
x 5 6 mol de hidróxido de sódio
c) 1 H3PO4(aq) 1 3 NaOH(aq) → 1 Na3PO4(aq) 1 3 H2O()
3 mol
1 mol
164 g
120 g
y
600 g
y 5 820 g de fosfato de sódio
d) 1 H3PO4(aq) 1 3 NaOH(aq) → 1 Na3PO4(aq) 1 3 H2O()
1 mol
3 mol
23
120 g
6 ? 10 moléculas
600 g
z
z 5 30 ? 1023 moléculas ou 3,0 ? 1024 moléculas
2 Metanol, CH4O, é um álcool bastante reativo e volátil. Pode, também, ser utilizado como
combustível. Obtém-se metanol pela reação entre monóxido de carbono (CO) e hidrogênio (H2), de acordo
com a equação:
CO(g) 1 2 H2(g) → CH4O()
a) Qual a massa de metanol obtida a partir de 5,6 toneladas de monóxido de carbono? 6,4 t.
b) Quantas moléculas de hidrogênio reagem com 84 g de monóxido de carbono? 3,6  1024 moléculas.
Resolução:
2 H2(g) →
CH4O()
a) CO(g) 1
1 mol
1 mol
32 g
28 g
x
5,6 t
x 5 6,4 t
CH4O()
b) CO(g) 1 2 H2(g) →
1 mol
2 mol
2 ? 6 ? 1023 moléculas
28 g
y
84 g
23
y 5 36 ? 10 moléculas ou 3,6 ? 1024 moléculas de H2
3 Industrialmente, obtém-se cloreto de hidrogênio (HC) pela reação entre hidrogênio (H2) e cloro (C2):
H2(g) 1 C2(g) → 2 HC(g)
O reagente a que chamamos “ácido clorídrico”, na verdade, é uma dissolução em água de cloreto de
hidrogênio gasoso.
Quantas moléculas de cloreto de hidrogênio são obtidas quando reagem 355 g de cloro? 6  1024 moléculas.
Resolução:
H2(g) 1 C2(g) → 2 HC(g)
1 mol
2 mol
2 ? 6 ? 1023 moléculas
71 g
x
355 g
24
x 5 6 ? 10 moléculas de HC
4 Qual a massa de carbonato de cálcio (CaCO3) formada quando 3  1024 moléculas de dióxido de
carbono (CO2) reagem com excesso de óxido de cálcio (CaO), de acordo com a reação equacionada abaixo?
500 g.
CaO(s) 1 CO2(g) → CaCO3(s)
Resolução:
CaO(s) 1
CO2(g)
→
CaCO3(s)
1 mol
1 mol
6 ? 1023 moléc. 100 g
x
3 ? 1024 moléc.
x 5 500 g de carbonato de cálcio
5 O dióxido de nitrogênio (NO2) costuma estar presente no ar de cidades com altos índices de poluição
atmosférica. É um dos responsáveis pela formação de chuva ácida.
Quantas moléculas de dióxido de nitrogênio (NO2) reagem com excesso de água (H2O) para formar 630 g de
ácido nítrico (HNO3) de acordo com a equação abaixo? 1,2  1025 moléculas.
2 NO2(g) 1 H2O() → HNO3(aq) 1 HNO2(aq)
Resolução:
HNO3(aq)
2 NO2(g) 1 H2O() →
2 mol
1 mol
23
2 ? 6 ? 10 moléculas
63 g
630 g
x
x 5 1,2 ? 1025 moléculas
1
HNO2(aq)
6 Combustíveis orgânicos, como etanol (C2H6O), metano (CH4), acetileno (C2H2), butano (C4H10) etc.,
quando queimados de maneira completa, formam dióxido de carbono (CO2) e vapor de água (H2O).
a) Equacione a combustão completa do etanol (álcool etílico). C2H6O(v) 1 3 O2(g) → 2 CO2(g) 1 3 H2O(v)
b) Calcule quantas moléculas de dióxido de carbono são formadas na queima de 20 mol de etanol.
2,4  1025 moléculas.
Resolução:
a) C2H6O(v)
b) 1 mol
1 mol
20 mol
3 O2(g)
→
2 CO2(g) 1 3 H2O(v)
2 mol
2 ? 6 ? 1023 moléculas
x
25
x 5 2,4 ? 10 moléculas de CO2
1
7 O monóxido de mononitrogênio (NO) é formado pela reação abaixo (não-balanceada):
N2(g) + O2(g) → NO(g)
Determine o número de moléculas de monóxido de mononitrogênio obtido pela reação de 50 L de N2.
Dado: volume molar dos gases nas condições ambientes 5 25 L 2,4  1024 moléculas.
Resolução:
Reação balanceada: N2(g) 1 O2(g) → 2 NO(g)
1 mol
2 mol
2 ? 6 ? 1023 moléculas
25 L
x
50 L
23
x 5 24 ? 10 moléculas ou 2,4 ? 1024 moléculas
Resolução das atividades complementares
Química
2
Q25 — Cálculos de rendimento
p. 46
1 (Uni-Rio-RJ) “A contaminação da água com arsênio está preocupando a Primeira-Ministra de
Bangladesh (...) que já pediu ajuda internacional.”
(“JB”, 05/10/99.)
O arsênio não reage rapidamente com a água. O risco da permanência do As em água é o seu depósito nos
sedimentos. É a seguinte a reação do arsênio com NaOH:
2 As 1 6 NaOH → 2 Na3AsO3 1 3 H2
75 g de arsênio reagiram com NaOH suficiente, produzindo 25,2 L de H2, nas CNTP. O rendimento
percentual da reação foi de:
(Dados: Massas atômicas: H 5 1 u; O 5 16 u; Na 5 23 u; As 5 75 u e Vm 5 22,4 L)
a) 75%
c) 85%
e) 95%
b) 80%
d) 90%
Resolução:
2 As 1 6 NaOH → 2 Na3AsO3 1 3 H2
2 mol
3 mol
150 g
3 ? 22,4 L
75 g
V
V 5 33,6 L
Para um rendimento de 100%
33,6 L
25,2 L
R
R 5 75%
Alternativa a.
2 (PUC-PR) 39,2 g de ácido sulfúrico reagem com quantidade suficiente de hidróxido de cálcio
produzindo quantos gramas de sulfato de cálcio, sabendo que o rendimento desta reação é de 90%?
Dados: H 5 1,00 g/mol; O 5 16,00 g/mol; S 5 32,00 g/mol;
Ca 5 40,00 g/mol
H2SO4 1 Ca(OH)2 → CaSO4 1 2 H2O
a) 61,44 g
c) 59,84 g
e) 41,09 g
b) 54,40 g
d) 48,96 g
Resolução:
H2SO4 1 Ca(OH)2 → CaSO4 1 2 H2O
1 mol
1 mol
98 g
136 g
39,2 g
x
x 5 54,4 g
Rendimento de 100%
54,4 g de sulfato de cálcio
Rendimento de 90%
y
y 5 48,96 g de sulfato de cálcio
Alternativa d.
3 (Vunesp-SP) O solvente acetato de etila é obtido pela reação entre ácido acético e etanol, em
presença de pequena quantidade de ácido sulfúrico. Forma-se, também, água no processo.
C2H4O2 1 C2H5OH → C4H8O2 1 H2O
ácido acético
etanol
acetato de etila
Massas molares em g/mol: ácido acético 5 60, acetato de etila 5 88. Sabendo que o rendimento do processo é
de 80%, calcule a massa de ácido acético necessária para a produção de 70,4 kg de acetato de etila. 60 kg.
Resolução:
1 mol de ácido acético
60 g
x
1 mol de acetato
88 g
massa de acetato (80%)
88 ? 0,8 g
70,4 kg
x 5 60 kg
4 A fabricação de ácido sulfúrico a partir de enxofre ocorre em três etapas:
S(s) 1 O2(g) → SO2(g)
1a etapa
2 SO2(g) 1 O2(g) → 2 SO3(g)
2a etapa
SO3(g) 1 H2O(L) → H2SO4(aq)
3a etapa
A etapa mais difícil dessa síntese é a 2a.
Determine a massa de trióxido de enxofre (SO3) obtida a partir de 512 g de dióxido de enxofre (SO2) num
processo com rendimento de 60%. 384 g.
Resolução:
2 SO2(g) 1 O2(g) → 2 SO3(g)
2 mol
2 mol
2 ? 64 g
2 ? 80 g
512 g
x
x 5 640 g SO3
Para um rendimento de 100%
640 g de SO3(g)
60%
y
y 5 384 g de SO3(g)
5 O acetato de pentila (C7H14O2) é uma substância orgânica que constitui a essência artificial de banana.
Para obter essa substância, provoca-se uma reação entre ácido acético (C2H4O2) e propan-1-ol (C5H12O):
C2H4O2 1 C5H12O → C7H14O2 1 H2O
Qual a massa de acetato de pentila obtida quando 300 g de ácido acético reagem, admitindo que o
rendimento da reação seja de 80%? 520 g.
Resolução:
C2H4O2 1 C5H12O → C7H14O2 1 H2O
1 mol
1 mol
60 g
130 g
300 g
x
x 5 650 g
Para 100% de rendimento há formação de 650 g de C7H14O2
80% de rendimento
y
y 5 520 g de C7H14O2
6 (PUC-RJ) 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%.
CaC,2(aq) 1 Na2SO4(aq) → CaSO4(s) 1 2 NaC,(aq)
a) 56 g
c) 272 g
e) 102 g
b) 136 g
d) 204 g
Resolução:
CaC2(aq) 1 Na2SO4(aq) → CaSO4(s) 1 2 NaC(aq)
1 mol
1 mol
2 mol
x
x 5 2 mol de CaSO4
Para um rendimento de 100%
2,0 mol de CaSO4
para um rendimento de 75%
y
y 5 1,5 mol de CaSO4
1 mol de CaSO4
136 g CaSO4
1,5 mol de CaSO4
z
z 5 204 g CaSO4
Alternativa d.
Resolução das atividades complementares
Química
2
Q26 — Cálculos de pureza
p. 50
1 (UFMG) Fósforo branco (P4(s)), usado em bombas incendiárias na guerra entre Irã e Iraque, na
década de 80, é preparado industrialmente pela reação química:
2 Ca3(PO4)2 1 6 SiO2 1 10 C → 6 CaSiO3 1 10 CO 1 P4
Quantos gramas de fósforo branco podem ser preparados a partir de uma amostra de 374 g contendo 75,9%
de Ca3(PO4)2? 56,8 g.
Resolução:
Cálculo da massa de fosfato de cálcio nos 374 g de amostra:
100,0%
374 g
75,9%
x
x 5 283,9 g de Ca3(PO4)2
2 mol de Ca3(PO4)2
1 mol P4
2 ? 310 g
124 g
y
283,9 g
56,8 g de fósforo branco
2 (UFPR) A decomposição do bicarbonato de sódio pelo calor produz carbonato de sódio e dióxido de
carbono gasoso, além de vapor d’água. Essa reação tem grande importância industrial, pois, além de ser
utilizada na produção de carbonato de sódio, constitui o fundamento do uso dos “fermentos químicos”.
→ Na2CO3(s) 1 CO2(g) 1 H2O(,)
2 NaHCO3(s) 
Os fermentos químicos empregados diariamente na fabricação de bolos contêm 30% em massa de
bicarbonato de sódio.
De posse dessa informação e da equação balanceada acima, calcule o volume de CO2 produzido quando 28 g
de fermento são misturados aos ingredientes da massa e aquecidos a 100 °C sob pressão de 1 atm. 1,53 L.
Resolução:
100 g de fermento
30 g de bicarbonato de sódio
28 g de fermento
x
x 5 8,4 g
Na2CO3(s) 1 CO2(g) 1 H2O()
2 NaHCO3(s)
1 mol
2 mol
1 mol
168 g
y
8,4 g
y 5 0,05 mol de CO2
PV 5 n RT
1 ? V 5 0,05 ? 0,082 ? 373
V 5 1,53 L
3 (UnB-DF) O hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO3) é empregado:
a) na neutralização de ácidos;
b) como fermento de massas de bolos;
c) na extinção de pequenas chamas, quando atirado diretamente sobre elas.
Os empregos a e b devem-se à produção de CO2, resultante da decomposição térmica de NaHCO3, como se
ilustra a seguir:
→ Na2CO3(s) 1 CO2(g) 1 H2O(,)
2 NaHCO3(s) 
Uma amostra pura de NaHCO3 (176,0 g) foi aquecida. Houve decomposição de 75% da amostra. Qual foi a
massa (em gramas) do CO2 liberado na reação? 34,6 g.
Resolução:
Massa de bicarbonato de sódio que sofreu decomposição: 0,75 ? 176 5 132 g
2 NaHCO3 →
1 CO2 1
168 g
44 g
x
132 g
x 5 34,6 g
4 (PUC-MG) Um fermento químico utilizado para fazer bolos é o sal bicarbonato de amônio, também
chamado de “carbonato ácido de amônio”. Quando aquecido, esse sal se decompõe em gás carbônico,
amônia e água. Partindo de 25,0 g de um fermento que apresenta 80% de pureza em carbonato ácido de
amônio, responda:
a) qual é a reação do processo?
b) qual o volume de gás carbônico obtido, nas CNTP?
c) qual a quantidade de matéria de amônia obtida?
d) como essa reação favorece o crescimento do bolo?
Resolução:
80% de 25,0 g 5 20,0 g
a) NH4HCO3 → NH3 1 H2O 1 CO2
b) 79 g
22,4 L
x
20 g
x 5 5,67 L
1 mol de NH3
c) 79 g
20 g
y
y 5 0,25 mol de NH3
d) A reação forma CO2, que se expande no interior da massa devido ao aumento de temperatura.
5 (Unicamp-SP) Em 1990 foram consumidos, em nosso país, cerca de 164 bilhões (164  109) de
cigarros. A massa de um cigarro que é queimada corresponde a aproximadamente 0,85 g. Considerando
que 40% da massa do cigarro seja do elemento carbono, quantas toneladas de dióxido de carbono (CO2) os
fumantes lançaram na atmosfera em 1990, no Brasil? 204 500 t.
Resolução:
Massa de carbono em cada cigarro: 0,4 ? 0,85 5 0,34 g/cigarro
Massa total de carbono queimado: 164 ? 109 ? 0,34 5 55,76 ? 109 g C
C 1 O2 → CO2
12 g
44 g
55,76 ? 109 g
x
9
x 5 204,5 ? 10 g ou 204 500 t
6 (UFPE) A hematita, que é constituída principalmente por óxido de ferro III, é o principal minério
de ferro de Carajás; seu grau de pureza é 86,5%. Considerando o processo de obtenção do ferro, num altoforno, representado pela equação química:
2 Fe2O3 1 6 C 1 3 O2 → 4 Fe 1 6 CO2, calcule a massa de ferro em toneladas – números inteiros –
produzidas quando se usam 66 t de hematita. 40 t.
Resolução:
Massa de Fe2O3: 66 ? 0,865 5 57,09 t
2 Fe2O3
4 Fe
320 g
224 g
57,09 t
x
x 5 40 t
7 (Fuvest-SP) A partir de minérios que contêm galena (PbS), pode-se obter chumbo. No processo, por
aquecimento ao ar, o sulfeto é convertido em óxido (PbO), e este, por aquecimento com carvão, é reduzido
ao metal.
a) Escreva as equações químicas que representam a obtenção de chumbo por este processo.
b) O minério da mina de Perau, no Estado do Paraná, tem 9% em massa de chumbo. Calcule a massa de
carvão necessária para obter todo o metal a partir de uma tonelada do minério.
a) 2 PbS(s) 1 3 O2(g) → 2 PbO(s) 1 2 SO2(g)
PbO(s) 1 C(s) → Pb(s) 1 CO(g)
b) 5 217 g.
Resolução:
a) 2 PbS(s) 1 3O2(g) → 2 PbO(s) 1 2 SO2(g)
PbO(s) 1 C(s) → Pb(s) 1 CO(g)
b) Em 1 tonelada (1 000 kg) do minério há 90 kg de Pb (9%).
Com 1 mol de C obtém-se 1 mol de Pb
207 g
12 g de C
90 000 g
x
x 5 5 217 g de carbono
Admitindo que o carvão seja formado integralmente por carbono, são necessários 5 217 g de carvão
para obter todo o chumbo presente em 1 tonelada de galena.
8 (PUC-SP) Uma das riquezas minerais do Brasil é a hematita (Fe2O3), que é empregada na obtenção
do ferro. Esse processo é feito em alto-forno, usando-se carvão como redutor. Em uma das reações ocorridas
nesse processo, formam-se o metal e o monóxido de carbono.
Dado: 1 Fe2O3 1 3 C → 2 Fe 1 3 CO
Calcule para a obtenção de uma tonelada de ferro:
a) a massa de hematita necessária; 1,43 t.
b) a massa de carvão que apresenta 80% de C em massa a ser empregada; 0,40 t.
c) o volume de gás obtido nas CNTP. 6,0  105 L.
Resolução:
a) Fe2O3 1 3 C → 2 Fe 1 3 CO
1 mol
2 mol
112 g
160 g
1t
x
x 5 1,43 t de Fe2O3
b) 3 mol de C
2 mol Fe
112 g
36 g
1t
y
y 5 0,32 t de C
80 g de C
100 g carvão
0,32 t de C
z
z 5 0,40 t de carvão
3 mol de CO
c) 2 mol de Fe
3 ? 22,4 L
112 g Fe
V
106 g
V 5 0,6 ? 106 L ou 6,0 ? 105 L
9 (Uni-Rio-RJ) O vinho é fundamentalmente uma mistura de etanol (C2H5OH) e água. O teor alcoólico
de um vinho é indicado pelo volume, em litros, do etanol contido em 100 litros de vinho, sendo expresso
em graus. Por exemplo: um vinho de 12° é aquele que, em 100 litros de vinho, apresenta 12 litros de etanol.
A determinação do teor alcoólico de uma amostra de vinho pode ser feita adicionando-se sódio ao líquido,
formando etanoato de sódio (sólido branco) e hidrogênio, de acordo com a seguinte reação:
2 C2H5OH 1 2 Na → 2 C2H5ONa 1 H2
Sabendo-se que são consumidos 46 g de sódio em 1 000 mL de amostra de vinho com o consumo total de
etanol, determine:
a) o volume de gás hidrogênio liberado nas CNTP; 22,4 L.
b) o teor alcoólico, em graus, dessa amostra a 20 °C. 11,5°.
(Dado: densidade do etanol (20 °C) 5 0,80 g/cm3.)
Resolução:
46 g
1 mol de H2
22,4 L nas CNTP
a) 2 mol de Na
92 g
46g de Na
b) 2 mol de C2H5OH
Volume de etanol: V 5 m/d 5 92/0,80 5 115 mL
Em 1 000 mL de vinho há 115 mL de etanol. O teor alcoólico é, portanto, de 11,5°.
Resolução das atividades complementares
Química
2
Q27 — Excesso de reagentes
p. 57
1 (Fatec-SP) Uma das etapas do ciclo do nitrogênio consiste na “nitrificação”, isto é, íons amônio NH14 ,
presentes na água contida no solo são oxidados por certas bactérias, formando íons NO22 , que, por sua vez, se
oxidam facilmente a NO23 .
As equações não balanceadas que representam essas transformações são:
NH14 (aq) 1 O2
→
NO22 (aq) 1 H1(aq) 1 H 2O()
NO22 (aq) 1 O2 →
NO23 (aq)
Para que ocorra a formação de um mol de íons NH23 (aq), a partir dos íons NH14 (aq), a quantidade mínima
necessária, em mol, de oxigênio é de
a) 4
c) 3
e) 1
2
2
b) 2
d) 1
Resolução:
Equações balanceadas referentes à oxidação do íon amônio a nitrato:
2 NH11
→ 2 NO122(aq) 1 4 H11(aq) 1 2 H 2O()
4 (aaq) 1 3 O 2(g)
2 NO122(aq) 1 1 O2(g)
→
Determinação da reação global:
2 NH141(aq) 1 3 O2(g) →
2 NO122 (aq) 1 1 O2(g)
2 NH141(aq) 1 4 O2(g)
→
→
2 NO132(aq)
2 NO122 (aq) 1 4 H11(aq) 1 2 H 2O()
2 NO132(aq)
4 H11(aq) 1 2 H 2O() 1 2 NO132(aq)
4 mol –—————————————— 2 mol
x –——————————————— 1 mol
x 5 2 mol
Alternativa b.
2 (Fatec-SP) Metanol é um excelente combustível que pode ser preparado pela reação entre monóxido
de carbono e hidrogênio, conforme a equação química
CO(g) 1 2 H2(g) → CH3OH()
Supondo rendimento de 100% para a reação, quando se adicionam 336 g de monóxido de carbono a 60 g de
hidrogênio, devemos afirmar que o reagente em excesso e a massa máxima, em gramas, de metanol formada
são, respectivamente,
Dados: massas molares g/mol: CO 2 28; H2 2 2; CH3OH 2 32.
a) CO, 384.
c) CO, 480.
e) H2, 480.
b) CO, 396.
d) H2, 384.
Resolução:
CO(g) 1 2H2(g) →
1 mol
2 mol
28 g
4g
336 g
60 g
CH3OH()
1 mol
32 g
m
reagente em excesso
m 5 384 g
Alternativa d.
3 (Fatec-SP) Ao dissolver em água cristais alaranjados de um soluto X, obtém-se solução alaranjada.
Na tabela apresentada a seguir, constam dados de um experimento em que massas diferentes do soluto X
foram acrescentadas, separadamente, em tubos de ensaio, a água suficiente para obter 10 mL de solução.
Mistura
Massa do
soluto X(g)
Volume de
solução (mL)
Aspecto da
mistura final
1
04
10
solução alaranjada
2
08
10
solução alaranjada
3
12
10
solução alaranjada
4
16
10
solução alaranjada e sólido depositado no
fundo do tubo.
5
20
10
solução alaranjada e sólido depositado no
fundo do tubo.
Dentre os gráficos esboçados, o que melhor ilustra a variação da intensidade de cor da solução com a massa
do soluto X em 10 mL de solução é:
a)
c)
e)
Intensidade de cor
Intensidade de cor
Massa de X/10 mL
Massa de X/10 mL
b)
Intensidade de cor
Massa de X/10 mL
d)
Intensidade de cor
Massa de X/10 mL
Intensidade de cor
Massa de X/10 mL
Resolução:
A intensidade de cor vai aumentando enquanto a concentração do soluto na solução também
aumenta. A partir do momento em que a solução torna-se saturada (com a presença de corpo de
fundo), mesmo com a adição de mais soluto, a concentração da solução permanecerá constante, e a
intensidade de cor também.
Alternativa a.
p. 58
4 (Fatec-SP) Considere um frasco contendo 100 mL de solução de Na2CO3 0,1 mol/L. A esse frasco
foram adicionados, gota a gota, 200 mL de solução de CaC,2 0,1 mol/L. Assinale a alternativa em que o
gráfico melhor representa a variação de massa do precipitado que se forma no interior do frasco.
a) Massa de precipitado/g
c) Massa de precipitado/g
e) Massa de precipitado/g
Volume de CaC�2/mL
b) Massa de precipitado/g
Volume de CaC�2/mL
Volume de CaC�2/mL
d)
Volume de CaC�2/mL
Massa de precipitado/g
Volume de CaC�2/mL
Resolução:
Carbonato de sódio e cloreto de cálcio reagem na mesma proporção em quantidade de matéria: 1 : 1.
A quantidade de matéria total de cloreto de cálcio (CaC2) adicionada é superior à quantidade de
matéria total de carbonato de sódio (Na2CO3) presente na solução. Ao se iniciar a adição de cloreto
de cálcio começa haver precipitação de carbonato de cálcio (CaCO3). A partir do momento em que
foi atingida a proporção estequiométrica, cessa a precipitação de carbonato de cálcio. O excesso de
cloreto de cálcio adicionado daí em diante não mais provoca precipitação e a massa do precipitado a
partir desse instante permanece constante.
Alternativa c.
5 (Unifesp-SP) No laboratório de química, um grupo de alunos realizou o experimento esquematizado na
figura que simula a fabricação de bicarbonato de sódio, um produto químico de grande importância industrial.
O frasco II, imerso em um banho de água e
gelo, contém solução aquosa com carbonato de
amônio e 23,4 g de cloreto de sódio. O frasco I,
gerador de gás carbônico, contém “gelo-seco”,
que, quando borbulhado na solução do frasco
II, causa uma reação, produzindo como único
produto sólido o bicarbonato de sódio. Decorrido
o tempo necessário de reação, os cristais foram
separados e secados, obtendo-se 25,2 g de NaHCO3.
Considerando que o reagente limitante é o NaC, o
rendimento percentual do processo, corretamente
calculado pelo grupo de alunos, foi igual a:
I
II
a) 85%
b) 80%
c) 75%
d) 70%
e) 39%
Resolução:
Equação da reação que ocorre:
1 CO2(g) 1 1 (NH4)2CO3(aq) 1 2 NaC(aq) 1 1 H2O() → 2 NaHCO3(s) 1 2 NH4C(aq)
2 mol
2 mol
2 ? 84 g
2 ? 58,5 g
x
23,4 g
x 5 33,6 g
100% de rendimento
33,6 g de NaHCO3
y
25,2 g de NaHCO3
y 5 75,0% de rendimento
Alternativa c.
6 (Unicamp-SP) Um dos usos do hidrogênio (H2) é como combustível. Sua reação com o oxigênio
(O2) forma água (H2O), como produto único. Num recipiente foram inicialmente colocados 1,0 mol de
hidrogênio e 1,0 mol de oxigênio. A reação entre os dois foi provocada por meio de uma faísca elétrica.
a) Escreva a equação química que representa a reação entre o hidrogênio e o oxigênio. 2 H2 1 O2 → 2 H2O
b) Determine a quantidade (em mol) de cada uma das substâncias restantes no recipiente, após a reação.
0,5 mol de oxigênio (excesso) e 1,0 mol de H2O.
Resolução:
2 H2 1 O2 →
a) relação estequiométrica: 2 mol
1 mol
1,0 mol 1,0 mol
2 H 2O
2 mol
b) O oxigênio foi colocado em excesso. No final da reação encontram-se presentes:
0,5 mol de oxigênio (excesso) e 1,0 mol de H2O
7 (Vunesp-SP) Na indústria, a amônia é obtida pelo processo denominado Haber-Bosch, pela reação
entre o nitrogênio e o hidrogênio na presença de um catalisador apropriado, conforme mostra a reação não
balanceada:
N2(g) 1 H2(g)
NH3(g)
catalisador
Com base nessas informações, considerando um rendimento de 100% e sabendo que as massas molares
desses compostos são: N2 5 28 g/mol, H2 5 2 g/mol, NH3 5 17 g/mol, calcule:
a) a massa de amônia produzida reagindo-se 7 g de nitrogênio com 3 g de hidrogênio. 8,5 g.
b) Nas condições descritas no item a, existe reagente em excesso? Se existir, qual a massa em excesso desse
reagente? Massa de H2 em excesso: 3,0 2 1,5 5 1,5 g
Resolução:
2 NH3(g)
a) N2(g) 1 3 H2(g)
28 g
6g
34 g
3g
x
7 g
O H2 está presente numa proporção maior do que o N2. O H2 está, portanto, em excesso. A
quantidade de NH3 deve ser proporcional à quantidade de N2:
34 g NH3
28 g N2
7 g N2
x
x 5 8,5 g
b) Massa de H2 que reage:
6 g H2
28 g de N2
7 g de N2
y
y 5 1,5 g H2
Massa de H2 em excesso: 3,0 2 1,5 5 1,5 g
8 (Fatec-SP) O esquema a seguir ilustra a síntese do trióxido de enxofre, em determinadas condições, a
partir de SO2(g) e O2(g), tais como ilustrado na figura, onde
X
representa S e
X
X
representa O.
X
→
1
X
Supondo rendimento de 100% para essa reação, as seguintes afirmações foram feitas:
I. oxigênio é o reagente limitante.
II. oxigênio foi colocado em excesso.
III. ambos os reagentes estão em proporções estequiométricas.
IV. dióxido de enxofre é o reagente limitante.
Dessas afirmações, está (estão) correta(s) apenas
a) I.
c) III.
e) II e IV.
b) I e II.
d) I, II e IV.
Resolução:
I. Errada. O oxigênio (O2) está presente em excesso. O sistema final apresenta duas moléculas de O2. O dióxido de enxofre é o reagente limitante.
II. Correta.
III. Errada. Vide comentário da afirmação I.
IV. Correta.
Alternativa e.
Resolução das atividades complementares
Química
2
Q28 — Eletricidade e radioatividade
p. 63
1 “Energia nuclear e radiação
Numa reação química apenas se altera o número de electrões do último nível. Uma reacção nuclear é aquela
que envolve alterações no interior do próprio núcleo. O núcleo de alguns tipos de átomos são instáveis, o que
faz com que se separem. Quando tal acontece, emitem ondas e partículas chamadas radiação, num processo
denominado de decaimento radioactivo. Há três tipos de radiações: partículas alfa (núcleo do Hélio), partículas
beta (corrente contínua de electrões) e raios gama (ondas de energia). Elas podem ser identificadas pela distância
que conseguem percorrer.
As partículas alfa são detidas por papel. As partículas beta são detidas por alguns milímetros de chumbo. Os
raios gama são detidos por 2-3 centímetros de chumbo.
Os cientistas medem a velocidade a que o decaimento ocorre (conhecida como a velocidade de decaimento)
em meias-vidas. Uma meia-vida é o tempo que é necessário para que metade de uma substância radioactiva
(conhecida como isótopo radioactivo) se desintegre. Esta taxa varia de substância para substância [...]”
Gifford, Clive. Guia Essencial de Química. 1. ed. Lisboa: Editorial Presença. p. 94. Título original: Essential Chemistry.
Tradução: Lucinda Domingues.
Com base no texto acima e nos seus conhecimentos de Química, indique a alternativa correta.
a) As reações químicas são fenômenos que ocorrem na eletrosfera, enquanto as reações nucleares ocorrem
no núcleo.
b) A emissão de todo tipo de radiação implica a alteração do núcleo de um átomo.
c) As partículas beta são as mais penetrantes.
d) As partículas alfa são constituídas por elétrons.
Resolução:
Alternativa a.
2 O gráfico abaixo registra a quantidade, em gramas, de um elemento radioativo em função do tempo.
A massa inicial (no instante t 5 0) é 100 g.
Massa/g
100
80
60
40
20
0
10
20
30
40
50
60
Tempo/dia
a) Qual a massa que resta do elemento radioativo depois de 40 dias? 20 g.
b) Quanto tempo é necessário para que a quantidade, em gramas, do elemento radioativo se reduza à
metade do valor inicial? Aproximadamente 12 dias.
Resolução:
a) 20 g.
b) Aproximadamente 12 dias.
p. 64
3 Materiais ricos em substâncias radioativas devem ser manuseados com cuidado, pois as radiações são
nocivas aos seres humanos. Por esse motivo, cápsulas contendo radioisótopos são blindadas com chumbo.
Qual o tipo de radiação mais difícil de ser blindado? A radiação gama, que é formada por ondas
eletromagnéticas.
Resolução:
A radiação gama, que é formada por ondas eletromagnéticas.
4 É possível decompor a água (H2O) em hidrogênio (H2) e oxigênio (O2) fazendo-se passar por uma
amostra de água levemente acidulada uma corrente elétrica. Esse processo é denominado eletrólise.
a) Equacione a reação balanceada da eletrólise da água.
b) Por que se utilizam soluções aquosas aciduladas em vez de água pura?
Resolução:
a) 2 H2O(,) → 2 H2(g) 1 O2(g)
b) Observa-se experimentalmente que uma solução aquosa acidulada conduz a corrente elétrica,
enquanto a água pura praticamente não a conduz.
5 A fluorescência e a fosforescência são propriedades que certas substâncias apresentam de emitir
luz visível e de cor característica, quando alguns elétrons que constituem os átomos e as moléculas da
substância absorvem energia fornecida por determinada fonte. A diferença é que, ao se remover a fonte que
fornece energia, a substância fluorescente cessa imediatamente a emissão de luz, enquanto a substância
fosforescente continua emitindo luz por algum tempo (de frações de segundo até alguns dias). Em relação a
esse assunto, responda:
a) As pesquisas de Becquerel concluíram que as substâncias fluorescentes emitem raios X? Por quê?
b) Quais os tipos de emissão espontânea produzidos por um elemento radioativo?
c) Quais as características dessas emissões em relação à massa e à carga elétrica?
Resolução:
a) Não. As substâncias fluorescentes com as quais Becquerel estava trabalhando continham urânio,
um elemento radioativo que produz emissões capazes de impressionar um filme fotográfico na
ausência de luz solar.
b) Partículas alfa, beta e radiação gama.
c) Partículas alfa (a): são partículas de massa elevada e de carga positiva.
Partículas beta (b): são partículas de massa muito pequena e de carga negativa.
Radiações gama (): são radiações eletromagnéticas.
Resolução das atividades complementares
Química
2
Q29 — Modelos atômicos
p. 69
1 (Acafe-SC) Ernest Rutherford, em 1911, realizou experiências bombardeando uma finíssima lâmina
de ouro com partículas de carga positiva emitidas pelo polônio radioativo.
A alternativa verdadeira, considerando as conclusões de Rutherford, é:
a) Estava definitivamente desvendado o interior de um átomo e, até hoje, seu modelo para átomo não foi
questionado.
b) Poucas partículas atravessam a placa de ouro, demonstrando que o átomo é maciço.
c) O núcleo do átomo tem carga negativa.
d) A massa do átomo está concentrada na eletrosfera, onde estão localizados os elétrons.
e) No centro do átomo, existe um núcleo muito pequeno e denso onde está concentrada sua massa.
Resolução:
Uma porcentagem muito pequena de partículas alfa (dotadas de carga positiva) eram refletidas pela
lâmina de ouro. Isso indica que o núcleo do átomo (parte maciça e que concentra praticamente toda
sua massa) é muito pequeno em relação ao átomo todo.
Alternativa e.
2 (PUC-MG) “As diferentes cores produzidas por distintos elementos são resultado de transições
eletrônicas. Ao mudar de camadas, em torno do núcleo atômico, os elétrons emitem energia nos diferentes
comprimentos de ondas, as cores.”
(O Estado de S. Paulo, Caderno de Ciências e Tecnologia, 26/12/92.)
O texto acima está baseado no modelo atômico proposto por:
a) Niels Bohr
c) Heisenberg
b) Rutherford d) John Dalton
Resolução:
Alternativa a.
e) J. J. Thomson
3 (UFRJ) Em 1911, o cientista Ernest Rutherford realizou um experimento que consistiu em
bombardear uma finíssima lâmina de ouro com partículas a emitidas por um elemento radioativo, e
observou que:
—a grande maioria das partículas a atravessava a lâmina de ouro sem sofrer desvios ou sofrendo desvios
muito pequenos;
—uma em cada dez mil partículas a era desviada para um ângulo maior do que 90°.
Com base nas observações acima, Rutherford pôde chegar à seguinte conclusão quanto à estrutura do
átomo:
a) O átomo é maciço e eletricamente neutro.
b) A carga elétrica do elétron é negativa e puntiforme.
c) O ouro é radioativo e um bom condutor de corrente elétrica.
d) O núcleo do átomo é pequeno e contém a maior parte da massa.
Resolução:
Alternativa d.
4 O modelo atômico elaborado por Thomson: esfera de carga positiva, não-maciça, com elétrons
incrustados aleatoriamente, baseou-se numa série de observações e resultados experimentais, exceto em:
a) A descoberta dos raios catódicos e do elétron como parte integrante de toda espécie de matéria
(descoberta que ele mesmo havia feito em 1897).
b) A descoberta dos raios canais feita em 1896 por Eugen Goldstein e a verificação de que esses raios
positivos tinham uma massa muito superior à dos raios catódicos.
c) A descoberta dos íons (formação de partículas com excesso e com deficiência de elétrons).
d) A descoberta da radioatividade (o átomo não é indivisível).
e) A descoberta de que a energia é quantizada (descontínua).
Resolução:
A descoberta de que a energia é quantizada (descontínua) foi base do modelo de Niels Bohr.
Alternativa e.
5 (UCB-DF) Os fogos de artifício utilizam sais de diferentes metais adicionados à pólvora e, quando
explodem, produzem cores variadas.
As diversas cores são produzidas quando os elétrons dos íons metálicos retornam para níveis de menor
energia, emitindo radiações coloridas. Esse fenômeno pode ser explicado pela Teoria Atômica proposta por:
a) Thomson
b) Dalton
Sais de
Coloração
Bário
Verde
Césio
Azul-claro
Potássio
Violeta
Sódio
Amarelo
Cálcio
Vermelho
c) Bohr
d) Lavoisier
e) Rutherford
Resolução:
Alternativa c.
6 (UFMG) Por meio do modelo atômico de Bohr, foi possível a explicação do espectro do hidrogênio.
Segundo o modelo de Bohr, as raias do espectro correspondem a:
a) diferença de energia entre órbitas eletrônicas.
d) energia de próton.
b) energia de ionização.
e) energia mc2 do átomo (m 5 massa atômica).
c) energia de elétron.
Resolução:
Ao passar de uma órbita para outra, o elétron absorve ou emite um quantum (fóton) de energia.
Alternativa a.
Resolução das atividades complementares
Química
2
Q30 — Conceitos avançados
p. 76
1 (PUC-RS) Quando se salpica um pouco de cloreto de sódio ou bórax diretamente nas chamas de
uma lareira, obtêm-se chamas coloridas. Isso acontece porque nos átomos dessas substâncias os elétrons
excitados:
a) absorvem energia sob forma de luz, neutralizando a carga nuclear e ficando eletricamente neutros.
b) retornam a níveis energéticos inferiores, devolvendo energia absorvida sob forma de luz.
c) recebem um quantum de energia e distribuem-se ao redor do núcleo em órbitas internas.
d) emitem energia sob forma de luz e são promovidos para órbitas mais externas.
e) saltam para níveis energéticos superiores, superando a carga nuclear e originando um ânion.
Resolução:
Quando o íon Na1 recebe energia suficiente, seu elétron mais externo salta para uma camada mais
externa. Esse estado “ativado” é temporário. O elétron, em seguida, retorna à sua camada de origem,
emitindo energia na forma de uma luz amarela.
Alternativa b.
2 (UFV-MG) O sal de cozinha (NaC,) emite luz de coloração amarela quando colocado numa chama.
Baseando-se na teoria atômica, é correto afirmar que:
a) os elétrons do cátion Na1, 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 de luz amarela se deve a átomos de oxigênio.
d) os elétrons do cátion Na1, ao receberem energia da chama, saltam de uma camada mais interna para uma
mais externa e, ao perderem a energia ganha, emitem-na sob a forma de luz amarela.
e) qualquer outro sal também produziria a mesma coloração.
Resolução:
Ao receber energia da chama, um dos elétrons da 2a camada do sódio (Na1) salta para a 3a camada. O
elétron ativado volta, logo em seguida, para a camada de origem, emitindo a energia correspondente
na forma de luz com comprimento de onda característico da cor amarela.
Alternativa d.
3 (FEP-PA) Um elétron se encontra num subnível d de um determinado átomo. Qual o número
quântico magnético impossível para esse elétron?
a) 0
c) 11
d) 12
b) 21
e) 13
Resolução:
No subnível d existem apenas 5 orbitais. Os números quânticos magnéticos para os elétrons no
subnível d variam de 22 a 12.
Alternativa e.
4 (FURRN) A afirmação correta é:
a) No subnível s o número máximo de elétrons é 2 porque possui 2 orbitais.
b) No subnível p o número máximo de elétrons é 6 porque possui 3 orbitais.
c) No subnível d o número máximo de elétrons é 5 porque possui 5 orbitais.
d) No subnível f o número máximo de elétrons é 10 porque possui 5 orbitais.
e) No subnível f o número máximo de elétrons é 14 porque possui 14 orbitais.
Resolução:
Como o subnível p possui 3 orbitais e cada orbital pode ser ocupado por no máximo 2 elétrons
(segundo o Princípio da exclusão de Pauli), então, no subnível p, o número máximo de elétrons é 6.
Alternativa b.
Resolução das atividades complementares
Química
2
Q31 — Estrutura atômica básica
p. 82
1 Pelo desvio dos raios catódicos sob a ação de um campo magnético, Joseph J. Thomson determinou,
pela primeira vez, o valor da relação entre a carga do elétron e a sua massa (e/m), mostrando que esse valor
era o mesmo, qualquer que fosse a natureza do cátodo e do gás utilizado na ampola de Crookes.
e  1,758805 ? 1011 C ? kg21
m
A carga do elétron foi determinada por meio do experimento de Millikan como igual a 1,602189 ? 10219 C.
Com base nesses dados, calcule os itens abaixo:
a) A massa de um elétron. 9,109532 ? 10231 kg.
1,6725098 ? 10227 kg.
b) A massa de um próton, sabendo que essa partícula tem massa 1 836 vezes maior que a massa do elétron.
Resolução:
a) melétron 
1,602189 ? 10219 C
1,758805 ? 1011 C ? kg21
melétron  9,109532 ? 10231 kg ou  9,11 ? 10231 kg
b) mpróton  1 836 ? 9,11 ? 10231 →
mpróton  1,6725098 ? 10227 kg ou  1,67 ? 10227 kg
2 (UFRGS-RS) Em 1987, ocorreu, em Goiânia-GO, um grave acidente por contaminação com material
radioativo quando a blindagem de uma fonte de césio-137 foi destruída. Sobre o átomo de 55Cs137 é correto
afirmar que apresenta
a) número de prótons igual ao de um átomo de 56Ba137.
b) número de nêutrons igual ao de um átomo de 56Ba138.
c) número atômico igual ao de um átomo de 54Xe137.
d) distribuição eletrônica igual à de um átomo de 53I137.
e) número de nêutrons igual ao de um átomo de 55Cs133.
Resolução:
Alternativa b.
3 (UFF-RJ) Alguns estudantes de Química, avaliando seus conhecimentos relativos a conceitos básicos
para o estudo do átomo, analisam as seguintes afirmativas:
I) Átomos isótopos são aqueles que possuem mesmo número atômico e números de massa diferentes.
II) O número atômico de um elemento corresponde à soma do número de prótons com o de nêutrons.
III) O número de massa de um átomo, em particular, é a soma do número de prótons com o de elétrons.
IV) Átomos isóbaros são aqueles que possuem números atômicos diferentes e mesmo número de massa.
V) Átomos isótonos são aqueles que apresentam números atômicos diferentes, números de massa diferentes e mesmo número de nêutrons.
Esses estudantes concluem, corretamente, que as afirmativas verdadeiras são as indicadas por:
a) I, III e V
c) II e III
e) II e V
b) I, IV e V d) II, III e V
Resolução:
I. Verdadeira.
II. Falsa. O número atômico de um elemento corresponde ao seu número de prótons.
III. Falsa. O número de massa de um átomo é a soma do número de prótons e o número de nêutrons de seu núcleo.
IV. Verdadeira.
V. Verdadeira.
Alternativa b.
4 (UFPE) A água contendo isótopos 2H é denominada “água pesada”, porque a molécula 2H162 O, quando
comparada com a molécula 1H16
2 O, possui:
a) maior número de nêutrons.
c) maior número de elétrons.
b) maior número de prótons.
d) menor número de elétrons.
Resolução:
Alternativa a.
e) menor número de prótons.
5 Sobre as dimensões do átomo, a massa e a carga das partículas fundamentais, responda:
a) Se um átomo tivesse o diâmetro da Terra (12 740 quilômetros), qual seria aproximadamente o valor do
diâmetro do seu núcleo? Entre 1,274 km e 0,1274 km.
b) Um átomo de carbono possui em seu núcleo 6 prótons e 6 nêutrons e sua eletrosfera contém 6 elétrons.
Calcule aproximadamente quantas vezes a massa do núcleo de carbono é maior que a massa da sua
eletrosfera. Massa do núcleo 3 674 ? massa da eletrosfera.
c) Por que todo átomo é eletricamente neutro? Mesmo número de prótons e de elétrons.
Resolução:
a) O diâmetro total de um átomo é entre 10 000 e 100 000 vezes maior que o diâmetro do núcleo. Se
o diâmetro do átomo fosse de 12 740 km, o diâmetro do núcleo seria entre 10 000 e 100 000 vezes
menor, ou seja, entre 1,274 km e 0,1274 km (1 274 m e 127,4 m).
) massa do núcleo  3 674  massa da
b) massa do núcleo  (6 ? 1,00728)  (6 ? 1,00866
massa da eletrosfera
6 ? 5, 485579 ? 1024
eletrosfera.
c) Porque possui o mesmo número de prótons e elétrons, partículas com carga elétrica de mesma
intensidade só que de sinais contrários e que, portanto, se anulam mutuamente.
6 (Vunesp-SP) Dentre as alternativas a seguir, indicar a que contém a afirmação correta.
a) 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.
Resolução:
O número de prótons caracteriza o elemento químico (e permanece constante e invariável, qualquer
que seja o fenômeno físico ou químico ao qual o elemento venha a ser submetido).
Alternativa c.
Resolução das atividades complementares
Química
2
Q32 — Cátions e ânions
p. 87
1 Classifique os íons a seguir quanto a sua formação (simples ou composto), quanto a sua carga
elétrica (ânion ou cátion) e quanto a sua carga iônica (monovalente, bivalente, trivalente ou tetravalente).
No caso de íon simples, indique também o número de prótons e de elétrons que ele possui:
a) 56Ba 21
d) P2O742
f) SO232
b) H 3011
c)
e)
Sn 41
g)
50
Br12
35
P 32
15
Resolução:
a) Simples, cátion, bivalente, 56 prótons e 54 elétrons.
b) Composto, cátion, monovalente.
c) Simples, ânion, trivalente, 15 prótons e 18 elétrons.
d) Composto, ânion, tetravalente.
e) Simples, cátion, tetravalente, 50 prótons e 46 elétrons.
f) Composto, ânion, bivalente.
g) Simples, ânion, monovalente, 35 prótons e 36 elétrons.
2 (FCC-BA) Quantos elétrons possui o íon 8939 Y 31?
a) 92
b) 86
c) 42
d) 36
e) 3
Resolução:
31
O íon 89
possui 3 elétrons a menos que o átomo neutro do elemento, 89
39 Y
39 Y, que possui 39 prótons e
89 31
39 elétrons. O íon 39 Y possui 39 2 3 5 36 elétrons.
Alternativa d.
3 (UFAL) Dentre as seguintes espécies químicas, qual apresenta maior número de prótons?
Nz 21
c)
13
Ca 21
d)
35
a)
30
b)
20
A31
e) 9F12
Br12
Resolução:
Oficialmente, o número de prótons deve vir indicado à esquerda e abaixo do símbolo do elemento.
Logo, o elemento que possui o maior número de prótons entre os indicados é o bromo (Z 5 35).
Alternativa d.
4 (Fuvest-SP) Quando se compara o átomo neutro de enxofre, S, com o íon sulfeto, S22, verifica-se que
o segundo possui:
a) um elétron a mais e mesmo número de nêutrons.
b) dois nêutrons a mais e mesmo número de elétrons.
c) um elétron a mais e mesmo número de prótons.
d) dois elétrons a mais e mesmo número de prótons.
e) dois prótons a mais e mesmo número de elétrons.
Resolução:
O ânion sulfeto, S22, possui dois elétrons a mais em relação ao átomo neutro do enxofre.
Alternativa d.
p. 88
5 (Fuvest-SP) Os íons Cr21 e Cr31 diferem quanto à quantidade de:
a) prótons e nêutrons.
b) prótons e elétrons.
c) nêutrons somente.
d) elétrons somente.
e) prótons somente.
Resolução:
O cátion Cr2 perdeu 2 elétrons (é bivalente) e o cátion Cr3 perdeu 3 elétrons (é trivalente).
Porém, ambos são formados a partir do mesmo elemento, o crômio, Cr.
Alternativa d.
6 (Cesgranrio-RJ) Um gás nobre tem número atômico 18 e número de massa 40. O número de elétrons
de um ânion X22 é igual ao do átomo do gás nobre.
O número atômico do elemento X é:
a) 22
c) 18
b) 20
d) 16
e) 14
Resolução:
40
G, possui 18 prótons e 18 elétrons. O ânion X2 possui 18 elétrons (e apresenta 2 elétrons
Gás nobre: 18
a mais que o átomo neutro X). Logo, X apresenta: 18  2  16 elétrons e, portanto, 16 prótons.
Alternativa d.
7 (Mack-SP) Se o isótopo do chumbo que apresenta número de massa 210 forma íons Pb21 e Pb41, que
possuem respectivamente 80 e 78 elétrons, então o número de nêutrons desse átomo neutro é:
a) 138
c) 132
e) 158
b) 130
d) 128
Resolução:
O íon 210Pb21 apresenta 80 elétrons (e possui 2 elétrons a menos que o átomo neutro Pb).
Logo, Pb possui 80  2  82 elétrons e, portanto, 82 prótons. O íon 210Pb41 apresenta 78 elétrons (e
possui 4 elétrons a menos que o átomo neutro Pb).
Logo, Pb possui 78  4  82 elétrons e, portanto, 82 prótons. O que confirma o resultado anterior.
A  p  n

nA2p
n 5 210 2 82 →
n  128.
Alternativa d.