Química I
Prof.:
Índice-controle de Estudo
Aula 1
(pág. 450)
AD
TM
TC
Aula 2
(pág. 453)
AD
TM
TC
Aula 3
(pág. 458)
AD
TM
TC
Aula 4
(pág. 458)
AD
TM
TC
1
Capítulo 1
Aula
1
1. A respeito de 1 átomo de cobalto (Co) de massa
atômica igual a 60u, responda:
Massas atômicas e
massas moleculares
60 fatias
• Massa atômica é a massa do átomo expressa em
u (unidade de massa atômica) e indica quantas
1
vezes a massa de um átomo é maior que
da
12
massa do carbono – 12.
1
da massa do C-12
12
para a questão
III. Determine a massa em gramas de 1 átomo
de cobalto.
60 ⋅ 1,67 ⋅ 10 –24 g = 100,2 ⋅ 10–24g
Informações
II.Quantos átomos de C-12 devem ser colocados no prato B para que a balança fique
equilibrada?
5 átomos de C-12
• Massa molecular é a massa de uma molécula
expressa em u.
• 1u =
I.Quantas “fatias” devem ser colocadas no
prato B para que a balança fique equilibrada?
( F ) Um átomo de cobalto pesa 60g.
( V ) Um átomo de cobalto pesa 60u.
( V )Um átomo de cobalto pesa 60 vezes
1
mais que
do átomo de 12C.
12
( V )12 átomos de cobalto pesam tanto
quanto 60 átomos de 12C.
1
A)O padrão para determinação de massas de
átomos, moléculas ou íons é:
1 fatia = 1 u =
IV. Classifique as informações em verdadeiras
ou falsas.
1
da massa do C-12
12
1 u = 1,67 ⋅ 10–24 g
2.Admita que a massa de cada próton e de cada
nêutron sejam iguais a 1,0u (unidade de massa
atômica).

Responda:
1 átomo C-12 = 12 u
a) Quais as massas atômicas dos isótopos 16O,
17O e 18O?
B)O método para determinação das massas
atômicas utiliza uma aparelhagem bastante sofisticada.
A ilustração da balança é uma simples analogia. É evidente que a balança para pesar
átomos não existe.
A
Respectivamente, 16u, 17u e 18u.
b)Sabendo que a massa atômica do elemento oxigênio é praticamente igual a 16u, qual
dos três isótopos é o mais abundante? Justifique.
B
O isótopo oxigênio-16, pois a média ponderada leva
em consideração a porcentagem do número de
átomos e essa média é praticamente igual a 16u.
Co
60 u
ensino médio
2
1º ano
3. O elemento magnésio tem MA = 24u. Qual seria
sua massa atômica se o carbono-12, por convenção, passasse a valer 36u?
c a r b o n o - 1 2
12u
36u
5.Considere um elemento químico teórico formado por dois isótopos 50X e 52X.
Sabendo-se que o isótopo de menor massa é
o mais abundante (80%), determine a massa
atômica do elemento.
magnésio
24u
x
36 ⋅ 24
x=
= 72u
12
50X
⇒ 80%
52X
⇒ 20%
Massa atômica
do elemento
= 50 ⋅ 80 + 52 ⋅ 20 = 50, 4u
100
(média ponderada)
Outra resolução:
carbono-12 12u 1
=
=
magnésio
24u 2
A massa de um átomo de Mg é o dobro da massa do carbono-12.
Se o carbono-12 valesse 36u, um átomo de magnésio valeria
o dobro, ou seja, 72u.
6.O elemento boro, utilizado na fabricação do
vidro pirex, possui massa atômica 10,8u e é
constituído pelos isótopos boro-10 e boro-11.
Nessas condições, determine a abundância natural de cada isótopo.
x = abundância de boro-10 (% de número de átomos)
4. a)Determine a massa molecular de N2. (Massa
atômica do nitrogênio = 14u)
y = abundância de boro-11
MM = 2(14u) = 28u
Teremos:
b)Se o carbono-12 passasse a valer 6u, qual
seria a massa molecular de N2?
c a r b o n o - 1 2
12u
6u
MAelemento boro =
x(10u) + y(11u)
= 10,8u
100
Como x + y = 100⇒x = 100 – y
molécula de N2
Substituindo na expressão da média ponderada:
28u
x
10,8 = 10(100 – y) + 11y
100
x = 14u
Resolvendo, teremos: y = 80% e x = 100 – y = 20%
Outra resolução:
molécula de N2
28 7
=
=
carbono-12
12 3
7
da massa do car3
bono-12. Se o carbono-12 valesse 6u, a molécula de N2
teria:
7
7
Massa = (massa do 12C) = (6u) = 14u
3
3
A massa de uma molécula de N2 é
7. Considere valores de massas atômicas da tabela
periódica e determine a massa molecular das
substâncias:
a)C6H12O6 (glicose)
MM = 6(12) + 12(1) + 6(16) = 180u
b)CaCO3 (carbonato de cálcio)
MM = 40 + 12 + 3(16) = 100u
ensino médio
3
1º ano
8.Observe a ilustração de uma molécula da acetona, um solvente orgânico.
2.Sabendo que a massa atômica da prata é igual
a 108u, podemos afirmar que um átomo de
prata tem massa igual a:
I.108g.
Sabendo que:
•massa molecular = 58u
•massas atômicas III. 108 vezes mais que o átomo de 12C.
1
IV. 108 vezes mais que
do átomo de 12C.
12
V. 9 vezes mais que um átomo de 12C.
Está(ão) correta(s) somente a(s) afirmação(ões):
a)I, III e V.
b)II, III e V.
c) II, IV e V.
d)II e IV.
e)I.
= 1u;
= 12u;
determine a massa atômica do elemento repre-sentado por:
II.108u.
.
3. Um elemento teórico é formado por dois isótopos, A e B. O quadro abaixo indica a composição
isotópica do elemento.
MM = 58u
1 ⋅ (MA) + 3 ⋅ (12u) + 6 ⋅ (1u) = 58u
MA + 36 + 6 = 58
Massa
atômica
Porcentagem
natural
Isótopo A
100u
x
Isótopo B
120u
y
MA = 16u
Sabendo-se que o elemento possui massa atômica igual a 106u, pode-se determinar que:
a)x = 70.
b)y = 70.
c) x = 50.
d)y = 10.
e) x = 75.
Consulte
Livro 1 – Capítulo 1
Caderno de Exercícios 1 – Capítulo 1
Tarefa Mínima
Aula 1
Faça os exercícios a seguir.
4. O cloro é formado pelos isótopos 35C (75%) e
37C (25%). Com base nessa informação, podemos afirmar que:
I. Um átomo de cloro pesa 35,5u.
II. Um átomo de cloro pesa em média 35,5u.
Não existe átomo de cloro com massa 35,5u.
III.
IV. Um átomo de cloro tem massa aproximadamente igual a 35u ou 37u.
1. Considere as afirmações abaixo.
I. A unidade de massa atômica pode ser representada por u.
1
II. A unidade de massa atômica é
da massa
12
de um átomo de carbono 14.
1
III. A unidade de massa atômica é
da massa
12
de um átomo de carbono de número de
massa igual a 12.
Estão corretas somente as afirmações:
a)I, III e IV.
b)II, III e IV.
c) II e IV.
d)I e IV.
e) II e III.
IV.A massa atômica de átomo é um número
muito próximo de seu número de massa.
São corretas:
a)todas.
b)nenhuma.
c) somente I, II e III.
ensino médio
d)somente I, II e IV.
e) somente I, III e IV.
4
1º ano
5. Considere as afirmações abaixo.
I. Massa molecular é a massa da molécula expressa em u.
II. A massa molecular é numericamente igual à
soma das massas atômicas de todos os átomos da molécula.
III.A massa molecular indica quantas vezes a
1
molécula pesa mais que
do átomo de 12C.
12
7. Considere as seguintes massas atômicas: H = 1;
O = 16; N = 14; C = 12; S = 32; C= 35,5. Determine
as massas moleculares das seguintes substâncias:
a)benzeno — C6H6;
São verdadeiras:
a)todas.
b)nenhuma.
c) somente I e II.
d)somente I e III.
e) somente II e III.
b)álcool etílico — C2H6O;
c) sacarose — C12H22O11;
d)ureia — CO(NH2)2.
8. Um composto A2(XO4)3 apresenta uma massa-fórmula igual a 342. Determine a massa atômica do elemento X.
6. Consultando as massas atômicas na tabela periódica, quais das afirmações seguintes são
corretas em relação à glicose (C6H12O6)?
I. Uma molécula de glicose pesa 180g.
II. Uma molécula de glicose pesa 180u.
IV.Uma molécula de glicose pesa 180 vezes
1
mais que
do átomo de 12C.
12
V. Uma molécula de glicose pesa 15 vezes mais
que um átomo de 12C.
(Dados: Massas atômicas: A = 27; O = 16)
Tarefa Complementar
Aula 1
1. Leia os itens de 1 a 5.
2. Faça os exercícios de 1 a 17.
III.Uma molécula de glicose pesa 180 vezes
mais que um átomo de 12C.
Aula
2
Mol e massa molar
1.A constante de Avogadro vale 6,0 ⋅ 1023mol–1. Isso significa que o mol é o conjunto de
partículas.
6,0 ⋅ 1023
2. Complete os espaços:
a)1,0 mol de estrelas =
b)1,0 mol de moléculas =
ensino médio
6,0 ⋅ 1023
estrelas.
6,0 ⋅ 1023
moléculas.
5
1º ano
2(6,0 ⋅ 1023)
c) 2,0 mol de elétrons =
elétrons.
5(6,0 ⋅ 1023)
d)5,0 mol de átomos =
0,5(6,0 ⋅ 1023)
e) 0,5 mol de íons =
átomos.
íons.
3. Considere as informações
1 mol de átomos
— Massa molar (g/mol)
1 mol de moléculas — Massa molar (g/mol)
6,0 ⋅ 1023 átomos
6,0 ⋅ 1023 moléculas
e complete as tabelas a seguir:
A
MA(u)
Massa molar(M)
No de átomos na massa molar
Enxofre
32u
32g/mol
6,0 ⋅ 1023 átomos
Oxigênio
16u
16g/mol
6,0 ⋅ 1023 átomos
Nitrogênio
14u
14 g/mol
6,0 ⋅ 1023 átomos
Alumínio
27u
27g/mol
6,0 ⋅ 1023 átomos
1u
1g/mol
6,0 ⋅ 1023 átomos
Elemento químico
Hidrogênio
B
Substância
MA(u) do
elemento
Massa
molecular(u)
Massa
molar (M)
No de moléculas
na massa molar
H2
1u
2u
2g/mol
6,0 ⋅ 1023 moléculas de H2
O2
16u
32u
32g/mol
6,0 ⋅ 1023 moléculas de O2
N2
14u
28u
28g/mol
6,0 ⋅ 1023 moléculas de N2
P4
31u
124u
124g/mol
6,0 ⋅ 1023 moléculas de P4
S8
32u
256u
256g/mol
6,0 ⋅ 1023 moléculas de S8
4. Considere o bloco de ferro.
massa do bloco = 5,6 g
Determine o número de átomos de ferro presentes no bloco.
(Dado: massa atômica do Fe = 56u)
1 mol de átomos de Fe — 56g — 6,0 ⋅ 1023 átomos de Fe
5,6g — x
x = 6,0 ⋅ 1022 átomos de Fe
ensino médio
6
1º ano
5. Pela análise de uma amostra X, foi constatada a presença de 3,0 ⋅ 1023 átomos de cálcio.
Determine a massa em gramas de cálcio na amostra.
(Dado: massa atômica do Ca = 40u)
1 mol de átomos de Ca
— 40g — 6,0 ⋅ 1023 átomos de Ca
— 3,0 ⋅ 1023 átomos de Ca
x
x = 20g de Ca
6. Considere a ilustração.
180mL H2O = 180g de H2O
(Dado: massa molar H2O = 18g/mol)
Determine o número de moléculas de água presentes no copo.
1 mol de moléculas de H2O — 18g — 6,0 ⋅ 1023 moléculas de H2O
180g — x
x = 6,0 ⋅ 1024 moléculas de H2O
7. Em um recipiente há 1,2 ⋅ 1025 moléculas de CH4. Determine a massa de CH4 que existe no recipiente.
(Dados: massas atômicas do C = 12u e do H = 1u)
1 mol de moléculas de CH4 — 16g — 6,0 ⋅ 1023 moléculas CH4
x
— 1,2 ⋅ 1025 moléculas de CH4
x = 320g de CH4
Texto
para as questões
8
a
11
O ouro é um metal de cor amarela que pode ser encontrado na forma de pepitas. Desejado pelo homem há muito
tempo, é considerado um dos metais mais preciosos, e sua produção foi um dos objetivos dos alquimistas, que queriam
produzi-lo a partir de outras substâncias, como o chumbo.
Seu valor é tal que, ao longo da história, o ouro serviu de padrão para muitas moedas.
Mas não é somente seu valor de reserva que faz desse metal uma importante substância de uso humano. O ouro, por
ser inerte a muitos produtos químicos, ter boa condutividade elétrica e ser resistente à corrosão, pode ser empregado
para diversas finalidades, como, por exemplo, tratamento de câncer empregando o isótopo 198Au ou seu amplo uso em
eletrodeposição, técnica que consiste no recobrimento de peças com uma camada de ouro por meio eletrolítico.
Após longas andanças pelos sertões, os paulistas foram recompensados com a descoberta das primeiras jazidas de
ouro em Minas Gerais, no final do século XVII.
O ouro brasileiro era de aluvião, encontrado nas areias e beiradas dos rios, e, portanto, de fácil exploração. Todo
o ouro encontrado, em pó ou em pepitas, era levado para as casas de fundição, onde era fundido e transformado em
barras, das quais se descontavam os impostos.
A Coroa portuguesa exercia uma rígida fiscalização sobre a atividade mineradora e a cobrança dos impostos. O
primeiro imposto estabelecido foi o quinto, ou seja, o pagamento de 20% do ouro encontrado à Coroa. Em 1735 o
quinto foi substituído pela capitação, imposto pago em ouro, cobrado por cabeça de escravo ou minerador e também
sobre estabelecimentos comerciais. Em 1750 o quinto foi restabelecido, mas estipulou-se uma arrecadação mínima de
100 arrobas (1.468,9kg). Quando esta quantidade não fosse arrecadada, decretava-se a derrama, a fim de completar
as 100 arrobas devidas à metrópole.
A produção máxima de ouro se deu entre 1750 e 1754, quando foram extraídos 15.760 kg de ouro.
ensino médio
7
1º ano
8.Calcule a quantidade de ouro, em quilogramas,
paga à coroa portuguesa entre os anos de 1750 e
1754.
11. O ouro é um dos metais que tem maior ductibilidade, ou seja, permite a produção de fios extremamente finos. Com 1,0g de ouro, pode-se
produzir um fio com o comprimento de 1,0km.
Calcule o número de átomos de ouro existente
em 1,0cm desse fio.
(Dado: massa molar do ouro = 197g/mol)
1
15.760kg = 3.152kg
5
1g
produz
x
9. Calcule a quantidade em mol de ouro existente em
uma arroba.
(Dado: massa molar do ouro = 197g/mol).
1km
1.000m
fio de
105 cm
1cm
x = 1 ⋅ 10 –5g
1mol Au
14.698
= 74,6 mol
1 arroba = 14.689g = 15kg ηAV =
197
10.No auge do ciclo do ouro em Minas, a moeda
brasileira vigente chamava-se dobrão, sendo que
os valores dessas moedas eram de: 400, 1.000,
2.000, 4.000, 10.000 ou 20.000 réis.
197g
6 ⋅ 1023 átomos
1⋅
x
10 –5g
x = 3 ,04 ⋅ 1016 átomos
Consulte
Livro 1 – Capítulo 1
Caderno de Exercícios 1 – Capítulo 1
Tarefa Mínima
Aula 2
Faça os exercícios a seguir.
1. Determine a massa em gramas ou o número de
mol de átomos existentes em:
a)560g de Fe (massa molar = 56g/mol);
b)0,50 mol de Hg (massa molar = 200g/mol);
c) 100g de Ne (massa molar = 20g/mol).
A moeda de 20.000 réis, que foi umas das maiores moedas de ouro já circuladas no mundo,
tinha uma massa de 53,78g.
Qual o número de átomos de ouro existente em
um dobrão de 20.000 réis?
2. Determine o número de átomos ou o número de
mol de átomos existentes em:
a)0,25 mol de átomos de He;
b)3,0 ⋅ 1023 átomos de Fe;
c)1,2 ⋅ 1024 átomos de Ag.
(Dados: massa molar do ouro = 197g/mol).
Aproximadamente 1,63 ⋅ 1023 átomos de ouro.
3. Determine o número de átomos ou a massa em
gramas de:
(Dados: massas molares: He 4 g mol–1;
Ca
40g mol–1;
Co
60g mol–1;
Hg
200g mol–1 )
a)8,0g de He;
b)3,0 ⋅ 1023 átomos de Ca;
c) 12,0g de Co;
d)1,2 ⋅ 1023 átomos de Hg.
ensino médio
8
1º ano
4. Determine a massa em gramas ou o número de mol de moléculas existentes em:
a)3,0 mol de H2O (massa molar = 18g/mol);
b)80g de CH4 (massa molar = 16g/mol);
c) 220g de CO2 (massa molar = 44g/mol).
5. Determine o número de moléculas ou o número de mol de moléculas em:
a)0,50 mol de moléculas de CO2;
b)1,8 ⋅ 1023 moléculas de H2SO4;
c)3,0 ⋅ 1024 moléculas de C6H12O6;
d)6,0 mol de moléculas de H2.
Informações
para as questões
6
a
8
A seguir são mostradas uma parte da bula de um complemento vitamínico e a localização dos elementos
nele presentes na tabela periódica.
Minerais
Massa
fósforo
800mg
cálcio
800mg
zinco
15mg
iodo
0,15mg
cobre
3mg
ferro
14mg
magnésio
1
18
2
Mg 3
13 14 15 16 17
4
5
6
Ca
7
8
9
Fe
10 11 12
P
Cu Zn
I
300mg
Dados: massas molares: Mg = 24g ⋅ mol–1; Ca = 40g ⋅ mol–1; Fe = 56g ⋅ mol–1; Cu = 63,5g ⋅ mol–1;
Zn = 65,4g ⋅ mol–1; P = 31g ⋅ mol–1; I = 127g ⋅ mol–1
6. Qual o número de mol de átomos do metal alcalinoterroso de maior número atômico?
7. Qual o número de átomos do não metal de maior massa molar?
8. Entre os metais ferro e zinco, qual deles apresenta o maior número de átomos? Justifique sua resposta.
Tarefa Complementar
Aula 2
1. Leia os itens de 6 a 10.
2. Faça os exercícios de 18 a 38.
ensino médio
9
1º ano
Aulas
3e4
Cálculos da quantidade de mol
1. Determine o número de átomos de ferro em um pedaço de arame contendo 1,4g desse metal.
(Dado: massa atômica do Fe = 56u)
MA = 56u
⇒
M = 56g/mol
56g
6,0 ⋅ 1023 átomos
1,4g
x
x = 0,15 ⋅ 1023 átomos
ou 1,5 ⋅ 1022 átomos
2. Um balão de propaganda contém 1,2 ⋅ 1026 átomos do gás nobre hélio. Qual a massa de hélio existente
nesse balão?
(Dado: massa atômica do He = 4u)
MA = 4u
⇒
M = 4g/mol
4g
6,0 ⋅ 1023 átomos
m
1,2 ⋅ 1026 átomos
m = 0,8 ⋅ 103 g = 800g
3. Numa folha de papel, você escreveu, usando a grafite do lápis, sua assinatura que “pesa” 1,2mg. Pode-se
afirmar que essa mesma assinatura é formada por
(Dados: massa atômica do C = 12; 1g = 1.000mg)
a)12 átomos de C.
b)6,0 ⋅ 1019 átomos de C.
c)1,2 ⋅ 1022 átomos de C.
d)6,0 ⋅ 1023 átomos de C.
e)7,2 ⋅ 1024 átomos de C.
1,2mg = 1,2 ⋅ 10–3 g
1 mol de átomos de C
12g
1,2 ⋅ 10–3 g
6,0 ⋅ 1023 átomos de C
x
x = 6,0 ⋅ 1019 átomos de C.
ensino médio
10
1º ano
4. Suponha que num diamante cada quilate corresponda a 200mg de carbono. Calcule o número de quilates
para esse diamante que contém 2,0 ⋅ 1022 átomos.
(Dados: Constante de Avogadro = 6,0 ⋅ 1023 partículas/mol; massa atômica do carbono = 12u).
a)0,25
b)0,5
c)1,0
d)1,5
e)2
200mg = 200 ⋅ 10–3 g = 0,2g
1 mol de átomos de C
6,0 ⋅ 1023 átomos de C
12g
x
2,0 ⋅ 1022 átomos de C
x = 0,4g de C
1 quilate
0,2g
y
0,4g
y = 2 quilates
5. (UECE) O antibiótico cefalexina tem massa molar aproximadamente de 3,5 ⋅ 102 g/mol. O número de
moléculas existentes em uma cápsula que contém 500mg do antibiótico é próximo de:
(Dado: Constante de Avogadro = 6,0 ⋅ 1023 mol–1)
a)3,6 ⋅ 1019
b)9,2 ⋅ 1019
c)2,8 ⋅ 1020
d)3,0 ⋅ 1020
e)8,5 ⋅ 1020
3,5 ⋅ 102 g
1 mol de moléculas de cefalexina
0,5g
6,0 ⋅ 1023 moléculas de cefalexina
x
x = 0,85 ⋅ 1021 moléculas
x = 8,5 ⋅ 1020 moléculas
6. Se a cada 8 horas uma pessoa ingeriu um comprimido de AAS de 450mg, qual o total de moléculas de
AAS ingeridas num período de 24 horas?
(Dado: massa molar do AAS = 180gmol–1)
1 mol de moléculas de AAS
180g
450 ⋅ 10–3 g
6,0 ⋅ 1023 moléculas de AAS
x
x = 1,5 ⋅ 1021 moléculas
a cada 8h ingere
24h
1,5 ⋅ 1021 moléculas de AAS
y
y = 4,5 ⋅ 1021 moléculas de AAS
ensino médio
11
1º ano
7. (CESGRANRIO-RJ) O efeito estufa é um fenômeno de graves consequências climáticas que se deve a altas
concentrações de CO2 no ar. Considere que, em dado período, uma indústria “contribuiu” para o efeito
estufa, lançando 88 toneladas de CO2 na atmosfera. O número de moléculas do gás lançado no ar, naquele
período, foi aproximadamente:
(Dados: C = 12; O = 16; Constante de Avogadro = 6,0 ⋅ 1023 mol–1)
a)1030
b)1026
c)1023
d)1027
e)1024
1 ton = 103 kg = 106 g
1 mol de moléculas de CO2
44g
88 ⋅ 106 g
6,0 ⋅ 1023 moléculas de CO2
x
x = 1,2 ⋅ 1030 moléculas de CO2
8. Observe a ilustração ao lado e responda ao que se pede.
6,4 g metanol
I. Determine a massa molecular do metanol;
II. Determine a massa molar do metanol;
III. Determine o número de moléculas de metanol da
massa dada;
IV. Determine o número de átomos da massa dada;
V. Determine o número de átomos de hidrogênio da
massa dada.
C = 12 u
O = 16 u
H = 1u
I. CH4O ou H3COH
Massa molecular = 32u
II. 32g/mol
III. 1 mol de moléculas CH4O
32g
6,0 ⋅ 1023 moléculas
6,4g
x
x = 1,2 ⋅ 1023 moléculas
IV. 1 mol de moléculas CH4O
32g
6,0 ⋅ 1023 moléculas
6(6,0 ⋅ 1023) átomos
x
6,4g
x = 7,2 ⋅ 1023 átomos
V. 1 mol de moléculas CH4O
32g
6,0 ⋅ 1023 moléculas
4(6,0 ⋅ 1023) átomos de H
x
6,4g
x = 4,8 ⋅ 1023 átomos de H
ensino médio
12
1º ano
9. Considere a dissociação do fosfato de cálcio em água.
Ca3 (PO4)2
água
3Ca2+ + 2PO43–
(Dado: massa molar do Ca3 (PO4) 2 = 310 gmol –1)
O principal componente do osso é o fosfato de cálcio. Considere um pedaço de osso de massa igual a
6,2g e calcule:
a) o número de átomos de oxigênio;
b) o número de íons Ca2+;
c) o número de íons PO43–.
a) 1 mol de fórmulas Ca3(PO4)2
310g
6,0 ⋅ 1023 fórmulas
6,2g
8(6,0 ⋅ 1023) átomos de O
x
x = 9,6 ⋅ 1022 átomos de O
b) 1 mol de fórmulas Ca3(PO4)2
310g
6,0 ⋅ 1023 fórmulas
6,2g
3(6,0 ⋅ 1023) íons de Ca2+
x
x = 3,6 ⋅ 1022 íons de Ca2+
c) 1 mol de fórmulas Ca3(PO4)2
310g
6,0 ⋅ 1023 fórmulas
6,2g
2(6,0 ⋅ 1023) íons de PO43–
x
x = 2,4 ⋅ 1022 íons de PO43–
N
Consulte
Livro 1 – Capítulo 1
Caderno de Exercícios 1 – Capítulo 1
Tarefa Mínima
aula 3
Faça os exercícios a seguir.
1.
H
H
(UFABC-SP–Adaptado)
Cientistas desenvolvem droga contra
câncer de próstata
Um grupo de cientistas britânicos desenvolveu um
medicamento contra o câncer de próstata, que é considerado a descoberta mais importante em 60 anos.
A substância chamada de abiraterona possui a propriedade de inibir a formação de testosterona, sendo
capaz de reverter a forma mais agressiva do câncer.
Cerca de 70% dos pacientes que usaram a droga
apresentaram uma melhora significativa. O medicamento bloqueia os hormônios que nutrem as células
cancerígenas.
HO
Fórmula estrutural da
abiraterona
(Dados: massa molar: 350g/mol;
fórmula molecular: C24H31ON)
A massa de uma única molécula de abiraterona é:
(Dado: Constante de Avogadro = 6,0 ⋅ 1023 mol–1)
a) 5,8 ⋅ 10 –22 g.
b) 6,0 ⋅ 10 – 23 g.
c) 1,2 ⋅ 10 –24 kg.
d) 350g.
e) 350 ⋅ (6 ⋅ 1023) g.
(Band News, julho de 2008.)
ensino médio
H
13
1º ano
2. (UFF-RJ) Feromônios são compostos orgânicos
secretados pelas fêmeas de muitos insetos para
determinadas funções, dentre as quais a de
acasalamento. Um determinado feromônio,
utilizado com essa finalidade, tem fórmula molecular C19H38O e, normalmente, a quantidade
secretada é cerca de 1,0 ⋅ 10 –12 g.
Pode-se afirmar que o número de moléculas
existentes nessa massa é:
(Dados: massa molar C19H38O = 282g ⋅ mol–1)
2.(UNIFESP) Um trabalho desenvolvido por pesquisadores da Unifesp indica que, embora 70%
dos fumantes desejem parar de fumar, apenas
5% conseguem fazê-lo por si mesmos, devido à
dependência da nicotina. A dependência do cigarro passou a ser vista não somente como um
vício psicólogo, mas como uma dependência
física, devendo ser tratada como uma doença:
“a dependência da nicotina”.
N
N
a)6,0 ⋅ 10 –23
b)1,7 ⋅ 10 –17
c)2,1 ⋅ 10 9
Nicotina
CH3
3. (UNESP – Adaptado) Como o dióxido de carbono,
o metano exerce também um efeito estufa na
atmosfera. Uma das principais fontes desse gás
provém do cultivo de arroz irrigado por inundação. Segundo a Embrapa, estima-se que esse tipo
de cultura, no Brasil, seja responsável pela emissão de cerca de 288Gg (1Gg = 1 ⋅ 109 gramas) de
metano por ano. Calcule o número de moléculas
de metano correspondente.
(Dados: massa molar: metano = 16g ⋅ mol–1.
Constante de Avogadro = 6,0 ⋅ 1023)
Numa embalagem de cigarros, consta que o
produto contém mais de 4.700 substâncias tóxicas, sendo relacionados o alcatrão, com 6mg,
o monóxido de carbono, com 8mg, e a nicotina,
com 0,65mg. Os teores dessas substâncias referem-se à fumaça gerada pela queima de um
cigarro. A quantidade em mol de moléculas de
nicotina presentes na fumaça de um cigarro
dessa embalagem é:
(Dado: massa molar da nicotina: 162g/mol)
a)4,0 ⋅ 10 –6
b)5,0 ⋅ 10 –6
c)6,0 ⋅ 10 –6
d)7,0 ⋅ 10 –6
e)8,0 ⋅ 10 –6
4.(UFMT) Em condições normais, um adulto no
seu processo de respiração lança diariamente,
na atmosfera, aproximadamente 1.000 gramas
de gás carbônico (dióxido de carbono). Então,
no decorrer de um dia, um adulto lança na
atmosfera:
(Dados: massas atômicas: C = 12; O = 16).
3. Determine o número de moléculas ou a massa em
gramas de:
(Dados: massas molares: H2O = 18g mol–1;
O2 = 32g mol–1; CO2 = 44g mol–1 e
C6H12O6 = 180g mol–1)
a)0,26 ⋅ 1026 moléculas de gás carbônico.
b)0,13 ⋅ 1026 moléculas de gás carbônico.
c)0,39 ⋅ 1026 moléculas de gás carbônico.
d)13 ⋅ 1028 moléculas de gás carbônico.
e)1,3 ⋅ 1027 moléculas de gás carbônico.
a)9,0g de H2O;
b)1,8 ⋅ 1023 moléculas de O2;
c)3,6 ⋅ 1024 moléculas de CO2;
d)18g de C6H12O6.
Aula 4
Faça os exercícios a seguir.
5. Uma amostra de 8,0g de SO3 apresenta:
(Dado: massa molar = 80g/mol)
1.A ureia, substância importante no setor de
fertilizantes, possui molécula com fórmula
CO(NH2)2. A massa de uma molécula de ureia
vale:
(Dados: massas atômicas: C = 12u; N = 14u;
H = 1u; O = 16u)
a)30u ou 1,0 ⋅ 1023 g.
b)40u ou 5,0 ⋅ 10 –23 g.
c) 60u ou 1,0 ⋅ 1024 g.
d)60u ou 1,0 ⋅ 10 –22 g.
e) 60u ou 1,0 ⋅ 10 –23 g.
ensino médio
d)4,3 ⋅ 1015
e)1,7 ⋅ 1020
a)quantos mol de moléculas?
b)quantas moléculas?
c) quantos átomos de oxigênio?
d)que número total de átomos?
23
6. Uma amostra de 2,3g de 11Na apresenta:
a)quantos mol de átomos?
b)quantos átomos?
c) quantos prótons?
d)quantos nêutrons?
14
1º ano
Tarefa Complementar
Aula 3
1. Leia os itens 11 e 12.
2. Faça os exercícios de 43 a 48.
Aula 4
Faça os exercícios de 49 a 62.
ensino médio
15
1º ano
Química II
Prof.:
Índice-controle de Estudo
Aula
1 (pág. 466)
AD
TM
TC
Aula
2 (pág. 469)
AD
TM
TC
Aula
3 (pág. 472)
AD
TM
TC
Aula
4 (pág. 474)
AD
TM
TC
Aula
5 (pág. 478)
AD
TM
TC
Aula
6 (pág. 478)
AD
TM
TC
Aula
7 (pág. 480)
AD
TM
TC
Aula
8 (pág. 480)
AD
TM
TC
Aula
9 (pág. 480)
AD
TM
TC
Aula 10 (pág. 480)
AD
TM
TC
Aula 11 (pág. 486)
AD
TM
TC
Aula 11.1 (pág. 488)
AD
TM
TC
Aula 12 (pág. 490)
AD
TM
TC
Aula 13 (pág. 492)
AD
TM
TC
Aula 14 (pág. 494)
AD
TM
TC
16
Capítulo 1
Aula
Método científico
1
observações
•Observação
questão
•Experimento
•Conclusão
hipótese
•Teoria
•Modelo
experimento
conclusão
teoria
modificação
da teoria de
acordo com a
necessidade
lei
modelo
previsões
experimento
“Tudo merece ser apreciado, pois tudo merece uma interpretação.”
(Hermann Hesse)
COM BASE NOS MEUS
CONHECIMENTOS DE QUÍMICA,
SUPONHO QUE A MISTURA
DESSAS DUAS
SUBSTÂNCIAS
SEJA MUITO
REATIVA.
Fazendo uma previsão.
VOU DERRAMAR UMA
SOBRE A OUTRA E
AGITAR A MISTURA…
Experimentando.
HUMM, NENHUMA MUDANÇA.
LOGO, NESTAS CONDIÇÕES,
AS DUAS NÃO REAGEM.
Tirando conclusões.
… ENTÃO ESTAS OUTRAS DUAS
TAMBÉM NÃO DEVEM REAGIR.
TALVEZ SEJA MELHOR
MUDAR MINHAS ROUPAS
E MINHA TEORIA.
Prognosticando (hipótese).
Modificando ideias.
UCKO, David A. O processo da Ciência
(adaptado de quadro autorizado pelo Museum of Science and industry, Chicago).
ensino médio
17
1º ano
1. As observações, as hipóteses, as leis e as teorias (modelos) fazem parte do método científico.
A observação pode ser simples, isto é, feita a olho nu, ou exigir instrumentos apropriados.
Algumas pessoas, ao olharem a ilustração abaixo, veem uma moça e/ou uma mulher idosa.
O que você vê?
Eu vejo uma moça e a mulher idosa.
Jovem
de perfil
Charge
para o exercício

nariz
Mulher
idosa
queixo
boca
2
STRIPTIRAS
de Laerte
QUANDO EU ERA PEQUENO,
ACHAVA QUE AS IMAGENS DA
TELEVISÃO VINHAM PELO
FIO DE ELETRICIDADE.
EU TINHA
RAZÃO!
2.A hipótese feita pelo personagem é correta? Justifique sua resposta.
Não, as imagens de televisão são geradas por ondas eletromagnéticas, porém o aparelho de TV precisa de
energia elétrica para funcionar.
ensino médio
18
1º ano
3. As palhas de aço são comercializadas em embalagens plásticas vedadas a vácuo. Ao abrirmos
essas embalagens, notamos que a palha de aço
não está enferrujada. Se pegarmos duas palhas
de aço, molharmos uma delas e as deixarmos
expostas ao ar, após alguns dias notaremos a
formação de ferrugem nas duas. Na palha de
aço molhada, a formação de ferrugem é mais
intensa.
Com base nessas informações, responda:
a) A ferrugem é produto da interação do ferro
presente na palha de aço com outras duas
substâncias. Quais são?
b) Por que a palha de aço não enferruja dentro
da embalagem?
c) Se deixarmos uma palha de aço seca numa
cidade litorânea e outra em Brasília, qual delas vai enferrujar mais depressa? Justifique.
a)
Água e oxigênio.
b)
Ausência de água e oxigênio.
c)
A do litoral, devido a maior umidade relativa do ar.
a) Qual deve ser a origem da água presente na
lâmina de plástico?
b) O que deve ter ocorrido no interior do grão de
milho para causar a “explosão”?
c) Essa transformação ocorreria sem aquecimento?
d) Se usássemos uma balança de grande precisão
para medir a massa do grão de milho antes e
após a “explosão”, a massa seria a mesma?
2. Você provavelmente já cortou ou comeu pedaços de cebola crua. Lembra-se do que observou
durante esse experimento?
Se você colocar pedaços de cebola em uma frigideira com algumas gotas de óleo e fritá-los,
observará algumas alterações, dentre elas o
sabor adocicado que a cebola passará a ter.
Sabendo que uma hipótese só tem valor científico se for possível testá-la experimentalmente,
indique quais das afi rmativas a seguir podem
ser consideradas hipóteses para explicar o gosto
adocicado da cebola frita.
Fatias de
cebola
crua.
Consulte
Livro 1 – Capítulo 5
Caderno de Exercícios 1 – Capítulo 5
Tarefa Mínima
Resolva os exercícios a seguir.
Fatias de
cebola
fritas.
1. Um estudante preparou pipocas no laboratório usando alguns grãos de milho, um béquer
grande e uma lâmina de plástico, na qual fez
um furo com alfi nete antes de cobrir o béquer.
a) O sabor adocicado é resultado da ação do
óleo sobre a cebola.
b) Um espiríto amargo, azedo, está presente
na cebola crua, e o aquecimento o espanta,
fazendo-o abandoná-la.
c) O sabor adocicado é proveniente do óleo e
não tem relação com a cebola.
d) O sabor adocicado aparece na cebola quando ela é frita.
e) Na cebola crua existem açúcares, como em
vários vegetais, cujo sabor é mascarado por
outras substâncias.
Após aquecer o sistema durante certo tempo, ele
observou que os grãos “explodiam”, transformando-se em pipoca, e que havia algumas gotas
de água na face interna da lâmina plástica.
Com base nessas informações, responda:
ensino médio
Tarefa Complementar
1. Leia os itens 1, 2 e 3.
2. Faça os exercícios 3, 4 e 5.
19
1º ano
Aula
2
Situação 2
Insetos como as traças são algumas vezes encontrados infestando armários de residências e se
alimentando das roupas e papéis ali guardados.
Para combatê-los, é comum o uso de esferas sólidas e brancas constituídas de naftalina sólida que
formam vapores. Esses vapores de naftalina matam as traças.
Transformações físicas e químicas
Transformação física: não altera a natureza da
matéria, isto é, não altera a sua composição.
Em uma transformação física podemos ter alterações na forma, tamanho, aparência e estado
físico, porém sem formar/destruir substâncias.
1. Classifique as situações mostradas no texto
em transformações químicas ou físicas. Justifique sua resposta.
Transformação química: ocorre formação de
novas substâncias.
A reação química é o fenômeno responsável
pelo surgimento de novas substâncias (produtos),
sendo que estas apresentam propriedades diferentes das substâncias iniciais (reagentes).
Situação 1 – Química: ocorre formação de novas
substâncias.
Situação 2 – Física: ocorre somente mudança de estado
físico.
Reagentes → Produtos
Observe a fotografia que mostra simultaneamente transformações físicas e químicas.
2. Observe as ilustrações abaixo e responda.
parafina queimando
=
transformação química
parafina derretendo
=
transformação física
Estado inicial do sistema
Estado final do sistema
a) Que tipo de transformação houve nessa situação? Essa transformação é análoga à situação
1 ou à situação 2 do texto? Cite um fator que
pode ter colaborado para essa mudança.
Informações para exercício 1
Analise as duas situações mostradas a seguir.
Situação 1
Em cidades litorâneas, a maresia provoca a corrosão de materiais que possuem metais na sua composição, tais como: portões de ferro, automóveis,
bicicletas, geladeiras etc. Nessas regiões, a vida útil
de muitos desses objetos é diminuída, pois o contato
com o ar e a umidade faz com que eles oxidem.
Estado inicial do sistema
Estado final do sistema
b) Compare os estados fi nal e inicial do sistema e diga qual o tipo de transformação
ocorrida.
a) Situação 2. Elevação da temperatura.
A formação da ferrugem
ocorre quando o metal
ferro entra em contato
com o gás oxigênio e a
água presentes no ar.
ensino médio
b) Situação 1. Formação de novas substâncias.
20
1º ano
3.Relacione os itens abaixo às situações 1 e 2 apresentadas anteriormente.
A.Transformação ocorrida na situação 1
I.Derretimento das calotas polares
II.Queima do gás natural
III.Fotossíntese
B. Transformação ocorrida na situação 2
IV.Decomposição do lixo
V.Folha de papel rasgada
Situação 1 – II, III e IV
Situação 2 – I e V
4.Observe as fotografias (A e B) a seguir e responda:
butano
líquido
A
B
a)Em qual delas ocorreu uma mudança de estado? Qual o nome dessa mudança?
b)Qual ilustração representa uma transformação química? Justifique.
a) A mudança de estado é a vaporização e ocorreu em A.
b) B. Ocorreu a formação de novas substâncias.
5.A fotografia abaixo representa um líquido em ebulição.
Qual das ilustrações a seguir representa as moléculas da mesma substância no estado de vapor?
➜ a
ensino médio
b
21
c
1º ano
A
B
Consulte
Livro 1 – Capítulo 5
Caderno de Exercícios 1 – Capítulo 5
Tarefa Mínima
Resolva os exercícios a seguir.
e responda aos itens:
a)Qual é o principal componente do papel?
b)Qual a matéria-prima utilizada na produção
do papel?
c) Na primeira fotografia, o papel está amassado. Amassar o papel é uma transformação
física ou química? Justifique.
d)O que está ocorrendo na segunda fotografia
é uma tranformação física ou química? Justifique.
1.A ilustração mostra um modelo de moléculas
de acetona antes e após uma mudança.
Essa mudança representa uma transformação
física ou química?
4.Nas tranformações abaixo, indique se a principal é física ou química:
a)Digestão de alimentos
b)Moagem de grãos de café
c) Resfriamento de água na geladeira
d)Extração de suco de laranja
e) Formação de ferrugem
f) Apodrecimento de frutas
g)Formação de imagem no espelho
h)Atração entre ferro e um imã
i) Combustão de gasolina
2.A ilustração mostra modelos de moléculas de
gás metano e gás oxigênio antes e após uma
mudança.


estado inicial
estado final
Tarefa Complementar
1. Leia os itens 4 a 7.
A mudança indicada representa uma transformação física ou química?
ensino médio
C
© Thaïs Falcão / Olho do Falcão
3.Observe a sequência de fotografias
2. Faça os exercícios de 9 a 14.
22
1º ano
Aula
3
Agora complete o quadro seguinte:
Fórmula da Elementos
molécula
formadores
Substâncias e misturas
Primeira abordagem de:
•
•
•
•
H 2O
tipos de átomos (“Elementos químicos”)
molécula
substância simples e composta
mistura
1. Como iniciação à Química, saiba que a nature-za é formada por tipos de átomos chamados
elementos químicos.
Consultando uma tabela periódica (se neces-sário), escreva o nome do elemento simbolizado por:
hidrogênio
a) H
oxigênio
b) O
nitrogênio
c) N
ferro
d) Fe
carbono
e) C
silício
f) Si
sódio
g) Na
cloro
h) C
urânio
i) U
alumínio
j) A
hélio
k) He
enxofre
l) S
Quantidade de
átomos
hidrogênio 2 átomos de hidrogênio
oxigênio
1 átomo de oxigênio
H2
hidrogênio
2 átomos
O2
oxigênio
2 átomos
CO
carbono
oxigênio
1 átomo de carbono
1 átomo de oxigênio
CO2
carbono
oxigênio
1 átomo de carbono
2 átomos de oxigênio
NH3
nitrogênio
hidrogênio
1 átomo de nitrogênio
3 átomos de hidrogênio
H2SO4
hidrogênio
enxofre
oxigênio
2 átomos de hidrogênio
1 átomo de enxofre
4 átomos de oxigênio
3. Nos modelos de esferas, cada elemento é indicado por uma esfera diferente.
Substância
simples
• moléculas
iguais
Substância
composta
Mistura
• moléculas
diferentes
• moléculas
iguais
• 1 (um) elemen- • vários elemento químico
tos químicos
2. Alguns átomos formam agrupamentos chamados moléculas, que serão representadas por fórmulas químicas.
Baseando-se nos exemplos acima, classifique
em “substância simples”, “substância composta” ou “mistura”.
formada por moléculas representadas
por H2O (fórmula química)
b)
a)
Substância
água
Fórmula: H2O(1)
índice 1 = 1 átomo de oxigênio
substância simples
índice 2 = 2 átomos de hidrogênio
ensino médio
23
substância composta
1º ano
c)
Responda às perguntas seguintes relativas à
classificação desses sistemas.
a) Qual(is) é (são) substância(s) pura(s) simples?
b)Qual(is) é (são) substância(s) pura(s) composta(s)?
c) Qual(is) é (são) mistura(s)?
d)Quantos componentes apresenta cada sistema?
e) No caso dos sistemas com mais de um componente, quantos componentes são substâncias simples e quantos são substâncias
compostas?
d)
substância composta mistura
4.A reação de queima de hidrogênio, utilizada
em motores de carros e foguetes espaciais,
pode ser representada por:
2H2 (gás) + O2 (gás) ⎯→ 2H2O(vapor)
No correspondente modelo de esferas, classifique cada sistema em “substância simples”,
“substância composta” ou “mistura”.
2.Quantos elementos químicos estão representados no sistema IV?
3.Com base nas informações abaixo, responda
aos itens a seguir.
O esquema abaixo representa os estados inicial e final de um sistema no qual ocorre uma
reação química.
+
Sistema I
simples
Sistema II
simples
Sistema III
composta
5. Com relação à questão anterior, a simples reunião dos sistemas I e II:
é uma
mistura
inicial
.
final
= átomo de hidrogênio = H
= átomo de oxigênio = O
a)No estado inicial, temos uma substância
pura ou uma mistura?
b)No estado final, temos uma substância pura
ou uma mistura?
c) Escreva as fórmulas dos gases presentes no
sistema inicial.
d)Escreva a fórmula do produto da reação.
e) Qual é o número de moléculas de cada substância no estado inicial?
f) Qual é o número de átomos de cada elemento no estado inicial?
g)Qual é o número de moléculas no estado
final?
h)Qual é o número de átomos de cada elemento
no estado final?
i)Nessa reação, ocorre conservação do número de átomos ou de moléculas?
j) A resposta da questão anterior pode ser generalizada para todas as reações químicas?
Justifique.
Consulte
Livro 1 – Capítulo 5
Caderno de Exercícios 1 – Capítulo 5
Tarefa Mínima
Resolva os exercícios a seguir.
1. No esquema a seguir, estão representados quatro
sistemas (de I a IV) formados por moléculas constituídas de três tipos de átomos (X, Y e Z), representados por
,
e
, respectivamente.
II
I
IV
III
Tarefa Complementar
1. Leia os itens 13 e 14.
2. Faça os exercícios de 17 a 25 e 31.
ensino médio
24
1º ano
Aula
4
Temperatura (°C)
25
Mudanças de estado físico
–Mudança de estado físico
– 33,5
sublimação
liquefação
(condensação)
solidificação
– 77
– 90
Tempo
líquido
sólido
fusão
gasoso
2.Considere a tabela a seguir.
vaporização
sublimação
Temperatura
de fusão
(em °C)
Substância
–Diagrama de aquecimento de uma substância pura
Água
0
Éter de farmácia
Temperatura
Tebulição
Temperatura
de ebulição
(em °C, ao
nível do mar)
+100
–116,2
+ 34,5
Acetona
–95
+ 56
Amônia
– 77
– 33,5
Gás oxigênio
– 218
Álcool etílico
–117,3
–183
+78,3
Indique o estado físico de cada substância a:
a)–10ºC, em um freezer caseiro;
b)25ºC (temperatura ambiente da sala de aula);
c) 38ºC (em um dia muito quente);
d)200ºC (em um forno).
Tfusão
Tempo
1.Em condições tecnológicas adequadas, uma
certa massa de gás amônia (NH3) foi esfriada de
25ºC até –90ºC.
Construa um diagrama e indique a variação da
temperatura do processo, em função do tempo.
(Dados:
Temperatura de liquefação da amônia = –33,5ºC
Temperatura de solidificação da amônia = –77ºC)
ensino médio
25
–10ºC
25ºC
38ºC
200ºC
Água
sólido
líquido
líquido
gasoso
Éter
líquido
líquido
gasoso
gasoso
Acetona
líquido
líquido
líquido
gasoso
Amônia
gasoso
gasoso
gasoso
gasoso
Gás
oxigênio
gasoso
gasoso
gasoso
gasoso
Álcool
etílico
líquido
líquido
líquido
gasoso
1º ano
3.Observe o seguinte diagrama de aquecimento de uma substância pura a uma pressão constante:
Temperatura (°C)
+ 15
+ 10
+5
0
–5
– 15
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
Tempo (min)
6. A ilustração mostra uma série de eventos denominada ciclo da água. A evaporação da água forma massas de ar úmido que, quando resfriadas,
formam as nuvens. A água então volta à terra,
alimentando as fontes subterrâneas de água (lençóis freáticos), rios, lagos etc. antes de evaporar
novamente, fechando o ciclo. A água, quando cai
sob a forma de chuva, dissolve os gases presentes
no ar: oxigênio, nitrogênio e também o dióxido
de carbono. Este, ao se dissolver na água, forma
um ácido: o ácido carbônico. Assim, toda chuva é
ligeiramente ácida. Nas regiões onde o ar é poluído, existem outras substâncias, como óxidos de
nitrogênio e óxidos de enxofre, que também se
combinam com a água, formando outros ácidos
e tornando a chuva ainda mais ácida. Nesse caso,
ela é chamada de chuva ácida.
a)Qual a temperatura inicial da amostra?
t = –15ºC
b)Quanto tempo durou a ebulição?
3 minutos
c)Quais as temperaturas de fusão e de ebulição?
tfusão = –5ºC
tebulição = +10ºC
d)Qual o estado físico da substância a 25ºC?
Estado gasoso
4.Por que nossa pele molhada nos transmite
sensação de frio?
Porque a evaporação da água retira calor de nosso cor-
formação de nuvens
precipitação
po e isso transmite a sensação de frio.
evaporação
transpiração
5. Considere cada esfera como sendo uma molécula. Qual mudança de estado físico está indicada
no modelo abaixo? O processo liberta ou absorve calor? Justifique.
escoamento
infiltração
pelo solo
plantas
absorvendo
água
água subterrânea
captação por
meio de poço
Quando a água da chuva penetra no solo, ela dissolve sais presentes nas rochas, carregando-os
até o mar. Esses sais permanecem na água do
mar.
Com base no texto e nos seus conhecimentos,
responda:
I.Em qual faixa de temperatura a água da
chuva provavelmente se encontra?
O modelo sugere uma sublimação. Por ser um afastamento de moléculas, a sublimação absorve calor do ambiente.
ensino médio
26
1º ano
II. Em que estado físico se encontra a água
perdida na transpiração das plantas pelas
folhas?
III. Explique o aparecimento da água líquida na
parte externa (superfície) de um copo que
contém água gelada.
IV. Em um aquário, os peixes respiram. Qual
é o gás vital que se encontra dissolvido na
água?
V. Qual “água” contém mais impurezas: a “água
da chuva” recolhida em uma grande cidade
ou a recolhida na zona rural? Justifique.
Após um
banho quente,
o espelho do
banheiro fica
recoberto por
água.
I. 0ºC a 100ºC
II. Gasoso.
III. O vapor de água se condensa.
IV. Oxigênio.
O vapor de água presente na atmosfera forma as nuvens, que são responsáveis pela chuva.
V. Em uma grande cidade, onde a região é mais poluída.
2. Explique os seguintes fatos:
a) De que maneira o suor produzido pelo corpo, como, por exemplo, durante exercícios
físicos, diminui a temperatura do corpo.
b) Por que uma mesma quantidade de água,
mantida nas mesmas temperatura e pressão, evapora mais rapidamente em uma
bandeja do que em um copo.
Consulte
Livro 1 – Capítulo 5
Caderno de Exercícios 1 – Capítulo 5
Tarefa Mínima
aula 4
3. No ciclo da água em nosso planeta, identifique
duas mudanças de estado físico.
Resolva os exercícios a seguir.
4. As mudanças de estado físico de uma substância são classificadas como fenômenos físicos.
Justifique essa afi rmação.
1. Identifique cada uma das mudanças de estado físico da água mostradas nas fotografias,
como: evaporação, ebulição ou condensação.
5. Observe a figura abaixo:
Funil de vidro
Iodo sólido
Peças de roupa molhadas secam
quando penduradas em um varal.
Cápsula de
porcelana
Vapor de iodo
Iodo
sólido
Aquecimento
Quais mudanças de estado físico ocorrem na
experiência ilustrada anterior?
Quando a lava de um vulcão atinge o
mar, forma-se uma grande quantidade de vapor de água.
ensino médio
27
1º ano
6. (UnB/PAS-DF) O ciclo das águas está diretamente
ligado ao clima, pois sua evaporação e sua precipitação determinam as enchentes e as secas.
A hidrosfera, formada pelas águas oceânicas e
continentais, completa de modo admirável a beleza da litosfera terrena. A água do mar é uma
solução aquosa contendo partículas em suspensão e substâncias dissolvidas, importantes
para o ser humano e para um grande número
de espécies animais e vegetais.
Com o auxílio do texto, julgue os itens seguintes como corretos ou incorretos:
a) No ciclo das águas, o processo de evaporação
da água do mar é exotérmico.
b)A água do mar pode ser submetida a vários
processos para a obtenção de substâncias
nela contidas.
c)A variação da temperatura com o tempo,
durante o aquecimento de uma amostra de
água do mar congelada, pode ser representada pelo gráfico abaixo.
8.Observe os gráficos a seguir, que mostram as
mudanças de estado físico da substância pura
chumbo quando submetida a:
I.aquecimento;
Temperatura (°C)
1.620
328
10
0
20
35
50
Tempo (min)
II.resfriamento
Temperatura (°C)
1.620
328
Temperatura
0
10
25
40
50
Tempo (min)
Indique:
I. durante o aquecimento:
a)a temperatura de fusão (T F );
b)a temperatura de ebulição (T E);
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.
Tempo
II. durante o resfriamento:
a)a temperatura de liquefação;
b)a temperatura de solidificação.
d)A densidade das águas oceânicas é igual à
densidade das águas continentais.
7.Gálio e rubídio são dois metais visualmente
muito parecidos e apresentam as seguintes propriedades físicas:
Metal
T F(ºC)
T E(ºC)
d(g/cm3)
Gálio
29,8
2.403
5,9
Rubídio
39
686
1,53
4. (CEFET-SC) Ao afirmarmos que o gelo-seco sublima, estamos nos referindo à:
a)passagem direta do estado gasoso para o
sólido;
b)passagem do estado sólido para o gasoso,
passando antes por uma fase líquida;
c)passagem direta do estado sólido para o
gasoso;
d)passagem do estado líquido para o gasoso;
e) passagem do estado sólido para o líquido.
Considerando esses dados, responda às questões:
a)Qual o estado físico dos dois metais em um
dia com temperatura de 25ºC?
b)Qual o estado físico dos dois metais em um
deserto onde a temperatura chega a 45ºC?
c)Como você identificaria esses metais, sem
dispor de nenhum equipamento, em um dia
com temperatura de 25ºC?
ensino médio
Tarefa Complementar
Aula 4
1. Leia os itens 15 e 16.
2. Faça os exercícios de 41 a 48.
28
1º ano
Aulas
5e 6
3. Assinale a alternativa correta.
Um sistema homogêneo apresenta, necessariamente:
a) uma única substância.
➜ b) uma única fase.
c) um único elemento químico.
d) sempre uma substância no estado sólido.
e) sempre uma grande variedade de cores.
Fases e componentes
Fases: porção que apresenta aspecto visual homogêneo, podendo ser contínuo ou não, mesmo
quando observado ao microscópio óptico comum.
n gases = 1 fase (Ex.: ar atmosférico não poluído)
n sólidos = n fases, desde que não forme liga (Ex.:
granito = 3 fases)
4. A alternativa a do exercício anterior é verdadeira ou falsa? Justifique sua resposta.
Falsa, porque um sistema que contivesse uma substân-
Água vapor
cia em vários estados físicos seria heterogêneo. Cada
estado físico constitui uma fase.
Água sólida
Água líquida
5. Indique o número de fases e de componentes
(substâncias) nos sistemas abaixo:
água líquida
1 fase(s)
1 componente(s)
1. Indique o número de fases nos seguintes sistemas:
Água sólida
Água
líquida
1 fase(s)
Água sólida
Água
líquida
Água
líquida
2 fase(s)
2 fase(s)
água + açúcar dissolvido
1 fase(s)
2 componente(s)
2. Considere que a expressão componente indique cada substância participante do sistema.
Assinale o número de componentes em cada
um dos seguintes sistemas:
Água
1 componente
ensino médio
Água
+
NaC dissolvido
2 componentes
água + açúcar dissolvido +
+ açúcar não dissolvido
2 fase(s)
2 componente(s)
água sólida + água líquida
+ açúcar dissolvido +
+ açúcar não dissolvido
3 fase(s)
2 componente(s)
Água
+
NaC
+
açúcar
(dissolvidos)
3 componentes
29
1º ano
6. Considere o granito como um sistema com três
fases e três componentes (quartzo, feldspato e
mica).
Indique o número de fases e componentes
no seguinte sistema Granito + gelo + solução
aquosa de açúcar.
Tarefa Mínima
aula 5
Resolva os exercícios a seguir.
1. Para os materiais a seguir:
I. água da torneira,
II. refrigerantes,
III. ar atmosférico,
IV. ferro,
V. aço (liga de ferro + carbono + ...), faça a
classificação em
Gelo
Água
+
açúcar
5
5
fase(s)
componente(s)
a) substância pura (S)
b) mistura (M)
Granito
Ilustrações para as questões 2 a 7
gelo
5 fases: quartzo, feldspato, mica, gelo e solução.
5 componentes: água, açúcar e os 3 componentes do
óleo
granito.
água
7. Complete a frase: “Uma substância pura poderá ser encontrada em, no máximo, 3 fases.”
Quais são as fases?
água
água
água e
sal dissolvido
água e
óleo
I
II
III
IV
2. Quais das ilustrações representam uma substância pura?
Fase sólida, fase líquida, fase gasosa.
3. Quais são misturas?
4. Quais são sistemas homogêneos?
8. Suponha que um comprimido efervescente
constituído unicamente por bicarbonato de
sódio foi dissolvido em 200 mL de água, conforme a fotografia abaixo.
5. Quais são sistemas heterogêneos?
6. Em qual frasco temos uma mistura heterogênea?
7. Em qual frasco temos uma mistura homogênea?
8. Identifique o número de fases e de componentes nos sistemas a seguir:
I–
II –
água
+
sal
água
+
sal
óleo
+
água
+
sal
IV –
água
+
sal
+
granito
9. Qual o número de fases e de componentes
de um sistema constituído por uma solução
aquosa de cloreto de sódio, cloreto de sódio
sólido (não dissolvido) e dois cubos de gelo?
Qual o número de fases desse sistema? Quais
são essas fases?
3 fases
III –
sólida – comprimido
líquida – água + bicarbonato dissolvido
gás – gás carbônico
gelo
solução aquosa de
cloreto de sódio
Consulte
cloreto de sódio
sólido
Livro 1 – Capítulo 5
Caderno de Exercícios 1 – Capítulo 5
ensino médio
30
1º ano
aula 6
Se, no prato A, for colocado 1 L de água do
Mar Vermelho e no prato B, 1 L de água do
Mar Báltico:
a) eles permanecem nivelados?
b) A sobe e B desce?
c) A desce e B sobe?
Justifique sua resposta.
Leia o texto e responda às questões de 1 a 7.
Água do mar
As águas dos mares e oceanos contêm vários
sais, cuja quantidade dissolvida (salinidade) varia
de acordo com a região em que foram colhidas
amostras. O Mar Vermelho, por exemplo, é o que
apresenta maior salinidade — aproximadamente
40 g de sais dissolvidos para cada litro de água
(40 g/L). Já o Mar Báltico é o que apresenta menor
salinidade — em média, 30 g/L.
Cerca de 80% (em massa) dos sais dissolvidos
são constituídos de cloreto de sódio, nos outros
20% são encontrados vários sais, como o cloreto
de magnésio e o sulfato de magnésio.
5. Considere as seguintes amostras, todas contendo 1 L:
x — água do Mar Vermelho
y — água do Mar Báltico
z — água do mar do litoral brasileiro
Quais situações abaixo estão corretas?
x
y
I
1. A água do mar é uma substância pura ou uma
mistura?
x
2. Caso você tenha considerado a água do mar
como uma mistura, essa será homogênea ou
heterogênea?
z
z
III
z
y
z
x
II
IV
y
z
VI
V
6. Se 1000 L de água do Mar Vermelho fossem
totalmente evaporados, qual massa de resíduo
sólido (sais) seria obtida? E quanto dessa massa corresponderia ao cloreto de sódio?
3. Qual substância, não mencionada no texto e
que se encontra também dissolvida nas águas
dos mares, permite a existência de peixes?
7. Esboce um gráfico indicando as mudanças de
estado para a água do mar partindo do estado
sólido.
4. Considere uma balança de dois pratos, como a
representada a seguir:
A
z
Tarefa Complementar
aula 5
1. Leia os itens 17, 18 e 19.
2. Faça os exercícios 55, 56 e 57.
B
aula 6
Faça os exercícios 58, 59 e 60.
Capítulo 6
Aulas
7 a 10
• Dissolução fracionada
• Decantação
Separação de misturas
• Filtração
Alguns processos de separação de misturas
• Cristalização
• Catação
• Destilação simples
• Atração magnética
• Destilação fracionada
ensino médio
31
1º ano
Aparelhagem de laboratório
Condensador
Erlenmeyer
I
Béquer
II
Funil
simples
Pipeta
Volumétrica
III
Funil de
Bromo
IV
Kitassato
Bureta
V
Provetas
1. Indique um método para separar:
a) ferro (pó) de enxofre (pó);
Separação magnética (ímã) ou dissolução fracionada.
b) dois líquidos não miscíveis.
Funil de decantação.
2. Faça um esquema indicando as etapas que possibilitam a separação completa de açúcar misturado com
areia.
Açúcar
Areia
Água
Filtração
Evaporação
Açúcar
sólido
ensino médio
32
Água
+
açúcar
1º ano
3.Observe as informações do quadro a seguir, a respeito da pólvora, uma mistura heterogênea de enxofre, carvão e salitre (KNO3).
Componentes
da pólvora
Solubilidade em
Água
Sulfeto de carbono
(líquido)
Enxofre
Não solúvel
Solúvel
Carvão
Não solúvel
Não solúvel
Salitre
Solúvel
Não solúvel
Indique os procedimentos que permitem separar os três componentes da pólvora.
Enxofre
Carvão
Salitre
Água
Água
+
salitre
Salitre
sólido
Sulfeto de carbono
Sulfeto de
carbono +
enxofre
Enxofre
sólido
Filtração
Evaporação
Água
+
salitre
Filtração
Evaporação
Sulfeto de
carbono
+
enxofre
4.Em uma das várias etapas que constituem o processo de obtenção de água potável para as populações, a
água é deixada em repouso em enormes tanques e, depois, forçada a passar por camadas de areia.
Nesses procedimentos, podemos identificar:
a)destilação e decantação.
b)filtração e destilação.
➜ c) decantação e filtração.
d)filtração e separação magnética.
e) destilação fracionada e sedimentação.
5.Complete a frase: “Nas salinas marinhas, o sal é obtido pela
calor do Sol”.
ensino médio
33
evaporação
da água sob a ação do
1º ano
6.Desenhe uma aparelhagem de destilação simples, indicando pelo menos o balão de aquecimento e o condensador.
ouro do amálgama de ouro (mistura de ouro
com mercúrio).
Destilação.
Água
Conde
Observação: Nesse caso, a vaporização do mercúrio ao
ar livre seria muito poluente.
nsado
r
Água de
refrigeração
11. (CEFET-MG) A tabela a seguir apresenta propriedades de algumas substâncias.
Balão
Substâncias
Aquecimento
7.Quais mudanças de estado físico ocorrem na
destilação simples?
Temperatura Temperatura
Solubilidade
Densidade
de Fusão
de Ebulição
em água
(g/dm3)
(°C)
(°C)
(25ºC)
A
114
200
2,0
insolúvel
B
–300
–188
0,6
insolúvel
C
–117
78
0,8
solúvel
D
12
95
1,2
insolúvel
E
–10
15
8,4
insolúvel
Analisando-se os dados fornecidos, à temperatura ambiente, a(s) substância(s)
a)A é a mais volátil.
b)A e D são gasosas.
➜ c) B e E formam uma mistura homogênea.
d)C se separa da água por destilação simples.
I. Vaporização, no balão.
II. Condensação, retorno ao estado líquido, no condensador.
Estados físicos a 25°C e 1 atm:
A = sólido; B = gás; C = líquido; D = líquido; E = gás
8.Os filtros de água domésticos possuem uma
vela de porcelana porosa. Qual a função dessa
vela?
A mais volátil (menor T.E.) é a substância B
alternativa a = Falsa
alternativa b = Falsa
Reter partículas sólidas.
alternativa c = Correta. Dois gases sempre formam uma
mistura homogênea.
alternativa d = Falsa
9.O álcool iodado é uma solução de iodo (sólido)
em álcool. Sabendo que o álcool é mais volátil
que o iodo, proponha um método para obter
iodo, mas que seja diferente da destilação.
A substância C é um líquido solúvel em água. Pode ser separada por destilação fracionada.
A evaporação natural da solução resultará em iodo
sólido.
Observação: O iodo sublima quando aquecido.
Texto
12
a
15
A maior parte das substâncias que encontramos ao nosso redor são misturas, e muitas vezes
é necessário separar seus componentes para utilizarmos as substâncias obtidas separadamente.
10. O ouro dissolve-se em mercúrio, um metal líquido. Lembrando que os vapores de mercúrio são
muito tóxicos, proponha um método para obter
ensino médio
para as questões
34
1º ano
15. Complete o quadro a seguir utilizando as seguintes palavras: simples, catação, homogênea,
sublimação, cristalização e fi ltração.
As máquinas de lavar roupas utilizam um método semelhante aos métodos de separação. Em uma
das fases do seu funcionamento, esse eletrodoméstico gira em alta velocidade. A roupa e a água, por
apresentarem densidade diferentes, são separadas.
catação
Heterogêneas
12. O aparelho esquematizado a seguir é utilizado
nos laboratórios de análises clínicas para fazer
exames de sangue.
Decantação
cristalização
Misturas
Flotação
homogênea
Dissolução Fracionada
Separação magnética
filtração
simples
Destilação
sublimação
complexo
golgiense
mitocôndria
núcleo
Consulte
Livro 1 – Capítulo 6
Caderno de Exercícios 1 – Capítulo 6
Ele tem a função de acelerar o processo de decantação, principalmente de células, organelas e moléculas. Qual o nome do aparelho e do
processo mostrado na ilustração, que separou
algumas organelas de uma célula pela diferença
de densidade?
Tarefa Mínima
aulas 7 e 8
Faça os exercícios a seguir.
Centrífuga; centrifugação.
1. Associe cada mistura ao processo de separação mais adequado.
13. Coloque em ordem crescente a densidade das
organelas separadas pelo aparelho.
Misturas
I. água + gasolina
II. areia + limalha de ferro
III. salmoura
IV. arroz + feijão
V. água + areia
Complexo golgiense , mitocôndria  núcleo
14. As latas de aço, usadas, por exemplo, como
embalagens de tintas, aerossóis ou alimentos,
podem ser recicladas inúmeras vezes. Atualmente, cerca de 35% das latas de aço fabricadas no Brasil são recicladas.
No processo de reciclagem, utilizam-se as propriedades magnéticas do ferro, presente no
aço, para separar as latas desse material das
demais por meio de um imã. Esse processo é
chamado separação magnética.
Das alternativas abaixo, marque a única que
apresenta uma mistura que pode ser separada
magneticamente.
a) Pregos de aço e parafusos de ferro.
➜ b) Limalha de ferro e serragem.
c) Limalha de alumínio e sal.
d) Sal e açúcar.
ensino médio
Fracionada
Processos
A.
B.
C.
D.
E.
catação
fi ltração
atração magnética
destilação
funil de separação
2. O aspirador de pó separa a poeira do ar, isto é,
os sólidos dos gases.
O nome desse método de separação é:
a) sifonação.
d) centrifugação.
b) fi ltração.
e) destilação.
c) decantação.
35
1º ano
3. O chimarrão é uma bebida típica do sul da América do Sul. Beber chimarrão é um hábito legado
pelas culturas guarani, aimará e quíchua.
3. Para se obter água pura, a partir da água do
mar, faz-se uma:
a) evaporação.
d) fi ltração.
b) destilação.
e) sedimentação.
c) liquefação.
aula 10
Faça os exercícios a seguir.
1. O esquema a seguir mostra o tradicional alambique usado para preparar bebidas alcoólicas provenientes da fermentação de açúcares ou cereais.
solução
No seu preparo, é adicionada água quente ao
mate. Com uso de uma bomba, as pessoas ingerem a infusão formada. A respeito do chimarrão, responda:
a) A infusão ingerida é uma substância pura
ou uma mistura?
b) De onde são provenientes as substâncias
presentes na bebida assim preparada?
c) Qual o nome desse processo?
d) A bebida seria preparada com a mesma rapidez se usássemos água fria?
e) Cite outro exemplo em que esse processo é
usado na nossa vida diária.
água
Faça um esquema com aparelhos de laboratório
que possa substituir o alambique. Dê o nome de
cada aparelho e explique seu funcionamento.
2. Considere uma mistura de três gases, A, B e
C, que possuem os seguintes pontos de liquefação (PL):
Gás A: PL = 0ºC
Gás B: PL = –25ºC
Gás C: PL = –40ºC
Pode-se afi rmar:
a) A mistura das três substâncias, a 10ºC, será
heterogênea.
b) Se a mistura for esfriada a –30ºC, apenas o
gás A irá liquefazer.
c) Efetuando-se a liquefação total da mistura e
a destilação fracionada, o gás C destilará em
primeiro lugar.
d) Abaixando-se gradativamente a temperatura, o gás C irá liquefazer em primeiro lugar.
e) A mistura, na temperatura de –60ºC, certamente estará no estado gasoso.
aula 9
Faça os exercícios a seguir.
1. Em uma das etapas do tratamento de água
para as comunidades, o líquido atravessa espessas camadas de areia.
Essa etapa é uma:
a) decantação.
d) flotação.
b) fi ltração.
e) levigação.
c) destilação.
2. As velas do fi ltro de água de uso doméstico
têm o seguinte aspecto:
carvão
em pó
água
impura
porcelana
porosa
água
impura
Tarefa Complementar
aulas 7 e 8
1. Leia os itens de 1 a 11.
2. Faça os exercícios de 1 a 5.
O carvão em pó (ativado) retém (adsorve) possíveis gases presentes na água.
aula 9
Faça os exercícios de 6 a 16.
a) O que deve ficar retido na parte externa da
porcelana?
b) A água que sai da vela é uma substância pura?
ensino médio
aula 10
Faça os exercícios de 17 a 25.
36
1º ano
Capítulo 7
Aula
11
Observação
a) A maioria das radiações atravessa a folha de ouro
sem deixar vestígio. (A)
b) Algumas partículas sofrem desvio de direção. (B)
c) Pouquíssimas partículas não atravessam a folha. (C)
Os modelos atômicos até Rutherford
1. Gregos antigos consideravam a natureza formada por quatro “partes” ou “elementos”:
Eletrosfera
Periferia difusa,
praticamente sem massa,
ocupada pelas
cargas negativas
Água
Terra
Fogo
Ar
Núcleo denso,
sede das cargas
positivas
2. Leucipo e Demócrito (400 a.C.): 1a ideia filosófica.
Á
TOMO
não divisível
3. Modelo atômico é uma imagem que fazemos do
átomo, baseada em dados experimentais, hipóteses e leis.
Quando puder ser representado por um objeto,
teremos o modelo físico.
4. Dalton (1808):
1o
Modelo de átomo imaginado po Rutherford.
7. O modelo atômico se diferenciava dos anteriores pela existência de um núcleo, que conteria
praticamente toda a massa do átomo.
modelo científico.
8. A eletrosfera (região dos elétrons) envolveria o
núcleo e teria massa desprezível.
5. Thomson (1897): evolução do modelo – “pudim
de passas”.
1. Experimentos de Thomson mostravam que o
átomo era divisível, ao contrário do que afi rmava Dalton.
a) Qual partícula atômica foi descoberta e provocou a construção de um novo modelo de
átomo?
b) Se você dispusesse de massa de moldar e
alguns feijões, como você construiria um
modelo de átomo associado às ideias de
Thomson? Qual seria a função da massa de
moldar? E dos feijões?
6. Rutherford (1911): modelo clássico – átomo nucleado.
Experimento de Rutherford
Material
radioativo
Folha de ouro
C
B
A
a) A descoberta do elétron (Millikan, por volta de 1896)
provocou uma reestruturação na maneira de pensar o
átomo.
B
Bloco protetor
de chumbo
ensino médio
Anteparo
37
1º ano
4. No espaço abaixo, faça um desenho representando como você imagina um átomo contendo
2 prótons, 2 nêutrons e 2 elétrons.
b) O modelo seria construído com uma bola de massa com
feijões espalhados uniformemente pela massa inteira
(interior e superfície).
A massa de moldar simula a parte positiva do átomo de
Thomson, enquanto que os feijões simulam os elétrons.
Caro(a) Professor(a). Algum tempo antes desta aula, peça
aos alunos para trazer uma pequena porção de massa de
moldar (50 g) e cerca de uma dúzia de grãos de feijão.
Resposta pessoal.
Obs.: Esta atividade será útil para o professor perceber
eventuais falhas graves na imagem mental que um aluno
poderá fazer.
2. O modelo atômico de Rutherford se caracterizou por indicar a existência de um núcleo.
Se o núcleo atômico crescesse e ficasse do tamanho de uma laranja, o tamanho do átomo correspondente estaria mais próximo do tamanho
de:
(Dados: diâmetro da laranja = 10cm; considere o diâmetro do átomo cem mil vezes maior
que o do núcleo)
a)outra laranja.
b)uma melancia.
c) um coqueiro.
d)uma casa com dois andares.
➜ e) um estádio como o do Maracanã.
Um comprimento cem mil vezes maior que 10cm será :
X = 100.000 (10cm) = 106 cm
Consulte
Para facilitar a comparação, transformaremos em
quilômetros:
Livro 1– Capítulo 7
Caderno de Exercícios 1 – Capítulo 7
1 km .................... 103 m .................... 105 cm
Y ........................................................ 106 cm
Tarefa Mínima
Aula 11
Faça os exercícios a seguir.
Y = 10 km
Obs.: Seria algo como comparar uma laranja com um espaço
correspondente a 100 quarteirões.
1. Qual a diferença entre um modelo científico e
um modelo filosófico?
2. Em função da fonte fornecedora de energia, indique 2 tipos (“2 modelos”) de motores de carros.
3. Complete o quadro abaixo:
Modelo atômico de Rutherford
Carga
Principais
partículas
Núcleo
positiva
prótons e
nêutrons
Eletrosfera
negativa
elétrons
ensino médio
3. Por que um modelo atômico nunca será igual
ao átomo real?
4. Qual a importância histórica do modelo atômico de Thomson?
5. Compare o modelo de Thomson com uma melancia. Os caroços da fruta serão associados a
quais partículas do átomo?
38
1º ano
8. Faça uma tabela comparando as características gerais de massa e carga do próton, nêutron e elétron.
6.Por que o modelo de Thomson foi abando­
nado?
7. Nos estudos químicos, um modelo atômico mais
simples poderá ser utilizado se isso não prejudicar o entendimento dos conceitos analisados.
Por exemplo, se você quisesse explicar para um
aluno do Ensino Fundamental o comportamento geral de um gás formado por átomos isolados, como o gás neônio, qual modelo atômico
poderia ser usado?
Tarefa Complementar
Aula 11
1. Leia os itens 1, 2 e 3.
2. Faça os exercícios 9 a 13.
Aula
11.1
Número atômico, número de massa, íons
• Os elétrons possuem massa desprezível em relação ao núcleo.
• Prótons e nêutrons concentram praticamente a massa total do átomo.
• Número atômico (Z) = número de prótons do núcleo.
• Número de massa (A) = soma de números de prótons e nêutrons do núcleo.
• Elemento químico: conjunto de átomos de mesmo número atômico.
• O átomo isolado é eletricamente neutro: o número de prótons é igual ao número de elétrons.
• Íons são sistemas atômicos com carga positiva ou negativa.
• Íon positivo (cátion) possui menor número de elétrons em relação aos prótons.
• Íon negativo (ânion) possui maior número de elétrons em relação aos prótons.
= próton
= nêutron
e–
e–
= elétron
e–
Esquema de 42 He (Z = 2; A = 4)
ensino médio
39
1º ano
Texto
para as questões
1
a
4.
“Espécie química é o nome geral que costuma-se atribuir a qualquer átomo, íon ou conjunto de átomos. Por
35
exemplo, espécies químicas derivadas dos átomos 23
11Na e 17C possuem grande importância biológica.”
1. Complete o quadro:
Átomo
Z
A
No de prótons
No de nêutrons
No de elétrons
23
11 Na
11
23
11
23 – 11 = 12
11
35
17 C
17
35
17
35 – 17 = 18
17
Íon
Z
A
No de prótons
No de nêutrons
No de elétrons
+
23
11 Na
11
23
11
12
11 – 1 = 10
–
35
17 C
17
35
17
18
17 + 1 = 18
Íon
Z
A
No de prótons
No de nêutrons
No de elétrons
2+
24
12 Mg
12
24
12
12
12 – 2 = 10
2–
16
8O
8
16
8
8
8 + 2 = 10
2. Complete o quadro:
3. Complete o quadro:
4. Consulte uma tabela periódica e complete:
ensino médio
Número atômico
Nome do elemento
Símbolo do elemento
1
Hidrogênio
H
2
Hélio
He
92
Urânio
U
26
Ferro
Fe
40
1º ano
3. Qual o número de prótons, elétrons e nêutrons
dos átomos:
a)
Consulte
19
9 F;
27
b) 13 Al;
Livro 1– Capítulo 7
Caderno de Exercícios 1 – Capítulo 7
7
c) 3 Li.
Tarefa Mínima
4. O que é um cátion? E um ânion?
Faça os exercícios a seguir.
5. Determine o número de prótons, elétrons e
nêutrons dos íons:
1.Faça uma pesquisa nos resumos que iniciam
esta aula. Compare os conceitos de elemento
químico utilizando as “esferas atômicas “ de
Dalton e os “ átomos com núcleo” de Rutherford.
a)
3+
56
32 2 –
b)
26 Fe
26 S
Tarefa Complementar
2. Com o auxílio de uma tabela periódica, pesquise qual o principal critério para a ordem de
colocação dos elementos químicos.
1. Leia os itens de 4 a 8.
2. Faça os exercícios de 14 a 19.
Aula
Isótopos e isóbaros
Classificação
Número
atômico
Número
de massa
Isótopos
igual
diferente
Isóbaros
diferente
igual
Isótonos
diferente
diferente
1. O urânio natural é uma mistura com dois isótopos principais: urânio-238 e urânio-235. “Enriquecer o urânio” é uma expressão técnica que
corresponde a aumentar a porcentagem dos
átomos urânio-235, o isótopo que interessa
para as usinas nucleares.
a)Qual o significado dos valores 235 e 238?
b)Consulte uma tabela periódica e indique o
número atômico do urânio.
c)Em relação aos números de partículas atômicas fundamentais, qual a diferença entre
urânio-238 e urânio-235?
Isótonos: mesmo número de nêutrons.
Exemplos:
1
Isótopos de Hidrogênio: 1 H (prótio);
4
Isótopos do Hélio: 2 He ;
3
3
2 He
2
3
2 He
Isóbaros: 1 H e
Isótonos: 1 H e
ensino médio
12
2
1H
(deutério);
a) São valores de números de massa (soma de prótons e
nêutrons).
3
1H
(trítio)
b) Z = 92
c) No número de nêutrons.
3
2 He
Urânio-238 ⇒ n = A – Z = 238 – 92 = 146
Urânio-235 ⇒ n = A – Z = 235 – 92 = 143
41
1º ano
2. O cobalto-59, por meio de processos que conheceremos no estudo de Radioatividade,
pode ser transformado em cobalto-60, importante isótopo em alguns tratamentos médicos.
a)Consulte uma tabela e indique o número
atômico do cobalto.
b)Qual partícula o cobalto-59 precisa receber
para transformar-se em cobalto-60?
4.Os átomos X e Y são isótopos. Determine os
valores de Z e A de ambos, sabendo que:
Átomo
Z
A
X
x–2
x+6
Y
2x – 12
x+8
Átomos isótopos possuem mesmo número atômico (Z):
a) Z = 27
x – 2 = 2x – 12
b) Cobalto-59 possui 27 prótons e 32 nêutrons.
Cobalto-60 possui 27 prótons e 33 nêutrons.
12 – 2 = 2x – x ⇒ x = 10
Portanto, o primeiro isótopo deverá receber um nêutron.
3.Bem menos importantes que isótopos e isóbaros, existem também os isótonos, que são átomos que possuem somente o mesmo número
de nêutrons.
14
7 N;
b)
19
9 F;
16
c) 8 O;
A = x + 6 = 10 + 6 = 16
A = x + 8 = 10 + 8 = 18
Átomo
Z
A
M
x+4
x + 25
N
x+5
2x + 10
Átomos isóbaros possuem mesmo número de massa (A):
20
d) 10 Ne
x + 25 = 2x + 10
a)
14
7N
⇒ p=7 e n=7
b)
19
9F
⇒ p = 9 e n = 10
c)
16
8O
⇒ p=8 e n=8
d)
20
10 Ne
25 – 10 = 2x – x ⇒ x = 15
Átomo M
Z = x + 4 = 15 + 4 = 19
19
9F
e
Átomo N
Z = x + 5 = 15 + 5 = 20
A = x + 25 = 15 + 25 = 40 A = 2x + 10 = 2(15) + 10 = 40
⇒ p = 10 e n = 10
Os isótonos são
ensino médio
Z = 2x – 12 = 2(10) – 12 = 8
5. Os átomos M e N são isóbaros. Utilize a tabela
abaixo e determine os valores de Z e A para os
dois átomos.
Na lista seguinte, determine o número de nêutrons dos átomos e assinale os isótonos:
a)
Átomo Y
Átomo X
Z = x – 2 = 10 – 2 = 8
20
10 Ne.
42
1º ano
b) Sabendo que os números de massa valem
A=Z+6
A’ = Z + 8,
Consulte
Livro 1– Capítulo 7
Caderno de Exercícios 1 – Capítulo 7
como você representará esse isótopos?
Tarefa Mínima
aula 12
Faça os exercícios a seguir.
4. Os átomos X e Y são isótopos. Determine
os valores de Z e A de ambos, sabendo que:
1. O iodo possui um isótopo importante no metabolismo da tireoide. Faça uma pesquisa na internet e
indique um site que contenha o número atômico e
o número de massa desse isótopo. Determine também o número de prótons e nêutrons desse átomo.
2. O modelo de Dalton afi rmava que os átomos
de um elemento teriam massas iguais. Qual
descoberta no século XX mostrou que essa
proposta estava errada?
Átomo
Z
A
X
x–3
Z+1
Y
2x – 7
Z+2
Tarefa Complementar
aula 12
1. Leia o item 9.
2. Faça os exercícios de 28 a 40.
3. Dois isótopos possuem (Z = x + 4) e (Z = 8 – x).
a) Consulte uma tabela periódica e anote qual
o elemento correspondente.
Aula
13
Modelo atômico de Böhr
Estado fundamental
Estado ativado
energia
n=4
n=3
n=2
n=1
elétron
–
– elétron
+
núcleo
+
núcleo
energia
(onda eletromagnética)
E1
E2
E1
E2
energia
recebida
= E2 – E1
energia
devolvida
= E 2 – E1
espectro
de linhas
(descontínuo)
comprimento de onda
(a)
(b)
a) O salto quântico. A energia recebida pode ser de qualquer tipo, mas a energia perdida será na forma de ondas eletromagnéticas.
b) Saltos quânticos no modelo de Böhr para o átomo de hidrogênio. Cada salto emite uma radiação eletromagnética correspondente a
uma raia do espectro.
ensino médio
43
1º ano
2. Quando o elétron do exercício anterior voltar
para sua posição inicial:
a)perderá energia igual a (M – K) na forma de
ondas eletromagnéticas.
b)perderá energia igual a (M + K) na forma de
energia cinética.
c) receberá energia igual a (M – K) na forma de
ondas eletromagnéticas.
d)receberá energia igual a (M + K) na forma de
energia de atrito.
e)perderá qualquer quantidade de energia.
• A energia de um elétron será um múltiplo inteiro de um “pacote” de energia chamado quantum (plural: quanta).
• A eletrosfera possui níveis de energia (ou camadas), cada um correspondente a um certo número de quanta.
• Foram determinados sete níveis de energia,
com energia crescente a partir do núcleo.
• A partir do núcleo, os níveis foram designados
pelas letras maiúsculas K, L, M, N, O, P, Q.
• A energia de um elétron em um nível de energia é constante.
Perderá a mesma quantidade de energia, na forma de ondas
eletromagnéticas.
• Se um elétron receber uma quantidade adequada de energia(E), saltará para um nível
mais afastado do núcleo. A energia recebida
pode ser de tipos variados, como calor, radiações eletromagnéticas, etc.
Energia (M) – energia (K) = energia devolvida
• Retornando para sua posição inicial, aquele elétron
devolverá a mesma quantidade de energia (E)
somente na forma de ondas eletromagnéticas.
3.A luz violeta possui maior energia que a luz
vermelha. Podemos dizer de maneira simplificada que o quantum de energia da luz violeta é
maior que o quantum da luz vermelha.
Admita que dois átomos A e B receberam
energia. O átomo A emitiu luz violeta, enquanto que B emitiu luz vermelha.
Discuta com seus colegas e levante hipóteses a
respeito das seguintes questões:
a)Qual salto quântico (de A ou B) envolveu
maior energia?
b)Se ambas as radiações (azul e vermelha) forem
emitidas pelo mesmo átomo, isso indicará que
esse átomo sofreu diferentes saltos quânticos?
Justifique o raciocínio.
• Qualquer salto do elétron, recebendo ou emitindo energia, envolve um número inteiro de
quanta, daí ser conhecido como salto quântico.
• Cada elemento químico, quando ativado, emite
um conjunto característico de radiações eletromagnéticas que servirá para identificar o elemento.
1.Para um elétron saltar do primeiro nível (K)
para o terceiro (M), ele precisará:
a)perder energia igual a (M – K).
b)perder energia igual a (M + K).
c) receber energia igual a (M – K).
d)receber energia igual a (M + K).
e)receber qualquer quantidade de energia.
a) Como a luz violeta tem maior energia que a luz vermelha,
o salto que emitirá luz violeta corresponde ao “pulo
eletrônico” mais energético. Ou seja, é o salto no qual
o elétron recebeu maior energia na ida e libertou maior
energia na volta.
b) Sim, para um mesmo átomo, cores diferentes indicam
saltos diferentes. Um átomo, na verdade, emite um
conjunto de radiações, cada uma delas correspondendo
a um salto quântico.
Receberá energia correspondente à diferença entre os dois
níveis:
Energia (M) – energia (K) = energia recebida
ensino médio
44
1º ano
Utilize esse texto para discutir as seguintes
questões:
a)Se dois metais, quando aquecidos, emitirem
luzes diferentes, podemos concluir que seus
saltos quânticos principais são diferentes?
b)As emissões totais de ondas eletromagnéticas (espectros descontínuos) dos átomos
permitem suas identificações.
Proponha um caminho geral para pesquisar
se existe metal cobre no Sol.
Consulte
Livro 1– Capítulo 7
Caderno de Exercícios 1 – Capítulo 7
Tarefa Mínima
Faça os exercícios a seguir.
1. Ao receber energia, qual a tendência do elétron?
Tarefa Complementar
1. Leia o item 10.
2. Faça os exercícios de 44 a 50.
H1
2.2.
Saltos quânticos diferentes emitem “luzes
diferentes”.
14
Aula
Distribuições eletrônicas em níveis e subníveis
• No chamado estado normal ou fundamental, os elétrons de um átomo ocupam posições com as menores energias possíveis.
• Um nível de energia divide-se em subníveis.
• A camada mais energética do átomo (“última camada”) recebe o nome de nível de valência.
• Os elétrons do nível de valência são chamados de elétrons de valência.
M
7 camadas = 7 níveis
L
K
Camadas
K L M N O P Q
Níveis = (n)
1 2 3 4 5 6 7
Diagrama de Pauling para
os elementos conhecidos
4 subníveis: s,p,d,f
n=1
n=2
n=3
No máx. de e–
por subnível
Energia
crescente
s2, p6, d10, f14
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
Notação:
Nível 3
ensino médio
1 elétron
5 elétrons
Subnível s
Subnível p
camada M
Nível 4
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d
5d
6d
4f
5f
camada N
45
1º ano
Exemplos:
subnível mais energético e mais externo
= 1s2 /
10Ne
2s2 2p6
ordem energética e ordem de distância (geométrica)
subnível mais energético e mais externo
19K
=
1s2
/
2s2 2p6
/
3s2 3p6
/
4s1
ordem energética e ordem de distância
subnível mais energético
26Fe
=
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
ordem energética
1s2 / 2s2 2p6 / 3s2 3p6 3d6/ 4s2
ordem de distância
subnível mais externo
10Ne
= 1s2 / 2s2 2p6
camadas:
K=2
L=8
2e – no
nível n = 1
8e – no
nível n = 2
1. Consulte a ordem de preenchimento dos subníveis e escreva as configurações eletrônicas fundamentais dos seguintes átomos:
Configuração eletrônica
nos subníveis
Átomo
Z
No elétrons
H
1
1
1s1
He
2
2
1s2
Li
3
3
1s2 2s1
F
9
9
1s2 2s2 2p5
Ne
10
10
1s2 2s2 2p6
2. Em relação ao exercício anterior, complete:
Átomo
ensino médio
Configuração do nível
de valência (“último nível”)
H
1s1
He
1s2
Li
2s1
F
2s2 2p5
Ne
2s2 2p6
46
1º ano
3. Agora complete agrupando os elétrons de acordo com os níveis, como mostra o modelo abaixo:
Configuração eletrônica
nos subníveis
Distribuição nos
níveis de energia
Átomo
Z
N
7
1s2 2s2 2p3
K=2; L=5
Na
11
1s2 2s2 2p6 3s1
K=2; L=8; M=1
A
13
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
K=2; L=8; M=3
Ca
20
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
K=2; L=8; M=8; N=2
Sc
21
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
K=2; L=8; M=9; N=2
Fe
26
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
K = 2 ; L = 8 ; M = 14 ; N = 2
Zn
30
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
K = 2 ; L = 8 ; M = 18 ; N = 2
Br
35
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
K = 2 ; L = 8 ; M = 18 ; N = 7
4. Leia o texto:
“Para construir a distribuição eletrônica de um ânion monoatômico, podemos efetuar duas etapas:
a)contar o número total de elétrons do ânion , incluindo os elétrons recebidos;
b)distribuir os elétrons de acordo com a ordem normal de energia dos subníveis.”
Agora preencha a tabela de acordo com o modelo indicado:
Ânion
Z
Carga
Número de
elétrons
recebidos
Total de
elétrons
O 2–
8
–2
2
10
1s2 2s2 2p6
H–
1
–1
1
2
1s2
F–
9
–1
1
10
1s2 2s2 2p6
S2–
16
–2
2
18
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
P3–
15
–3
3
18
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Distribuição
eletrônica
5. Em relação ao exercício anterior, complete:
Ânion
Configuração do
nível de valência
O 2–
2s2 2p6
H–
1s2
F–
2s2 2p6
S2–
3s2 3p6
P3–
3s2 3p6
ensino médio
47
1º ano
6. Leia o texto:
“Para efetuar a distribuição eletrônica de um cátion monoatômico, também podemos seguir duas
etapas:
a)escrever a distribuição eletrônica do átomo neutro;
b)retirar elétrons do subnível de maior energia.”
Analise o exemplo a seguir e depois complete a tabela:
2+
12Mg
11
Na+
Átomo neutro ⇒ 1s2 2s2 2p6 3s2
Retirar dois elétrons do subnível 3s2
Cátion ⇒ 1s2 2s2 2p6
Átomo neutro ⇒ 1s2 2s1
+
3Li
Retirar: um elétron do subnível 2s1
Cátion ⇒ 1s2
Átomo neutro ⇒ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
3+
13A
Retirar: 3 elétrons dos subníveis 3s2 3p1
Cátion ⇒ 1s2 2s2 2p6
Átomo neutro ⇒ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
26Fe
2+
Retirar: dois elétrons do subnível 4s2
Cátion ⇒ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
Átomo neutro ⇒ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
26Fe
3+
Retirar: dois elétrons do subnível 4s2 e um elétron do subnível 3d6
Cátion ⇒ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5
Comentário:
No caso do Fe3+, podemos partir do Fe2+ e retirar mais um elétron. Note que no Fe2+ a camada de valência passa a ser (3s2 3p6 3d6)
e o subnível 3d perde o terceiro elétron por ser o subnível mais energético dessa camada de valência.
7. Em relação ao exercício anterior, complete:
Cátion
12 Mg
2+
+
3Li
Configuração do
nível de valência
2s2 2p6
1s2
13A
3+
2s2 2p6
26Fe
2+
3s2 3p6 3d6
3+
3s2 3p6 3d5
26Fe
ensino médio
48
1º ano
3. “O cátion H+ não possui distribuição eletrônica”. Use uma tabela periódica e justifique a
frase anterior.
Consulte
Livro 1– Capítulo 7
Caderno de Exercícios 1 – Capítulo 7
4. Escreva a distribuição eletrônica dos ânions:
a)Cloreto, C
Tarefa Mínima
Aula 14
Faça os exercícios a seguir.
–
b)Nitreto, N3 –
5. Escreva a distribuição eletrônica dos cátions:
1.Pesquise números atômicos em uma tabela
periódica e construa a distribuição eletrônica
fundamental nos subníveis dos átomos:
a)argônio;
b)silício;
c)rubídio;
d)vanádio;
e)germânio.
a)Potássio, K+
b)Magnésio, Mg2+
Tarefa Complementar
Aula 14
1. Leia os itens 11 e 12.
2. Faça os exercícios de 65 a 77.
2. Para os átomos do exercício anterior, monte uma
tabela com três colunas, colocando: símbolo do
elemento, número atômico e nível de valência.
ensino médio
49
1º ano
Química I
Sistema fechado
Tem a capacidade de trocar somente energia com o meio
ambiente. Esse sistema pode ser aquecido ou resfriado, mas a
sua quantidade de matéria não varia.
Saiba Mais
Exemplo: Um refrigerante fechado.
Matéria e Energia
Sistema isolado
Matéria
Não troca matéria nem energia com o sistema.
Matéria é tudo o que tem massa e ocupa um lugar no
espaço, ou seja, possui volume.
Exemplos: a água, o plástico, o concreto, os materiais metálicos
e tudo o mais que se enquadre na definição acima.
Observação:
A rigor, não existe um sistema completamente isolado.
Observação:
A ausência total da matéria é o vácuo.
Exemplo: Um exemplo aproximado desse tipo de sistema é a
garrafa térmica.
Propriedades da matéria
Corpo
Propriedades são determinadas características que, em
conjunto, vão definir a espécie de matéria.
Podemos dividí-las em gerais, específicas e funcionais.
Corpo é qualquer porção limitada de matéria.
Exemplos: tábua de madeira, barra de ferro, cubo de gelo, pedra.
Propriedades gerais
Objeto
São propriedades inerentes a toda espécie de matéria.
Objeto é um corpo fabricado ou elaborado para ter
aplicações úteis ao homem.
Extensão
Exemplos: mesa, lápis, estátua, cadeira, faca, martelo.
É o espaço que a matéria ocupa, o seu volume.
Energia
Inércia
Energia é a capacidade de realizar trabalho, é tudo o que
pode modificar a matéria, por exemplo, na sua posição, fase de
agregação, natureza química. É também tudo que pode provocar
ou anular movimentos e causar deformações.
É a propriedade que os corpos têm de manter o seu estado
de movimento ou de repouso inalterado, a menos que alguma
força interfira e modifique esse estado.
Observações:
1.No Sistema Internacional de Unidades (SI), a energia é
expressa em joule (J).
2. Existem outras formas de energia: energia elétrica, térmica,
luminosa, química, nuclear, magnética, solar (radiante).
Observação:
A massa de um corpo está associada à sua inércia, isto é, à
dificuldade de fazer variar o seu estado de movimento ou de
repouso, portanto, podemos definir massa como a medida
da inércia.
Classificação dos sistemas
Impenetrabilidade
A partir das noções de matéria e energia, podemos
classificar em função da sua capacidade de trocar matéria e
energia com o meio ambiente.
Duas porções não podem ocupar, simultaneamente, o
mesmo lugar no espaço.
Sistema aberto
Divisibilidade
Tem a capacidade de trocar tanto matéria quanto energia
com o meio ambiente.
É a propriedade em que a matéria pode ser dividida em
partículas menores, sem perder sua característica (não sofre um
fenômeno químico).
Exemplo: Água em um recipiente aberto (a água absorve a
energia térmica do meio ambiente e parte dessa água sofre
evaporação).
ensino médio
50
1º ano
Compressibilidade
•Densidade
É a propriedade de um corpo reduzir um volume quando
submetido a uma força. De uma maneira geral, os gases são
mais compressíveis que os líquidos, e estes, por sua vez, são mais
compressíveis que os sólidos.
É a razão entre a massa e o volume ocupado pela matéria.
Exemplos: Água 1,00 g/cm3, ferro 7,87 g/cm3.
Observação:
O clorofórmio é vendido em lojas de produtos químicos
por massa (d = 1,4 g/cm3); já o éter comum é vendido por
volume (d = 0,8 g/cm3). Se ambos são líquidos, por que
um é vendido por massa e o outro por volume? Explicação:
Sendo a densidade da água igual a 1,0 g/cm3, significa
que cada 1,0 kg de água ocupa um volume de 1,0 litro.
Utilizando esse raciocínio, cada 1,0 litro de clorofórmio
possui uma massa de 1,4 kg; há 1,0 litro de éter possui
uma massa de 0,8 kg. Dessa forma você constata que
líquidos mais densos que a água são vendidos por massa;
os menos densos são vendidos por volume.
Conclusão: Tudo que é muito denso é vendido por massa;
tudo que é pouco denso é vendido por volume.
Elasticidade
Dentro de um certo limite, se a ação de uma força causar
deformação da matéria, ela retornará à forma original assim que
essa força deixar de agir.
Propriedades específicas
São propriedades individuais de cada tipo de matéria.
Podem ser: organolépticas, químicas ou físicas.
Organolépticas
São propriedades capazes de impressionar os nossos
sentidos, como a cor, que impressiona a visão, o sabor, que
impressiona o paladar, o odor, que impressiona o nosso olfato,
e a fase de agregação da matéria (sólido, líquido, gasoso, pó),
que impressiona o tato.
• Coeficiente de solubilidade
É a quantidade máxima de uma matéria capaz de se
dissolver totalmente em uma porção de outra matéria (100 g,
1000 g), numa temperatura determinada.
Exemplos: A água pura (incolor, insípida, inodora, líquida em
temperatura ambiente).
Barra de ferro (brilho metálico, sólida).
Exemplos:Cs KNO3
Cs KNO3
Cs Ce2(SO4)3
Cs Ce2(SO4)3
Químicas
Responsável pelos tipos de transformações que cada
matéria é capaz de sofrer. Relacionam-se à maneira de reagir de
cada substância.
→
→
→
→
20,9/100g de H2O (10 ºC)
31,6/100g de H2O (20 ºC)
20,0/100g de H2O (0 ºC)
10,0/100g de H2O (25 ºC)
•Dureza
É a resistência que a matéria apresenta ao ser riscada por
outra. Quanto maior a resistência ao risco mais dura é a matéria.
Entre duas espécies de matéria, X e Y, decidimos qual é a maior
dureza pela capacidade que uma apresenta de riscar a outra.
A espécie de maior dureza, X, risca a de menor dureza, Y.
O Mohs elaborou uma escala, formada por dez materiais
que ocorrem na crosta terrestre e de durezas diferentes, atribuindo
a eles valores que variam de 1 a 10.
Exemplos: Oxidação do ferro, combustão do etanol.
Físicas
São certos valores encontrados experimentalmente para
o comportamento de cada tipo de matéria quando submetidos
a determinadas condições. Essas condições não alteram a
constituição da matéria por mais diversas que sejam. As primeiras
propriedades físicas da matérias são:
• Pontos de fusão e solidificação
São temperaturas nas quais a matéria passa da fase
sólida para a fase líquida e da fase líquida para a fase sólida
respectivamente, sempre em relação a uma determinada pressão
atmosférica. Sob pressão de 1 atm, recebem o nome de ponto
de ebulição normal e ponto de condensação normal.
Exemplos: Água 0 ºC, oxigênio – 218,7 ºC, fósforo branco 44,1 ºC.
Substância
Dureza
Substância
Dureza
Talco
01
Fedspato
06
Gipsita
02
Quartzo
07
Calcita
03
Topázio
08
Fluorita
04
Coríndon
09
Apatita
05
Diamante
10
• Pontos de ebulição e condensação
São as temperaturas nas quais a matéria passa da fase
líquida para a fase gasosa e da fase gasosa para a líquida,
respectivamente, sempre em relação a uma determinada pressão
atmosférica. Sob pressão de 1 atm, recebem o nome de ponto
de ebulição normal e ponto de condensação normal.
•Tenacidade
É a resistência que a matéria apresenta ao choque
mecânico, isto é, ao impacto. Dizemos que um material é tenaz
quando ele resiste a um forte impacto sem se quebrar.
Observe que o fato de um material ser duro não garante
que ele seja tenaz; são duas propriedades distintas.
Exemplos: Água 100 ºC, oxigênio – 182,8 ºC, fósforo branco
280 ºC.
Exemplo: O diamante, considerado o material mais duro que
existe, ao sofrer um forte impacto quebra-se totalmente.
ensino médio
51
1º ano
•Maleabilidade
É a propriedade do material de poder ser reduzido a
lâminas. Os metais ouro, chumbo, prata, zinco, ferro etc, são
bastante maleáveis.
Assinale:
a) se somente a afirmativa I é correta.
b) se somente a afirmativa II é correta.
c) se somente a afirmativa III é correta.
d) se somente as afirmativas I e II são corretas.
e) se as afirmativas I, II e III são corretas.
•Ductibilidade
É a propriedade do material de poder ser transformado
em fio.
3. (UFV-MG) Considere as seguintes propriedades de
3 substâncias:
Exemplos: fio de cobre, fio de alumínio etc.
Observação:
As propriedades físicas são classificadas em dois grupos:
intensivas e extensivas. Propriedades intensivas são
aquelas que independem do quanto de matéria um corpo
é constituído, como a temperatura e a densidade relativa.
Propriedades extensivas são aquelas que dependem do
quanto de matéria um corpo é constituído, como a massa
e o volume.
Substância A: quando colocada dentro de um recipiente,
move-se sempre para o fundo;
Substância B: quando colocada dentro de um recipiente,
espalha-se por todo o espaço disponível;
Substância C: quando colocada dentro de um recipiente,
move-se sempre para o fundo, espalhando-se e cobrindo-o.
Os estados físicos das substâncias A, B e C são, respectivamente:
a) líquido, sólido e gasoso.
b) gasoso, sólido e líquido.
c) sólido, gasoso e líquido.
d) sólido, líquido e gasoso.
e) gasoso, líquido e sólido.
Propriedades funcionais
São propriedades comuns a determinados grupos de
matéria, identificados pela função que desempenham.
Exemplos: Ácidos, bases, sais, óxidos, alcoóis, aldeídos, cetonas.
4. (UFMG) Observe a tabela que apresenta as temperaturas de
fusão e de ebulição de algumas substâncias.
1. (CFT-PR) As propriedades de um material utilizadas para
distinguir-se um material do outro são divididas em
Organolépticas, Físicas e Químicas. Associe a primeira coluna
com a segunda coluna e assinale a alternativa que apresenta
a ordem correta das respostas.
Primeira Coluna
(A)Propriedade Organoléptica
(B) Propriedade Física
(C)Propriedade Química
Segunda Coluna
( )Sabor
( )Ponto de fusão
( )Combustibilidade
( )Reatividade
( )Densidade
( )Odor
( )Estados da Matéria
a) A, B, C, C, B, A, B
b) A, B, C, A, B, C, B
c) A, C, B, C, B, C, B
d) A, B, C, B, B, A, B
e) C, B, A, C, B, A, B
Temperatura
de fusão (ºC)
Temperatura de
ebulição (ºC)
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 25 ºC.
b) II é líquido a 80 ºC.
c) III é líquido a 1000 ºC.
d) IV é gasoso a 3500 ºC.
e) V é sólido a 100 ºC.
5. (Unicamp-SP) Qual o estado físico (sólido, líquido ou gasoso)
das substâncias da tabela a seguir, quando as mesmas se
encontram no Deserto da Arábia, à temperatura de 50 ºC
(pressão ambiente = 1 atm)?
2. (FAAP-SP) No texto: “Um escultor recebe um bloco retangular
de mármore e habitualmente o transforma na estátua de
uma celebridade do cinema”, podemos identificar matéria,
corpo e objeto e, a partir daí, definir esses três conceitos:
I. Matéria (Mármore): tudo aquilo que tem massa e ocupa
lugar no espaço;
II.Corpo (bloco retangular de mármore): porção limitada
de matéria que, por sua forma espacial, presta-se a um
determinado uso;
III.Objeto (estátua de mármore): porção limitada de matéria.
ensino médio
Substância
Substância
TF
TE
clorofórmio
–63
61
éter etilico
–116
34
etanol
–117
78
fenol
41
182
pentano
–130
36
TF = temperatura de fusão em ºC.
TE = temperatura de ebulição em ºC.
52
1º ano
Lei das Proporções Múltiplas (Lei de Dalton)
6. (UnB-DF-Adaptado) Julgue os itens abaixo indicando aqueles
que se referem a propriedades químicas das substâncias e
aqueles que se referem a propriedade físicas das substâncias.
I. A glicose é um sólido branco;
II. O etanol entra em ebulição a 78,5 ºC;
III.O éter etílico sofre combustão;
IV.O sódio metálico é um sólido mole e de baixo ponto de
fusão;
V.O metabolismo do açúcar no corpo humano leva à
produção de dióxido de carbono e água.
A Lei das Proporções Múltiplas determina que, se fixando
a massa de um elemento, podemos combiná-la com massas
diferentes de um segundo elemento, para formar compostos
diferentes. Essas massas estão entre si numa relação de números
inteiros e pequenos. Tomemos como exemplo a formação de
diversos óxidos de nitrogênio.
a) Quais se referem às propriedades físicas das substâncias?
b) Quais se referem às propriedades químicas das substâncias?
Saiba Mais
Leis Ponderais
Elaborada por Lavoisier, essa lei determina que uma reação que
esteja ocorrendo em sistema fechado, a massa total dos reagentes deve
ser igual à massa total dos produtos no final da reação. Para exemplificar
essa lei, tomemos por base a seguinte situação:
A reação de formação da água pode ser descrita pela
equação:
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l)
mreagentes = mprodutos
m(H2) + m(O2) = m (H2O)
= 18g
Lei das Proporções Constantes (Lei de Proust)
A lei das proporções constantes determina que em uma
reação química, as massas dos reagentes e produtos estabelecem
uma proporção constante. Quando a massa dos reagentes
dobra, as massas dos produtos dobram proporcionalmente.
O mesmo acontece se triplicarmos ou quadruplicarmos as massas
dos reagentes. A relação entre as massas dos reagentes e dos
produtos é constante. Para exemplificar essa lei, tomemos por
base a situação abaixo:
Dada a reação de formação do gás carbônico:
3g
8g
11 g
6g
16 g
22 g
9g
24 g
33 g
ensino médio
28 g
16 g
N2O2
28 g
32 g
N2O3
28 g
48 g
N2O4
28 g
64 g
N2O5
28 g
80 g
Em todos os exemplos, durante a reação química, a balança
indicará uma diminuição da massa contida no recipiente,
exceto em:
a)III
b)IV
c)I
d)II
3. (UFF) Desde a Antiguidade, diversos povos obtiveram
metais, vidros, tecidos, bebidas alcoólicas, sabões,
perfumes, ligas metálicas, descobriram elementos e
sintetizaram substâncias que passaram a ser usadas
como medicamentos. No século XVIII, a Química, a
exemplo da Física, torna-se uma ciência exata. Lavoisier
iniciou na Química o método científico, estudando os
porquês e as causas dos fenômenos. Assim, descobriu
que as transformações químicas e físicas ocorrem com
a conservação da matéria. Outras leis químicas também
foram propostas e, dentre elas, as ponderais, ainda
válidas. Com base nas leis ponderais, pode-se afirmar que,
segundo:
C(s) + O2(g) → CO2(g)
CO2(g)
NO2
2. (UFMG) Considere as seguintes reações químicas, que
ocorrem em recipientes abertos, colocados sobre uma
balança.
I. Reação de bicarbonato de sódio com vinagre em um copo;
II. Queima de álcool em um vidro de relógio;
III.Enferrujamento de um prego de ferro colocado sobre um
vidro de relógio;
IV.Dissolução de um comprimido efervescente em um copo
com água.
Se 2 g de gás hidrogênio reagem com 16 g de gás
oxigênio, a massa da água formada será de 18 g.
O2(g)
Oxigênio
1. (Unesp-SP) Numa viagem, um carro consome 10 kg de
gasolina. Na combustão completa deste combustível, na
condição de temperatura do motor, formam-se apenas
compostos gasosos. Considerando-se o total de compostos
formados, pode-se afirmar que os mesmos:
a) não têm massa.
b) pesam exatamente 10 kg.
c) pesam mais que 10 kg.
d) pesam menos que 10 kg.
e)são constituídos por massas iguais de água e gás
carbônico.
Lei da Conservação das Massas (Lei de Lavoisier)
C(s)
Nitrogênio
A partir dos dados observados, podemos concluir que,
mantendo-se constante a massa do nitrogênio, as massas do
oxigênio variam numa relação simples de números inteiros e
pequenos, ou seja, 1: 2: 3: 4: 5.
As Leis Ponderais são leis quantitativas que relacionam
as massas das substâncias que participam de uma reação.
Os cientistas Antoine Laurent Lavoisier e Joseph Louis Proust
concluíram que as reações químicas obedecem a determinadas leis.
2g + 16g
Óxidos
53
1º ano
6. (UFG-GO) Leia o texto.
I. a Lei da Conservação da Massa (Lavoisier), 1,0 g de
Ferro ao ser oxidado pelo Oxigênio produz 1,0 g de
Óxido Férrico;
II.a Lei da Conservação da Massa, ao se usar 16,0 g
de Oxigênio molecular para reagir completamente
com 40,0 g de Cálcio, são produzidas 56 g de Óxido
de Cálcio;
III.a Lei das Proporções Definidas, se 1,0 g de Ferro reage
com 0,29 g de Oxigênio para formar o composto Óxido
Ferroso, 2,0 g de Ferro reagirão com 0,87 g de Oxigênio,
produzindo o mesmo composto;
IV.a Lei das Proporções Múltiplas, dois mols de Ferro
reagem com dois mols de Oxigênio para formar Óxido
Ferroso; logo, dois mols de Ferro reagirão com três mols
de Oxigênio para formar Óxido Férrico.
O Rei Leão. Walt Disney Productions, 1994.
Considerando o texto:
a) Explique como animais e vegetais incorporam e eliminam
carbono.
b) Explique, à luz da lei de Lavoisier, por que “estados todos
conectados”.
Assinale a opção correta.
a) As afirmativas I e II estão corretas.
b)A afirmativa II estão correta.
c) As afirmativas II e III estão corretas.
d)As afirmativas II e IV estão corretas.
e) A afirmativa III está correta.
Capítulo 1
4. (Mackenzie-SP) A tabela a seguir, com dados relativos à
equação citada, refere-se a duas experiências realizadas.
Então, podemos afirmar que:
Massa Atômica, Massa molecular
e Mol
C + O2 → CO2
1ªExperiência
12 g
32 g
Xg
2ªExperiência
36 g
Y g
132 g
1. (Uerj) Quatro frascos – I, II, III, e IV – contêm oxigênio
molecular nas condições normais. A quantidade de substância
contida em cada um está representada nos rótulos transcritos
abaixo:
a)X é menor que a soma dos valores das massas dos
reagentes da 1ª experiência.
b) X = Y
c) Y é igual ao dobro do valor da massa de carbono que
reage na 2ª experiência.
d) 32/Y = X/132
e) Y = 168
I. 2 mols
II. 1 mol
III. 16 g
IV. 5,6 L
5. (Fuvest-SP) Devido à toxicidade do mercúrio, em caso de
derramamento desse metal, costuma-se espalhar enxofre
no local para removê-lo. Mercúrio e enxofre reagem,
gradativamente, formando sulfeto de mercúrio. Para fins
de estudo, a reação pode ocorrer mais rapidamente se
as duas substâncias forem misturadas num almofariz.
Usando esse procedimento, foram feitos dois experimentos.
No primeiro, 5,0 g de mercúrio e 1,0 g de enxofre reagiram,
formando 5,8 g do produto, sobrando 0,2 g de enxofre.
No segundo experimento, 12,0 g de mercúrio de 1,6 g de enxofre
forneceram 11,6 g do produto, restando 2,0 g de mercúrio.
O frasco que contém o maior número de átomos de oxigênio
é o de número:
a)I
b)II
c)III
d)IV
2. Leia o texto:
Alúmen de potássio ou alúmen (alume) de potassa
ou simplesmente alúmen é o sulfato duplo de alumínio e
potássio. Sua fórmula é KAl(SO4)2. É comumente encontrado
em sua forma dodecahidratada, como KAl(SO4)2 · 12 H2O.
Apresenta-se também com vinte e quatro moléculas de água
de hidratação, KAl(SO4)2· 24 H2O.
O alúmen de potássio é o principal constituinte da
pedra-ume (BR)/pedra-hume (PT), historicamente
chamada pedra alúmen.
O alúmen de potássio é o principal constituinte da
pedra-ume/pedra-hume mas não o único, pois a pedra-(h)ume pode conter outros alúmens, como alúmen de sódio.
É comumente usado em purificação de água, curtimento
de couro, têxteis à prova de fogo, e produção de pão. Tem
aplicação em fotografia como endurecedor da gelatina
e emulsões. Tem também usos em cosméticos como
desodorante e no tratamento pós-barba.
a) Mostre que os dois experimentos estão de acordo com a lei
da conservação da massa (Lavoisier) e a lei das proporções
definidas (Proust).
b)Existem compostos de Hg (I) e de Hg (II). Considerando
os valores das massas molares e das envolvidas nos dois
experimentos citados, verifique se a fórmula do composto
formado, em ambos os casos, é HgS ou Hg2S.
Mostre os cálculos.
Dados: massas molares (g mol–1)
mercúrios (Hg) ........200
enxofre (S) ..............32
ensino médio
“— Tudo que você vê, faz parte de um delicado equilíbrio; como
rei, você precisa entender esse equilíbrio a respeitar todas as
criaturas, desde a formiguinha até o maior dos antílopes?
— Mas, pai, nós não comemos os antílopes?
— Sim, Simba, mas deixe-me explicar: quando morremos
nossos corpos tornam-se grama e o antílope come a
grama. E, assim, estamos todos conectados pelo grande
ciclo da vida.”
Wikipédia, a enciclopédia livre
54
1º ano
Química II
Com base nas informações desse texto, qual deverá ser a massa
molecular do sal dodecahidratado KAl(SO4)2 · 12 H2O.
Dados: H = 1u; O = 16; Al = 27u; K = 39u; S = 32u.
a) 270,5 u
d) 312,5 u
b) 474,0 u
e) 415,5 u
c) 276,2 u
Capítulo 5
Substância e misturas
1. (Mackenzie-SP) Os sistemas I, II, III, IV e V abaixo contêm as
seguintes substâncias:
I. um pedaço de bronze;
II. cloreto de sódio fundido;
III. ar filtrado;
IV.H2O (vapor);
V. gás nitrogênio liquefeito.
3. (UFPB) Em uma partida de futebol, um atleta gasta cerca de
720 kcal, o que equivale a 180 g do carboidrato C3H6O3.
A partir dessas informações, é correto afirmar que essa
quantidade de carboidrato corresponde a:
a) 2 mols
d) 0,5 mol
b) 1 mol
e) 4 mols
c) 3 mols
4. (IFSC) O método mais moderno e preciso para determinar
as massas atômicas é o do espectrômetro de massa. É
um aparelho onde os átomos são ionizados, acelerados
e desviados por um campo eletromagnético. Pelo maior
ou menor desvio, pode-se calcular a massa atômica de
isótopo por isótopo. Com esse aparelho, obtemos massas
atômicas com precisão de até cinco casas decimais, além da
abundância de cada isótopo na natureza.
2. (Mackenzie-SP) Certas propagandas recomendam
determinados produtos, destacando que são saudáveis por
serem naturais, isentos de Química. Um aluno atento percebe
que essa afirmação é:
a)verdadeira, pois o produto é dito natural porque não é
formado por substâncias químicas.
b) falsa, pois as substâncias químicas são sempre benéficas.
c) verdadeira, pois a Química só estuda materiais artificiais.
d)enganosa, pois confunde o leitor, levando-o a crer que
“química” significa não saudável, artificial.
e)verdadeira, somente se o produto oferecido não contiver
água.
FELTRE, Ricardo. Química Geral. São Paulo: Moderna, 2004.
O magnésio é um elemento de origem mineral encontrado,
em boa quantidade, nas sementes, nos frutos secos e nas
leguminosas, desempenhando importante papel no controle
do metabolismo biológico. Há três isótopos do magnésio na
natureza: o isótopo de massa atômica 23,98 u e abundância
79%, o isótopo de massa atômica 24,98 u e abundância
10% e o isótopo de abundância 11%.
Sabendo que a massa atômica do magnésio obtida a partir
da média ponderal é 24,30 u, a massa do isótopo, cuja
abundância é 11% é de:
a)26,98
d)27,98
b)25,98
e)21,28
c)22,68
3. (Puccamp-SP) “Oxigênio, essencial nas reações de combustão;
e ozone, agente bactericida no tratamento da água e
desodorização de ambientes fechados exemplificam o
fenômeno chamado de ...(I)... São substâncias ...(II)... formadas
por átomos de um mesmo elemento químico com número
atômico ...(III)...”.
Para completar corretamente a afirmação, I, II e III devem ser
substituídos, respectivamente, por:
a) alotropia - simples - 8
b) isobaria - compostas - 16
c) isomeria - iônicas - 18
d) isoformismo - moleculares - 18
e) tautomeria - orgânicas – 32
5. (FUVEST) O carbono ocorre na natureza como uma mistura
de atómos dos quais 98,9% são 12C e 1,10% são 13C.
a) Explique o significado das representações 12C e 13C.
b) Com esses dados, calcule a massa atômica do carbono natural.
Dadas Massas Atômicas: 12C = 12,000; 13C = 13,003
4. (UFSC) Na natureza, as três classes gerais em que todas
as formas de matéria podem ser divididas são: elementos,
compostos e misturas. Dados os materiais:
I.Ouro
II.Leite
III.Cloreto de sódio
6. (Unicamp-SP) O número atômico do magnésio é 12 e sua
massa atômica é 24,3 u. Este elemento possui três isótopos
naturais cujos números de massa são 24, 25 e 26.
a)Com base nestas informações, responda qual isótopo
natural do magnésio é o mais abundante. Justifique.
b) Ao se reagir apenas o isótopo 24 do magnésio com cloro,
que possui os isótopos naturais 35 e 37, formam-se
cloretos de magnésio que diferem entre si pelas massas
molares dos compostos. Quais são as massas molares
desses cloretos de magnésio formados? Justifique.
ensino médio
A alternativa que apresenta sistemas constituídos unicamente
de misturas é:
a) I e IV
b) II e III
c) IV e V
d) II e V
e) I e III
55
Quais deles constituem, respectivamente, uma mistura, um
composto e um elemento?
a) I, II, III d) III, I, II
b) II, III, I e) I, III, II
c) II, I, III
1º ano
5. (Unicamp-SP) “Os peixes estão morrendo porque a água do
rio está sem oxigênio; mas nos trechos de maior corredeira, a
quantidade de oxigênio aumenta”. Ao ouvir esta informação
de um técnico do meio ambiente, um estudante que passava
pela margem do rio ficou confuso e fez a seguinte reflexão:
“Estou vendo a água no rio e sei que a água contém, em
suas moléculas, oxigênio; então como pode ter acabado o
oxigênio do rio”?
a) Escreva a fórmula das substâncias mencionadas pelo técnico.
b) Qual é a confusão cometida pelo estudante em sua reflexão?
A partir dos dados obtidos, é correto afirmar que o(s)
a) sólido 1 corresponde à substância A.
b) sólido 2 corresponde à substância B.
c) sólido 3 corresponde à substância C.
d) procedimentos II e V correspondem às destilações.
e) procedimentos III e VI correspondem às decantações.
2. (UFSM) O tratamento inadequado de resíduos gerados pelo
homem causa sérios danos ao meio ambiente. É essencial
que esses resíduos sejam corretamente descartados, para
que o impacto ambiental seja minimizado.
6. (Fuvest-SP) Observe a figura do problema. Têm-se dois
béqueres (A e B) contendo volumes diferentes de água pura.
Ambos são aquecidos por fontes de calor idênticas.
Associe as colunas, observando o tipo de separação mais
adequado para cada caso de misturas apresentado.
1ª coluna
2ª coluna
1. Filtração.
( ) Solo arenoso contaminado com fuligem.
2. Decantação. ( ) Ar com poeira gerada pela trituração de plásticos.
3. Peneiração ( ) Água contaminada com óleo.
A sequência correta é
a) 3 – 2 – 1
b) 1 – 3 – 2
c) 3 – 1 – 2
d) 1 – 2 – 3
e) 2 – 1 – 3
3. (Uece) Dentre as opções abaixo, assinale a que corresponde à
sequência correta de procedimentos que devem ser adotados
para separar os componentes de uma mistura de água, sal
de cozinha, óleo comestível e pregos de ferro.
a) Destilação simples, separação magnética e decantação.
b) Separação magnética, decantação e destilação simples.
c) Destilação fracionada, filtração e decantação.
d) Levigação, separação magnética e sifonação.
a)Indique em qual dos dois béqueres a água entrará em
ebulição primeiro. Justifique.
b)Indique em qual dos dois béqueres a água entrará em
ebulição a uma temperatura mais alta. Justifique.
Capítulo 6
4. (Cefet-MG) O esquema a seguir representa um método de
separação de uma mistura formada por água (Tebulição ≈ 100 º C)
e acetona (Tebulição ≈ 56 º C) à pressão de 1 atm.
Separação de misturas
Reprodução/Cefet-MG
B
Reprodução/Fuvest-SP
A
Termômetro
1. (Cefet-MG) Em uma aula prática, um grupo de alunos recebeu
uma mistura sólida contendo três substâncias (A, B e C), cujas
características se encontram na tabela seguinte.
Solubilidade
Substâncias
água fria
água quente
hexano
A
solúvel
solúvel
insolúvel
B
insolúvel
solúvel
insolúvel
C
insolúvel
insolúvel
solúvel
Resíduo
Condensador
Manta elétrica
Terminada a prática, o grupo propôs o seguinte fluxograma:
mistura
I. adição de hexano
II. __________
solução
orgânica
mistura
IV. adição de água fria
V. __________
III. __________
sólido 1
solvente
orgânico
solvente
aquosa
sólido 2
IV. __________
sólido 3
ensino médio
água
56
Destilado
Considerando-se a possibilidade de se retirarem amostras do
resíduo e do destilado durante o processo de separação, é
correto afirmar que a
a) pressão de vapor do resíduo é maior que a do destilado
nas amostras recolhidas.
b)temperatura de ebulição do destilado é maior que a do
resíduo ao final da destilação.
c) pressão de vapor das amostras do resíduo torna-se menor
no término da destilação.
d) temperatura de ebulição das amostras do destilado sofre
alteração, à medida que a destilação prossegue.
e)temperatura de ebulição do destilado se iguala à do
resíduo nas primeiras amostras removidas após o início
da destilação.
1º ano
5. (Uerj) Observe os diagramas de mudança de fases das
substâncias puras A e B, submetidas às mesmas condições
experimentais.
50
0
20 35
55
0
80
tempo (min)
10
30
60 75 90
tempo (min)
–89
–116
118
Indique a substância que se funde mais rapidamente.
Nomeie, também, o processo mais adequado para separar
uma mistura homogênea contendo volumes iguais
dessas substâncias, inicialmente à temperatura ambiente,
justificando sua resposta.
6. (UFG) A destilação fracionada é o processo pelo qual os
componentes do petróleo são fracionados para serem
comercializados e empregados em uma série de atividades.
Algumas das frações do petróleo resultantes desse
fracionamento e suas aplicações constam da tabela a seguir.
Número de átomos
de carbono dos
hidrocarbonetos
Faixa de
ebulição (ºC)
Aplicações
1a4
até 20
combustível doméstico
e industrial
5 a 12
40 a 200
combustível, solvente
12 a 16
175 a 320
iluminação
12 a 16
230 a 350
fornos, caldeiras,
motores pesados
17 a 20
> 350
lubrificação
> 20
–
piche, coque
Símbolo
número atômico
Z
número de massa
A
número de nêutrons
N
número de elétrons
E
O oxigênio é encontrado na natureza sob a forma de três
átomos: 16O, 17O e 18O. No estado fundamental, esses
átomos possuem entre si quantidades iguais de duas das
grandezas apresentadas.
Os símbolos dessas duas grandezas são:
a) Z e A
b) E e N
c) Z e E
d) N e A
3. (ITA) Assinale a opção que apresenta o elemento químico
com o número correto de nêutrons:
a) 199 F tem zero nêutrons.
b)
24
12
c)
197
79
d)
75
33
e)
238
92
Mg tem 24 nêutrons.
Au tem 79 nêutrons.
As tem 108 nêutrons.
U tem 146 nêutrons.
4. (UCS) Muitos alimentos são fortificados com vitaminas e
minerais. Por exemplo, alguns cereais matinais recebem adição
do elemento químico ferro. Para isso, usam-se minúsculas
raspas de ferro, que são convertidas em compostos de ferro nos
intestinos, de modo que ele possa ser absorvido. O elemento
químico ferro.
a) possui dois estados de oxidação: o Fe2+ e o Fe3+.
b) pertence ao quinto período da tabela periódica.
2+
c) forma o cátion Fe ao receber 2 elétrons.
d) apresenta eletronegatividade maior do que os halogênios.
e) é classificado como metal de transição interna.
Considerando essa tabela,
a)indique, na coluna de destilação, o local de onde
serão obtidas as frações gasolina, gás de cozinha, óleo
combustível pesado, óleo lubrificante e asfalto;
b)explique as diferenças nos estados físicos das duas
primeiras frações com menores temperaturas de ebulição.
5. (UFPR) Uma das mais importantes análises forenses é a
identificação de resíduos de disparos de armas de fogo.
As fontes mais comuns de resíduo de disparo são os
iniciadores, os quais promovem a ignição em cartuchos e
geralmente contêm sulfeto de antimônio.
Dado:
O antimônio (Sb) pertence ao grupo XV, 5º período (Z = 51).
Enxofre (S) pertence ao grupo XVI, 3º período (Z = 16)
a) Escreva a configuração eletrônica da camada de valência
do átomo de antimônio.
b) O sulfeto de antimônio é um sólido. Qual a fórmula mínima
do sulfeto de antimônio de mais baixo NOX?
Capítulo 7
Estrutura atômica
1. (Aman) Um átomo neutro do elemento químico genérico A,
ao perder 2 elétrons, forma um cátion bivalente, contendo
36 elétrons. O número atômico deste átomo A é
a) 36
b) 42
c) 34
d) 40
e) 38
ensino médio
Grandeza
Reprodução/Uerj
Substância B
Temperatura (°C)
Temperatura (°C)
Substância A
2. (Uerj) Com base no número de partículas subatômicas que
compõem um átomo, as seguintes grandezas podem ser definidas:
6. (UFMG) Em 1909, Geiger e Marsden realizaram, no laboratório
do professor Ernest Rutherford, uma série de experiências que
envolveram a interação de partículas alfa com a matéria.
Esse trabalho, às vezes, é referido como “Experiência de
Rutherford”. O desenho a seguir esquematiza as experiências
realizadas por Geiger e Marsden.
57
1º ano
Reprodução/UFMG
Po
Pb
ZnS
K
L
M
N
O
P
Q
Número
Quântico
Principal (N)
1
2
3
4
5
6
7
Número Quântico Secundário (l)
Au
Pb
Camadas do
Átomo
Esse número indica o subnível energético em que o elétron
encontra-se dentro das camadas eletrônicas. Veja na Tabela abaixo
os valores de l para cada subnível.
Partículas
Alfa
Uma amostra de polônio radioativo emite partículas alfa que
incidem sobre uma lâmina muito fina de ouro. Um anteparo
de sulfeto de zinco indica a trajetória das partículas alfa após
terem atingido a lâmina de ouro, uma vez que, quando elas
incidem na superfície de ZnS, ocorre uma cintilação.
1. Explique o que são partículas alfa.
2. Descreva os resultados que deveriam ser observados nessa
experiência se houvesse uma distribuição homogênea das
cargas positivas e negativas no átomo.
3.Descreva os resultados efetivamente observados por
Geiger e Marsden.
4.Descreva a interpretação dada por Rutherford para os
resultados dessa experiência.
Subníveis
Energéticos
s
p
d
f
Número Quântico
Secundário (l)
0
1
2
3
Número Quântico Magnético (m ou ml)
O número quântico magnético indica a orientação dos orbitais
(região com a máxima probabilidade de encontrarmos o elétron
no átomo) no espaço. Os seus valores variam de – l à + l. A figura
l mostra um exemplo do orbital s.
Z
SAIBA MAIS!
NÚMEROS QUÂNTICOS E
ESPÉCIES ISOELETRÔNICAS
X
Os átomos que são eletricamente neutros possuem o número
de elétrons igual ao número de prótons. Alguns átomos neutros
podem assemelhar-se a outras espécies químicas como os íons
positivos (Cátions) e íons negativos (Ânions) em quantidade de
elétrons. Dessa forma, quando temos espécies com o mesmo
número de elétrons, dizemos que se trata de espécies isoletrônicas.
Y
Orbital S = ( = 0, m = 0)
Disponível em: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Orbital_s1.png?uselang=pt-br
Didaticamente, os orbitais atômicos são representados pela figura
Orbital s
Orbital p
Vejamos o exemplo abaixo:
10Ne
e 11Na+
0
–1
0
+1
Para preenchermos esses orbitais atômicos com os elétrons,
devemos obedecer à Regra de Hund, que determina que devemos
colocar os elétrons nos subníveis de maneira que tenhamos o
máximo de orbitais semipreenchidos ou desemparelhados.
O átomo de neônio tem número atômico igual a 10 (Z = 10); como
ele é um átomo eletricamente neutro, o seu número de elétrons
é igual a 10. Já o íon sódio tem número atômico igual a 11
(Z = 11); porém, como é um íon positivo, devemos retirar um
elétron desse átomo e deixá-lo com número de elétrons igual a
10. Assim, essas duas espécies são exemplos de isoeletrônicos.
Número Quântico Spin (s ou ms)
Indica o sentido da rotação do elétron. Convencionou-se que:
NÚMEROS QUÂNTICOS
Os números quânticos são o conjunto de números que descrevem
a energia e a posição dos elétrons dentro dos átomos.
Esses números são divididos em quatro tipos:
S
N
e–
e–
N
S
Número Quântico Principal (N)
Esse número indica o nível energético em que o elétron encontra-se
na eletrosfera do átomo e varia de 1 a 7, dependendo da camada
em que se encontra. Veja na Tabela abaixo os valores de N para
cada subnível.
ensino médio
ms = +
58
–21
ms = –
–21
1º ano
5. (IME) O elemento X tem dois isótopos estáveis. Um de tais
isótopos é isótono do nuclídeo 46Q108 e isóbaro do núclídeo
109. Com base nestas informações, responda:
48Z
a) Qual o número atômico de X?
b)A que grupo e período da Tabela Periódica pertence o
elemento X?
c)Qual a configuração eletrônica de X no estado
fundamental?
d)Quais são os números quânticos principal, azimutal e
magnético do elétron desemparelhado na configuração
descrita no item c?
A orientação da seta indicará o valor do spin. O sentido horário
é representado pelo valor negativo do spin (–1/2) e o sentido
anti-horário é representado pelo valor positivo do spin (+1/2).
Dentro do mesmo orbital, os dois elétrons apresentam spins
opostos; por isso eles não se repelem.
1. (Udesc) O enunciado “Em um mesmo átomo, não podem
existir dois elétrons com o mesmo conjunto de números
quânticos” refere-se a(ao):
a) Princípio da Exclusão de Pauli.
b) Princípio da Conservação de Energia.
c) modelo atômico de Thomson.
d) modelo atômico de Rutherford.
e) um dos Princípios da Teoria da Relatividade Restrita.
6. (Aman-Adaptada) Considere três átomos cujos símbolos
são M, X e Z, e que estão nos seus estados fundamentais.
Os átomos M e Z são isótopos, isto é, pertencem ao mesmo
elemento químico; os átomos X e Z são isóbaros, e os átomos
M e X são isótonos. Sabendo que o átomo M tem 23 prótons
e número de massa 45 e que o átomo Z tem 20 nêutrons,
então quais os números quânticos do elétron mais energético
do átomo X?
2. (UFPR) As teorias atômicas vêm se desenvolvendo ao longo da
história. Até o início do século XIX, não se tinha um modelo
claro da constituição da matéria. De lá até a atualidade,
a ideia de como a matéria é constituída sofreu diversas
modificações, como se pode observar no modelo atômico
de Bohr, que manteve paradigmas conceituais sobre a
constituição da matéria, mas também inseriu novos conceitos
surgidos no início do século XX.
No modelo atômico de Bohr:
1. O elétron circula em órbita com raio definido;
2. O elétron é descrito por uma função de onda;
3.Para descrever o elétron num orbital são necessários
4 números quânticos;
4. Toda a massa do átomo está concentrada no núcleo, que
ocupa uma porção ínfima do espaço.
Entre as afirmativas acima, correspondem ao modelo atômico
de Bohr:
a) 1 e 2, apenas.
d) 1 e 4, apenas.
b) 2 e 3, apenas.
e) 1, 3 e 4, apenas.
c) 2, 3 e 4, apenas.
3. (Uece) Wolfgang Ernst Pauli (1900 – 1958), físico austríaco,
estabeleceu o princípio de exclusão, segundo o qual férmions,
como é o caso dos elétrons, “não podem ocupar o mesmo
estado quântico simultaneamente”. Este princípio está
em consonância com uma das propriedades da matéria,
conhecida pelos pré-socráticos desde os tempos imemoriais,
denominada de
a)impenetrabilidade.
b)inércia.
c)divisibilidade.
d)extensão.
4. (PUC-RJ) Cristais de NaF e MgF2 dissolvidos em água se
dissociam nos íons F–, Na+ e Mg2+.
Uma característica desses íons é que eles possuem em comum:
a) o mesmo número de prótons no núcleo.
b) a localização no mesmo período da tabela periódica dos
elementos.
c) o mesmo número de elétrons na eletrosfera.
d)a localização no mesmo grupo da tabela periódica dos
elementos.
e) o mesmo número de nêutrons no núcleo dos seus isótopos
mais estáveis.
ensino médio
59
1º ano
Química I
Saiba Mais – Matéria e Energia
1. A
ensino médio
60
Propriedade Organoléptica - Está relacionada aos cinco
sentidos: tato, visão, audição, olfato e paladar.
Propriedade Física - Uma propriedade física tem a
característica de poder ser medida ou observada sem que
a composição ou integridade da substância respectiva seja
afetada.
Propriedade Química - Uma propriedade química tem a
característica de modificar a composição química da matéria.
1º ano
2. A
4. D
Matéria – é tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço.
Corpo – porção limitada de matéria.
Objeto – porção limitada de matéria que, por sua forma
especial, presta-se a um determinado uso.
Pela Lei de Lavoisier, podemos calcular X:
C + O2 → CO2
12 g + 32 g = 44 g
X = 44 g
3. C
Pela lei de Proust, podemos calcular Y:
a CO2
12 g + 32 g = 44 g
36 g Y
12 g / 36 g = 32 g/Y
Y = (36 · 32)/12
Y = 96
A resposta correta é a alternativa D, pois 32/96 = 44/132.
Estados físicos:
Sólido – A substância nesse estado físico, quando colocada
dentro de um recipiente, move-se sempre para o fundo;
Líquido – A substância nesse estado físico, quando colocada
dentro de um recipiente, move-se sempre para o fundo,
espalhando-se e cobrindo-o;
Gasoso – A substância nesse estado físico, quando colocada
dentro de um recipiente, espalha-se por todo o espaço
disponível.
5.
a)
4. C
Uma vez que a substância III tem o PF = 801 ºC e o PE = 1413 ºC,
em 1000 ºC essa substância estará no estado líquido.
5. Clorofórmio – Líquido
Éter – Gasoso
Fenol – Líquido
Pentano – Gasoso
Etanol – Líquido
Para verificar a lei das proporções definidas (Proust), devemos
encontrar a proporção entre as massas dos reagentes:
1º experimento: mHg /mS = 5/0,8=6,25
2º experimento: mHg /mS =10,0/1,6=6,25
Portanto, como obteve-se a mesma proporção nos dois
experimentos, estes estão de acordo com a lei de Proust.
6.
a) 1, 2 e 4
b) 3 e 5
Leis Ponderais
b) Cálculo da proporção entre mercúrio e enxofre nos dois
compostos citados:
1. C
Gasolina + O2 → CO2 + H2O
Massa dos reagentes = 10Kg + O2
Massa dos Produtos = massa da gasolina + massa do Gás
Oxigênio, logo a massa dos produtos é maior que 10 kg.
2. A
O enferrujamento do ferro pode ser considerado uma reação
de síntese, na qual o ferro metálico reage com o oxigênio
e o vapor de água do ar atmosférico, formando óxidos e
hidróxidos de ferro. Como os reagentes gasosos foram
incorporados ao produto sólido final e a reação ocorre em
recipiente aberto, a massa apontada na balança ao término
da reação é maior que a inicial.
a)
II. CORRETO – A Lei da Conservação da Massa, ao se usar 16,0 g
de Oxigênio molecular para reagir completamente com 40,0 g
de Cálcio, são produzidas 56 g de Óxido de Cálcio - A soma
das massa dos reagentes será igual à soma das massas dos
produtos.
A incorporação de carbono se dá através da fotossíntese
para plantas e algas, e através da alimentação para
os animais. A eliminação de carbono nos animais
ocorre, principalmente, através da respiração, além da
excreção e perda de tecidos (pelos e pele). Nas plantas,
a eliminação de carbono ocorre quando há queda de
matéria orgânica, como folhas, frutos, flores, galhos, e
através da respiração.
b) De acordo com a lei de Lavoisier, durante os processos
químicos, os átomos não são criados nem destruídos
– são apenas rearranjados; logo, ao se alimentar, os
animais estão ingerindo carbono proveniente das
plantas e de outros animais. Assim, o que ocorre é
a transformação, constante, da matéria, nas diversas
formas de vida.
IV. CORRETO – A Lei das Proporções Múltiplas, dois mols de
Ferro reagem com dois mols de Oxigênio para formar Óxido
Ferroso; logo, dois mols de Ferro reagirão com três mols de
Oxigênio para formar Óxido Férrico. Está de acordo com as
leis das proporções múltiplas.
ensino médio
HgS: mHg /ms= 200/32=6,25
mHg /ms= 400/32=12,5
Como nos dois experimentos obteve-se a proporção 6,25
(vide item a) entre as massas de mercúrio e enxofre, o
composto formado, em ambos os casos, foi o HgS.
6.
3. D
No primeiro experimento, temos uma massa inicial de
5,0 + 1,0 = 6,0 g e uma massa final de 5,8 + 0,2 = 6,0 g.
No segundo experimento, temos uma massa inicial de 12,0 +
+ 1,6 = 13,6 g e uma massa final de 11,6 + 2,0 = 13,6 g.
Em ambos os casos, nota-se que a massa dos sistemas
permanece constante. Portanto, os dois experimentos
estão de acordo com a lei da conservação da massa
(Lavoisier).
61
1º ano
Capítulo 1 – Massa Atômica, Massa
Molecular e Mol
Química II
1. B
1. E
O bronze é uma liga metálica de cobre e estanho, sendo assim
uma mistura. E o ar filtrado é uma mistura de gás oxigênio,
nitrogênio, vapor d’água, gás carbônico e gases nobres. Já o
cloreto de sódio fundido e a água em vapor são substâncias
compostas. Enquanto que o gás nitrogênio liquefeito é uma
substância simples.
Capítulo 5 – Substâncias e misturas
Para fazermos a comparação entre as amostras, é necessário
passar todas para a mesma unidade.
No exercício, vamos trabalhar com o número de MOLS como
base.
• Frasco I: 2 mols
• Frasco II: 1 mol
• Frasco III:
1 mol de O2 ............ 32 g
Y mol
............. 16 g
Y = 0,5 mol
•
Frascos IV:
1 mol de O2 ............ 22,4 L (CNTP)
Z mols
............. 5,6 L
Z = 0,25 mol
2. D
A Química está em tudo ao nosso redor. Ter química não
quer dizer que é algo maléfico, mas sim que é formado por
substâncias químicas. Portanto, é uma propaganda enganosa.
3. A
Alotropia é um fenômeno em que um mesmo elemento
químico forma substâncias simples diferentes; como exemplo,
temos o gás oxigênio e o gás ozônio.
Conclusão: é o frasco II que apresenta a maior quantidade
de oxigênio.
4. B
O leite seria uma mistura heterogênea, o cloreto de sódio seria
uma substância pura composta e o ouro seria um elemento
químico.
2. B
De acordo com as massas atômicas:
H = 1u; O = 16 u; Al = 27 u; K = 39 u; S = 32 u, temos:
KAl(SO4)2 · 12H2O = 39 · 1 + 27 · 1 + 2 · 32 + 2 · 4 · 16 + 12 · 18 = 474 u
5.
a) Água: H2O
b)O oxigênio utilizado pelos peixes na respiração é o gás
oxigênio: O2. O estudante confundiu a substância oxigênio
com o elemento oxigênio. O gás dissolvido pode acabar,
mas o oxigênio da molécula de água faz parte de sua
constituição.
3. A
De acordo com o texto: 720 kcal → 180 g de C3H6O3.
A massa molar desse carboidrato será: C3H6O3 → 3 · 12 +
6 · 1 + 3 · 16 = 36 + 6 + 48 = 90 g/mol, logo:
90 g ............ 1 mol
180 g .......... x
x = 2 mols
6.
a) No béquer A, a água entrará em ebulição primeiro, pois
a quantidade de líquido presente é menor, necessitando,
assim, de uma menor quantidade de calor.
b)A água contida nos dois béqueres entrará em ebulição
à mesma temperatura, pois a temperatura de ebulição
não depende da quantidade de água. A temperatura
de ebulição vai variar com a altitude do local em que
encontram-se os béqueres com água, ou seja, com a
pressão atmosférica.
4. B
5.
O cálculo da massa atômica é calculado pela média
ponderada da massa dos seus isótopos, logo, teremos:
24,30 = 23,98 · 79 + 24,98 · 10 + 11 · Y/100
Y = 25,98 u
Capítulo 6 – Separação de Misturas
a) 12C e 13C representam isótopos do elemento carbono,
ou seja, átomos de mesmo número atômico e diferentes
números de massa.
b) MA = 12 · 98,9 + 13 · 1,10/100 MA = 12,011 u
1. B
a)Incorreta. O sólido 1 corresponde à substância C, pois
somente essa substância é miscível em hexano (composto
orgânico);
b)Correta. Após se separar do hexano, as substâncias A
e B são colocadas em contato com água fria, onde ocorre
a solubilização somente da substância A, separando da
substância B, que é insolúvel na água fria.
c) Incorreta. O sólido 3 corresponde à substância B, insolúvel
em água fria.
d) Incorreta. Os processos II e IV correspondem à separação
por decantação.
e) Incorreta. Os processos III e VI correspondem à separação
por destilação, a fim de separar 2 substâncias miscíveis.
6.
a) Isótopo 24. O valor da massa atômica do magnésio (24,3
u) está mais próximo do isótopo de número de massa 24,
logo este deve ser o mais abundante. Justifica-se pelo
fato de a massa atômica de um elemento químico ser a
média ponderada das massas atômicas de seus isótopos,
considerando-se as porcentagens.
b) A fórmula do cloreto de magnésio é MgCl2. Se utilizarmos
o isótopo 24 do magnésio e os isótopos 35 e 37 do cloro,
teremos:
MgCl2 com Cl – 35 → MM = 94 g/mol
MgCl2 com Cl – 37 → MM = 98 g/mol
ensino médio
62
1º ano
Capítulo 7 – Estrutura atômica
2. C
1ª Coluna
2ª Coluna
Peneiração - separação a partir
do tamanho dos grãos.
Solo arenoso contaminado
com fuligem.
Filtração - separação de um
sistema sólido-gás.
Ar com poeira gerada pela
trituração de plásticos.
Decantação - separação a partir
da diferença de densidade dos
componentes da mistura.
Água contaminada com
óleo.
1. E
A2+ = 36 elétrons
A – 2e– = 36e–
A = 36e– ⇒ Z = 38
2. C
O número de prótons Z é considerado a identidade do átomo;
portanto, como se trata do mesmo elemento químico, o
oxigênio, estes possuem o mesmo número atômico: Z = 8.
Como se tratam de elementos neutros, ou seja, não perdem,
nem ganham elétrons, sua quantidade de elétrons é igual a
de prótons.
Z=e=8
3. B
1) Separação magnética para a retirada dos pregos.
2)Decantação para a separação do óleo comestível da
solução aquosa.
3) Destilação simples para a recuperação do sal.
3. E
Análise das alternativas:
4. C
a)Incorreta. Quanto maior a Pvapor da substância, mais
rapidamente ocorre a evaporação.
b) Incorreta. A temperatura de ebulição do destilado é menor,
pois ele entra em ebulição primeiro que o resíduo.
c)Correta. Quanto menor a Pvapor da substância, mais
lentamente ocorre a evaporação.
d)Incorreta. A temperatura se mantém fixa, à medida que
a destilação prossegue.
e)Incorreta. A temperatura de ebulição do destilado
é diferente do resíduo durante todo o processo de
destilação.
Número de nêutrons = Número de massa - Número de
prótons
19
a)Incorreta. 9 F tem 10 nêutrons (19 – 9 = 10).
b)Incorreta.
Mg tem 12 nêutrons (24 – 12 = 12).
197
c)Incorreta. 79
75
d)Incorreta. 33
e)Correta. 238
92
Au tem 118 nêutrons (197 – 79 = 118).
As tem 142 nêutrons (75 – 33 = 42).
U tem 146 nêutrons (238 – 92 = 146).
4. A
O elemento químico ferro possui dois estados de oxidação:
o Fe2+ e o Fe3+.
5. A substância A se funde durante 15 minutos, enquanto a
substância B se funde durante 20 minutos. Assim, podemos
afirmar que a substância A se funde mais rapidamente.
A temperatura ambiente em ambas as substâncias se
encontram na fase líquida, com A apresentando ponto de
ebulição 50 °C e B apresentando ponto de ebulição 118 °C.
Nesse caso, a mistura homogênea deverá ser separada por
destilação fracionada, recolhendo-se o líquido mais volátil.
56
26
Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
56
26
Fe2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
56
26
Fe3+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5
5.
a)Teremos:
Grupo XV: ns2 np3
Quinto período: n = 5
Então,
Camada de valência do antimônio (Sb): 5s2 5p3
6.
a)
Gás de cozinha
Coluna de destilação
b) Como o sulfeto tem valência –2, o antimônio terá valência
positiva.
Valências possíveis do antimônio: +3, –3 e +5.
Mais baixo Nox positivo: +3.
Sulfeto: S2–
Cátion antimônio: Sb+3
Então,
Sb3+  S2− 
Fornalha para
vaporização do
petróleo bruto
Gasolina
Óleo combustível pesado
2
Óleo lubrificante
3
Sb2S3
6.
Asfalto
1) São núcleos do átomo de He (partículas positivas formadas
por dois prótons e dois nêutrons).
2) As partículas alfa sofreriam poucas e pequenas deflexões.
3) Foram encontradas pequenas e grandes deflexões.
4)A massa do átomo está praticamente toda concentrada
num núcleo formado por cargas positivas.
b)As duas primeiras frações são, respectivamente, gás
e líquido. As diferenças nos estados físicos ocorrem
por causa do aumento da cadeia carbônica dos
hidrocarbonetos, com consequente aumento no número
de interações dipolo-dipolo induzido (ligações de van der
Waals), além das diferenças nas massas molares.
ensino médio
24
12
63
1º ano
Saiba Mais – Espécies Isoeletrônicas
e Números Quânticos
b) Grupo 11 ou IB:
2
2
6
2
6
2
10
9
4p6 5s2 4d
47 X: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
Grupo 11
ou IB
1. A
O Princípio da Exclusão de Pauli
Como não podem existir dois elétrons num mesmo átomo
que apresentem os mesmos estados energéticos, concluímos
que todos os elétrons de um átomo são diferentes de algum
modo. Esta afirmação é conhecida como princípio da exclusão
de Pauli.
c) No estado fundamental, teremos:
Configuração mais estável:
47X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10
d)Teremos:
5s1
n(número quântico principal) = 5
(número quântico secundário ou azimutal) = 0
m(número quântico magnético) = 0
2. D
A partir das suas descobertas científicas, Niels Böhr propôs
cinco postulados:
1)Um átomo é formado por um núcleo e por elétrons
extranucleares, cujas interações elétricas seguem a lei de
Coulomb.
2)Os elétrons se movem ao redor do núcleo em órbitas
circulares.
3) Quando um elétron está em uma órbita ele não ganha e
nem perde energia, dizemos que ele está em uma órbita
discreta ou estacionária ou num estado estacionário.
4)Os elétrons só podem apresentar variações de energia
quando saltam de uma órbita para outra.
5)Um átomo só pode ganhar ou perder energia em
quantidades equivalentes a um múltiplo inteiro (quanta).
6. Teremos:
45
23
M
43
23
43
p
Z
X
45 − 23 = 23 + 20 − p
p = 21
21
X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Para 3d1:
↓
−2 − 1
0
+1 + 2
n = 3; = 2; m = −2; s = −
1
2
3. A
Como não podem existir dois elétrons num mesmo átomo
que apresentem os mesmos estados energéticos, concluímos
que todos os elétrons de um átomo são diferentes de algum
modo. Esta afirmação é conhecida como princípio da exclusão
de Pauli.
“Não existem dois elétrons num átomo que possuam os
mesmos valores para todos os números quânticos, pelo
menos um deles é diferente”.
O princípio de Pauli está em consonância com a
impenetrabilidade.
De acordo com os pré-socráticos, a impenetrabilidade pode
ser descrita da seguinte maneira: dois corpos não podem
ocupar o mesmo espaço ao mesmo tempo.
4. C
Esses íons possuem o mesmo número de elétrons na
eletrosfera, ou seja, são isoeletrônicos.
–
2
2
6
9F = 1s 2s 2p
+
2
2
6
11Na = 1s 2s 2p
2+
2
2
= 1s 2s 2p6
12Mg
5.
a) Um dos isótopos é isótono do nuclídeo 46Q108 e isóbaro
do nuclídeo 48Z109, então:
46Q108: 108 – 46 = 62 nêutrons
46Z109: prótons + nêutrons = 109
número de prótons do isótopo = 109 – 62 = 47
O isótopo seria 109
47 X, seu número atômico é 47.
ensino médio
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67
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