QUÍMICA GERAL

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18/06/2020 UNIASSELVI - Centro Universitário Leonardo Da Vinci - Portal do Aluno - Portal do Aluno - Grupo UNIASSELVI
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Acadêmico: Rafael Américo Carvalho da Silva (1954008)
Disciplina: Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação I - Individual FLEX ( Cod.:517653) ( peso.:1,50)
Prova: 19261679
Nota da Prova: 9,00
Legenda: Resposta Certa Sua Resposta Errada 
1. As forças intermoleculares são responsáveis pelo estado físico das susbtâncias existentes. Quanto mais intensa
for a força intermolecular, maior será o ponto de ebulição da substância. Assinale a alternativa CORRETA:
 a) As Ligações de hidrogênio ou Pontes de hidrogênio são as forças intermoleculares menos intensas e ocorrem
entre o hidrogênio com ferro ou com oxigênio ou com nitrogênio.
 b) As Forças de Van der Waals são mais intensas que as Pontes de hidrogênio e por isso seus compostos
apolares apresentam altíssimos pontos de ebulição.
 c) As Forças do tipo Dipolo instantâneo ou Dipolo induzido superam a intensidade das Ligações de hidrogênio
devido a seus compostos serem polares e gasosos.
 d) As Ligações de hidrogênio ou Pontes de hidrogênio são as forças intermoleculares mais fortes e ocorrem entre
o hidrogênio com flúor ou com oxigênio ou com nitrogênio.
2. A polaridade das moléculas pode ser identificada de acordo com dois critérios, pela diferença de eletronegatividade
entre os átomos e pela geometria molecular. Classifique V para as sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) O tetracloreto de carbono CCl4 é formado por ligações covalentes.
( ) O bromo (Br2) e o tetracloreto de carbono (CCl4) são polares.
( ) BeCl2 é uma molécula Linear e Apolar.
( ) H2O é uma moléculas polar de geometria angular.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) V - F - V - V.
 b) F - V - V - F.
 c) V - V - F - V.
 d) F - V - F - V.
3. A observação e o estudo da natureza, das substâncias e de seu comportamento é intrigante e, por isso,
fascinante. A água é a molécula mais abundante na superfície da Terra, cobrindo cerca de 70% desta, somente em
sua forma líquida, além de estar presente em abundância na atmosfera terrestre, como vapor, e nos polos, como
gelo. Classifique V para as sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) A estrutura hexagonal da água mantida pelas pontes de hidrogênio no estado sólido provoca "um vazio" dentro
do cristal de gelo, tornando-o mais volumoso.
( ) A existência de dipolos elétricos na água faz com que as moléculas se atraiam fortemente, levando-as ao
estado líquido.
( ) Ao contrário do que ocorre na água, substâncias simples como o hidrogênio e o oxigênio apresentam grande
força de atração entre suas moléculas, portanto, são gases.
( ) As passagens da água da fase sólida para a líquida (fusão) e da fase líquida para a gasosa (ebulição)
representam processos endotérmicos, em que há formação de interações intermoleculares por pontes de
hidrogênio.
( ) O estado físico das substâncias depende das forças de atração entre suas moléculas.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) V - F - F - V - V.
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 b) F - V - V - F - V.
 c) F - V - F - F - V.
 d) F - F - V - V - F.
4. As ligações químicas são feitas através da doação, recepção e compartilhamento de elétrons, com o intuito de
estabilizar os elementos químicos que se ligaram. Nas ligações químicas, participam apenas os elétrons da
camada de valência. Sobre as ligações químicas, classifique V para as sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) Num fio de cobre, os elétrons dos níveis de valência dos átomos formam a nuvem eletrônica responsável pela
união destes átomos e pela boa condutividade elétrica do metal.
( ) Substâncias moleculares, como os açúcares, têm pontos de fusão mais elevado do que os de substâncias
iônicas, como os sais. 
( ) Amostras de vinagre conduzem corrente elétrica porque têm íons em movimento.
( ) Na formação da ligação covalente, quando um átomo recebe elétrons, transforma-se num ânion.
( ) Na ligação iônica, quando um halogênio cede elétrons, este transforma-se num ânion. 
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) V - V - V - F - V.
 b) V - F - V - F - F.
 c) F - F - V - V - V.
 d) F - V - F - V - F.
5. Hoje compreendemos e aceitamos que o átomo tem um determinado tipo de estrutura, uma determinada forma.
Essa nossa compreensão atual vem de estudos e experimentos realizados com o passar de muitos anos. Esse
modelo pode ainda não ser o real, pois não temos ainda condições para entender o "Divino" existente no átomo.
Sobre o exposto, avalie as asserções a seguir:
I- A concepção do átomo ser semelhante a um pudim de passas foi negada por Joseph John Thomson.
PORQUE
II- Enerst Rutherford realizou experimentos e definiu o átomo no modelo do sistema solar.
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) As asserções I e II são proposições verdadeiras, e a II é uma justificativa da I.
 b) As asserções I e II são proposições falsas.
 c) A asserção I é uma proposição falsa, e a II é uma proposição verdadeira.
 d) As asserções I e II são proposições verdadeiras, mas a II não é uma justificativa da I.
6. As forças intermoleculares referem-se às forças de atração entre as moléculas e são responsáveis por mantê-las
unidas. O estado físico de uma substância depende da intensidade dessas ligações. No entanto, as ligações
intramoleculares são, de um modo geral, mais fortes que as ligações intermoleculares. Sobre o exposto, analise
as sentenças a seguir:
I- Os cristais de gelo seco (ou seja, dióxido de carbono sólido, CO2) interagem entre si por forças de Van der
Waals.
II- As ligações de hidrogênio são mais fracas que as forças de Van der Waals.
III- As moléculas do etanol (C2H6O) interagem entre si por ligações de hidrogênio.
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças I e II estão corretas.
 b) As sentenças II e III estão corretas.
 c) As sentenças I e III estão corretas.
 d) Somente a sentença I está correta.
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7. A tabela periódica apresenta os elementos químicos, e suas propriedades físico-químicas estão organizadas em
dezoito famílias e sete períodos. Com relação aos elementos químicos que pertencem à mesma família na tabela
periódica, analise as seguintes sentenças:
I- Apresentam o mesmo valor de massa atômica.
II- Ocupam o mesmo período na tabela periódica.
III- Apresentam o mesmo número de camadas eletrônicas.
IV- Apresentam o mesmo número de elétrons na camada de valência.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças III e IV estão corretas.
 b) Somente a sentença IV está correta.
 c) Somente a sentença III está correta.
 d) As sentenças I e II estão corretas.
8. Todos os átomos apresentam um certo número de partículas fundamentais que os diferem uns dos outros. O
número atômico (Z), por exemplo, é uma informação de suma importância, pois ele indica a quantidade de prótons
existentes no núcleo do átomo. Com relação aos átomos e ao número atômico (Z), assinale a alternativa
CORRETA:
 a) Ao conjunto de átomos com o mesmo número atômico chamamos de eletrosfera.
 b) Ao conjunto de átomos com o mesmo número atômico chamamos de nêutrons.
 c) Ao conjunto de átomos com o mesmo número atômico chamamos de núcleo.
 d) Ao conjunto de átomos com o mesmo número atômico chamamos de elemento químico.
9. A tabela periódica possui a disposição sistemática dos elementos químicos em função de suas propriedades
físico-químicas. Este material é muito útil para verificar a classificação dos elementos químicos. Sobre o contexto,
analise as sentençasa seguir:
I- O flúor é um elemento químico ametálico. 
II- O magnésio é um elemento químico metálico. 
III- O sódio é um elemento químico gasoso. 
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Somente a sentença I está correta.
 b) As sentenças I e II estão corretas.
 c) As sentenças II e III estão corretas.
 d) Somente a sentença III está correta.
10. Todas as substâncias existentes ao nosso redor são formadas pela vibração de ondas e partículas. Essa energia
cria tudo que necessitamos. As ligações intermoleculares acontecem pela força de atração entre os elementos
envolvidos, isso é definido pela eletronegatividade. A Tabela Periódica foi construída e mantém uma ordem em
relação à eletronegatividade. Observando a tabela, classifique V para as sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) O Cloro, com 7 elétrons na última camada, é mais eletronegativo que o Magnésio, com 2 elétrons na última
camada. 
( ) O Oxigênio, com 6 elétrons na última camada, é menos eletronegativo que o Iodo, também com 6 elétrons na
última camada.
( ) O Hidrogênio, com 1 elétron na última camada, apresenta eletronegatividade média.
( ) Hélio, com 2 elétrons na última camada, não apresenta eletronegatividade. 
Assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) V - F - V - V.
 b) V - F - F - V.
 c) F - V - V - F.
 d) F - F - V - V.
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Acadêmico: Rafael Américo Carvalho da Silva (1954008)
Disciplina: Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação II - Individual FLEX ( Cod.:517655) ( peso.:1,50)
Prova: 19885344
Nota da Prova: 10,00
Legenda: Resposta Certa Sua Resposta Errada 
1. Os óxidos são funções inorgânicas muito presentes em nosso dia a dia. A exemplo disso, podemos citar os gases
responsáveis pelo efeito estufa, como o monóxido de carbono, dióxido de carbono, dióxido de enxofre, entre outros.
Quimicamente, os óxidos podem ser classificados de acordo com suas propriedades. Com relação à classificação
química dos óxidos, analise as opções a seguir:
I- Óxidos neutros, ácidos e básicos. 
II- Óxidos duplos ou mistos.
III- Superóxidos e peróxidos.
IV- Oxiácidos e anfóteros.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As opções I, II e IV estão corretas.
 b) Somente a opção IV está correta.
 c) As opções II e IV estão corretas.
 d) As opções I, II e III estão corretas.
2. Muitas funções inorgânicas estão presentes em nosso dia a dia e podem ser observadas nos mais diversos
lugares, como as funções inorgânicas óxidos, que podem ser encontrados na areia, nos gases atmosféricos, na
ferrugem dos metais etc. Com relação aos óxidos, associe os itens, utilizando o código a seguir:
I- São compostos binários.
II- Óxidos anfóteros.
III- Óxidos básicos.
( ) Os óxidos são funções inorgânicas formadas por apenas dois elementos.
( ) Reagem com água, produzindo uma base ou reagem com um ácido formando sal e água.
( ) São os óxidos que podem se comportar tanto como óxido básico como óxido ácido.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) III - I - II.
 b) I - II - III.
 c) I - III - II.
 d) II - III - I.
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3. Um dos problemas ambientais decorrentes da industrialização é a poluição atmosférica. Chaminés altas lançam ao
ar, entre outros materiais, o dióxido de enxofre (SO2), o qual pode ser transportado por muitos quilômetros em
poucos dias. Dessa forma, podem ocorrer precipitações ácidas em regiões distantes, causando vários danos ao
meio ambiente (chuva ácida). Sobre onde a ação da chuva ácida pode acontecer, analise as afirmativas a seguir:
I- Na atmosfera, o SO2 reage com o oxigênio e se transforma lentamente em SO3, ambos dióxidos causadores da
chuva ácida.
II- Esculturas do Aleijadinho-MG (pedra sabão contém carbonato de cálcio) são deterioradas pela chuva ácida.
III- Muitos materiais metálicos, por exemplo, grades de ferro ou alumínio de edifícios são resistentes à chuva ácida.
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) Somente a afirmativa II está correta.
 b) As afirmativas II e III estão corretas.
 c) As afirmativas I e II estão corretas.
 d) Somente a afirmativa III está correta.
4. O potencial Hidrogeniônico (pH) consiste num índice que indica a acidez, a neutralidade ou a alcalinidade de um
meio qualquer. O pH varia de acordo com a temperatura e a composição de cada substância (concentração de
ácidos, metais, sais etc.). Considere certa quantidade de água e suco de limão, misturados, contida em um copo.
Sobre esse sistema, analise as afirmativas a seguir:
I- O sistema formado apresenta caráter ácido.
II- O potencial de H do sistema é maior que 7.
III- A concentração de H+ é maior que a dos OH-.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As afirmativas I e III estão corretas.
 b) Somente a afirmativa II está correta.
 c) Somente a afirmativa I está correta.
 d) As afirmativas I e II estão corretas.
5. Os compostos CsS, NaOH, FeO, HCN, devido à sua composição molecular, podem ser classificados,
respectivamente, a grupos específicos das funções químicas inorgânicas. Neste sentido, classifique V para as
sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) Sal, base, óxido e ácido.
( ) Óxido, base, ácido e sal.
( ) Óxido, base, sal e ácido.
( ) Ácido, óxido, base e sal.
Assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) V - F - F - F.
 b) F - F - V - F.
 c) F - F - F - V.
 d) F - V - F - F.
6. As bases ou hidróxidos são funções inorgânicas que podem ser classificadas quanto ao número de hidroxilas
presentes em sua constituição molecular. Com relação à classificação das bases ou hidróxidos citada, analise as
afirmativas a seguir:
I- O hidróxido de sódio (NaOH) é classificado como uma monobase.
II- Uma tetrabase apresenta três hidroxilas em sua composição.
III- O hidróxido de cálcio Ca(OH)2 é classificado como uma dibase.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As afirmativas I e III estão corretas.
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 b) Somente a afirmativa III está correta.
 c) Somente a afirmativa I está correta.
 d) As afirmativas I e II estão corretas.
7. As funções inorgânicas englobam inúmeros compostos, do reino mineral, que estão presentes em nosso cotidiano.
Além das propriedades físico-químicas, a composição molecular é um fator primordial para diferenciá-las. Associe
os itens, utilizando o código a seguir e depois assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) III - I - II - IV.
 b) II - III - IV - I.
 c) I - IV - III - II.
 d) IV - II - III - I.
8. A força de um ácido está relacionada com o grau de ionização, que é a relação entre o número de moléculas que
se ionizaram e o número total de moléculas iniciais. Assinale a alternativa CORRETA:
 a) Regra prática para força dos Hidrácidos: apenas o HCl (ácido clorídrico), o HBr (ácido bromídrico) e o HI (ácido
iodídrico) são fracos.
 b) Regra prática para força dos Hidrácidos: apenas o HF (ácido fluorídrico) é moderado.
 c) Regra prática para força dos Oxiácidos: 
Fracos: número de Oxigênios - número de Hidrogênios = 1 ou 2.
Fortes: número de Oxigênios - número de Hidrogênios = 4 ou 5.
 d) Regra prática para força dos Oxiácidos: apenas o HSCN (ácido tiocianídrico) e o HCN (ácidos cianídro) são
fortes.
9. Os ácidos são funções inorgânicas que podem serclassificadas por diversos critérios. Um dos critérios de
classificação dos ácidos é o número de elementos diferentes. Com relação à classificação dos ácidos quanto ao
número de elementos diferentes, analise as sentenças a seguir:
I- Quaternários são ácidos que apresentam quatro hidrogênios ionizáveis.
II- Binários são ácidos que apresentam dois elementos diferentes em sua composição.
III- Ácidos com três elementos diferentes são classificados como ternários.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças II e III estão corretas.
 b) As sentenças I e III estão corretas.
 c) Somente a sentença II está correta.
 d) Somente a sentença I está correta.
10. As bases ou hidróxidos são compostos que apresentam pH alcalino e inúmeras utilizações em nosso cotidiano,
como antiácidos estomacais, por exemplo. Com relação ao exposto, classifique V para as sentenças verdadeiras e
F para as falsas:
( ) As monobases apresentam o valor de pH = 1.
( ) O hidróxido ferroso é classificado como uma dibase.
( ) Na presença de fenolftaleína apresentam cor vermelha.
( ) As bases reagem com ácidos e fomam um sal + óxido.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) V - F - F - V.
 b) F - V - V - F.
 c) F - V - F - V.
 d) V - F - V - F
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Prova finalizada com 10 acertos e 0 questões erradas.
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Acadêmico: Angelo Raimundo Gregorio (2579510)
Disciplina: Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação I - Individual Semipresencial ( Cod.:637799) ( peso.:1,50)
Prova: 15566656
Nota da Prova: 8,00
1. Alguns átomos possuem propriedades químicas semelhantes, com o mesmo número de massa atômica, mesmo
número de prótons (número atômico) e mesmo número de nêutrons. Com base no que foi estudado no Tópico 1 da
Unidade 1 do Caderno de Estudos, escreva uma redação com o tema: ÁTOMOS ISÓTOPOS.
Resposta Esperada:
O aluno deverá escrever a definição dos átomos isótopos, que são átomos iguais, ou seja, átomos de um mesmo
elemento químico que apresentam o mesmo número de prótons (número atômico) e diferentes números de massas
atômicas. O acadêmico deverá citar pelos menos dois exemplos de isótopos como: o hidrogênio que apresenta três
isótopos, o prótio com número atômico 1 e massa atômica 1, o deutério com número atômico 1 e massa atômica 2 e
o trítio com número atômico 1 e massa atômica 3.
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Acadêmico: Angelo Raimundo Gregorio (2579510)
Disciplina: Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação Final (Objetiva) - Individual Semipresencial ( Cod.:637798) ( peso.:3,00)
Prova: 17121850
Nota da Prova: 10,00
Legenda: Resposta Certa Sua Resposta Errada 
1. As dispersões são misturas de dois ou mais componentes nas quais uma substância, chamada disperso, está
espalhada sob a forma de pequenas partículas no interior de outra substância, chamada dispersantes ou
dispergentes. Com base nos conceitos de dispersões, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As dispersões são classificadas de acordo com o tamanho das partículas dispersas.
 b) Coloides são misturas homogêneas identificadas visualmente, tal como a água barrenta.
 c) Suspensões são misturas heterogêneas que não são identificadas a olho nu, tais como a maionese, a fumaça
e a gelatina.
 d) O soluto é uma substância com capacidade de dissolver um solvente.
2. Toda solução química, formada por no mínimo um soluto e um solvente, apresenta diferentes propriedades, sejam
elas físicas ou químicas, a densidade absoluta é uma propriedade física, por exemplo. Para se verificar a
densidade de uma solução química, recorre-se a uma fórmula padrão. 
Associe os itens, utilizando o código a seguir:
I - Densidade absoluta
II - Mol
III - Título
IV - Concentração Molal
( ) a relação entre a massa do soluto e a massa do solvente.
( ) a relação entre a massa e o volume da solução.
( ) a relação entre o número de mol do soluto e o volume da solução.
( ) a relação entre o número de mol do soluto e a massa em kg do solvente.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) II - IV - III - I.
 b) III - I - II - IV.
 c) III - II - IV - I.
 d) I - II - III - IV.
3. No período encerrado entre o fim do século XV e o início do século XVII a história da humanidade ficou marcada
pelas Grandes Navegações e descobrimentos de novas terras, além de novas rotas para a Ásia. Um dos grandes
problemas enfrentados durante essas empreitadas marítimas referia-se à quantidade (limitada) de água potável que
era possível transportar em uma embarcação. A água do mar não é apropriada para o consumo devido à grande
concentração de NaCl (que chega a ser de 25 g/L). No entanto, o consumo de soluções aquosas com
concentração de NaCl em 10 g/L, como é o caso do soro fisiológico, não traz problemas. Assim, em situações de
emergência, os navegadores poderiam diluir a água do mar com a água potável a fim de aumentar o volume de
água disponível para o consumo. Desse modo, se em uma emergência restassem apenas 225 L de água potável
na embarcação, quantos litros de água do mar (com concentração de 25 g de NaCl/L) poderiam ser diluídos para a
concentração do soro fisiológico a fim de aumentar a quantidade de água liberada para o consumo humano?
 a) 225 L.
 b) 315 L.
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 c) 150 L.
 d) 90 L.
4. Reações químicas são transformações que ocorrem entre substâncias resultando no surgimento de outras novas.
Basicamente, podemos classificar as reações químicas em quatro tipos: reação de adição, decomposição,
substituição ou dupla troca. Com relação à classificação das reações químicas, associe os itens, utilizando o
código a seguir:
I- Reação de adição.
II- Reação de decomposição.
III- Reação de substituição.
IV- Reação de dupla troca.
 a) II - I - III - IV.
 b) II - III - IV - I.
 c) IV - II - I - III.
 d) I - IV - II - III.
5. O átomo é objeto de estudos há muitos anos, por isso, vários cientistas criaram modelos atômicos a fim de definir
e representar a estrutura física e a composição química do átomo. Com relação aos modelos atômicos que foram
criados, associe os itens, utilizando o código a seguir:
I- Dalton. 
II- Thomson.
III- Rutherford.
IV- Bohr.
( ) O átomo possui um núcleo pequeno onde está a massa, e a eletrosfera, onde estão os elétrons. 
( ) O átomo era uma esfera positiva, onde estavam mergulhados os elétrons.
( ) O átomo é a menor partícula da matéria, indivisível e indestrutível.
( ) Os elétrons circulam ao redor do núcleo em 7 camadas eletrônicas ou níveis de energia.
Assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) III - IV - I - II.
 b) III - IV - II - I.
 c) III - II - I - IV.
 d) II - IV - III - I.
6. Os elementos químicos metálicos ocupam cerca de 80% da tabela periódica e, além das inúmeras aplicações
industriais, muitos metais são essenciais em nossa dieta alimentar, pois garantem a manutenção da nossa saúde.
Com relação às funções dos metais para a nossa saúde, analise as seguintes sentenças:
I- O potássio é metal alcalino, presente em frutas como a banana, indispensável para os músculos.
II- O flúor é um metal de transição de vasta aplicação, porém causa problemas à água e à dentição humana.
III- O ferro é um metal muito importante para o sangue, e o seu consumo diário evita a anemia.
Agora, assinale a alternativaCORRETA:
 a) Somente a sentença I está correta.
 b) As sentenças I e III estão corretas.
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 c) As sentenças II e III estão corretas.
 d) Somente a sentença III está correta.
7. Muitas substâncias ou moléculas são formadas por íons, como é o caso dos ácidos, das bases ou hidróxidos, dos
sais e dos óxidos. A partir do nox dos íons conseguimos verificar a quantidade de elétrons que cada espécie doará
ou receberá para formar uma substância e se estabilizar quimicamente. Com relação ao nox dos íons, analise as
sentenças a seguir:
I- Cátions são íons que possuem nox positivo e por isso doam elétrons.
II- Os íons adquirem nox quando se tornam elementos químicos instáveis.
III- Os ânions são íons que ganham elétrons devido ao nox negativo.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças I e III estão corretas.
 b) Somente a sentença II está correta.
 c) Somente a sentença III está correta.
 d) As sentenças I e II estão corretas.
8. Recentemente, a Organização das Nações Unidas (ONU) declarou 2019 como sendo o Ano Internacional da Tabela
Periódica dos Elementos Químicos (IYPT 2019, em inglês). Um dos principais motivos para a comemoração é que
em 2019 completamos 150 anos desde a primeira tabela de Dmitry Mendeleev, publicada em 1869, sendo também
possível encaixar a marca de 350 anos desde a descoberta do elemento fósforo pelo alquimista alemão Henning
Brand no ano de 1669. Considerando a utilização e importância da Tabela Periódica, analise as sentenças a
seguir:
I- A Massa atômica e o calor específico são propriedades periódicas pouco estudadas e são definidas de acordo
com a carga nuclear do elemento.
II - O tungstênio (W) é um elemento que fica no centro da Tabela Periódica e o seu ponto de fusão é o maior entre
os metais.
III- Com a distribuição eletrônica de determinado átomo no diagrama de Pauling é possível determinar a localização
desse elemento no período e no grupo da Tabela Periódica.
IV- Os elementos de transição externa são os que são colocados separados na tabela periódica, na parte externa.
Assinale a alternativa CORRETA:
FONTE: https://bit.ly/2ybxaqT. Acesso em: 14 jun. 2018.
 a) As sentenças I, II e III estão corretas.
 b) As sentenças I e IV estão corretas.
 c) As sentenças I e III estão corretas.
 d) As sentenças II e III estão corretas.
9. O ácido sulfúrico, formado por dois átomos de hidrogêno (H), um átomo de enxofre (S) e quatro átomos de oxigênio
(O) pode ser classificado em relação ao número de hidrogênios, número de oxigênios e quanto à força. Quanto à
classificação desse ácido, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Oxiácido, triácido e fraco.
 b) Hidrácido, triácido e forte.
 c) Oxiácido, diácido e fraco.
 d) Oxiácido, diácido e forte.
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10. Considere duas soluções químicas, A e B, nas condições normais de temperatura e pressão. A solução química A
apresenta um valor de pH = 3 e a solução química B apresenta um valor de pH = 12. Sobre as soluções químicas
A e B, classifique V para as sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) A solução A é ácida enquanto a solução B é alcalina.
( ) A solução A possui maior quantidade de íons hidroxila que a solução B.
( ) O pH da solução A deverá se elevar com a adição de água.
( ) A solução B reduzirá o seu pH após a adição de igual quantidade da solução A.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) V - V - F - V.
 b) F - V - F - V.
 c) V - F - V - V.
 d) F - V - V - F.
11. (ENADE, 2005) I- A utilização da fórmula para a concentração molar, C = n/V (onde C = concentração molar; n =
quantidade de matéria e V = volume da solução), não implica a aprendizagem do conceito de concentração molar.
PORQUE
A aprendizagem do conceito de concentração molar envolve sua aplicação a diferentes fenômenos, a compreensão
de sua relação com objetos do mundo físico e de sua relação com outros conceitos químicos.
Analisando essas afirmações, conclui-se que:
 a) As duas afirmações são verdadeiras e a segunda não justifica a primeira.
 b) A primeira afirmação é verdadeira e a segunda é falsa.
 c) As duas afirmações são verdadeiras e a segunda justifica a primeira.
 d) A primeira afirmação é falsa e a segunda é verdadeira.
12. (ENADE, 2005) O alumínio é o terceiro elemento mais abundante na crosta terrestre depois do oxigênio e do
silício. Tem grande aplicação industrial, sendo utilizado na fabricação de recipientes, embalagens, na construção
civil e na indústria aeroespacial, entre outros usos. Com relação às propriedades do alumínio, pode-se afirmar que:
I- Forma o íon Al3+ que é paramagnético.
II- Seu íon Al3+ tem forte efeito polarizante.
III- Pode ser obtido pela eletrólise ígnea da bauxita.
IV- Seus haletos agem como Ácidos de Lewis.
São corretas apenas as afirmações:
 a) II, III e IV.
 b) I e IV.
 c) I, II e III.
 d) I, II e IV.
Prova finalizada com 12 acertos e 0 questões erradas.
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Acadêmico: Marcos Onofre Dias de Souza (2492170)
Disciplina: Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação Final (Objetiva) - Individual FLEX ( Cod.:517654) ( peso.:3,00)
Prova: 18582074
Nota da Prova: 10,00
Legenda: Resposta Certa Sua Resposta Errada 
1. Muitas reações químicas estão acontecendo frequentemente em nosso cotidiano, uma delas, por exemplo, ocorre
quando um reagente é separado em dois ou mais produtos e por isso é classificada como reação de análise ou
decomposição. Sobre a reação de análise ou decomposição, analise as opções a seguir e assinale a alternativa
CORRETA:
 a) As opções II e III estão corretas.
 b) As opções I e II estão corretas.
 c) Somente a opção II está correta.
 d) Somente a opção III está correta.
2. As soluções químicas podem ser classificadas quanto a um critério, que leva em consideração a quantidade de
soluto e solvente presente em sua constituição. Por exemplo, uma solução química classificada como insaturada
apresenta uma quantidade de soluto muito inferior à quantidade de solvente. Entretanto, uma solução química
classificada como saturada apresenta a quantidade de soluto ideal à quantidade solvente disponível. Com relação
ao critério de classificação das soluções químicas citado acima, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Coeficiente de solubilidade.
 b) Termos de conduta.
 c) Média aritmética.
 d) Desvio padrão.
3. Os ácidos são funções inorgânicas que podem ser classificadas por diversos critérios. Um dos critérios de
classificação dos ácidos é o número de elementos diferentes. Com relação à classificação dos ácidos quanto ao
número de elementos diferentes, analise as sentenças a seguir:
I- Quaternários são ácidos que apresentam quatro hidrogênios ionizáveis.
II- Binários são ácidos que apresentam dois elementos diferentes em sua composição.
III- Ácidos com três elementos diferentes são classificados como ternários.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Somente a sentença II está correta.
 b) As sentenças II e III estão corretas.
 c) Somente a sentença I está correta.
 d) As sentenças I e III estão corretas.
4. Leucipo e Demócrito, dois filósofos gregos que viveram durante o século IV a.C., foram os pensadores que
cunharam o termo "átomo", que significa qualquer coisa que não pode ser cortada ou que é indivisível. A partir
desse conceito, principalmente do século XVIII em diante, alguns pesquisadores passaram a propor modelos
atômicos baseados em evidências científicas. Sobre os modelos atômicos, assinale a alternativa CORRETA:
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 a) Todos os modelos atômicos propostos estão vigentes até o momento, o que significa que podemos usar o
modelo de Dalton para explicar alguns fenômenos, enquanto que para outros podemos usar o modelo de
Rutherford, por exemplo.
 b) Todos os modelos atômicos propostos consideravam que o átomo era formado por prótons e elétrons.
 c) Os modelos atômicos são uma representação do átomo e de seus componentes.
 d) A principal função dos modelos atômicos é provar que os átomos são realmente indivisíveis, não sendo formado
por subpartículas.
5. Os ácidos são substâncias químicas, leia-se funções inorgânicas, presentes em nosso cotidiano, desde os
produtos de limpeza até os alimentos. Através de inúmeros estudos, verificou-se que essas substâncias podem
ser classificadas, quanto ao número de elementos, em ácidos binários, ácidos ternários e ácidos quaternários.
Neste sentido, associe os itens, utilizando o código a seguir:
I- Binários.
II- Ternários.
III- Quaternários.
( ) São constituídos por quatro elementos diferentes.
( ) São constituídos por dois elementos diferentes.
( ) São constituídos por três elementos diferentes.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) III - II - I.
 b) III - I - II.
 c) I - III - II.
 d) II - I - III.
6. A fusão do cobre, a sublimação do gelo seco, a digestão e a combustão da gasolina são exemplos de fenômenos
que ocorrem em nosso cotidiano. Com relação à classificação respectiva desses fenômenos, analise as seguintes
sentenças:
I- Fenômeno químico, fenômeno físico, fenômeno químico e fenômeno físico.
II- Fenômeno físico, fenômeno físico, fenômeno químico e fenômeno químico.
III- Fenômeno físico, fenômeno químico, fenômeno físico e fenômeno físico.
IV- Fenômeno bioquímico, fenômeno quântico, fenômeno reversível e fenômeno irreal.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Somente a sentença II está correta.
 b) Somente a sentença I está correta.
 c) Somente a sentença IV está correta.
 d) Somente a sentença III está correta.
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7. A maioria dos elementos químicos tendem a se ligar em busca de estabilidade química. O tipo de ligação química
e a organização espacial dos átomos em uma molécula são os principais fatores que determinam as propriedades
físico-químicas dos compostos. Sobre os diferentes tipos de ligações químicas, associe os itens utilizando o
código a seguir:
I- Ligações metálicas.
II- Ligações covalentes.
III- Ligações iônicas.
( ) Ocorrem entre um elemento metálico e um não metálico e se estabelecem pela transferência definitiva de
elétrons.
( ) Ocorrem pelo compartilhamento de um par de elétrons pelos átomos que participam da ligação.
( ) Ocorrem entre elementos metálicos.
Assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) II - I - III.
 b) I - II - III.
 c) III - II - I.
 d) III - I - II.
8. Toda substância é representada por uma molécula e toda molécula é representada por uma fórmula química que
também pode ser chamada de fórmula molecular. Através das fórmulas químicas, podemos calcular a massa
molecular, o volume molar, o número de átomos ou moléculas etc., sempre levando em consideração as variáveis
de temperatura e pressão. Neste sentido, classifique V para as sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) O volume ocupado por um mol de qualquer substância é denominado de volume molar.
( ) Nas Condições Normais de Temperatura e Pressão, 1 mol de gás ocupa um volume de 22,4 L.
( ) Nas Condições Normais de Temperatura e Pressão, a pressão vale 1 atm e a temperatura 25 °C.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) V - F - F.
 b) V - V - F.
 c) F - V - V.
 d) F - V - F.
9. As bases ou hidróxidos são funções inorgânicas que apresentam valores de pH que variam entre oito e quatorze.
Esses compostos básicos também são chamados de alcalinos. Alimentos alcalinos são usados para restaurar o
equilíbrio do pH do sangue, evitar o acúmulo de peso, proteger ossos e músculos e garantir a disposição. Com
base no exposto, avalie as asserções a seguir e a relação proposta entre elas:
I- Frutas, legumes, verduras e leguminosas são alimentos alcalinos ou básicos.
PORQUE 
II- As bases são formadas pela combinação de um cátion e um ânion, sendo esse ânion unicamente a hidroxila.
Cátions e ânions são íons que necessitam ganhar ou perder elétrons para adquirirem a estabilidade. Isso acontece
através das ligações químicas. 
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) As asserções I e II são proposições verdadeiras, sendo a II uma justificativa da I.
 b) As asserções I e II são proposições falsas.
 c) A asserção I é uma proposição verdadeira, e a II é uma proposição falsa.
 d) As asserções I e II são proposições verdadeiras, no entanto, a II não é uma justificativa da I.
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10. Os elementos da Família B da Tabela Periódica são denominados elementos de transição e uma propriedade muito
interessante deles é que eles formam compostos coloridos, devido à presença de orbitais d para as transições
eletrônicas que absorvem radiações na região visível do espectro. Os compostos dos elementos que apresentam
todos os orbitais preenchidos (Zn, Cd e Hg) normalmente não são coloridos. Assim, os elementos de transição são
bastante utilizados em tintas para tatuagens, por exemplo. As tintas azuis são baseadas em óxidos de cobalto, as
amarelas em sais de cádmio e as verdes em sais de cromo. A técnica utilizada nas tatuagens permanentes
consiste em introduzir na derme com o auxílio de agulhas, pigmentos que ficam retidos nas células da pele. Com
relação aos elementos de transição da tabela periódica, analise as sentenças a seguir:
I- Possuem alta condutividade térmica e elétrica.
II- Possuem propriedades intermediárias entre os metais e não metais.
III- Possuem pontos de fusão e de ebulição baixos.
IV- Apresentam como principal propriedade química a capacidade de formar ânions
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças I e II estão corretas.
 b) As sentenças I e IV estão corretas.
 c) As sentenças I, II e IV estão corretas.
 d) As sentenças I, II e III estão corretas.
11. (ENADE, 2011) Segundo um estudo norte-americano publicado na revista Proceedings of the National Academy of
Sciences, as temperaturas na superfície da Terra não subiram tanto entre 1998 e 2009, graças ao efeito resfriador
dos gases contendo enxofre, emitidos pelas termelétricas a carvão (as partículas de enxofre refletem a luz e o
calor do Sol). O enxofre é um dos componentes do ácido sulfúrico (H2SO4), cujo uso é comum em indústrias na
fabricação de fertilizantes, tintas e detergentes. Sabendo-se que o ácido sulfúrico concentrado é 98,0% em massa
de H2SO4 e densidade 1,84 g/mL, conclui-se que a sua concentração, em mol/L, é igual a:
FONTE: http://mudancasclimaticas.cptec.inpe.br/~rmclima/pdfs/prod_probio/Relatorio_1.pdf. Acesso em: 8 nov.
2018.
 a) 18,4.
 b) 18,0.
 c) 18,8.
 d) 18,6.
12. (ENADE, 2011) Uma indústria química de ácidos utiliza ácido sulfúrico, H2SO4, comprado na forma de solução
concentrada 96 cg/g e densidade 1,84 g/mL, a 20 ºC. Considerando a utilização dessa solução por essa indústria
para o preparo de soluções diluídas de H2SO4, analise as afirmações a seguir.
I- No rótulo dos frascos comprados pela indústria, seria correto estar escrito 96%.
II- A 20 ºC, na preparação de 250 L de solução de H2SO4, de concentração 150 g/L, seriam necessários,
aproximadamente, 21 L da solução comprada pela indústria.
III- As concentrações em quantidadede matéria das soluções diluídas preparadas pela indústria devem ser
registradas, nos respectivos rótulos, com a unidade g/L.
É CORRETO o que se afirma em:
 a) II e III.
 b) I.
 c) I, II e III.
 d) I e II.
Prova finalizada com 10 acertos e 2 questões erradas.
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Acadêmico: Rafael Jose de Barros (2142109)
Disciplina: Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação Final (Objetiva) - Individual FLEX ( Cod.:517654) ( peso.:3,00)
Prova: 18578829
Nota da Prova: 10,00
Legenda: Resposta Certa Sua Resposta Errada 
1. Toda solução química, formada por no mínimo um soluto e um solvente, apresenta diferentes propriedades, sejam
elas físicas ou químicas, a densidade absoluta é uma propriedade física, por exemplo. Para se verificar a
densidade de uma solução química, recorre-se a uma fórmula padrão. Com relação à fórmula padrão da densidade,
assinale a alternativa CORRETA:
 a) Densidade absoluta é a relação entre a massa do soluto e o volume do solvente.
 b) Densidade absoluta é a relação entre a massa e o volume da solução.
 c) Densidade absoluta é a relação entre a massa do soluto e o volume do soluto.
 d) Densidade absoluta é a relação entre a massa do solvente e o volume da solução.
2. As moléculas são formadas pelas ligações entre os átomos. Quando a diferença de eletronegatividade entre os
átomos é grande, ocorre a transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo para outro, sendo que um
deles adquire carga positiva e o outro negativa. São as moléculas com caráter iônico. Quando a diferença de
eletronegatividade entre os átomos que formam a molécula não é tão grande, ocorre o compartilhamento de
elétrons. No entanto, como os átomos são diferentes, a força de atração de cada elemento é diferente, formando
então ligações covalentes polares e apolares. Entretanto, para determinar a polaridade da molécula também deve
ser observada sua forma geométrica. Neste sentido, as moléculas FeCl3, NaOH e H2O são exemplos de quais
compostos, respectivamente?
 a) Iônico, covalente polar, covalente apolar.
 b) Covalente polar, covalente apolar, iônico.
 c) Covalente polar, covalente polar, covalente polar.
 d) Iônico, iônico, covalente polar.
3. As reações químicas fazem parte de nossa vida, desde o nascimento até após a morte, com a reação de
decomposição. As reações químicas são classificadas de formas diferentes. Sobre o exposto, analise as
sentenças a seguir:
I- Na reação classificada como de dupla troca, há formação de gás no produto.
II- A formação de precipitado no produto indica uma reação de dupla substituição.
III- Ao classificar uma reação química, está dispensada a realização do balanceamento.
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças II e III estão corretas.
 b) Somente a sentença III está correta.
 c) As sentenças I e II estão corretas.
 d) Somente a sentença I está correta.
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4. Os fenômenos químicos são definidos como as transformações que modificam a composição íntima da matéria e,
por isso, tais fenômenos também são chamados de reações químicas. Com relação aos fenômenos químicos,
analise as seguintes opções:
I- Sublimação do iodo.
II- Formação da ferrugem.
III- Queima do álcool comum.
IV- Fusão do gelo.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Somente a opção III está correta.
 b) As opções II e IV estão corretas.
 c) As opções I e II estão corretas.
 d) As opções II e III estão corretas.
5. As substâncias podem ser classificadas em substâncias simples ou compostas e, no momento em que
colocamos em contato duas ou mais substâncias, formamos uma mistura. As misturas, dependendo de suas
fases e aspectos visuais, podem ser classificadas como misturas homogêneas ou misturas heterogêneas. Neste
sentido, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Mistura homogênea é aquela que apresenta duas ou mais fases, dois ou mais aspectos visuais.
 b) Mistura homogênea não pode ser considerada como solução; afinal, seus componentes não se misturam.
 c) Mistura heterogênea é aquela que apresenta apenas uma fase, um aspecto visual.
 d) Mistura heterogênea é aquela que apresenta duas ou mais fases, dois ou mais aspectos visuais.
6. A ligação covalente coordenada é estabelecida por meio de pares de elétrons, porém de modo que o par eletrônico
seja trazido apenas por um dos átomos da ligação. Esse tipo de ligação ocorre quando um dos átomos
participantes já completou o seu octeto, mas o outro não. Sobre esse tipo de ligação, analise as sentenças a
seguir:
I- O trióxido de enxofre (SO3) é formado através do compartilhamento de elétrons entre átomos de enxofre e
oxigênio. 
II- A ligação covalente é um tipo de ligação química que ocorre com o compartilhamento de pares de elétrons entre
átomos que podem ser o hidrogênio, metais e ametais.
III- As substâncias que têm ligações covalentes podem ser, em temperatura ambiente, sólida, líquida ou gasosa.
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças I e III estão corretas.
 b) As sentenças I e II estão corretas.
 c) Somente a sentença III está correta.
 d) As sentenças II e III estão corretas.
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7. Quando na aproximação entre dois átomos for verificado o surgimento de uma força de atração suficientemente
forte para mantê-los unidos, estes ficarão ligados. A união dos átomos acontece devido a uma ligação química.
Considerando os tipos de ligações para as espécies químicas, associe os itens, utilizando o código a seguir:
I- Ne
II- Fe
III- NH3
IV- KF
V- O2
( ) Iônica.
( ) Covalente polar.
( ) Covalente apolar.
( ) Metálica.
( ) Van der Waals.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) III - IV - V - I - II.
 b) IV - III - V - II - I.
 c) IV - III - II - V - I.
 d) V - II - I - IV - III.
8. Os ácidos são funções inorgânicas que apresentam pH com valores abaixo de sete, são corrosivos e, quando
comestíveis, apresentam sabor azedo. Além das características citadas, pode-se observar que existem ácidos que
apresentam ou não oxigênio em sua constituição molecular e, assim, recebem determinadas classificações. Com
relação à presença ou ausência de oxigênio na composição molecular dos ácidos, assinale a alternativa
CORRETA:
 a) Ácidos que possuem oxigênio na sua molécula são chamados óxidos.
 b) Ácidos que possuem oxigênio na molécula são chamados hidrácidos.
 c) Ácidos que não possuem oxigênio na sua molécula são chamados hidrácidos.
 d) Ácidos que não possuem oxigênio na sua molécula são chamados oxiácidos.
9. As funções inorgânicas que apresentam valores de pH que variam entre oito e quatorze são classificadas como
bases ou hidróxidos. Este grupo de compostos pode ser classificado quanto à força, em base forte ou base fraca.
Com relação à classificação das bases ou hidróxidos quanto à força, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Bases fortes são formadas por cátions das famílias 1A e 2A.
 b) O Hidróxido de amônio (NH4) é uma base extremamente forte.
 c) Cátions da família 3A formam as bases ou hidróxidos mais fortes.
 d) As bases fracas são formadas por cátions das famílias 7A e 8A.
10. Os ácidos são compostos facilmente encontrados em situações de nosso cotidiano. Por exemplo, o vinagre tem
sabor azedo devido ao ácido acético, seu principal constituinte. Na laranja e no limão existe o ácido cítrico,
também utilizado como conservante para alimentos, e na uva está presente o ácido tartárico. Assinale a alternativa
CORRETA:
 a) O ácidos são formados por um cátion qualquer, menos o hidrogênio, e por um ânion qualquer menosa hidroxila.
 b) Os ácidos podem ser classificados em monobásicos, dibásicos, tribásicos e tetrabásicos dependendo do
número de hidrogênios ionizáveis.
 c) Os ácidos são compostos moleculares, que em água sofrem ionização, gerando como único íon positivo o
Hidroxônio ou Hidrônio.
 d) Os ácidos são compostos que apresentam sabor adocicado e altos valores de pH que variam entre oito e
quatorze.
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11. (ENADE, 2011) Segundo um estudo norte-americano publicado na revista Proceedings of the National Academy of
Sciences, as temperaturas na superfície da Terra não subiram tanto entre 1998 e 2009, graças ao efeito resfriador
dos gases contendo enxofre, emitidos pelas termelétricas a carvão (as partículas de enxofre refletem a luz e o
calor do Sol). O enxofre é um dos componentes do ácido sulfúrico (H2SO4), cujo uso é comum em indústrias na
fabricação de fertilizantes, tintas e detergentes. Sabendo-se que o ácido sulfúrico concentrado é 98,0% em massa
de H2SO4 e densidade 1,84 g/mL, conclui-se que a sua concentração, em mol/L, é igual a:
FONTE: http://mudancasclimaticas.cptec.inpe.br/~rmclima/pdfs/prod_probio/Relatorio_1.pdf. Acesso em: 8 nov.
2018.
 a) 18,4.
 b) 18,6.
 c) 18,0.
 d) 18,8.
12. (ENADE, 2011) Uma indústria química de ácidos utiliza ácido sulfúrico, H2SO4, comprado na forma de solução
concentrada 96 cg/g e densidade 1,84 g/mL, a 20 ºC. Considerando a utilização dessa solução por essa indústria
para o preparo de soluções diluídas de H2SO4, analise as afirmações a seguir.
I- No rótulo dos frascos comprados pela indústria, seria correto estar escrito 96%.
II- A 20 ºC, na preparação de 250 L de solução de H2SO4, de concentração 150 g/L, seriam necessários,
aproximadamente, 21 L da solução comprada pela indústria.
III- As concentrações em quantidade de matéria das soluções diluídas preparadas pela indústria devem ser
registradas, nos respectivos rótulos, com a unidade g/L.
É CORRETO o que se afirma em:
 a) I, II e III.
 b) II e III.
 c) I.
 d) I e II.
Prova finalizada com 11 acertos e 1 questões erradas.
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Acadêmico: Angelo Raimundo Gregorio (2579510)
Disciplina: Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação I - Individual Semipresencial ( Cod.:637799) ( peso.:1,50)
Prova: 15566656
Nota da Prova: 8,00
1. Alguns átomos possuem propriedades químicas semelhantes, com o mesmo número de massa atômica, mesmo
número de prótons (número atômico) e mesmo número de nêutrons. Com base no que foi estudado no Tópico 1 da
Unidade 1 do Caderno de Estudos, escreva uma redação com o tema: ÁTOMOS ISÓTOPOS.
Resposta Esperada:
O aluno deverá escrever a definição dos átomos isótopos, que são átomos iguais, ou seja, átomos de um mesmo
elemento químico que apresentam o mesmo número de prótons (número atômico) e diferentes números de massas
atômicas. O acadêmico deverá citar pelos menos dois exemplos de isótopos como: o hidrogênio que apresenta três
isótopos, o prótio com número atômico 1 e massa atômica 1, o deutério com número atômico 1 e massa atômica 2 e
o trítio com número atômico 1 e massa atômica 3.
04/06/2020 UNIASSELVI - Centro Universitário Leonardo Da Vinci - Portal do Aluno - Portal do Aluno - Grupo UNIASSELVI
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Acadêmico: Angelo Raimundo Gregorio (2579510)
Disciplina: Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação Final (Objetiva) - Individual Semipresencial ( Cod.:637798) ( peso.:3,00)
Prova: 17121850
Nota da Prova: 10,00
Legenda: Resposta Certa Sua Resposta Errada 
1. As dispersões são misturas de dois ou mais componentes nas quais uma substância, chamada disperso, está
espalhada sob a forma de pequenas partículas no interior de outra substância, chamada dispersantes ou
dispergentes. Com base nos conceitos de dispersões, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As dispersões são classificadas de acordo com o tamanho das partículas dispersas.
 b) Coloides são misturas homogêneas identificadas visualmente, tal como a água barrenta.
 c) Suspensões são misturas heterogêneas que não são identificadas a olho nu, tais como a maionese, a fumaça
e a gelatina.
 d) O soluto é uma substância com capacidade de dissolver um solvente.
2. Toda solução química, formada por no mínimo um soluto e um solvente, apresenta diferentes propriedades, sejam
elas físicas ou químicas, a densidade absoluta é uma propriedade física, por exemplo. Para se verificar a
densidade de uma solução química, recorre-se a uma fórmula padrão. 
Associe os itens, utilizando o código a seguir:
I - Densidade absoluta
II - Mol
III - Título
IV - Concentração Molal
( ) a relação entre a massa do soluto e a massa do solvente.
( ) a relação entre a massa e o volume da solução.
( ) a relação entre o número de mol do soluto e o volume da solução.
( ) a relação entre o número de mol do soluto e a massa em kg do solvente.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) II - IV - III - I.
 b) III - I - II - IV.
 c) III - II - IV - I.
 d) I - II - III - IV.
3. No período encerrado entre o fim do século XV e o início do século XVII a história da humanidade ficou marcada
pelas Grandes Navegações e descobrimentos de novas terras, além de novas rotas para a Ásia. Um dos grandes
problemas enfrentados durante essas empreitadas marítimas referia-se à quantidade (limitada) de água potável que
era possível transportar em uma embarcação. A água do mar não é apropriada para o consumo devido à grande
concentração de NaCl (que chega a ser de 25 g/L). No entanto, o consumo de soluções aquosas com
concentração de NaCl em 10 g/L, como é o caso do soro fisiológico, não traz problemas. Assim, em situações de
emergência, os navegadores poderiam diluir a água do mar com a água potável a fim de aumentar o volume de
água disponível para o consumo. Desse modo, se em uma emergência restassem apenas 225 L de água potável
na embarcação, quantos litros de água do mar (com concentração de 25 g de NaCl/L) poderiam ser diluídos para a
concentração do soro fisiológico a fim de aumentar a quantidade de água liberada para o consumo humano?
 a) 225 L.
 b) 315 L.
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 c) 150 L.
 d) 90 L.
4. Reações químicas são transformações que ocorrem entre substâncias resultando no surgimento de outras novas.
Basicamente, podemos classificar as reações químicas em quatro tipos: reação de adição, decomposição,
substituição ou dupla troca. Com relação à classificação das reações químicas, associe os itens, utilizando o
código a seguir:
I- Reação de adição.
II- Reação de decomposição.
III- Reação de substituição.
IV- Reação de dupla troca.
 a) II - I - III - IV.
 b) II - III - IV - I.
 c) IV - II - I - III.
 d) I - IV - II - III.
5. O átomo é objeto de estudos há muitos anos, por isso, vários cientistas criaram modelos atômicos a fim de definir
e representar a estrutura física e a composição química do átomo. Com relação aos modelos atômicos que foram
criados, associe os itens, utilizando o código a seguir:
I- Dalton. 
II- Thomson.
III- Rutherford.
IV- Bohr.
( ) O átomo possui um núcleo pequeno onde está a massa, e a eletrosfera, onde estão os elétrons. 
( ) O átomo era uma esfera positiva, onde estavam mergulhados os elétrons.
( ) O átomo é a menor partícula da matéria, indivisível e indestrutível.
( ) Os elétrons circulam ao redor do núcleo em 7 camadas eletrônicas ou níveis de energia.
Assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) III- IV - I - II.
 b) III - IV - II - I.
 c) III - II - I - IV.
 d) II - IV - III - I.
6. Os elementos químicos metálicos ocupam cerca de 80% da tabela periódica e, além das inúmeras aplicações
industriais, muitos metais são essenciais em nossa dieta alimentar, pois garantem a manutenção da nossa saúde.
Com relação às funções dos metais para a nossa saúde, analise as seguintes sentenças:
I- O potássio é metal alcalino, presente em frutas como a banana, indispensável para os músculos.
II- O flúor é um metal de transição de vasta aplicação, porém causa problemas à água e à dentição humana.
III- O ferro é um metal muito importante para o sangue, e o seu consumo diário evita a anemia.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Somente a sentença I está correta.
 b) As sentenças I e III estão corretas.
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 c) As sentenças II e III estão corretas.
 d) Somente a sentença III está correta.
7. Muitas substâncias ou moléculas são formadas por íons, como é o caso dos ácidos, das bases ou hidróxidos, dos
sais e dos óxidos. A partir do nox dos íons conseguimos verificar a quantidade de elétrons que cada espécie doará
ou receberá para formar uma substância e se estabilizar quimicamente. Com relação ao nox dos íons, analise as
sentenças a seguir:
I- Cátions são íons que possuem nox positivo e por isso doam elétrons.
II- Os íons adquirem nox quando se tornam elementos químicos instáveis.
III- Os ânions são íons que ganham elétrons devido ao nox negativo.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças I e III estão corretas.
 b) Somente a sentença II está correta.
 c) Somente a sentença III está correta.
 d) As sentenças I e II estão corretas.
8. Recentemente, a Organização das Nações Unidas (ONU) declarou 2019 como sendo o Ano Internacional da Tabela
Periódica dos Elementos Químicos (IYPT 2019, em inglês). Um dos principais motivos para a comemoração é que
em 2019 completamos 150 anos desde a primeira tabela de Dmitry Mendeleev, publicada em 1869, sendo também
possível encaixar a marca de 350 anos desde a descoberta do elemento fósforo pelo alquimista alemão Henning
Brand no ano de 1669. Considerando a utilização e importância da Tabela Periódica, analise as sentenças a
seguir:
I- A Massa atômica e o calor específico são propriedades periódicas pouco estudadas e são definidas de acordo
com a carga nuclear do elemento.
II - O tungstênio (W) é um elemento que fica no centro da Tabela Periódica e o seu ponto de fusão é o maior entre
os metais.
III- Com a distribuição eletrônica de determinado átomo no diagrama de Pauling é possível determinar a localização
desse elemento no período e no grupo da Tabela Periódica.
IV- Os elementos de transição externa são os que são colocados separados na tabela periódica, na parte externa.
Assinale a alternativa CORRETA:
FONTE: https://bit.ly/2ybxaqT. Acesso em: 14 jun. 2018.
 a) As sentenças I, II e III estão corretas.
 b) As sentenças I e IV estão corretas.
 c) As sentenças I e III estão corretas.
 d) As sentenças II e III estão corretas.
9. O ácido sulfúrico, formado por dois átomos de hidrogêno (H), um átomo de enxofre (S) e quatro átomos de oxigênio
(O) pode ser classificado em relação ao número de hidrogênios, número de oxigênios e quanto à força. Quanto à
classificação desse ácido, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Oxiácido, triácido e fraco.
 b) Hidrácido, triácido e forte.
 c) Oxiácido, diácido e fraco.
 d) Oxiácido, diácido e forte.
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10. Considere duas soluções químicas, A e B, nas condições normais de temperatura e pressão. A solução química A
apresenta um valor de pH = 3 e a solução química B apresenta um valor de pH = 12. Sobre as soluções químicas
A e B, classifique V para as sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) A solução A é ácida enquanto a solução B é alcalina.
( ) A solução A possui maior quantidade de íons hidroxila que a solução B.
( ) O pH da solução A deverá se elevar com a adição de água.
( ) A solução B reduzirá o seu pH após a adição de igual quantidade da solução A.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) V - V - F - V.
 b) F - V - F - V.
 c) V - F - V - V.
 d) F - V - V - F.
11. (ENADE, 2005) I- A utilização da fórmula para a concentração molar, C = n/V (onde C = concentração molar; n =
quantidade de matéria e V = volume da solução), não implica a aprendizagem do conceito de concentração molar.
PORQUE
A aprendizagem do conceito de concentração molar envolve sua aplicação a diferentes fenômenos, a compreensão
de sua relação com objetos do mundo físico e de sua relação com outros conceitos químicos.
Analisando essas afirmações, conclui-se que:
 a) As duas afirmações são verdadeiras e a segunda não justifica a primeira.
 b) A primeira afirmação é verdadeira e a segunda é falsa.
 c) As duas afirmações são verdadeiras e a segunda justifica a primeira.
 d) A primeira afirmação é falsa e a segunda é verdadeira.
12. (ENADE, 2005) O alumínio é o terceiro elemento mais abundante na crosta terrestre depois do oxigênio e do
silício. Tem grande aplicação industrial, sendo utilizado na fabricação de recipientes, embalagens, na construção
civil e na indústria aeroespacial, entre outros usos. Com relação às propriedades do alumínio, pode-se afirmar que:
I- Forma o íon Al3+ que é paramagnético.
II- Seu íon Al3+ tem forte efeito polarizante.
III- Pode ser obtido pela eletrólise ígnea da bauxita.
IV- Seus haletos agem como Ácidos de Lewis.
São corretas apenas as afirmações:
 a) II, III e IV.
 b) I e IV.
 c) I, II e III.
 d) I, II e IV.
Prova finalizada com 12 acertos e 0 questões erradas.
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Acadêmico: Evaristo Marcos Rodrigues Porfirio (2142594)
Disciplina: Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação Final (Objetiva) - Individual Semipresencial ( Cod.:637798) ( peso.:3,00)
Prova: 16479160
Nota da Prova: 10,00
Legenda: Resposta Certa Sua Resposta Errada 
1. A força de um ácido está relacionada com o grau de ionização, que é a relação entre o número de moléculas que
se ionizaram e o número total de moléculas iniciais. Assinale a alternativa CORRETA:
 a) Regra prática para força dos Hidrácidos: apenas o HCl (ácido clorídrico), o HBr (ácido bromídrico) e o HI (ácido
iodídrico) são fracos.
 b) Regra prática para força dos Oxiácidos: apenas o HSCN (ácido tiocianídrico) e o HCN (ácidos cianídro) são
fortes.
 c) Regra prática para força dos Oxiácidos: 
Fracos: número de Oxigênios - número de Hidrogênios = 1 ou 2.
Fortes: número de Oxigênios - número de Hidrogênios = 4 ou 5.
 d) Regra prática para força dos Hidrácidos: apenas o HF (ácido fluorídrico) é moderado.
2. Leucipo e Demócrito, dois filósofos gregos que viveram durante o século IV a.C., foram os pensadores que
cunharam o termo "átomo", que significa qualquer coisa que não pode ser cortada ou que é indivisível. A partir
desse conceito, principalmente do século XVIII em diante, alguns pesquisadores passaram a propor modelos
atômicos baseados em evidências científicas. Sobre os modelos atômicos, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Todos os modelos atômicos propostos estão vigentes até o momento, o que significa que podemos usar o
modelo de Dalton para explicar alguns fenômenos, enquanto que para outros podemos usar o modelo de
Rutherford, por exemplo.
 b) Todos os modelos atômicos propostos consideravam que o átomo era formado por prótons e elétrons.
 c) Os modelos atômicos são uma representação do átomo e de seus componentes.
 d) A principalfunção dos modelos atômicos é provar que os átomos são realmente indivisíveis, não sendo formado
por subpartículas.
3. Os elementos químicos metálicos ocupam cerca de 80% da tabela periódica e, além das inúmeras aplicações
industriais, muitos metais são essenciais em nossa dieta alimentar, pois garantem a manutenção da nossa saúde.
Com relação às funções dos metais para a nossa saúde, analise as seguintes sentenças:
I- O potássio é metal alcalino, presente em frutas como a banana, indispensável para os músculos.
II- O flúor é um metal de transição de vasta aplicação, porém causa problemas à água e à dentição humana.
III- O ferro é um metal muito importante para o sangue, e o seu consumo diário evita a anemia.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças II e III estão corretas.
 b) Somente a sentença I está correta.
 c) As sentenças I e III estão corretas.
 d) Somente a sentença III está correta.
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4. Reações químicas são transformações que ocorrem entre substâncias resultando no surgimento de outras novas.
Nas reações químicas temos a participação dos reagentes, que são as substâncias de partida, e dos produtos,
que são as substâncias formadas. Com base no conceito de reações químicas, analise as sentenças a seguir:
I- A reação química de adição ou síntese é aquela em que dois reagentes formam dois ou mais produtos
diferentes.
II- A reação química de deslocamento ou simples troca é aquela em que uma substância simples reage com outra
substância simples, formando uma nova substância.
III- Um dos indícios da ocorrência de uma reação química é a alteração de cor ou a variação de temperatura
durante a reação.
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) Somente a sentença II está correta.
 b) Somente a sentença III está correta.
 c) As sentenças I e II estão corretas.
 d) As sentenças I e III estão corretas.
5. Dependendo do tipo de ligação e/ou composição molecular, os compostos podem ser classificados em iônicos ou
moleculares. Neste sentido, sabe-se que alguns compostos podem sofrer ionização ou dissociação iônica. Sobre a
ionização, analise as sentenças a seguir:
I- Os ácidos são funções inorgânicas que sofrem ionização.
II- A ionização de um ácido forma como único cátion: o íon H3O+.
III- A formação de um sal e água dá-se através da ionização.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças II e III estão corretas.
 b) As sentenças I e II estão corretas.
 c) Somente a sentença II está correta.
 d) Somente a sentença III está correta.
6. Toda solução química, formada por no mínimo um soluto e um solvente, apresenta diferentes propriedades, sejam
elas físicas ou químicas, a densidade absoluta é uma propriedade física, por exemplo. Para se verificar a
densidade de uma solução química, recorre-se a uma fórmula padrão. Com relação à fórmula padrão da densidade,
assinale a alternativa CORRETA:
 a) Densidade absoluta é a relação entre a massa e o volume da solução.
 b) Densidade absoluta é a relação entre a massa do solvente e o volume da solução.
 c) Densidade absoluta é a relação entre a massa do soluto e o volume do soluto.
 d) Densidade absoluta é a relação entre a massa do soluto e o volume do solvente.
7. As dispersões são misturas de dois ou mais componentes nas quais uma substância, chamada disperso, está
espalhada sob a forma de pequenas partículas no interior de outra substância, chamada dispersantes ou
dispergentes. Com base nos conceitos de dispersões, associe os itens, utilizando o código a seguir:
I - Dispersões 
II - Mistura
III - Solução
( ) Podem ser sólidas, líquidas, gasosas, iônicas ou moleculares.
( ) São classificadas de acordo com o tamanho das partículas dispersas.
( ) Não apresentam as mesmas propriedades em toda sua extensão 
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) III - II - IV.
 b) III- I - II.
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 c) I - II - III.
 d) II - I - III.
8. Imagine as moléculas de água, dentro de uma panela com água, quando você acende o fogo, as moléculas se
agitam. Com a temperatura elevada, elas tendem a mudar de fase, passando para outro estado. Durante a fervura
da água, o que são rompidas?
 a) Interações tipo dipolo induzido-dipolo induzido.
 b) Interações tipo ligação de hidrogênio.
 c) Ligações covalentes.
 d) Interações tipo dipolo-dipolo.
9. Os compostos CsS, NaOH, FeO, HCN, devido à sua composição molecular, podem ser classificados,
respectivamente, a grupos específicos das funções químicas inorgânicas. Neste sentido, classifique V para as
sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) Sal, base, óxido e ácido.
( ) Óxido, base, ácido e sal.
( ) Óxido, base, sal e ácido.
( ) Ácido, óxido, base e sal.
Assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) F - F - V - F.
 b) V - F - F - F.
 c) F - F - F - V.
 d) F - V - F - F.
10. As reações químicas fazem parte de nossa vida, desde o nascimento até após a morte, com a reação de
decomposição. As reações químicas são classificadas de formas diferentes. Sobre o exposto, analise as
sentenças a seguir:
I- Na reação classificada como de dupla troca, há formação de gás no produto.
II- A formação de precipitado no produto indica uma reação de dupla substituição.
III- Ao classificar uma reação química, está dispensada a realização do balanceamento.
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças II e III estão corretas.
 b) Somente a sentença III está correta.
 c) Somente a sentença I está correta.
 d) As sentenças I e II estão corretas.
11. (ENADE, 2005) O alumínio é o terceiro elemento mais abundante na crosta terrestre depois do oxigênio e do
silício. Tem grande aplicação industrial, sendo utilizado na fabricação de recipientes, embalagens, na construção
civil e na indústria aeroespacial, entre outros usos. Com relação às propriedades do alumínio, pode-se afirmar que:
I- Forma o íon Al3+ que é paramagnético.
II- Seu íon Al3+ tem forte efeito polarizante.
III- Pode ser obtido pela eletrólise ígnea da bauxita.
IV- Seus haletos agem como Ácidos de Lewis.
São corretas apenas as afirmações:
 a) I, II e III.
 b) I, II e IV.
 c) I e IV.
 d) II, III e IV.
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12. (ENADE, 2011) Segundo um estudo norte-americano publicado na revista Proceedings of the National Academy of
Sciences, as temperaturas na superfície da Terra não subiram tanto entre 1998 e 2009, graças ao efeito resfriador
dos gases contendo enxofre, emitidos pelas termelétricas a carvão (as partículas de enxofre refletem a luz e o
calor do Sol). O enxofre é um dos componentes do ácido sulfúrico (H2SO4), cujo uso é comum em indústrias na
fabricação de fertilizantes, tintas e detergentes. Sabendo-se que o ácido sulfúrico concentrado é 98,0% em massa
de H2SO4 e densidade 1,84 g/mL, conclui-se que a sua concentração, em mol/L, é igual a:
FONTE: http://mudancasclimaticas.cptec.inpe.br/~rmclima/pdfs/prod_probio/Relatorio_1.pdf. Acesso em: 8 nov.
2018.
 a) 18,8.
 b) 18,0.
 c) 18,4.
 d) 18,6.
Prova finalizada com 10 acertos e 2 questões erradas.
17/04/2020 UNIASSELVI - Centro Universitário Leonardo Da Vinci - Portal do Aluno - Portal do Aluno - Grupo UNIASSELVI
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1. Parece que o descobrimento dos elementos químicos na crosta terrestre está estagnado, visto que atualmente os
novos elementos químicos que serão inseridos na tabela periódica foram sintetizados em laboratório. Uma
informação pertinente sobre os novos elementos químicos, tambémchamados de artificiais, é que a maioria deles
é radioativa. Neste sentido, identifique e explique como os elementos artificiais são organizados na tabela
periódica.
Resposta Esperada:
Os elementos artificiais são aqueles que possuem número atômico maior que 92, com exceção do Promécio (Z= 43) e
do Tecnécio (Z=61). São classificados em cisurânicos com número atômico menor que 92 e em transurânicos com
número atômico maior que 92.
2. Com as grandezas físicas, conseguimos atribuir valores de massa, volume, pressão, temperatura, entre outros,
aos materiais. Por isso, é de grande valia conhecer as unidades do sistema internacional que, através dessas
unidades, diferencia e padroniza essas grandezas. Diante deste contexto, diferencie as grandezas físicas massa
atômica e massa molecular ou massa molar.
Resposta Esperada:
A massa atômica refere-se apenas à massa do elemento químico/átomo isolado/sozinho e ela indica quantas vezes a
massa do elemento/átomo é maior que 1/12 da massa do carbono. A massa molecular ou massa molar indica a
massa de uma substância/composto como um todo, ou seja, é a soma das massas dos elementos químicos e suas
quantidades/atomicidades que compõem a substância/composto.
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Acadêmico: Everton Bezerra Alves (1968892)
Disciplina: Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação Final (Objetiva) - Individual Semipresencial ( Cod.:637798) ( peso.:3,00)
Prova: 16454469
Nota da Prova: 10,00
Legenda: Resposta Certa Sua Resposta Errada 
1. Recentemente, a Organização das Nações Unidas (ONU) declarou 2019 como sendo o Ano Internacional da Tabela
Periódica dos Elementos Químicos (IYPT 2019, em inglês). Um dos principais motivos para a comemoração é que
em 2019 completamos 150 anos desde a primeira tabela de Dmitry Mendeleev, publicada em 1869, sendo também
possível encaixar a marca de 350 anos desde a descoberta do elemento fósforo pelo alquimista alemão Henning
Brand no ano de 1669. Considerando a utilização e importância da Tabela Periódica, analise as sentenças a
seguir:
I- A Massa atômica e o calor específico são propriedades periódicas pouco estudadas e são definidas de acordo
com a carga nuclear do elemento.
II - O tungstênio (W) é um elemento que fica no centro da Tabela Periódica e o seu ponto de fusão é o maior entre
os metais.
III- Com a distribuição eletrônica de determinado átomo no diagrama de Pauling é possível determinar a localização
desse elemento no período e no grupo da Tabela Periódica.
IV- Os elementos de transição externa são os que são colocados separados na tabela periódica, na parte externa.
Assinale a alternativa CORRETA:
FONTE: https://bit.ly/2ybxaqT. Acesso em: 14 jun. 2018.
 a) As sentenças II e III estão corretas.
 b) As sentenças I e III estão corretas.
 c) As sentenças I e IV estão corretas.
 d) As sentenças I, II e III estão corretas.
2. Os materiais que estão presentes em nosso cotidiano são reconhecidos e identificados por algumas
características, entre elas, as características físicas que, na verdade, são chamadas de propriedades físicas da
matéria. Sobre onde essas propriedades se fazem presentes, classifique V para as sentenças verdadeiras e F para
as falsas:
( ) A densidade, a ductibilidade, a maleabilidade e a solubilidade.
( ) A polaridade, a reatividade, a viscosidade e o caráter oxidante ou redutor. 
( ) A cor, o estado físico, os pontos de fusão e ebulição e a densidade.
( ) A característica molecular, o caráter iônico, os pontos de fusão e os pontos de ebulição.
Assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) F - F - F - V.
 b) V - F - F - F.
 c) F - F - V - F.
 d) F - V - F - F.
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3. As regras para se nomear compostos orgânicos e inorgânicos são desenvolvidas e mantidas pela União
Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), estando contidas em duas publicações, chamadas de o Livro
Azul e o Livro Vermelho, respectivamente. Sobre a nomenclatura de compostos inorgânicos assunto, associe os
itens, utilizando o código a seguir:
I- H2SO3.
II- Ba(OH)2.
III- AgCl.
IV- CO2.
( ) Cloreto de prata.
( ) Ácido sulfuroso.
( ) Hidróxido de bário.
( ) Dióxido de carbono.
Assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) III - I - II - IV.
 b) I - II - III - IV.
 c) III - II - IV - I.
 d) II - III - IV - I.
4. Um fenômeno físico é aquele que não altera a constituição íntima da matéria, como as mudanças de estados
físicos. Já um fenômeno químico, é aquele que altera a constituição íntima da matéria, como as reações químicas.
Assim, todo fenômeno químico corresponde a uma reação química e, para identificá-la, deve-se observar a sua
representação gráfica. Com relação à denominação dada à representação gráfica das reações químicas, assinale a
alternativa CORRETA:
 a) Fenômeno físico.
 b) Reação física.
 c) Reação química.
 d) Equação química.
5. As forças intermoleculares referem-se às forças de atração entre as moléculas e são responsáveis por mantê-las
unidas. O estado físico de uma substância depende da intensidade dessas ligações. No entanto, as ligações
intramoleculares são, de um modo geral, mais fortes que as ligações intermoleculares. Sobre o exposto, analise
as sentenças a seguir:
I- Os cristais de gelo seco (ou seja, dióxido de carbono sólido, CO2) interagem entre si por forças de Van der
Waals.
II- As ligações de hidrogênio são mais fracas que as forças de Van der Waals.
III- As moléculas do etanol (C2H6O) interagem entre si por ligações de hidrogênio.
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças I e II estão corretas.
 b) Somente a sentença I está correta.
 c) As sentenças I e III estão corretas.
 d) As sentenças II e III estão corretas.
6. O suco gástrico é formado basicamente por água, ácido clorídrico e enzimas digestivas. Seu pH varia entre 1,5 e 2,
no entanto, alguns fatores como alimentação, tensão nervosa e doenças podem aumentar a quantidade de HCl no
estômago, o que diminui ainda mais o pH, o que pode dar azia ou evoluir para gastrite e até mesmo úlceras. Sobre
uma forma de tratar os primeiros sintomas da azia, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Tomar leite de magnésia, que é o nome popular da suspensão aquosa de hidróxido de magnésio.
 b) Tomar vinagre diluído em água.
 c) A neutralização desse meio ácido com bases, principalmente com o hidróxido de sódio puro.
 d) A neutralização do HCl com uma solução de cloreto de sódio concentrada.
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7. São substâncias da mesma função química aquelas que reagem da mesma forma, quando colocadas em uma
mesma situação. As substâncias químicas são classificadas como inorgânicas e orgânicas. As inorgânicas são
aquelas que não possuem cadeias carbônicas, sendo divididas em quatro grupos: ácidos, bases, sais e óxidos.
Sobre as funções inorgânicas, analise as sentenças a seguir:
I- CaS pertence ao grupo dos sais
II- NaOH pertence ao grupo dos óxidos.
III- HCN pertence ao grupo dos ácidos.
IV- FeO pertence ao grupo das bases.
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças II e III estão corretas.
 b) As sentenças I e IV estão corretas.
 c) As sentenças II, III e IV estão corretas.
 d) As sentenças I e III estão corretas.
8. Muitas reações químicas estão acontecendo frequentemente em nosso cotidiano, uma delas, por exemplo, ocorre
quando um reagente é separado em dois ou mais produtos e por isso é classificada como reação de análise ou
decomposição. Sobre a reação de análise ou decomposição, analise as opções a seguir e assinale a alternativaCORRETA:
 a) Somente a opção II está correta.
 b) As opções I e II estão corretas.
 c) As opções II e III estão corretas.
 d) Somente a opção III está correta.
9. Um profissional da área química, trabalhando em seu laboratório, utiliza 4 mols de enxofre (S) para preparar
pólvora. Contudo, para medir a quantidade de enxofre que será utilizada, ele necessita converter 4 mols em massa,
ou seja, ele precisa saber qual é a massa de enxofre (S) contida em 4 mols, sabendo apenas que a massa
atômica do enxofre é 32 u. Com relação à massa necessária de enxofre, assinale a alternativa CORRETA:
Dados: n = m/MM
 a) A massa necessária de enxofre é de 128 g.
 b) A massa necessária de enxofre é de 12,8 g.
 c) A massa necessária de enxofre é de 1280 g.
 d) A massa necessária de enxofre é de 1,28 g.
10. A fusão do cobre, a sublimação do gelo seco, a digestão e a combustão da gasolina são exemplos de fenômenos
que ocorrem em nosso cotidiano. Com relação à classificação respectiva desses fenômenos, analise as seguintes
sentenças:
I- Fenômeno químico, fenômeno físico, fenômeno químico e fenômeno físico.
II- Fenômeno físico, fenômeno físico, fenômeno químico e fenômeno químico.
III- Fenômeno físico, fenômeno químico, fenômeno físico e fenômeno físico.
IV- Fenômeno bioquímico, fenômeno quântico, fenômeno reversível e fenômeno irreal.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Somente a sentença II está correta.
 b) Somente a sentença I está correta.
 c) Somente a sentença III está correta.
 d) Somente a sentença IV está correta.
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11. (ENADE, 2011) Uma indústria química de ácidos utiliza ácido sulfúrico, H2SO4, comprado na forma de solução
concentrada 96 cg/g e densidade 1,84 g/mL, a 20 ºC. Considerando a utilização dessa solução por essa indústria
para o preparo de soluções diluídas de H2SO4, analise as afirmações a seguir.
I- No rótulo dos frascos comprados pela indústria, seria correto estar escrito 96%.
II- A 20 ºC, na preparação de 250 L de solução de H2SO4, de concentração 150 g/L, seriam necessários,
aproximadamente, 21 L da solução comprada pela indústria.
III- As concentrações em quantidade de matéria das soluções diluídas preparadas pela indústria devem ser
registradas, nos respectivos rótulos, com a unidade g/L.
É CORRETO o que se afirma em:
 a) II e III.
 b) I e II.
 c) I, II e III.
 d) I.
12. (ENADE, 2005) I- A utilização da fórmula para a concentração molar, C = n/V (onde C = concentração molar; n =
quantidade de matéria e V = volume da solução), não implica a aprendizagem do conceito de concentração molar.
PORQUE
A aprendizagem do conceito de concentração molar envolve sua aplicação a diferentes fenômenos, a compreensão
de sua relação com objetos do mundo físico e de sua relação com outros conceitos químicos.
Analisando essas afirmações, conclui-se que:
 a) As duas afirmações são verdadeiras e a segunda não justifica a primeira.
 b) A primeira afirmação é falsa e a segunda é verdadeira.
 c) A primeira afirmação é verdadeira e a segunda é falsa.
 d) As duas afirmações são verdadeiras e a segunda justifica a primeira.
Prova finalizada com 11 acertos e 1 questões erradas.
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Acadêmico: Jean Sousa de Freitas (2517019)
Disciplina: Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação Final (Objetiva) - Individual Semipresencial ( Cod.:637798) ( peso.:3,00)
Prova: 17121854
Nota da Prova: 10,00
Legenda: Resposta Certa Sua Resposta Errada 
1. Na tabela periódica, ferramenta pedagógica indispensável para o estudo da química, os elementos químicos estão
organizados conforme suas propriedades físicas e propriedades químicas, segundo as leis periódicas e aperiódicas
reconhecidas pela IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada). Com relação à organização dos
elementos químicos na tabela periódica, associe os itens, utilizando o código a seguir:
I- Metais. 
II- Não metais.
( ) São a maioria dos elementos da tabela.
( ) Doam elétrons preferencialmente.
( ) Localizam-se na extrema direita da tabela.
( ) São maleáveis e dúcteis.
( ) São os mais abundantes na natureza.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) I - I - II - I - II.
 b) I - II - II - I - I.
 c) II - I - I - II - I.
 d) II - I - II - I - II.
2. As funções inorgânicas englobam inúmeros compostos, do reino mineral, que estão presentes em nosso cotidiano.
Além das propriedades físico-químicas, a composição molecular é um fator primordial para diferenciá-las. Associe
os itens, utilizando o código a seguir e depois assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) IV - II - III - I.
 b) I - IV - III - II.
 c) II - III - IV - I.
 d) III - I - II - IV.
3. "Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma". Toda reação química, representada através de uma
equação química deve obedecer à Lei de Lavoisier, citada acima, e que se refere à lei da conservação das massas.
Sobre a Lei de Lavoisier, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Os átomos à esquerda da seta são chamados de produtos e os que estão à direita chamam-se de reagentes.
 b) A quantidade de átomos de um mesmo elemento químico deve ser igual no(s) reagente(s) e no(s) produto(s).
 c) A quantidade de um mesmo elemento químico no(s) reagente(s) deve ser igual à soma do(s) produto(s).
 d) Numa equação química, as fórmulas indicam quantidades e os coeficientes estequiométricos são qualitativos.
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4. No preparo de uma solução química, deve-se respeitar as quantidades sugeridas de solvente e soluto, a fim de se
obter a concentração desejada. Certa massa de solvente deverá ser adicionada a 40 g de soluto com a finalidade
de se preparar uma solução a 25 por cento em peso de soluto. Com relação à solução citada, classifique V para
as sentenças verdadeiras e F para as falsas:
Dados: T = m1/m
( ) A massa de solvente que deverá ser adicionada é de 75 gramas.
( ) A massa de solvente que deverá ser adicionada pode ser obtida através do título.
( ) A massa de solvente que deverá ser adicionada é de 120 gramas.
( ) A massa de solvente que deverá ser adicionada equivale a 75% em peso.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) F - V - F - F.
 b) V - F - F - V.
 c) V - V - F - F.
 d) F - V - V - V.
5. Os ácidos são funções inorgânicas que podem ser classificadas por diversos critérios. Um dos critérios de
classificação dos ácidos é o número de elementos diferentes. Com relação à classificação dos ácidos quanto ao
número de elementos diferentes, analise as sentenças a seguir:
I- Quaternários são ácidos que apresentam quatro hidrogênios ionizáveis.
II- Binários são ácidos que apresentam dois elementos diferentes em sua composição.
III- Ácidos com três elementos diferentes são classificados como ternários.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças I e III estão corretas.
 b) Somente a sentença II está correta.
 c) As sentenças II e III estão corretas.
 d) Somente a sentença I está correta.
6. Os ácidos são substâncias químicas, leia-se funções inorgânicas, presentes em nosso cotidiano, desde os
produtos de limpeza até os alimentos. Através de inúmeros estudos, verificou-se que essas substâncias podem
ser classificadas, quanto ao número de elementos, em ácidos binários, ácidos ternários e ácidos quaternários.
Neste sentido, associe os itens, utilizando o código a seguir:
I- Binários.
II- Ternários.
III- Quaternários.
( ) São constituídos por quatro elementos diferentes.
( ) Sãoconstituídos por dois elementos diferentes.
( ) São constituídos por três elementos diferentes.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) II - I - III.
 b) III - I - II.
 c) III - II - I.
 d) I - III - II.
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7. As ligações moleculares ocorrem por compartilhamento de elétrons. O par de elétrons compartilhado pode ser
formado por um elétron de cada elemento ou por dois elétrons de um único elemento. No primeiro caso a ligação é
denominada "ligação covalente", no segundo é denominada "ligação covalente coordenada ou dativa". Com relação
à ligação covalente, analise as sentenças a seguir:
I- Ocorre entre dois elementos metálicos ou entre um metal e um não metal com diferença de eletronegatividade
superior a 1,7. 
II- Ocorre entre elementos não metálicos por compartilhamento de elétrons.
III- Ocorre entre um metal e um não metal por transferência de elétrons.
IV- Ocorre como ligação simples, dupla ou tripla dependendo do número de pares de elétrons compartilhados.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças II e IV estão corretas.
 b) Somente a sentença I está correta.
 c) Somente a sentença III está correta.
 d) As sentenças III e IV estão corretas.
8. A polaridade das moléculas pode ser identificada de acordo com dois critérios, pela diferença de eletronegatividade
entre os átomos e pela geometria molecular. Classifique V para as sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) O tetracloreto de carbono CCl4 é formado por ligações covalentes.
( ) O bromo (Br2) e o tetracloreto de carbono (CCl4) são polares.
( ) BeCl2 é uma molécula Linear e Apolar.
( ) H2O é uma moléculas polar de geometria angular.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) V - V - F - V.
 b) F - V - F - V.
 c) V - F - V - V.
 d) F - V - V - F.
9. Um fenômeno físico é aquele que não altera a constituição íntima da matéria, como as mudanças de estados
físicos. Já um fenômeno químico, é aquele que altera a constituição íntima da matéria, como as reações químicas.
Assim, todo fenômeno químico corresponde a uma reação química e, para identificá-la, deve-se observar a sua
representação gráfica. Com relação à denominação dada à representação gráfica das reações químicas, assinale a
alternativa CORRETA:
 a) Equação química.
 b) Reação química.
 c) Reação física.
 d) Fenômeno físico.
10. As substâncias podem ser classificadas em substâncias simples ou compostas e, no momento em que
colocamos em contato duas ou mais substâncias, formamos uma mistura. As misturas, dependendo de suas
fases e aspectos visuais, podem ser classificadas como misturas homogêneas ou misturas heterogêneas. Neste
sentido, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Mistura heterogênea é aquela que apresenta duas ou mais fases, dois ou mais aspectos visuais.
 b) Mistura heterogênea é aquela que apresenta apenas uma fase, um aspecto visual.
 c) Mistura homogênea não pode ser considerada como solução; afinal, seus componentes não se misturam.
 d) Mistura homogênea é aquela que apresenta duas ou mais fases, dois ou mais aspectos visuais.
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11. (ENADE, 2005) I- A utilização da fórmula para a concentração molar, C = n/V (onde C = concentração molar; n =
quantidade de matéria e V = volume da solução), não implica a aprendizagem do conceito de concentração molar.
PORQUE
A aprendizagem do conceito de concentração molar envolve sua aplicação a diferentes fenômenos, a compreensão
de sua relação com objetos do mundo físico e de sua relação com outros conceitos químicos.
Analisando essas afirmações, conclui-se que:
 a) As duas afirmações são verdadeiras e a segunda justifica a primeira.
 b) A primeira afirmação é falsa e a segunda é verdadeira.
 c) A primeira afirmação é verdadeira e a segunda é falsa.
 d) As duas afirmações são verdadeiras e a segunda não justifica a primeira.
12. (ENADE, 2005) O alumínio é o terceiro elemento mais abundante na crosta terrestre depois do oxigênio e do
silício. Tem grande aplicação industrial, sendo utilizado na fabricação de recipientes, embalagens, na construção
civil e na indústria aeroespacial, entre outros usos. Com relação às propriedades do alumínio, pode-se afirmar que:
I- Forma o íon Al3+ que é paramagnético.
II- Seu íon Al3+ tem forte efeito polarizante.
III- Pode ser obtido pela eletrólise ígnea da bauxita.
IV- Seus haletos agem como Ácidos de Lewis.
São corretas apenas as afirmações:
 a) I, II e III.
 b) I e IV.
 c) II, III e IV.
 d) I, II e IV.
Prova finalizada com 12 acertos e 0 questões erradas.
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Acadêmico: Jean Sousa de Freitas (2517019)
Disciplina: Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação II - Individual Semipresencial ( Cod.:637796) ( peso.:1,50)
Prova: 15866426
Nota da Prova: 10,00
Legenda: Resposta Certa Sua Resposta Errada 
1. Os sais são substâncias inorgânicas formadas pela reação entre um ácido e uma base. Essa reação é chamada
reação e neutralização ou reação de salificação. Contudo, uma reação de neutralização pode ser total ou parcial,
dependendo da quantidade de hidrogênios e hidroxilas envolvidos. Sobre o exposto, classifique V para as
sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) Um sal normal ou neutro origina-se de uma reação de neutralização parcial.
( ) Um hidróxi-sal apresenta uma ou mais hidroxilas em sua composição.
( ) Uma neutralização total pode gerar um hidrogeno-sal ou sal ácido.
Assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) F - V - F.
 b) V - F - V.
 c) F - V - V.
 d) V - V - F.
2. Os óxidos são caracterizados por serem compostos binários, ou seja, são formados apenas por dois elementos
químicos, sendo necessariamente o oxigênio o mais eletronegativo entre eles. Sobre os óxidos, assinale a
alternativa CORRETA:
 a) Os óxidos podem ser classificados quanto ao número de oxigênios presentes na sua estrutura, sendo
chamados, por exemplo, de monóxidos quando há apenas um átomo de oxigênio e de dióxidos quando há dois
átomos de oxigênio.
 b) Os óxidos podem ser classificados em anfóteros quando eles não reagem com a água, com ácidos ou com
bases.
 c) Os óxidos são nomeados combinando-se os nomes dos ânions e dos cátions que os compõem.
 d) Os óxidos básicos reagem com uma base gerando como produtos um sal e água.
3. Os ácidos são funções inorgânicas que podem ser classificadas por diversos critérios. Um dos critérios de
classificação dos ácidos é o número de elementos diferentes. Com relação à classificação dos ácidos quanto ao
número de elementos diferentes, analise as sentenças a seguir:
I- Quaternários são ácidos que apresentam quatro hidrogênios ionizáveis.
II- Binários são ácidos que apresentam dois elementos diferentes em sua composição.
III- Ácidos com três elementos diferentes são classificados como ternários.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças I e III estão corretas.
 b) Somente a sentença I está correta.
 c) Somente a sentença II está correta.
 d) As sentenças II e III estão corretas.
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4. O óxido nítrico (NO) também conhecido por monóxido de nitrogênio é um radical livre, que possui sete elétrons do
nitrogênio e oito do oxigênio, tendo um elétron desemparelhado, gasoso, solúvel, inorgânico, incolor. Até meados
da década de 1980, o NO era considerado apenasmembro de uma família de poluentes ambientais indesejáveis e
carcinógenos potenciais. Atualmente, o NO constitui um dos mais importantes mediadores de processos intra e
extracelulares. O NO apresenta um papel dúbio, às vezes benéfico, outras vezes prejudicial ao organismo. Está
envolvido no relaxamento vascular e tem um papel de grande importância na proteção do vaso sanguíneo. Capaz de
destruir patógenos e células tumorais. No entanto, o NO é potencialmente tóxico. A toxicidade se faz presente
particularmente em situações de estresse oxidativo, geração de intermediários do oxigênio e deficiência do
sistema antioxidante. A determinação laboratorial do NO é complexa, e a caracterização de ativadores e inibidores
específicos da síntese de NO constitui o novo desafio para o entendimento e o tratamento de várias doenças.
Estudos envolvendo o NO têm sido um dos principais alvos da indústria farmacêutica. Sobre o NO, analise as
sentenças a seguir:
I- O NO é formado por ametal, possui caráter covalente, reage com ácidos e bases, porém não reage com a água,
por isso pertence aos óxidos neutros ou indiferentes.
II- Esse óxido pode ser formado durante as tempestades, em que os raios fornecem energia para a reação entre os
gases presentes na atmosfera: N2 + O2 -> 2NO.
III- O NO ao reagir com o oxigênio na atmosfera vai produzir outros gases que vão originar a chuva ácida.
IV- Ao colocarmos o papel de tornassol azul em água de chuva ácida, ocorrerá uma interação e ele perderá sua
cor.
Assinale a alternativa CORRETA:
FONTE: https://bit.ly/2KcM0Cj. Acesso em: 23 jun. 2018 (adaptado)
 a) As sentenças II e III estão corretas.
 b) As sentenças I, II e III estão corretas.
 c) As sentenças I e IV estão corretas.
 d) As sentenças I, III e IV estão corretas.
5. As regras para se nomear compostos orgânicos e inorgânicos são desenvolvidas e mantidas pela União
Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), estando contidas em duas publicações, chamadas de o Livro
Azul e o Livro Vermelho, respectivamente. Sobre a nomenclatura de compostos inorgânicos assunto, associe os
itens, utilizando o código a seguir:
I- H2SO3.
II- Ba(OH)2.
III- AgCl.
IV- CO2.
( ) Cloreto de prata.
( ) Ácido sulfuroso.
( ) Hidróxido de bário.
( ) Dióxido de carbono.
Assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) III - I - II - IV.
 b) III - II - IV - I.
 c) II - III - IV - I.
 d) I - II - III - IV.
6. As funções inorgânicas englobam inúmeros compostos, do reino mineral, que estão presentes em nosso cotidiano.
Além das propriedades físico-químicas, a composição molecular é um fator primordial para diferenciá-las. Associe
os itens, utilizando o código a seguir e depois assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
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 a) IV - II - III - I.
 b) I - IV - III - II.
 c) III - I - II - IV.
 d) II - III - IV - I.
7. Dependendo do tipo de ligação e/ou composição molecular, os compostos podem ser classificados em iônicos ou
moleculares. Neste sentido, sabe-se que alguns compostos podem sofrer ionização ou dissociação iônica. Sobre a
ionização, analise as sentenças a seguir:
I- Os ácidos são funções inorgânicas que sofrem ionização.
II- A ionização de um ácido forma como único cátion: o íon H3O+.
III- A formação de um sal e água dá-se através da ionização.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Somente a sentença III está correta.
 b) Somente a sentença II está correta.
 c) As sentenças II e III estão corretas.
 d) As sentenças I e II estão corretas.
8. Muitas funções inorgânicas estão presentes em nosso dia a dia e podem ser observadas nos mais diversos
lugares, como na areia, nos gases atmosféricos, na ferrugem etc. Com relação às funções inorgânicas, associe os
itens, utilizando o código a seguir:
I- Compostos binários.
II- Óxidos anfóteros.
III- Óxidos básicos.
( ) Os óxidos são funções inorgânicas que possuem em sua constituição molecular apenas dois elementos.
( ) Reagem com água, produzindo uma base, ou com um ácido, formando sal e água.
( ) São os óxidos que podem se comportar tanto como óxido básico, quanto como óxido ácido.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) I - II - III.
 b) III - II - I.
 c) II - I - III.
 d) I - III - II.
9. Os ácidos são substâncias químicas, leia-se funções inorgânicas, presentes em nosso cotidiano, desde os
produtos de limpeza até os alimentos. Através de inúmeros estudos, verificou-se que essas substâncias podem
ser classificadas, quanto ao número de elementos, em ácidos binários, ácidos ternários e ácidos quaternários.
Neste sentido, associe os itens, utilizando o código a seguir:
I- Binários.
II- Ternários.
III- Quaternários.
( ) São constituídos por quatro elementos diferentes.
( ) São constituídos por dois elementos diferentes.
( ) São constituídos por três elementos diferentes.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
17/04/2020 UNIASSELVI - Centro Universitário Leonardo Da Vinci - Portal do Aluno - Portal do Aluno - Grupo UNIASSELVI
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 a) II - I - III.
 b) III - II - I.
 c) III - I - II.
 d) I - III - II.
10. São substâncias da mesma função química aquelas que reagem da mesma forma, quando colocadas em uma
mesma situação. As substâncias químicas são classificadas como inorgânicas e orgânicas. As inorgânicas são
aquelas que não possuem cadeias carbônicas, sendo divididas em quatro grupos: ácidos, bases, sais e óxidos.
Sobre as funções inorgânicas, analise as sentenças a seguir:
I- CaS pertence ao grupo dos sais
II- NaOH pertence ao grupo dos óxidos.
III- HCN pertence ao grupo dos ácidos.
IV- FeO pertence ao grupo das bases.
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças II, III e IV estão corretas.
 b) As sentenças II e III estão corretas.
 c) As sentenças I e IV estão corretas.
 d) As sentenças I e III estão corretas.
Prova finalizada com 10 acertos e 0 questões erradas.
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Acadêmico: Jeferson Alves de Oliveira (1936834)
Disciplina: Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação Final (Objetiva) - Individual Semipresencial ( Cod.:637798) ( peso.:3,00)
Prova: 16492869
Nota da Prova: 10,00
Legenda: Resposta Certa Sua Resposta Errada 
1. As reações químicas podem ser classificadas dependendo dos reagentes que foram consumidos e dos produtos
que foram formados. Uma reação química que apresenta dois ou mais reagentes e forma apenas um produto
recebe uma classificação específica. Com relação à classificação da reação química apresentada, analise as
seguintes opções:
I- Reação de síntese ou adição.
II- Reação de análise ou decomposição.
III- Reação de simples troca ou deslocamento.
IV- Reação de dupla troca. 
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As opções II e IV estão corretas.
 b) As opções I e III estão corretas.
 c) Somente a opção I está correta.
 d) Somente a opção IV está correta.
2. São substâncias da mesma função química aquelas que reagem da mesma forma, quando colocadas em uma
mesma situação. As substâncias químicas são classificadas como inorgânicas e orgânicas. As inorgânicas são
aquelas que não possuem cadeias carbônicas, sendo divididas em quatro grupos: ácidos, bases, sais e óxidos.
Sobre as funções inorgânicas, analise as sentenças a seguir:
I- CaS pertence ao grupo dos sais
II- NaOH pertence ao grupo dos óxidos.
III- HCN pertence ao grupo dos ácidos.
IV- FeO pertence ao grupo das bases.
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças I e III estão corretas.
 b) As sentenças II, III e IV estão corretas.
 c) As sentenças I e IV estão corretas.
 d) As sentenças II e III estãocorretas.
3. O suco gástrico é formado basicamente por água, ácido clorídrico e enzimas digestivas. Seu pH varia entre 1,5 e 2,
no entanto, alguns fatores como alimentação, tensão nervosa e doenças podem aumentar a quantidade de HCl no
estômago, o que diminui ainda mais o pH, o que pode dar azia ou evoluir para gastrite e até mesmo úlceras. Sobre
uma forma de tratar os primeiros sintomas da azia, assinale a alternativa CORRETA:
 a) A neutralização do HCl com uma solução de cloreto de sódio concentrada.
 b) A neutralização desse meio ácido com bases, principalmente com o hidróxido de sódio puro.
 c) Tomar vinagre diluído em água.
 d) Tomar leite de magnésia, que é o nome popular da suspensão aquosa de hidróxido de magnésio.
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4. Uma reação de salificação é caracterizada pela reação química entre um ácido e uma base, resultando como
produtos: sal e água. Os sais formados nessa reação podem ser sais ácidos, sais básicos, sais duplos ou mistos
e sais neutros ou normais. Com base no exposto, avalie as asserções a seguir e a relação proposta entre elas: 
I- O sal ácido é o produto da reação de neutralização total.
PORQUE
II- A neutralização total ocorre quando o ácido libera em meio aquoso o cátion hidrogênio (H+), enquanto a base
libera o ânion, a hidroxila (OH-). Esses íons neutralizam-se, porque o número de hidrogênios presentes no ácido é
igual ao número de hidroxilas presente na base.
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) As asserções I e II são proposições verdadeiras, sendo a II uma justificativa correta da I.
 b) As asserções I e II são proposições verdadeiras, no entanto, a II não é uma justificativa da I.
 c) A asserção I é uma proposição falsa e a II é uma proposição verdadeira.
 d) As asserções I e II são proposições falsas.
5. A tabela periódica apresenta os elementos químicos, e suas propriedades físico-químicas estão organizadas em
dezoito famílias e sete períodos. Com relação aos elementos químicos que pertencem à mesma família na tabela
periódica, analise as seguintes sentenças:
I- Apresentam o mesmo valor de massa atômica.
II- Ocupam o mesmo período na tabela periódica.
III- Apresentam o mesmo número de camadas eletrônicas.
IV- Apresentam o mesmo número de elétrons na camada de valência.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Somente a sentença IV está correta.
 b) As sentenças I e II estão corretas.
 c) Somente a sentença III está correta.
 d) As sentenças III e IV estão corretas.
6. As substâncias podem ser classificadas em substâncias simples ou compostas e, no momento em que
colocamos em contato duas ou mais substâncias, formamos uma mistura. As misturas, dependendo de suas
fases e aspectos visuais, podem ser classificadas como misturas homogêneas ou misturas heterogêneas. Neste
sentido, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Mistura homogênea não pode ser considerada como solução; afinal, seus componentes não se misturam.
 b) Mistura heterogênea é aquela que apresenta apenas uma fase, um aspecto visual.
 c) Mistura homogênea é aquela que apresenta duas ou mais fases, dois ou mais aspectos visuais.
 d) Mistura heterogênea é aquela que apresenta duas ou mais fases, dois ou mais aspectos visuais.
7. Toda solução química, formada por no mínimo um soluto e um solvente, apresenta diferentes propriedades, sejam
elas físicas ou químicas, a densidade absoluta é uma propriedade física, por exemplo. Para se verificar a
densidade de uma solução química, recorre-se a uma fórmula padrão. Com relação à fórmula padrão da densidade,
assinale a alternativa CORRETA:
 a) Densidade absoluta é a relação entre a massa do soluto e o volume do solvente.
 b) Densidade absoluta é a relação entre a massa e o volume da solução.
 c) Densidade absoluta é a relação entre a massa do solvente e o volume da solução.
 d) Densidade absoluta é a relação entre a massa do soluto e o volume do soluto.
06/04/2020 UNIASSELVI - Centro Universitário Leonardo Da Vinci - Portal do Aluno - Portal do Aluno - Grupo UNIASSELVI
https://portaldoalunoead.uniasselvi.com.br/ava/notas/request_gabarito_n2.php 3/4
8. As ligações químicas são feitas através da doação, recepção e compartilhamento de elétrons, com o intuito de
estabilizar os elementos químicos que se ligaram. Nas ligações químicas, participam apenas os elétrons da
camada de valência. Sobre as ligações químicas, classifique V para as sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) Num fio de cobre, os elétrons dos níveis de valência dos átomos formam a nuvem eletrônica responsável pela
união destes átomos e pela boa condutividade elétrica do metal.
( ) Substâncias moleculares, como os açúcares, têm pontos de fusão mais elevado do que os de substâncias
iônicas, como os sais. 
( ) Amostras de vinagre conduzem corrente elétrica porque têm íons em movimento.
( ) Na formação da ligação covalente, quando um átomo recebe elétrons, transforma-se num ânion.
( ) Na ligação iônica, quando um halogênio cede elétrons, este transforma-se num ânion. 
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) F - V - F - V - F.
 b) V - F - V - F - F.
 c) F - F - V - V - V.
 d) V - V - V - F - V.
9. O modelo atômico de Niels Bohr, teoria atômica atual, enuncia que o átomo possui sete camadas eletrônicas ou
níveis de energia. Cada camada eletrônica ou nível de energia foi representada por uma letra, de K a Q,
respectivamente. Sobre as camadas eletrônicas ou níveis de energia, classifique V para as sentenças verdadeiras
e F para as falsas:
( ) A camada K comporta no máximo dois elétrons.
( ) A camada L comporta no máximo dezoito elétrons.
( ) A camada M comporta no máximo oito elétrons.
( ) A camada N comporta no máximo trinta e dois elétrons.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) F - F - V - V.
 b) V - V - V - F.
 c) V - F - F - V.
 d) F - V - F - F.
10. Os fenômenos químicos são definidos como as transformações que modificam a composição íntima da matéria e,
por isso, tais fenômenos também são chamados de reações químicas. Com relação aos fenômenos químicos,
analise as seguintes opções:
I- Sublimação do iodo.
II- Formação da ferrugem.
III- Queima do álcool comum.
IV- Fusão do gelo.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As opções II e III estão corretas.
 b) As opções II e IV estão corretas.
 c) As opções I e II estão corretas.
 d) Somente a opção III está correta.
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11. (ENADE, 2005) O alumínio é o terceiro elemento mais abundante na crosta terrestre depois do oxigênio e do
silício. Tem grande aplicação industrial, sendo utilizado na fabricação de recipientes, embalagens, na construção
civil e na indústria aeroespacial, entre outros usos. Com relação às propriedades do alumínio, pode-se afirmar que:
I- Forma o íon Al3+ que é paramagnético.
II- Seu íon Al3+ tem forte efeito polarizante.
III- Pode ser obtido pela eletrólise ígnea da bauxita.
IV- Seus haletos agem como Ácidos de Lewis.
São corretas apenas as afirmações:
 a) I, II e III.
 b) II, III e IV.
 c) I e IV.
 d) I, II e IV.
12. (ENADE, 2011) Segundo um estudo norte-americano publicado na revista Proceedings of the National Academy of
Sciences, as temperaturas na superfície da Terra não subiram tanto entre 1998 e 2009, graças ao efeito resfriador
dos gases contendo enxofre, emitidos pelas termelétricas a carvão (as partículas de enxofre refletem a luz e o
calor do Sol). O enxofre é um dos componentes do ácido sulfúrico (H2SO4), cujo uso é comum em indústrias na
fabricação de fertilizantes, tintas e detergentes. Sabendo-se que o ácido sulfúrico concentrado é 98,0% em massa
de H2SO4 e densidade 1,84 g/mL, conclui-se que a sua concentração, em mol/L,é igual a:
FONTE: http://mudancasclimaticas.cptec.inpe.br/~rmclima/pdfs/prod_probio/Relatorio_1.pdf. Acesso em: 8 nov.
2018.
 a) 18,0.
 b) 18,4.
 c) 18,6.
 d) 18,8.
Prova finalizada com 11 acertos e 1 questões erradas.
2016
Química Geral
Prof.ª Renata Joaquim Ferraz Bianco
Copyright © UNIASSELVI 2016
Elaboração:
Prof.ª Renata Joaquim Ferraz Bianco
Revisão, Diagramação e Produção:
Centro Universitário Leonardo da Vinci – UNIASSELVI
Ficha catalográfica elaborada na fonte pela Biblioteca Dante Alighieri 
UNIASSELVI – Indaial.
540 
B578q Bianco; Renata Joaquim Ferraz 
 Química geral/ Renata Joaquim Ferraz Bianco: UNIASSELVI, 2016.
 
 171 p. : il.
 
 ISBN 978-85-7830-961-9
 
 1. Química. 
 I. Centro Universitário Leonardo Da Vinci. 
Impresso por:
III
apresentação
Caro(a) acadêmico(a), neste momento você está iniciando o estudo da 
disciplina de Química Geral, que tem como objetivo construir conhecimentos 
gerais teóricos e práticos de química em sua totalidade, bem como associar 
sua importância e aplicação em outras áreas e disciplinas. Seja bem-vindo(a)!
Eu sou a professora Renata J. Ferraz Bianco, mestre em Química e 
leciono há mais de dez anos esta disciplina em nível médio e superior. É com 
grande satisfação que escrevo este Caderno de Estudos com o intuito de que 
você, caro(a) acadêmico(a), aproxime-se desta disciplina e perceba o quanto 
o seu estudo é indispensável na escolha de novos produtos, atualmente 
chamados de produtos inteligentes, e de processos.
Minha meta, como professora de química, é através deste Caderno 
de Estudos despertar seu interesse pela disciplina e pela pesquisa científica, 
preparando-o(a) para uma formação profissional promissora e concreta.
A química é a ciência que estuda a composição, interação e 
transformação da matéria. Desta forma, sua aplicação é muito vasta, não há 
um segmento em que ela não se encontre. Podemos citar a química têxtil, 
de alimentos, farmacêutica, metalúrgica, nanotecnologia, entre outras. Seu 
conhecimento é de extrema importância para o desenvolvimento científico 
e tecnológico da sociedade como um todo. Atualmente, um dos maiores 
desafios da química é melhorar a qualidade de vida das pessoas com a síntese 
de novos produtos de forma sustentável, ou seja, com o foco nos setores 
econômico, social e ecológico. Assim, com o intuito de criar um conhecimento 
básico sobre essa ciência tão fascinante, os estudos de Química Geral, neste 
caderno, serão divididos em três unidades.
Na Unidade 1, estudaremos a estrutura atômica que aborda as 
unidades fundamentais da matéria. Primeiramente, faremos um estudo sobre 
a definição de matéria, do átomo e dos modelos atômicos. Estudaremos a 
Tabela Periódica, que dispõe de forma organizada os elementos químicos 
e suas propriedades periódicas e aperiódicas. Em seguida, conheceremos a 
formação das moléculas através das ligações químicas. Com esses estudos, 
você será capaz de identificar a química em seu cotidiano. 
Na Unidade 2 iremos conhecer as funções inorgânicas da química. Essa 
unidade mostrará as características químicas dos produtos que utilizamos em 
nosso dia a dia, afinal as funções inorgânicas englobam os ácidos, as bases ou 
hidróxidos, os sais e os óxidos. 
IV
A Unidade 3 contempla assuntos relacionados às quatro tipologias de 
reações químicas, aos cálculos químicos e aos cálculos, e interpretações da 
concentração das soluções químicas. Com o estudo dessa essa unidade, você 
será capaz de planejar processos econômicos para uma produção industrial, 
entender as informações que deverão estar impressas nos rótulos dos produtos 
alimentícios vendidos em supermercados, por exemplo.
O conteúdo desse Caderno de Estudos servirá a você, acadêmico(a), 
como ferramenta para a compreensão dos princípios que norteiam a Química, 
contribuindo assim, para uma melhor qualidade de vida da humanidade. Ainda 
com os conteúdos desse caderno, caro(a) acadêmico(a), você terá conhecimentos 
básicos de química, suficientes para aplicá-los em dia a dia e no meio em 
que vive. Forme-se um profissional consciente em relação aos produtos e às 
atividades que desenvolve e que consome, sempre focado no futuro da do meio 
ambiente e da humanidade.
Profª. Renata Joaquim Ferraz Bianco
Você já me conhece das outras disciplinas? Não? É calouro? Enfim, tanto para 
você que está chegando agora à UNIASSELVI quanto para você que já é veterano, há novidades 
em nosso material.
Na Educação a Distância, o livro impresso, entregue a todos os acadêmicos desde 2005, é 
o material base da disciplina. A partir de 2017, nossos livros estão de visual novo, com um 
formato mais prático, que cabe na bolsa e facilita a leitura. 
O conteúdo continua na íntegra, mas a estrutura interna foi aperfeiçoada com nova 
diagramação no texto, aproveitando ao máximo o espaço da página, o que também contribui 
para diminuir a extração de árvores para produção de folhas de papel, por exemplo.
Assim, a UNIASSELVI, preocupando-se com o impacto de nossas ações sobre o ambiente, 
apresenta também este livro no formato digital. Assim, você, acadêmico, tem a possibilidade 
de estudá-lo com versatilidade nas telas do celular, tablet ou computador. 
 
Eu mesmo, UNI, ganhei um novo layout, você me verá frequentemente e surgirei para 
apresentar dicas de vídeos e outras fontes de conhecimento que complementam o assunto 
em questão. 
Todos esses ajustes foram pensados a partir de relatos que recebemos nas pesquisas 
institucionais sobre os materiais impressos, para que você, nossa maior prioridade, possa 
continuar seus estudos com um material de qualidade.
Aproveito o momento para convidá-lo para um bate-papo sobre o Exame Nacional de 
Desempenho de Estudantes – ENADE. 
 
Bons estudos!
UNI
V
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facilidade para aprimorar seus estudos!
UNI
VI
VII
sumário
UNIDADE 1 – ESTRUTURA ATÔMICA ........................................................................................... 1
TÓPICO 1 – MODELOS ATÔMICOS ................................................................................................ 3
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 3
2 OS QUATRO MODELOS ATÔMICOS .......................................................................................... 4
 2.1 O MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON ............................................................................ 5
 2.2 O MODELO ATÔMICO DE JOSEPH JOHN THOMSON ........................................................ 6
 2.3 O MODELO ATÔMICO DE ERNEST RUTHERFORD ............................................................. 7
 2.4 O MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR – TEORIA ATÔMICA ATUAL ........................... 8
3 A MATÉRIA .......................................................................................................................................... 9
 3.1 DEFINIÇÃO DE ELEMENTO QUÍMICO ................................................................................... 10
 3.2.1 Íons .............................................................................................................................................. 11
 3.2 AS SEMELHANÇAS ATÔMICAS ................................................................................................ 12
 3.2.1 Isótopos .......................................................................................................................................13
 3.2.2 Isóbaros ....................................................................................................................................... 14
 3.2.3 Isótonos ....................................................................................................................................... 14
 3.2.4 Isoeletrônicos ............................................................................................................................. 14
 3.3 O DIAGRAMA DE LINUS PAULING E A DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA ........................ 15
 3.4 OS NÚMEROS QUÂNTICOS ....................................................................................................... 17
 3.4.1 Número quântico principal (n) ............................................................................................... 17
 3.4.2 Número quântico secundário (l) ............................................................................................. 17
 3.4.3 Orbitais atômicos ....................................................................................................................... 18
 3.4.4 Número quântico magnético ou azimutal (ml) .................................................................... 19
 3.4.5 Número quântico de Spin (ms) ............................................................................................... 19
RESUMO DO TÓPICO 1 ....................................................................................................................... 22
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 23
TÓPICO 2 – TABELA PERIÓDICA ..................................................................................................... 25
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 25
2 A ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS QUÍMICOS NA TABELA PERIÓDICA ................ 26
 2.1 PERÍODOS DA TABELA PERIÓDICA ........................................................................................ 27
 2.2 FAMÍLIAS OU GRUPOS ............................................................................................................... 28
 2.3 METAIS, SEMIMETAIS E NÃO METAIS .................................................................................... 29
RESUMO DO TÓPICO 2 ....................................................................................................................... 30
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 31
TÓPICO 3 – LIGAÇÕES QUÍMICAS ................................................................................................. 33
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 33
2 LIGAÇÕES QUÍMICAS ..................................................................................................................... 33
3 AS LIGAÇÕES IÔNICAS .................................................................................................................. 35
4 AS LIGAÇÕES COVALENTES OU MOLECULARES ................................................................. 37
5 A OCORRÊNCIA DAS LIGAÇÕES COVALENTES OU MOLECULARES ............................ 38
 5.1 A LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA DATIVA ........................................................... 39
6 A LIGAÇÃO METÁLICA ................................................................................................................... 41
VIII
 6.1 AS LIGAS METÁLICAS ................................................................................................................. 42
7 GEOMETRIA E POLARIDADE DAS MOLÉCULAS .................................................................. 43
 7.1 POLARIDADE ................................................................................................................................. 45
 7.1.1 Polaridade Molecular ............................................................................................................... 46
 7.1.2 A polaridade e a solubilidade .................................................................................................. 47
8 FORÇAS INTERMOLECULARES ................................................................................................... 47
 8.1 FORÇAS DE VAN DER WAALS .................................................................................................. 48
 8.2 DIPOLO-DIPOLO OU DIPOLO INSTANTÂNEO .................................................................... 48
 8.3 PONTES DE HIDROGÊNIO OU LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO .......................................... 49
LEITURA COMPLEMENTAR .............................................................................................................. 50
RESUMO DO TÓPICO 3 ....................................................................................................................... 52
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 54
UNIDADE 2 – FUNÇÕES INORGÂNICAS ...................................................................................... 55
TÓPICO 1 – ÁCIDOS ............................................................................................................................. 57
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 57
2 NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) – CARGA DOS ÍONS ......................................................... 57
 2.1 DETERMINAÇÃO DO NOX (NÚMERO DE OXIDAÇÃO) .................................................... 59
 2.2 IONIZAÇÃO E DISSOCIAÇÃO .................................................................................................. 61
 2.3 GRAU DE IONIZAÇÃO ( a ) ........................................................................................................ 62
3 ÁCIDOS ................................................................................................................................................. 63
 3.1 DEFINIÇÃO SEGUNDO ARRHENIUS ...................................................................................... 65
 3.2 CLASSIFICAÇÃO ........................................................................................................................... 66
 3.2.1 Quanto ao número de elementos diferentes ......................................................................... 66
 3.2.2 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis ...................................................................... 67
 3.2.3 Quanto à presença de oxigênio ............................................................................................... 67
 3.2.4 Quanto à força ............................................................................................................................ 67
 3.3 NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS .............................................................................................. 69
RESUMO DO TÓPICO 1 ....................................................................................................................... 74
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 75
TÓPICO 2 – BASES OU HIDRÓXIDOS ............................................................................................ 77
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 77
2 DEFINIÇÃO DAS BASES OU HIDRÓXIDOS SEGUNDO ARRHENIUS .............................. 78
 2.1 CLASSIFICAÇÃODAS BASES OU HIDRÓXIDOS .................................................................. 79
 2.1.1 Quanto ao número de hidroxilas (oh-1) ................................................................................. 79
 2.1.2 Quanto à solubilidade em água .............................................................................................. 79
 2.1.3 Quanto à força ............................................................................................................................ 79
3 NOMENCLATURA DAS BASES OU HIDRÓXIDOS ................................................................. 82
RESUMO DO TÓPICO 2 ....................................................................................................................... 84
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 85
TÓPICO 3 – SAIS .................................................................................................................................... 87
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 87
2 DEFINIÇÃO E COMPOSIÇÃO DOS SAIS ................................................................................... 87
3 REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO .................................................................................................. 88
 3.1 REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO TOTAL E PARCIAL ......................................................... 88
4 NOMENCLATURA DOS SAIS ......................................................................................................... 89
5 PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS DOS SAIS ...................................................................... 90
6 SAIS DUPLOS OU MISTOS ............................................................................................................. 91
RESUMO DO TÓPICO 3 ....................................................................................................................... 93
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 94
IX
TÓPICO 4 – ÓXIDOS ............................................................................................................................. 95
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 95
2 DEFINIÇÃO E COMPOSIÇÃO DOS ÓXIDOS ............................................................................ 95
3 CLASSIFICAÇÃO ................................................................................................................................ 96
 3.1 ÓXIDOS BÁSICOS .......................................................................................................................... 96
 3.1.1 Óxidos ácidos ou anidridos ..................................................................................................... 97
 3.2 NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS ............................................................................................. 98
 3.3 ÓXIDOS ANFÓTEROS .................................................................................................................. 99
 3.4 ÓXIDOS INDIFERENTES OU NEUTROS .................................................................................. 99
 3.5 ÓXIDOS DUPLOS, MISTOS OU SALINOS ................................................................................ 100
 3.6 PERÓXIDOS .................................................................................................................................... 100
 3.7 POLIÓXIDOS OU SUPERÓXIDOS .............................................................................................. 101
LEITURA COMPLEMENTAR .............................................................................................................. 102
RESUMO DO TÓPICO 4 ....................................................................................................................... 104
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 105
UNIDADE 3 – FÍSICO-QUÍMICA ...................................................................................................... 107
TÓPICO 1 – REAÇÕES QUÍMICAS ................................................................................................... 109
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 109
2 CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS .......................................................................... 112
3 CONDIÇÕES PARA OCORRÊNCIA DE REAÇÕES DE SIMPLES TROCA 
 E DUPLA TROCA ................................................................................................................................ 113
LEITURA COMPLEMENTAR .............................................................................................................. 116
RESUMO DO TÓPICO 1 ....................................................................................................................... 120
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 121
TÓPICO 2 – GRANDEZAS QUÍMICAS ............................................................................................ 123
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 123
2 UNIDADE DE MASSA ATÔMICA ................................................................................................. 123
3 MASSA ATÔMICA DE UM ÁTOMO ............................................................................................. 124
 3.1 MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO QUÍMICO ............................................................... 124
4 MASSA MOLECULAR OU MASSA MOLAR (MM ou M) ........................................................ 125
5 MOL: QUANTIDADE DE MATÉRIA ............................................................................................. 126
6 NÚMERO DE AVOGADRO OU CONSTANTE DE AVOGADRO ........................................... 128
7 MASSA MOLAR OU MASSA MOLECULAR ............................................................................... 129
 7.1 MASSA MOLAR OU MASSA MOLECULAR DE UMA SUBSTÂNCIA ............................... 129
8 VOLUME MOLAR .............................................................................................................................. 129
9 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO ................................................................................................... 130
RESUMO DO TÓPICO 2 ....................................................................................................................... 133
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 134
TÓPICO 3 – DISPERSÕES .................................................................................................................... 135
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 135
2 CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES ........................................................................................... 135
3 ESTUDO DAS SOLUÇÕES ............................................................................................................... 135
 3.1 MISTURAS HETEROGÊNEAS ..................................................................................................... 136
 3.2 MISTURAS HOMOGÊNEAS........................................................................................................ 136
4 CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES .............................................................................................. 136
 4.1 DE ACORDO COM O ESTADO FÍSICO DA SOLUÇÃO ......................................................... 136
 4.2 DE ACORDO COM A NATUREZA DO SOLUTO .................................................................... 137
 4.3 DE ACORDO COM A SOLUBILIDADE DO SOLUTO ............................................................. 137
X
5 CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES ............................................................................................ 138
 5.1 TÍTULO EM MASSA (T) ................................................................................................................ 141
 5.2 RELAÇÃO ENTRE CONCENTRAÇÃO COMUM, DENSIDADE E TÍTULO ...................... 143
 5.3 CONCENTRAÇÃO MOLAR ........................................................................................................ 144
 5.4 RELAÇÃO ENTRE CONCENTRAÇÃO COMUM E CONCENTRAÇÃO MOLAR ............ 144
 5.5 FRAÇÃO MOLAR .......................................................................................................................... 146
 5.6 CONCENTRAÇÃO MOLAL (W) ................................................................................................. 148
RESUMO DO TÓPICO 3 ....................................................................................................................... 150
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 151
TÓPICO 4 – DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E MISTURA DE SOLUÇÕES .................................... 153
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 153
2 MISTURA DE SOLUÇÕES ................................................................................................................ 155
 2.1 MISTURA DE SOLUÇÕES QUE APRESENTAM O MESMO SOLUTO E O 
 MESMO SOLVENTE ....................................................................................................................... 155
 2.2 ANÁLISE VOLUMÉTRICA: TITULOMETRIA OU TITULAÇÃO ......................................... 157
LEITURA COMPLEMENTAR .............................................................................................................. 162
RESUMO DO TÓPICO 4 ....................................................................................................................... 165
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 166
REFERÊNCIAS ........................................................................................................................................ 167
1
UNIDADE 1
ESTRUTURA ATÔMICA
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
PLANO DE ESTUDOS
A partir desta unidade você será capaz de:
• identificar os modelos atômicos e as unidades fundamentais da matéria;
• reconhecer a organização atual dos elementos químicos na tabela 
periódica;
• utilizar o Diagrama de Linus Pauling; identificar o número de elétrons 
da camada de valência dos elementos químicos e os quatro números 
quânticos;
• estudar a estabilidade química dos elementos químicos através da Regra 
do Octeto e de suas exceções;
• diferenciar e realizar as ligações iônicas, ligações covalentes ou moleculares 
e as ligações metálicas.
Esta unidade está dividida em três tópicos. Em cada um deles você encontrará 
atividades visando à compreensão dos conteúdos apresentados.
TÓPICO 1 – MODELOS ATÔMICOS
TÓPICO 2 – TABELA PERIÓDICA
TÓPICO 3 – LIGAÇÕES QUÍMICAS
2
3
TÓPICO 1
UNIDADE 1
ESTRUTURA ATÔMICA
1 INTRODUÇÃO
Olá, caro acadêmico! Iremos iniciar o estudo da estrutura atômica, ou seja, 
estudaremos a estrutura do átomo. Afinal, você já deve ter ouvido falar em átomo, 
correto? E você sabe o que é um átomo? Então, convido-o a estudá-lo a partir de 
agora.
Desde os primórdios o homem tentava entender a origem da vida, a relação 
entre o homem e o seu meio e as transformações ocorridas na natureza. Povos da 
antiguidade criaram mitos e lendas sobre deuses e figuras sobrenaturais. Com isso 
explicavam a origem do mundo, do fogo, da água, dos alimentos etc.
Foi na Grécia, no século V a.C., que surgiram as primeiras tentativas de 
se entender os fenômenos da natureza desvinculados de forças sobrenaturais ou 
religiosas.
Empédocles, um filósofo grego, idealizou a explicação da constituição da 
matéria. Para ele, a matéria era constituída por quatro elementos primários: o fogo, 
o ar, a água e a terra. Tais elementos sofriam constantes mudanças, porém eram 
indestrutíveis.
Em seguida, Aristóteles divulgou sua ideia de que esses quatro elementos 
poderiam ser diferenciados através de suas propriedades:
• A terra seria fria e seca;
• A água seria fria e úmida;
• O fogo seria quente e seco;
• O ar seria quente e úmido.
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
4
FIGURA 1 – OS QUATRO ELEMENTOS VITAIS: TERRA, ÁGUA, AR E FOGO
FONTE: <https://lh4.googleusercontent.com/-B5LZph5Ghd0/TWj3BVoiTqI/AAAAAAAAB8Y/
nq0EDmroH7w/s1600/imagesCA2FH22G.jpg>. Acesso em: 21 jan. 2016.
Assim, uma substância poderia ser transformada em outra, apenas 
alterando suas propriedades. Ex.: a chuva era resultado do resfriamento do ar 
quente e úmido.
Porém, por volta de 400 a.C., os filósofos Leucipo e Demócrito divulgaram 
que a matéria seria formada por pequenas partículas indivisíveis, que seriam: os 
átomos.
 
A alquimia foi muito importante para o desenvolvimento da química. 
Os alquimistas criaram equipamentos de laboratório e desenvolveram várias 
metodologias para a obtenção de metais, na produção de papiros, sabões e de 
funções inorgânicas, como: o ácido sulfúrico, o ácido nítrico, o hidróxido de sódio 
e o hidróxido de potássio.
CHYMIA = fundir, moldar. Origem grega.
KHEMEIA = terra ou país. Origem egípcia.
Atualmente, com o avanço da tecnologia, podemos comparar os químicos 
com os antigos alquimistas.
2 OS QUATRO MODELOS ATÔMICOS
Como vimos anteriormente, no século V a.C., Demócrito e Leucipo 
acreditavam que a matéria era constituída por pequenas partículas indivisíveis, 
os átomos. Porém, em 1808, John Dalton retomou essa ideia através de sua teoria 
atômica, sugerindo que os átomos eram esferas maciças (rígidas) e indivisíveis. 
No final do século passado, muitos cientistas desenvolveram vários experimentos 
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
5
para demonstrar que os átomos são constituídos por partículas ainda menores, 
subatômicas. (USBERCO; SALVADOR, 2006).
Modelo atômico é uma representação gráfi ca que procura explicar, de 
maneira científi ca, os fenômenos relacionados à composição da matéria e suas 
formas. Um modelo atômico tem como função explicar a estrutura microscópica 
da matéria.
2.1 O MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON
O cientista inglês John Dalton (1766-1844) propôs, em meados de 1800, o 
modelo conhecido como Teoria Atômica de Dalton:
• A matéria é constituída por pequenas partículas esféricas maciças e indivisíveis, 
denominadas átomos;
• Elemento químico é a junção de átomos com a mesma massa, tamanho e as 
mesmas propriedades;
• Elementos químicos diferentes possuem propriedades diferentes, tais como 
tamanho e massa;
• A combinação de átomos de elementos diferentes forma substâncias diferentes;
• Durante uma reação química os átomos não são criados, nem destruídos, são 
reorganizados, formando novas substâncias. 
John Dalton fi cou conhecido como o “Pai da Teoria Atômica” e o seu modelo 
fi cou conhecido conforme a Figura 2:
FIGURA 2 - MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON
FONTE: <http://image.slidesharecdn.com/apresentaomodelosatmicos-elenice120323132857-
phpapp02/95/apresentao-modelos-atmicos-elenice-6-728.jpg?cb=1332509716.>. Acessoem: 21 jan. 2016.
Modelos Atômicos
• Baseado nas "Leis Ponderais" (1808)
John Dalton"Bola de Bilhar"
→ Esfera maciça;
→ Indivisível;
→ Indestrutível;
→ Imperecível;
→ Sem carga elétrica.
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
6
2.2 O MODELO ATÔMICO DE JOSEPH JOHN THOMSON
Joseph John Thomson (1856-1940), no final de 1800, conseguiu demonstrar 
que o átomo não era divisível, utilizando uma aparelhagem denominada tubo de 
raios catódicos. Com base nas evidências deste experimento, Joseph John Thomson 
concluiu que:
• Os raios eram partículas (corpúsculos) menores que os átomos;
• Os raios apresentavam carga elétrica negativa, denominadas elétrons;
• O átomo era uma esfera maciça, positiva, incrustada de elétrons (carga negativa), 
de modo que a carga total fosse nula; 
• Em sua totalidade, o átomo seria eletricamente neutro.
Para obter maiores informações sobre o experimento de Joseph John Thomson 
com o Tubo de Raios Catódicos, consulte a referência: USBERCO, João; SALVADOR, Edgar. 
Química. 5. ed. vol. único. São Paulo: Saraiva, 2006.
O modelo atômico de Joseph John Thomson ficou conhecido conforme a 
Figura 3 ou “Pudim de Passas”.
FIGURA 3 - MODELO ATÔMICO DE THOMSON
FONTE: <https://goo.gl/EoY21V>. Acesso em: 21 jan. 2016.
DICAS
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
7
2.3 O MODELO ATÔMICO DE ERNEST RUTHERFORD
Ernest Rutherford (1871-1937), em 1904, ao realizar um experimento 
com gás hidrogênio (H2), detectou a presença de partículas com cargas elétricas 
positivas ainda menores, as quais ele denominou prótons (p).
Ele propôs que o átomo seria constituído no centro por um núcleo positivo 
que continha a massa e os nêutrons do átomo. A região fora do núcleo, chamada 
de eletrosfera, deveria ser ocupada pelos elétrons de carga negativa, orbitando ao 
redor do núcleo. 
Este modelo lembrava um sistema solar, conhecido como modelo planetário, 
representado pela Figura 4.
FIGURA 4 - MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD
FONTE: Disponível em: <http://www.infoescola.com/wp-content/
uploads/2009/08/1 db74253cba.jpg.>. Acesso em: 21 jan. 2016.
Saiba mais sobre a experiência de Ernest Rutherford utilizando material radioativo 
e uma finíssima lâmina de ouro para verificar se os átomos eram maciços, em: REIS, Martha. 
Completamente Química: Química Geral. São Paulo: FDT, 2001.
DICAS
núcleo
elétron
eletrosfera
ou coroa
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
8
K 1s 2
L 2s 2p 8
M 3s 3p 3d 18
N 4s 4p 4d 4f 32
O 5s 5p 5d 5f 32
P 6s 6p 6d 18
Q 7s 7p 8v
2.4 O MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR – TEORIA 
ATÔMICA ATUAL
Niels Bohr (1885-1962) desenvolveu um modelo atômico partindo dos 
seguintes postulados:
• Os elétrons movimentam-se em órbitas circulares ao redor do núcleo do átomo;
• Cada órbita possui energia constante, estacionária. Os elétrons que estiverem 
nas órbitas mais afastadas do núcleo serão mais energéticos;
• Absorvendo certa quantidade de energia, o elétron salta para uma órbita mais 
energética. Voltando à sua órbita original, perde a mesma quantidade de energia, 
na forma de luz (ondas eletromagnéticas);
• O núcleo é positivo e as órbitas são regiões específicas disponíveis para acomodar 
os elétrons, de carga negativa, as chamadas camadas eletrônicas ou níveis de 
energia;
• Cada camada eletrônica ou nível de energia foi representado por uma letra: K, 
L, M, N, O, P e Q, recebendo um número quântico principal (n): 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 
7, respectivamente;
• Cada camada eletrônica ou nível de energia comporta um número máximo de 
elétrons, conforme a figura a seguir:
FIGURA 5 - NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS POR CAMADA ELETRÔNICA OU NÍVEL 
DE ENERGIA
FONTE: Disponível em: <http://brasilescola.uol.com.br/upload/conteudo/images/
diagrama-de-pauling.jpg.>. Acesso em: 22 jan. 2016.
1
2
3
4
5
6
7
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
9
Obs.: A camada eletrônica ou nível de energia mais afastada do núcleo é a 
mais energética e recebe o nome de Camada de Valência (CV), vide Figura 6.
FIGURA 6 - CRESCIMENTO DA ENERGIA NAS CAMADAS ELETRÔNICAS OU NÍVEIS DE 
ENERGIA
FONTE: Disponível em: <http://crv.sistti.com.br/sistema_crv_dotnet/banco_objetos_
crv/%7B43F24AD0-8576-4F99-B6FE-FE558D94B194%7D_1306.gif.>. Acesso em: 22 jan. 2016.
3 A MATÉRIA
A matéria é definida como tudo o que possui massa, volume e ocupa 
lugar no espaço. Se olharmos ao nosso redor, perceberemos que estamos cercados 
de matéria, como árvores, carros, ar, alimentos, água etc. Porém, devemos ter o 
cuidado para não confundir energia com matéria. Energia não pode ser considerada 
como matéria, pois não ocupa lugar no espaço. Existem vários tipos de energia, 
como solar, elétrica, cinética, sonora, mecânica etc. Sendo assim, energia é uma 
transformação, realização de trabalho.
Toda matéria é formada por átomos, e estes são definidos como as menores 
partículas que constituem a matéria. Ao se definir a composição de um material ou 
substâncias, consegue-se identificar quais os átomos que a formam, ou seja, quais 
os elementos químicos que estão presentes.
Exemplo: A água do mar é composta principalmente por sais como cloreto 
de sódio (NaCl), gases dissolvidos como o nitrogênio (N2), oxigênio (O2) e dióxido 
de carbono (CO2), macronutrientes como fósforo (P) e enxofre (S), íons de magnésio 
(Mg+2), potássio (K+1), cálcio (Ca+2) e sulfato (SO4)-2.
A matéria é dividida em substâncias e misturas. Confira as subdivisões das 
mesmas.
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
10
QUADRO 1 - SUBDIVISÕES DAS SUBSTÂNCIAS E MISTURAS
S U B S T Â N C I A 
ELEMENTAR
É formada por um mesmo elemento 
químico.
Ex.: He, Al, Fe, etc.
S U B S T Â N C I A 
PURA
Não pode ser separada, pois 
apresenta composição constante.
Ex.: H2O, O2, CO2 etc.
S U B S T Â N C I A 
SIMPLES
É formada por átomos do mesmo 
elemento químico.
Ex.: O3, N2, Cl2, etc.
S U B S T Â N C I A 
COMPOSTA
É formada por átomos de elementos 
químicos diferentes.
Ex.: Ca(OH)2, SO3, Al2(SO4)3, 
etc.
MISTURA
É a junção de duas ou mais substâncias, 
simples ou compostas. Podem 
ser classificadas como misturas 
homogêneas ou heterogêneas. 
Ex.: H2O + NaCl, H2O + CO2, 
O2 + N2, etc.
HOMOGÊNEA
Apresenta apenas uma fase, um 
aspecto visual.
Ex.: H2O + açúcar, misturas 
de gases, ligas metálicas, etc.
HETEROGÊNEA
Apresenta duas ou mais fases, dois 
ou mais aspectos visuais.
EX: H2O + óleo, EX: H2O + 
pedra + CO2, etc.
FONTE: A autora
Para finalizar este conteúdo veremos: As Partículas Fundamentais da 
Matéria: Prótons, Elétrons e Nêutrons.
• Prótons: são partículas positivas. Representadas por: p+
• Elétrons: são partículas negativas. Representadas por: e-
• Nêutrons: são partículas neutras, ou seja, não apresentam carga positiva ou 
negativa. São representadas por: n.
3.1 DEFINIÇÃO DE ELEMENTO QUÍMICO
A junção de vários átomos iguais, ou seja, que apresentam o mesmo número 
atômico (Z), é chamada de Elemento químico.
O número atômico (Z) é a característica mais importante de um elemento 
químico, pois ele indica o número de prótons (p) e o número de elétrons (e-) do 
elemento.
Logo, em um elemento químico: Z = p = e-
Traduzindo, número atômico é igual ao número de prótons e número de 
elétrons.
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
11
Os elementos químicos são representados por um símbolo, seguindo a 
padronização da IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada), onde 
a primeira letra do elemento químico deve ser maiúscula e a segunda letra, se 
houver, deve ser minúscula. Em relação à nomenclatura dos elementos químicos, 
esta origina do latim. 
Todo elemento apresenta um número atômico (Z), um número de massa 
atômica (A) e um número de nêutrons (n). Para verificar estas informações, basta 
consultar uma Tabela Periódica, contudo o número de nêutrons deve ser calculado 
através da fórmula a seguir:
n = A – Z
Lembrando: 
n = número de nêutrons
A = número de massa atômica
Z = número atômico
Exemplo: 20 Ca 40 n = A – Z ------ n = 40 – 20 ------ n = 20
Assim, o valor de massa atômica é a soma do número atômico com o 
número de nêutrons. A = Z + n
3.1.1 ÍonsOs elementos químicos apresentam a tendência de perder ou ganhar 
elétrons para se estabilizar quimicamente, ou seja, alcançar os oito elétrons na 
camada de valência. Tal estabilidade é explicada pela regra do octeto. Quando 
um elemento químico perde ou ganha elétrons, ele se torna uma espécie química 
carregada eletricamente chamada de íon.
A REGRA DO OCTETO: Os gases nobres, elementos da família 8A ou grupo 
zero da Tabela Periódica, são elementos estáveis, pois já apresentam a camada de 
valência completa com oito elétrons, com exceção do gás hélio, que é estável com 
dois elétrons na camada de valência, o que é explicado pela regra do dueto. Por 
este motivo, os gases nobres não perdem ou ganham elétrons.
Os íons são espécies químicas carregadas eletricamente. Íons carregados 
com carga positiva são chamados de cátions e íons carregados com carga negativa 
são chamados de ânions.
OS CÁTIONS: são íons que doam (perdem) elétrons, desta forma adquirem 
carga positiva. Ex.: Na+1, Ca+2, Al+3 etc.
OS ÂNIONS: são íons que ganham (recebem) elétrons, desta forma 
adquirem carga negativa. Ex.: N-3, O-2, F-1 etc.
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
12
Certo cátion trivalente (+3) contém 10 elétrons e 14 nêutrons. Determine o seu 
número atômico e o seu número de massa atômica.
Resolução:
O cátion trivalente pode ser representado por X3+, que contém: 10 elétrons e 14 nêutrons, logo, 
por ser um cátion trivalente, significa que ele doou três elétrons e assim o seu número atômico 
(Z) é igual a 13.
13X3+ = 13 – 3 = 10.
Lembre-se: a perda ou ganho de elétrons ocorre sempre no número atômico da espécie 
química.
Como a massa atômica (A) = Z + n: A = 13 + 14 = 27
3.2 AS SEMELHANÇAS ATÔMICAS
No início do século XX, experiências realizadas por Soddy e outros 
cientistas com elementos radioativos mostraram evidências de que um elemento 
químico pode ser constituído por uma mistura de vários átomos com o mesmo 
número atômico, mas com diferentes números de massa. Esses átomos foram 
chamados por Soddy de isótopos. A diferença no número de massa é produzida 
pelas diferentes quantidades de nêutrons existentes em casa isótopo. (USBERCO; 
SALVADOR, 2006)
Outros átomos com semelhanças atômicas também são estudados, como os 
isóbaros, isótonos e isoeletrônicos.
Radioisótopo é um isótopo que emite radiação. Os radioisótopos podem ser 
aplicados na medicina, no diagnóstico de muitas doenças e problemas fisiológicos, permitindo 
sua identificação para um futuro tratamento. Confira no Quadro 2 alguns exemplos.
IMPORTANT
E
IMPORTANT
E
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
13
QUADRO 2 – APLICAÇÃO DE RADIOISÓTOPOS NA MEDICINA
RADIOISÓTOPOS APLICAÇÃO
F18 (Flúor) Mapeamento ósseo
Tc99 (Tecnécio) Mapeamento do coração, fígado, rins, cérebro
I131 (Iodo) Mapeamento da tireoide
Cr51 (Cromo) Mapeamento das hemácias
FONTE: A autora
3.2.1 Isótopos
São átomos de um mesmo elemento químico que apresentam o mesmo 
número atômico (Z) e diferentes números de massa atômica (A). O magnésio, por 
exemplo, é um elemento químico que ocorre na natureza na forma de três isótopos.
12Mg24 12Mg25 12Mg26
A maioria dos elementos químicos é encontrada na natureza na forma de 
mistura isotópica, ou seja, com um ou mais isótopos. Os isótopos apresentam-se 
em porcentagens diferentes, os mais estáveis são aqueles que ocorrem com maior 
frequência, que é representada por porcentagem.
Por exemplo, o hidrogênio é o único elemento químico que tem seus 
isótopos apresentando nomes diferentes. Observe o quadro a seguir:
QUADRO 3 - ISÓTOPOS DO HIDROGÊNIO E SUA OCORRÊNCIA NA NATUREZA
ISÓTOPO NOMENCLATURA OCORRÊNCIA (aproximada)
1H1 Prótio, hidrogênio comum, 
leve
99,985%
1H2 Deutério 0,015%
1H3 Trítio, Tricédio, Tritério 10-7%
FONTE: A autora
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
14
3.2.2 Isóbaros
São átomos que apresentam o mesmo número de massa atômica (A) e 
diferente número atômico (Z), logo, pertencem a elementos químicos diferentes. 
Na tabela periódica encontram-se vários elementos químicos com o mesmo valor 
de massa atômica. 
Ex.: 18 Ar40 (Argônio) e 20 Ca40 (Cálcio)
3.2.3 Isótonos
São átomos de diferentes elementos químicos com números atômicos (Z) 
e números de massas atômicas (A) diferentes, porém, com mesmo número de 
nêutrons. Sendo: n = A – Z.
Ex.: 7N14 14 – 7 = 7 nêutrons
6C13 13 – 6 = 7 nêutrons
3.2.4 Isoeletrônicos
São espécies químicas diferentes que apresentam o mesmo número de 
elétrons. Tais espécies englobam os íons, cátions e ânions, e também os elementos 
químicos.
Ex: 13 Al+3 -> Z = 13, como é um cátion trivalente (+3) perde três elétrons e 
finaliza com 10 elétrons.
8O-2 -> Z = 8, como é um ânion bivalente (-2) ganha dois elétrons e finaliza 
com 10 elétrons.
Portanto, o Al+3 e o O-2 são isoeletrônicos, pois no final apresentam o 
mesmo número de elétrons. Lembre-se de que a perda ou o ganho de elétrons 
sempre ocorre com número atômico (Z) da espécie química.
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
15
Considere as representações:
3x + 32 R11x + 15 5x – 8 S12x – 2 4x + 10 T10x + 35
Sabendo que R e S são isótopos, determine os números atômicos (Z) e os números de massa 
(A) de R, S e T.
Resolução:
Como sabemos que R e S são isótopos, temos:
3x + 32 = 5x – 8
40 = 2x
20 = x
Substituindo o x nas representações, teremos:
92 R235 92S238 90 T 235
3.3 O DIAGRAMA DE LINUS PAULING E A DISTRIBUIÇÃO 
ELETRÔNICA
Linus Pauling desenvolveu um diagrama para o preenchimento da 
eletrosfera pelos elétrons de um átomo em ordem crescente de energia, definida 
pelo diagrama em níveis e em subníveis de energia.
Linus Carl Pauling foi um ilustríssimo químico norte-americano. Nasceu em 1901 
e faleceu em 1994, com 93 anos de muita dedicação à pesquisa. Pauling foi um dos mais 
reconhecidos cientistas do século XX, prova disso é que ele foi o único prestigiado com dois 
Prêmios Nobel não compartilhados. Um deles foi em 1954, em decorrência de um de seus 
trabalhos relacionados à Química (A natureza das ligações químicas - publicado em 1939). A 
segunda premiação foi em 1962, na qual Pauling recebeu o Prêmio Nobel da Paz pelas suas 
intervenções contra testes nucleares, o uso de bombas atômicas como armas de guerra e a 
construção de usinas nucleares. 
FONTE: Disponível em: <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/linus-pauling.htm.>. Acesso 
em: 25 jan. 2016.
NOTA
DICAS
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
16
Cada camada eletrônica ou nível de energia apresenta um número quântico 
principal (n), que é o valor numérico que se localiza antes do subnível de energia. 
Confira no Quadro 4 abaixo:
QUADRO 4 - NÚMEROS QUÂNTICOS PRINCIPAIS
Camadas eletrônicas ou Níveis de energia K L M N O P Q
Número Quântico Principal (n) 1 2 3 4 5 6 7
FONTE: A autora
Ex.: 1s2: 1 = número quântico principal = camada eletrônica ou nível de 
energia = K
s = subnível.
As camadas eletrônicas ou níveis de energia (K, L, M, N, O, P e Q) são 
subdivididos em quatro subníveis de energia, s, p, d e f. Cada subnível de energia 
comporta um número máximo de elétrons, que é representado sobre o subnível de 
energia. Confira na Figura 7, a seguir, o Diagrama de Linus Pauling.
FIGURA 7 - DIAGRAMA DE LINUS PAULING
FONTE: Disponível em: <http://image.slidesharecdn.com/7-nveisdeenergia 
120411182505phpapp02/95/7-nveis-de-energia-9-728.jpg?cb=1334169472 25/01/16.>. 
Acesso em: 16 fev.2016.
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
17
Caro acadêmico, caso seja necessário, volte ao assunto sobre o modelo atômico 
de Niels Bohr para relembrar as camadas ou níveis de energia.
Para realizar uma distribuição eletrônica deve-se usar o número atômico 
(Z) do átomo e respeitar a ordem do Diagrama de Linus Pauling. Para isso, basta 
seguir as setas de cima para baixo na diagonal. A soma dos elétrons dos subníveis 
deve ser igual ao valor do número atômico do átomo. No final deve-se indicar a 
Camada de Valência, ou seja, a camada ou nível com o maior número quânticoprincipal. Veja o exemplo a seguir:
Ex.: Ba56 - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
Neste caso a Camada de Valência é 6s2, pois apresenta o maior número 
quântico principal, que neste caso é 6. 
3.4 OS NÚMEROS QUÂNTICOS
3.4.1 Número quântico principal (n)
Como foi visto anteriormente, o número quântico principal indica a camada 
eletrônica ou nível de energia. Confira no Quadro 5 o número máximo de elétrons 
em cada camada eletrônica ou nível de energia.
QUADRO 5 – NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS EM CADA CAMADA ELETRÔNICA OU NÍVEL DE 
ENERGIA
Camada eletrônica ou Nível de energia K L M N O P Q
Número quântico Principal (n) 1 2 3 4 5 6 7
Número máximo de elétrons nas camadas 
eletrônicas ou níveis de energia
 2 8 18 32 32 18 8
FONTE: A autora
3.4.2 Número quântico secundário (l)
Conforme estudamos anteriormente, cada camada eletrônica ou nível 
de energia é subdividido em subníveis de energia, s, p, d e f, e cada subnível é 
IMPORTANT
E
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
18
representado por um número quântico secundário (ℓ), 0, 1, 2 e 3, respectivamente. 
Logo, cada subnível de energia recebe um número quântico secundário (ℓ) 
e, ainda, comporta um número máximo de elétrons.
QUADRO 6 - NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO E NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS NOS 
SUBNÍVEIS DE ENERGIA
Subníveis s p d f
N° máx. de 
elétrons
2 elétrons 6 elétrons 10 elétrons 14 elétrons
N° quântico 
secundário
0 1 2 3
FONTE: A autora.
3.4.3 Orbitais atômicos
Orbital atômico é o local mais provável de se encontrar os elétrons de um 
átomo. O orbital atômico é representado por um “quadradinho”.
Cada subnível de energia possui um número de orbital, que será sempre a 
metade do número de elétrons que o subnível comporta. Cada orbital possui um 
número quântico magnético ou azimutal (ml) que se encontra abaixo do mesmo. 
Veja na Figura 7 a quantidade de orbitais que cada subnível de energia comporta e 
também a representação dos orbitais (“quadradinhos”).
FIGURA 8 - SUBNÍVEIS DE ENERGIA E QUANTIDADE DE ORBITAIS ATÔMICOS
FONTE: Disponível em: <http://alunosonline.uol.com.br/upload/conteudo/images/numero-
quantico-magnetico.jpg>. Acesso em: 18 mar. 2016.
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
19
3.4.4 Número quântico magnético ou azimutal (ml)
O número quântico magnético ou azimutal está relacionado com a região 
de maior probabilidade de se encontrar um elétron, chamada de orbital. Como 
cada orbital comporta no máximo dois elétrons, estes são associados aos subníveis 
de energia, e devido a isso apresentam valores variados, -mℓ, à esquerda do zero 
e +mℓ, à direita do zero. Cada subnível de energia pode apresentar um ou mais 
orbitais.
3.4.5 Número quântico de Spin (m
s
)
O número quântico de spin indica a rotação do elétron dentro do orbital. 
Esse número quântico diferencia os elétrons de um mesmo orbital. Conforme o 
princípio de exclusão de Pauli, cada orbital comporta no máximo dois elétrons de 
rotações contrárias. Os elétrons são representados por Spins (setas).
Note na Figura 8 que o orbital do subnível s está preenchido com dois 
elétrons, representados pelos spins.
Obs: Tanto o número quântico magnético ou azimutal quanto o número 
de spin é definido através do elétron de diferenciação ou diferenciador, que é o 
último elétron (spin) distribuído nos orbitais.
FIGURA 9 – SUBNÍVEIS DE ENERGIA E SEUS ORBITAIS ATÔMICOS
FONTE: Disponível em: <http://images.slideplayer.com.br/9/2571210/slides/slide_4.
jpg.>. Acesso em: 21jan. 2016.
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
20
Número quântico de spin (ms): para cima ↑ = +1/2
Número quântico de spin (ms) para baixo ↓ = -1/2
Regra de Hund: Os orbitais devem ser preenchidos primeiramente com 
todos os spins para cima, e depois, se necessário, para baixo. Confira na Figura 9 
que o elétron de diferenciação ou diferenciador se encontra no primeiro orbital, 
que foi o último elétron (spin) distribuído.
FIGURA 10 - UTILIZAÇÃO DA REGRA DE HUND
FONTE: Disponível em: <http://images.slideplayer.com.br/3/1223908/slides/slide_12.
jpg.>. Acesso em: 21 jan. 2016.
Caro acadêmico, os orbitais completos com dois elétrons são chamados de 
emparelhados ou completos, com um elétron é chamado de desemparelhado ou incompleto, 
e sem elétron, vazio.
Para se definir os quatro números quânticos deve-se utilizar o subnível mais energético que 
se encontra no final da distribuição eletrônica.
A Figura 10 demonstra a configuração completa dos quatro números quânticos que acabamos 
de estudar.
IMPORTANT
E
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
21
FIGURA 11 - NÚMEROS QUÂNTICOS
22
Nesse tópico você aprendeu que: 
• Os alquimistas criaram equipamentos de laboratório e desenvolveram várias 
metodologias para a obtenção de metais, na produção de papiros, sabões e de 
funções inorgânicas.
• Modelo atômico é uma representação gráfica que procura explicar, de maneira 
científica, os fenômenos relacionados à composição da matéria e suas formas.
• Modelo de Dalton: a matéria é constituída por pequenas partículas esféricas 
maciças e indivisíveis, denominadas átomos.
• Modelo de Thomson: o átomo era uma esfera maciça, positiva, incrustada de 
elétrons (carga negativa), de modo que a carga total fosse nula.
• Modelo de Rutherford: o átomo seria constituído no centro por um núcleo 
positivo que continha a massa e os nêutrons do átomo. A região fora do núcleo, 
chamada de eletrosfera, deveria ser ocupada pelos elétrons de carga negativa, 
orbitando ao redor do núcleo.
• Modelo de Bohr: O núcleo é positivo e as órbitas são regiões específicas 
disponíveis para acomodar os elétrons, de carga negativa, as chamadas camadas 
eletrônicas ou níveis de energia.
• A matéria é definida como tudo que possui massa, volume e ocupa lugar no 
espaço.
• A junção de vários átomos iguais, ou seja, que apresentam o mesmo número 
atômico (Z), é chamada de Elemento químico.
• O número atômico (Z) é a característica mais importante de um elemento 
químico, pois ele indica o número de prótons (p) e o número de elétrons (e-) do 
elemento.
• Quando um elemento químico perde ou ganha elétrons ele se torna uma espécie 
química carregada eletricamente, chamada de íon.
• Átomos com semelhanças atômicas podem ser classificados em: isótopos, 
isóbaros, isótonos e isoeletrônicos.
RESUMO DO TÓPICO 1
23
1 Quatro modelos atômicos foram estudados durante esta 
unidade a fim de entender a estrutura do átomo. Com relação 
ao modelo atômico que se refere à teoria atômica atual, assinale 
a alternativa CORRETA:
a) ( ) John Dalton.
b) ( ) Ernest Rutherford.
c) ( ) Niels Bohr.
d) ( ) J. J. Thomson.
AUTOATIVIDADE
2 O titânio já foi conhecido como o “metal maravilha”, devido 
às suas qualidades. É mais resistente à corrosão que o aço 
inoxidável, suas ligas metálicas são empregadas na indústria 
aeronáutica, em próteses e em implantes dentários. A produção 
mundial anual de titânio é de cerca de 10 milhões de toneladas, e as principais 
reservas estão no Canadá e na Austrália. Sobre o titânio (Z=22), determine a 
configuração eletrônica dos elétrons:
24
25
TÓPICO 2
A TABELA PERIÓDICA
UNIDADE 1
1 INTRODUÇÃO
Sempre foi preocupação dos cientistas organizar os resultados obtidos 
experimentalmente de tal maneira que semelhanças, diferenças e 
tendências se tornassem mais evidentes. Isto facilitaria previsões a partir 
de conhecimentos anteriores. Um dos recursos mais usados em Química 
para atingir essa finalidade é a Tabela Periódica. As primeiras tabelas 
foram propostas no início do século XIX; porém, apresentavam mais 
erros do que acertos.Foi somente em 1869 que surgiu uma tabela que 
atendia às necessidades dos químicos e que se tornou a base da Tabela 
Periódica atual. Foi proposta por Dimitri Ivanovitch Mendeleev (1834-
1907) e organizava os elementos em linhas horizontais, os períodos ou 
séries, e em linhas verticais, os grupos ou famílias. (S/A. Disponível em: 
<http://slideplayer.com.br/slide/337072/>. Acesso em: 18 mar.2016). 
À medidaque percorremos um período, as propriedades físicas variam 
regularmente, uniformemente. Num grupo, os elementos apresentam propriedades 
químicas semelhantes. Esquematicamente:
Períodos – regularidade na variação das propriedades físicas.
Grupos: semelhanças das propriedades químicas.
FONTE: Usberco; Salvador (1998, p. 78.)
Caro acadêmico, você conhece todas as informações que a Tabela Periódica 
oferece sobre os elementos químicos? Aprofunde os conhecimentos sobre o histórico desta 
ferramenta indispensável para o entendimento desta disciplina tão fascinante que é a química.
DICAS
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
26
2 A ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS QUÍMICOS NA TABELA 
PERIÓDICA
A Tabela Periódica atual é constituída por 18 famílias. Cada família 
contém elementos com propriedades químicas semelhantes, devido ao fato de 
apresentarem o mesmo número de elétrons na camada de valência. Na família 1A, 
por exemplo, todos os elementos apresentam um elétron na camada de valência. 
Atualmente, 118 elementos químicos estão organizados na Tabela Periódica em 
ordem crescente de seus números atômicos (Z). Confira na Figura 12:
FIGURA 12 – FAMÍLIAS E PERÍODOS DA TABELA PERIÓDICA
FONTE: Disponível em: <www.maristas.org.br/colegios/assuncao/.../tabela_periodica.ppt>. 
Acesso em: 18 mar. 2016.
Caro acadêmico, verifique na Figura 13 a representação de uma legenda presente 
numa Tabela Periódica, onde estão as informações citadas anteriormente. Note que a massa 
atômica ou peso atômico apresenta valor maior que o número atômico.
IMPORTANT
E
TÓPICO 2 | TABELA PERIÓDICA
27
FIGURA 13 - INFORMAÇÕES PERIÓDICAS DO ELEMENTO FERRO
FONTE: Disponível em: <http://rede.novaescolaclube.org.br/sites/default/files/
importadas/img/geral/tabela-periodica-legendada.jpg.> Acesso em: 22 jan. 2016. 
Na Tabela Periódica os elementos foram classificados segundo suas 
propriedades físicas e químicas, agrupando-se em metais, não metais, semimetais, 
gases nobres ou grupo zero e hidrogênio. 
A Tabela Periódica sofreu algumas alterações e por isso é necessário estarmos 
atentos às atualizações. Acesse a leitura complementar no final desta unidade e fique por 
dentro. Boa leitura!
Elementos artificiais - Os elementos químicos que apresentam número 
atômico superior a 92 são artificiais, isto é, foram sintetizados em laboratório 
químico através de pesquisas nucleares. Com exceção dos elementos promécio, 
com número atômico igual a 43, e tecnécio, com número atômico igual a 61. Dos 
118 elementos químicos reconhecidos, os elementos artificiais classificam-se em:
• Cisurânicos: recebem esse nome (cis = “aquém de”) porque apresentam número 
atômico inferior a 92, o do elemento urânio. São os seguintes: tecnécio (Tc), 
ástato (At), frâncio (Fr) e promécio (Pm).
• Transurânicos: recebem esse nome (trans = “além de”) porque apresentam 
número atômico superior a 92, ou seja, que se encontram depois do urânio. 
2.1 PERÍODOS DA TABELA PERIÓDICA
A Tabela Periódica possui sete períodos ou séries, que são as linhas 
horizontais, numeradas de 1 a 7 através dos números quânticos principais, que 
representam as sete camadas eletrônicas ou níveis de energia, K, L, M, N, O, P 
e Q, respectivamente. Lembre-se de que as séries dos lantanídeos e actinídeos 
pertencem ao sexto e sétimo período, respectivamente. Vide Figura 1. Após a 
IMPORTANT
E
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
28
realização de uma distribuição eletrônica, define-se como camada de valência 
aquela que apresentar o maior número quântico principal, e você pode utilizá-la 
também para definir o período em que o elemento se encontra na Tabela Periódica. 
Ex.: Camada de valência do K (potássio) = 4s1, o 4 indica que o potássio está no 
quarto período da Tabela Periódica, ou seja, na quarta linha horizontal.
2.2 FAMÍLIAS OU GRUPOS
As 18 famílias estão dispostas em linhas verticais que são divididas em 
dois grupos, o grupo A, que são as colunas verticais mais altas, e o grupo B, que 
são as colunas verticais mais baixas e centrais da Tabela Periódica.
Os elementos químicos presentes nas famílias do grupo A são chamados 
de elementos representativos, do grupo B são chamados metais de transição, e as 
séries dos lantanídeos e actinídeos são chamados de metais de transição interna. 
Todas as famílias recebem uma classificação diferenciada por cores, conforme 
representado na Figura 14:
FIGURA 14 - A TABELA PERIÓDICA E A LEGENDA DE CORES
FONTE: Disponível em: <http://www.brdicas.com.br/wp-content/uploads/2014/01/tabela-
periodica-2014-imprimir.png.>. Acesso em: 22 jan. 2016.
TÓPICO 2 | TABELA PERIÓDICA
29
Caro acadêmico, lembre-se de que a Tabela Periódica é uma ferramenta de apoio 
para as aulas de Química, por isso não se preocupe em decorá-la, basta saber usá-la.
Adquira uma Tabela Periódica atualizada e aprenda a utilizá-la na prática. Livrarias e papelarias 
comercializam esse material didático. Para um aprofundamento neste assunto consulte 
a bibliografia: CHANG, Raymond. Química Geral: conceitos essenciais. 4. ed. Porto Alegre: 
McGraw Hill – Artmed 2010.
2.3 METAIS, SEMIMETAIS E NÃO METAIS
METAIS – Ocupam cerca de 80% da Tabela Periódica. São sólidos em 
temperatura ambiente, com exceção do mercúrio (Hg), que é o único metal líquido. 
São bons condutores de calor e eletricidade, são maleáveis (capacidade de formar 
lâminas), apresentam ductibilidade (capacidade de formar fios), tenacidade 
(resistência à tração) e brilho metálico. São cátions, ou seja, possuem a capacidade 
de doar elétrons e geralmente apresentam 1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência 
(última camada).
NÃO METAIS – Representam cerca de 10% da Tabela Periódica, porém 
são os mais abundantes na natureza. Não há um estado físico definido. Não 
apresentam brilho, não conduzem calor nem eletricidade e são utilizados na 
produção de pólvora e pneus.
SEMIMETAIS – Estes elementos apresentam características intermediárias 
entre os metais e os não metais.
Para saber mais sobre os elementos químicos, acesse: http://educar.sc.usp.br/
quimica/tabela.html
DICAS
DICAS
30
RESUMO DO TÓPICO 2
• A Tabela Periódica atual é constituída por 18 famílias. Cada família contém 
elementos com propriedades químicas semelhantes, devido ao fato de 
apresentarem o mesmo número de elétrons na camada de valência. 
• Atualmente, 118 elementos químicos estão organizados na Tabela Periódica, em 
ordem crescente de seus números atômicos (Z).
• Na Tabela Periódica os elementos foram classificados segundo suas propriedades 
físicas e químicas, agrupando-se em metais, não metais, semimetais, gases 
nobres ou grupo zero e hidrogênio.
• Elementos artificiais - Os elementos químicos que apresentam número atômico 
superior a 92 são artificiais, isto é, foram sintetizados em laboratório químico 
através de pesquisas nucleares. Com exceção dos elementos promécio, com 
número atômico igual a 43, e tecnécio, com número atômico igual a 61. 
• Cisurânicos: recebem esse nome (cis = “aquém de”) porque apresentam número 
atômico inferior a 92, o do elemento urânio. São os seguintes: tecnécio (Tc), 
ástato (At), frâncio (Fr) e promécio (Pm).
• Transurânicos: recebem esse nome (trans = “além de”) porque apresentam 
número atômico superior a 92, ou seja, que se encontram depois do urânio.
• A Tabela Periódica possui sete períodos ou séries, que são as linhas horizontais, 
numeradas de 1 a 7 através dos números quânticos principais, que representam 
as sete camadas eletrônicas ou níveis de energia, K, L, M, N, O, P e Q, 
respectivamente.
• Os elementos químicos presentes nas famílias do grupo A são chamados de 
elementos representativos, do grupo B são chamados metais de transição, e as 
séries dos lantanídeos e actinídeos são chamados de metais de transição interna.
31
1 Identifique o elemento químico que se encontra na família 3A e 
no 3° período. 
AUTOATIVIDADE
2 Com relação à organização da Tabela Periódica, correlacione a 1° 
coluna com a segunda:
a) metais alcalinos ( ) coluna 0
b) metais alcalinos-terrosos( ) coluna 6A
c) calcogênios ( ) coluna 7A
d) halogênios ( ) coluna 2A
e) gases nobres ( ) coluna 1A
32
33
TÓPICO 3
LIGAÇÕES QUÍMICAS
UNIDADE 1
1 INTRODUÇÃO
Na natureza são raros os elementos químicos que se encontram de forma 
isolada. Na verdade, os únicos elementos que formam substâncias elementares 
são os elementos pertencentes à família 8A ou grupo zero da Tabela Periódica. Os 
gases nobres (família 8A) são estáveis, pois apresentam oito elétrons na camada de 
valência, com exceção do gás hélio (He), que é estável com dois elétrons na camada 
de valência, e são pouco reativos, pois não necessitam realizar ligações químicas 
com outros elementos. 
Os demais elementos químicos tendem a se ligar uns com os outros em 
busca da estabilidade química, ou seja, adquirir os oito elétrons na camada de 
valência, semelhante aos gases nobres. As ligações químicas são responsáveis 
pelas centenas de compostos presentes em nosso dia a dia.
Muitas vezes nos perguntamos: como funciona a atração eletromagnética 
de um ímã? Como uma lagartixa consegue andar pelas paredes? Todos esses fatos 
são explicados pelas forças de atração e, no contrário, as forças de repulsão.
2 LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligação química é o nome dado às formas de associação existentes entre 
os átomos. (COVRE, Geraldo José, 2001, p. 109). Qualquer fenômeno químico 
ocorre na eletrosfera (local onde se encontram os elétrons) do átomo. As ligações 
químicas, por exemplo, acontecem devido às interações entre as eletrosferas dos 
átomos ligantes. E por qual motivo isso acontece? Se observarmos os gases nobres, 
que já são estáveis, perceberemos que esses elementos possuem uma característica 
típica em relação às suas configurações eletrônicas e o número de elétrons na 
camada de valência.
Resumindo, os gases nobres apresentam duas características fundamentais: 
são estáveis quimicamente e apresentam a última camada completa com oito 
elétrons (no caso do hélio, dois elétrons). Com exceção do grupo 8A, os outros 
átomos apresentam a capacidade de se combinar. 
Segundo Lewis: “Os átomos de diferentes elementos ligam-se entre si, 
cedendo, recebendo ou compartilhando elétrons, na tentativa de adquirir uma 
34
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
configuração eletrônica igual à de um gás nobre, ou seja, estável”.
Valência - É o que determina o número de ligações que o átomo necessita 
fazer. 
Eletrovalência - É o valor da valência (carga elétrica) seguida do respectivo 
sinal. Os cátions, por perderem elétrons, apresentam eletrovalência positiva e os 
ânions, por ganharem elétrons, apresentam eletrovalência negativa.
No Quadro 7, segue a tendência que os elementos químicos das famílias 
dos elementos típicos ou representativos (grupo A) apresentam em ganhar ou 
perder elétrons da camada de valência para se estabilizarem.
QUADRO 7 - FAMÍLIAS (GRUPO A), ELÉTRONS DA CAMADA DE VALÊNCIA E A ELETROVALÊNCIA
Famílias do 
Grupo A
Família 
1A
Família 
2A
Família 
3A
Família 
4A
Família 
5A
Família 
6A
Família 
7A
Nº elétrons na 
Camada de 
Valência
1 
elétron
2 
elétrons
3 elétrons
4 
elétrons
5 
elétrons
6 
elétrons
7 
elétrons
Eletrovalência +1 +2 +3 +4 / -4 -3 -2 -1
FONTE: A autora
Em relação aos elementos do grupo B, metais de transição e transição-
interna, devemos lembrar que todos apresentam carga positiva, pois são metais e 
apresentam a tendência de perder elétrons para se estabilizar. Ainda, como citado 
anteriormente, nem todos os elementos se estabilizam conforme a regra do octeto. 
Existe a chamada Pseudoconfiguração-gás-nobre, a qual não possui nenhuma 
semelhança com a configuração de um gás nobre. Contudo, o que temos de 
semelhança é que todos os orbitais da camada de valência estão completos. Alguns 
elementos de transição, após a ligação, não apresentam nem a configuração do 
gás nobre nem a pseudoconfiguração. Como exemplo podemos citar as espécies 
catiônicas Cu+1 e Cu+2.
Caro acadêmico, confira na tabela de cátions esses dois íons. Aproveite para 
realizar suas distribuições eletrônicas e verifique os números de elétrons nas respectivas 
camadas de valência.
DICAS
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
35
3 AS LIGAÇÕES IÔNICAS
“Ligação iônica ou eletrovalente é aquela que se estabelece por meio da 
transferência definitiva de elétrons entre átomos”. (COVRE, Geraldo José, 2001, 
p. 110). Este tipo de ligação ocorre entre um elemento metálico e um elemento não 
metálico por transferência de elétrons. Os metais são catiônicos, por isso doam seus 
elétrons da camada de valência para os não metais, que são aniônicos e por isso 
recebem esses elétrons, ambos com o intuito de se estabilizar. Essa transferência de 
elétrons pode ser representada através da notação de Lewis.
Notação de Lewis ou Fórmula eletrônica: é a representação dos elétrons 
da camada de valência ao redor do átomo. Tais elétrons podem ser representados 
por pontos (.) ou (x). 
Fórmula molecular: é a representação final do número de elementos 
utilizados na ligação. Coloca-se em primeiro lugar o cátion (metal) e em seguida o 
ânion (não metal).
Note a seguir a junção entre a fórmula molecular, os íons formados e a 
notação de Lewis.
Note que foram necessários dois íons Cℓ-1 para estabilizar o íon Ca+2 e 
formar o composto CaCℓ2 e que as cargas dos íons desceram de forma invertida.
Observação:
1 - Quando as valências (cargas) apresentam valores diferentes, a valência de um 
indica a quantidade do outro elemento.
 K .................. + 1
 1º) 
 K2O
 O ...................... - 2 
36
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
 Ca................... + 2
 2º) 
 Ca3P2
 P........................... - 3
1 - Ao montar a fórmula molecular, colocamos os elementos em ordem crescente 
de eletronegatividade. No caso específico de ligação iônica, metal (cátion) à 
esquerda, não metal (ânion) à direita.
2 - Os números colocados junto aos símbolos indicam a quantidade de átomos 
(atomicidade) na referida fórmula molecular, são denominados índices e devem 
permanecer na parte inferior dos elementos.
Ex. 1: Caro acadêmico, note que na figura a seguir os elétrons da camada de 
valência estão ao redor dos átomos (Notação de Lewis), mostrando que o elétron 
do cátion metálico é transferido para o ânion não metálico. Ou seja, o Na (sódio) 
apresenta apenas um elétron na camada de valência (família 1A) para ser doado, 
por isso é nomeado como cátion (carga positiva) monovalente. Já o cloro (Cl) 
recebe a nomeação de ânion (carga negativa) monovalente, pois só precisa receber 
um elétron para se estabilizar, afinal apresenta sete elétrons na camada de valência 
(família 7A).
FIGURA 15 - NOTAÇÃO DE LEWIS OU FÓRMULA ELETRÔNICA DO NACL
FONTE: Disponível em: <http://www.infoescola.com>. Acesso em: 18 mar. 2016. 
A fórmula molecular é então: NaCl. Foi necessário apenas um átomo de 
sódio (Na) para estabilizar um átomo de cloro (Cl). Note que o cátion permanece 
à frente do ânion.
Ex. 2: Repare mais uma vez, na figura seguinte, que os elétrons da camada 
de valência estão ao redor dos átomos (Notação de Lewis), mostrando que o elétron 
do cátion metálico é transferido para o ânion não metálico. Ou seja, o Al (alumínio) 
apresenta três elétrons na camada de valência (família 3A) para ser doado, por isso 
é nomeado como cátion (carga positiva) trivalente. Já o flúor (F) recebe a nomeação 
de ânion (carga negativa) monovalente, pois só precisa receber um elétron para se 
estabilizar, afinal apresenta sete elétrons na camada de valência (família 7A).
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
37
FIGURA 16 - NOTAÇÃO DE LEWIS OU FÓRMULA ELETRÔNICA 
DO ALF
3
FONTE: Disponível em: <https://goo.gl/k4jbkt>. Acesso em: 22 
jan. 2016.
A fórmulamolecular é então: AlF3. Foram necessários três átomos de Fluor 
(F) para estabilizar um átomo de Alumínio (AI). Note que o cátion permanece à 
frente do ânion.
Obs.: A ligação iônica ocorre entre um elemento metálico com outro 
elemento não metálico, onde a diferença de eletronegatividade é igual ou superior 
a 1,7.
4 AS LIGAÇÕES COVALENTES OU MOLECULARES
Os não metais e o hidrogênio (H) apresentam alta eletronegatividade 
(capacidade de atrair elétrons). A ligação entre seus átomos, estabelecida para 
alcançarem a estabilidade, é chamada de ligação covalente ou molecular (COVRE, 
Geraldo José, 2001). Ligação covalente é aquela que envolve um par eletrônico 
que é compartilhado pelos dois átomos.
A . x B A ----- B
Um elemento químico pode efetuar uma ou mais ligações covalentes, 
dependendo do número de elétrons disponíveis em sua camada de valência para 
formar outros pares de elétrons e do número de elétrons que deve compartilhar 
para se tornar estável. Cada compartilhamento de elétrons – ou seja, cada ligação 
covalente – realizada é representada por um traço (-----). Este tipo de ligação 
apresentará a fórmula eletrônica ou notação de Lewis, a fórmula estrutural e, 
finalmente, a fórmula molecular. No caso da fórmula estrutural, o número de 
ligações realizadas (elétrons compartilhados) será representado por tantos traços, 
ou seja, o número de traços equivale ao número de ligações efetivadas.
38
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
5 A OCORRÊNCIA DAS LIGAÇÕES COVALENTES OU 
MOLECULARES
Este tipo de ligação ocorre entre um elemento não metálico com outro não 
metálico, hidrogênio com hidrogênio e hidrogênio com um elemento não metálico 
por compartilhamento de elétrons, com diferença de eletronegatividade inferior 
a 1,7.
As ligações covalentes ou moleculares podem ser classificadas como:
• Simples: representada por um traço e chamada de sigma (σ);
• Dupla: representada por dois traços;
• Tripla: representada por três traços.
Confira na Figura 17 os tipos de ligações covalentes ou moleculares e 
suas respectivas representações, lembrando que cada traço significa uma ligação 
covalente ou molecular realizada.
FIGURA 17 - REPRESENTAÇÃO DAS LIGAÇÕES COVALENTES OU 
MOLECULARES
FONTE: Disponível em: <http://www.laifi.com/usuario/10801/
laifi/30480537_10801_65142708_1067.jpg.>. Acesso em: 22 jan. 2016. 
Resumindo:
• As ligações covalentes ou moleculares só são realizadas através dos elétrons da 
camada de valência dos átomos (última camada);
• Um par de elétrons compartilhado é formado por um elétron de cada átomo e 
assim respectivamente;
• Para atingir a estabilidade química conforme a regra do octeto, o átomo pode 
formar até três pares de elétrons compartilhados.
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
39
Veja abaixo o exemplo de compartilhamento de um par de elétrons e suas 
respectivas fórmulas: 
Notação de Lewis ou Fórmula eletrônica: H . x H
Fórmula estrutural: H ------- H
Fórmula molecular: H2
Neste exemplo pode-se verificar o compartilhamento de apenas dois 
elétrons, um elétron de cada átomo, formando-se assim uma ligação covalente 
simples ou sigma (σ), representada por um traço. Em outros casos, pode-se verificar 
o compartilhamento de quatro elétrons (dois elétrons de cada átomo), e assim há 
formação de uma ligação dupla ou pi (π). Um exemplo é a formação da molécula 
do gás oxigênio (O=O): como o oxigênio pertence à família 6A da Tabela Periódica, 
apresenta seis elétrons na camada de valência e para se estabilizar necessita realizar 
duas ligações covalentes.
Enfim, quando são compartilhados seis elétrons (três de cada átomo) há 
formação de ligação tripla. Um exemplo é o que ocorre com a formação do gás 
nitrogênio (N2). Como o nitrogênio pertence à família 5A da Tabela Periódica, 
precisa realizar três ligações para se estabilizar, conforme a regra do octeto.
5.1 A LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA DATIVA
Existe outro tipo de ligação covalente entre átomos de elementos (iguais 
ou diferentes) de alta eletronegatividade. Esse tipo de ligação recebe o nome de 
ligação covalente coordenada dativa ou ligação covalente coordenada ou dativa, 
que ocorre quando o par eletrônico compartilhado é formado por elétrons de 
apenas um dos átomos participantes. A ligação coordenada dativa é representada 
por uma flecha que parte do átomo que contribuiu com o par eletrônico para aquele 
que o está utilizando. Na fórmula estrutural da substância existem tantas flechas 
quantas ligações dativas forem realizadas (COVRE, Geraldo José, 2001).
Caro acadêmico, você sabe quando ocorre uma ligação coordenada 
dativa?
Este é um caso especial de ligação covalente, onde só realizará a ligação 
coordenada dativa o elemento que já tenha realizado suas ligações, ou seja, já 
está estável (octeto completo, ou seja, oito elétrons na camada de valência), e que 
apresente pelo menos um par de elétrons para compartilhar com o elemento que 
ainda não realizou suas ligações.
Confira a Figura 18: este exemplo apresenta a fórmula estrutural do HClO3 
(Ácido clórico) onde ocorrem duas ligações covalentes simples (entre o hidrogênio 
e o oxigênio) e duas coordenadas dativas (entre o cloro e os outros dois oxigênios), 
que são representadas por flechas. O cloro (família 7A da Tabela Periódica) se 
estabilizou fazendo uma ligação covalente simples com o oxigênio. Como esse 
elemento apresenta sete elétrons na camada de valência após sua estabilização, 
40
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
ainda apresenta pares de elétrons sobrando, por isso pode realizar duas ligações 
coordenadas dativas com os outros oxigênios que necessitam desses pares de 
elétrons para se estabilizar.
FIGURA 18 - FÓRMULA ESTRUTURAL DO HCLO
3
FONTE: Disponível em: <http://www.reocities.com/Area51/
Hollow/9495/es_HClO3.gif.>. Acesso em: 22 jan. 2016. 
Já na Figura 19 podemos observar a formação do dióxido de enxofre (SO2). 
Repare que o enxofre (S) realiza uma dupla ligação com o oxigênio da direita 
(afinal, ambos são da família 6A da Tabela Periódica, apresentam seis elétrons 
na camada de valência e necessitam realizar duas ligações para se estabilizar) e, 
após sua estabilização com os pares de elétrons sobrantes, realiza uma ligação 
coordenada dativa com oxigênio da esquerda.
FIGURA 19 - NOTAÇÃO DE LEWIS OU FÓRMULA ELETRÔNICA DO SO
2
FONTE: Disponível em: <http://www.infoescola.com/wp-content/
uploads/2009/08/ligacao-covalente-dativa-so2.jpg.>. Acesso em: 22 
jan. 2016.
Note que a figura anterior apresenta a Notação de Lewis (fórmula eletrônica) 
do SO2. 
FIGURA 20 - FÓRMULA ESTRUTURAL DO SO2
FONTE: Disponível em: <http://www.geocities.ws/Penna100/
estr_SO2.gif.>. Acesso em: 22 jan. 2016.
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
41
Note que a figura anterior apresenta a fórmula estrutural do SO2 finalizando 
com uma ligação coordenada dativa (à esquerda) e uma dupla ligação.
6 A LIGAÇÃO METÁLICA
“Ligação metálica é aquela realizada entre átomos e cátions de metais cujos 
elétrons mais externos migram do átomo para o cátion e vice-versa” (COVRE, 
Geraldo José, 2001 p. 120).
Caro acadêmico, como o próprio nome diz, este tipo de ligação química 
ocorre entre metais. Os metais apresentam várias características, como boa 
condutividade de calor e eletricidade, maleabilidade (capacidade de formar 
lâminas), ductibilidade (capacidade de formar fios), tenacidade (resistência à 
tração), são sólidos à temperatura ambiente (25°C), com exceção do mercúrio (Hg), 
que é o único metal líquido, e são doadores de elétrons, ou seja, são catiônicos. 
Este tipo de ligação é conhecido como “mar de elétrons” ou “nuvem de elétrons”. 
Veja a Figura 21:
FIGURA 21 - REPRESENTAÇÃO DA LIGAÇÃO METÁLICA
FONTE: Disponível em: <http://webeduc.mec.gov.br/portaldoprofessor/
quimica/cd1/conteudo/aulas/2_aula/imagens/md.0000000 
489.jpg.>. Acesso em: 22 jan. 2016. 
As ligações metálicas não apresentam fórmula eletrônica e fórmulaestrutural, dependem do conhecimento específico dos retículos cristalinos. Os 
metais, em sua maioria, são representados por seus símbolos, sem valores de 
atomicidade (quantidade de átomos), que é muito grande e indeterminada.
42
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
6.1 AS LIGAS METÁLICAS
Uma liga metálica é a junção de dois ou mais metais ou de metais com 
ametais, cujo componente principal é um metal. Porém, raramente um metal 
possui todas as qualidades necessárias para determinada aplicação. 
Por isso o objetivo de uma liga metálica é de melhorar as propriedades 
físico-químicas do material resultante e, se possível, diminuir o custo. As ligações 
metálicas justificam a ocorrência das ligas metálicas, pois estão presentes nelas.
Você sabia que usamos várias ligas metálicas em nosso dia a dia? O aço inoxidável 
(ferro, carbono e cromo) e o bronze (cobre e estanho) são alguns exemplos. A seguir veremos 
mais alguns no Quadro 8.
QUADRO 8 – EXEMPLOS DE LIGAS METÁLICAS E SUAS APLICAÇÕES
Nome comercial Composição Aplicação
Ouro 18 quilates Au (75%) e Ag, Cu (25%) Joias e ornamentos
Amálgama Hg (50%), Ag (35%) e Sn (15%) Obturações odontológicas
Solda comum Pb (67%) e Sn (33%) Solda elétrica
Níquel-crômio Ni (60%), Cr (15%) e Fe (25%) Fios de resistência elétrica
Duralumínio Aℓ (95%) e Cu, Mg, Mn (5%) Peças de automóveis e aviões
Latão Cu (70%) e Zn (30%)
Latões, parafusos, válvulas e 
bijuterias
Aço comum Fe e C (0,1% a 1,5%) Peças, estruturas e fios
Ouro branco Au (90%) e Pd (10%) Joias e ornamentos
FONTE: A autora.
Caro acadêmico, para aprofundar seu conhecimento sobre as ligações químicas, 
pesquise a referência: CHANG, Raymond. Química Geral: conceitos essenciais. 4. ed. Porto 
Alegre: McGraw Hill – Artmed 2010.
DICAS
DICAS
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
43
7 GEOMETRIA E POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
Caro acadêmico, o termo geometria refere-se à maneira com que os átomos 
que formam uma molécula estão dispostos no espaço. Em outras palavras, é o 
“desenho geométrico” da molécula.
“Pelo estudo das ligações químicas e dos átomos presentes na estrutura, 
pode-se identificar a forma geométrica das moléculas. Existe um especial interesse 
em se conhecer a geometria das moléculas que têm entre dois e cinco átomos”. 
(COVRE, 2001, p. 132). 
• Geometria molecular 
“É a forma como os átomos estão distribuídos espacialmente em uma 
molécula. Podendo assumir várias formas geométricas, dependendo dos átomos 
que a compõem. As geometrias moleculares mais estudadas são linear, angular, 
trigonal plana, piramidal e tetraédrica.” 
FONTE: Disponível em: <http://br.answers.yahoo.com/question 
index?qid=20090914184824AAH9c4y>. Acesso em: 13 mar. 2012. 
• Geometria linear: formada por dois elementos ou por três elementos sem sobra 
de pares de elétrons no átomo central. Com ângulo de ligação igual a 180º.
FIGURA 22 – GEOMETRIA LINEAR DA MOLÉCULA DO CO
2
FONTE: Disponível em: <http://desconversa.com.br/wp-
content/uploads/2015/03/co21.jpg.>. Acesso em: 26 jan. 
2016. 
• Geometria angular: formada por três elementos e há sobras de pares de elétrons 
no átomo central, com ângulo de ligação igual a 104,5º. 
FIGURA 23 – GEOMETRIA ANGULAR DA MOLÉCULA DA H
2
O
FONTE: Disponível em: <http://brasilescola.uol.com.br/
upload/e/mol%20dois.jpg.>. Acesso em: 26 jan. 2016. 
44
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
• Geometria Trigonal Plana: formada por quatro elementos e não há sobra de 
pares de elétrons no átomo central, com ângulo de ligação igual a 120º. 
FIGURA 24 – GEOMETRIA TRIGONAL PLANA DA MOLÉCULA 
DO BH
3
FONTE: Disponível em: <http://brasilescola.uol.com.br/
upload/e/mol%20tres.jpg.>. Acesso em: 26 jan. 2016. 
• Geometria Piramidal: formada por quatro elementos e há sobra de pares de 
elétrons no átomo central, com ângulo de ligação igual a 107º. 
FIGURA 25 - GEOMETRIA PIRAMIDAL DA MOLÉCULA DE NH
3
FONTE: Disponível em: <http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/wp-content/
uploads/2012/08/Piramidal-trigonal-NH3.jpg.>. Acesso em: 26 jan. 2016. 
• Geometria Tetraédrica: formada por cinco elementos e não há sobra de pares de 
elétrons no átomo central, com ângulo de ligação igual a 109,25º. 
FIGURA 26 - GEOMETRIA TETRAÉDRICA DA MOLÉCULA 
DO CH4
FONTE: Disponível em: <http://brasilescola.uol.com.br/
upload/e/mol%20quatro(1).jpg.> Acesso em: 26 jan. 2016. 
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
45
7.1 POLARIDADE
Caro acadêmico, você já ouviu falar em polaridade? E em polos contrários? 
Polos positivos e negativos? Neste momento iremos estudar um assunto que irá 
contemplar esses termos, e ainda nos ajudará a entender inúmeros fenômenos que 
ocorrem em nosso cotidiano. 
Lembrando do que foi estudado em ligações químicas, sabe-se que entre 
dois átomos, A e B, que estabelecem ligação covalente ou molecular, o par eletrônico 
pertencerá simultaneamente aos dois átomos ligantes; porém, dependendo da 
eletronegatividade, um átomo poderá atraí-lo com maior intensidade que outro. 
Neste sentido, podemos definir o termo polaridade.
“Polaridade da ligação é o resultado da diferença entre as eletronegatividades 
dos átomos que estão ligados”. (COVRE, 2001, p. 135). 
Lembre-se de que eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem 
de atrair elétrons de outro átomo, quando os dois realizam uma ligação química.
Ainda falando sobre as ligações covalentes ou moleculares, podemos 
classificá-las segundo sua polaridade em: 
• Ligação covalente polar: formada por elementos diferentes, ou seja, há 
diferença de eletronegatividade e formação de cargas parciais d+ e d-, pois 
podemos identificar polos elétricos opostos. Quanto maior a diferença de 
eletronegatividade, maior a polaridade da ligação. Ex.: HCl 
• Ligação covalente apolar: formada por elementos iguais, ou seja, não há 
diferença de eletronegatividade, ou essa é muito pequena ou igual a zero. Se 
os elementos são iguais, os valores de eletronegatividade também são, logo, a 
ligação é apolar. Ex.: H2
Não se esqueça de consultar os valores de eletronegatividade dos elementos 
químicos em sua Tabela Periódica.
NOTA
46
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
7.1.1 Polaridade Molecular
Para verificarmos se uma molécula é polar ou apolar, devemos utilizar o 
vetor µ (momento dipolar), que apresenta as seguintes características: 
• Sentido: do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo. 
• Módulo: é a diferença entre a eletronegatividade dos átomos.
• Quando os vetores forem para o mesmo sentido o µ= 0 e a molécula será polar. 
• Quando os vetores forem para sentidos opostos o µ = 0 e a molécula será apolar. 
Veja os exemplos na figura a seguir.
FIGURA 27 - LIGAÇÃO POLAR – LIGAÇÃO APOLAR 
FONTE: Disponível em: <http://www.infoescola.com/wp-content/uploads/2012/03/
van-der-waals1.jpg.>. Acesso em: 26 jan. 2016. 
“A polaridade de uma molécula depende da polaridade das ligações estabelecidas 
entre os átomos constituintes e da sua geometria”. (COVRE, 2001, p. 138).
IMPORTANT
E
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
47
7.1.2 A polaridade e a solubilidade
A solubilidade de uma substância em outra depende diretamente da 
polaridade de suas moléculas. Regra de solubilidade: “Semelhante dissolve 
semelhante”, ou seja: Polar dissolve substância polar. Apolar dissolve substância 
apolar. 
Ex.: O KCl (polar) dissolve-se em H2O (polar), mas não se dissolve em C6H6 
(apolar). O CH4 (apolar) dissolve-se em C6H6 (apolar), mas não se dissolve em H2O 
(polar).
8 FORÇAS INTERMOLECULARES
“Força intermolecular é o nome dado à atração existente entre unidades 
elementares”. (COVRE, 2001, p. 141). São forças de interações entre moléculas. As 
forças intermoleculares justificam a presença dos estados físicos das substâncias: 
estado sólido, estado líquido e estado gasoso, o que nos faz concluir que, entre 
as moléculas, existem forças de atração de diferentes intensidades. As forças 
intermoleculares interferem diretamente nas temperaturas de fusão (PF) e nas 
temperaturas de ebulição (PE) de uma substância. Quanto mais intensa for a força 
deatração entre as moléculas, mais difícil será separá-las, ou seja, será necessário 
fornecer muita energia para que tal separação ocorra, o que justifica as altas 
temperaturas de fusão e ebulição.
Ligações intermoleculares fortes x altas temperaturas de fusão e ebulição.
Uma substância no estado sólido apresenta altas forças de atração entre 
suas moléculas em relação ao estado líquido. No estado gasoso, as forças de atração 
entre as moléculas são muito baixas, ou quase nulas. As forças intermoleculares 
se dividem em dois tipos: Forças de Van der Waals e Ligação de hidrogênio, ou 
Pontes de hidrogênio. 
NOTA
48
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
8.1 FORÇAS DE VAN DER WAALS
As Forças de Van der Waals ocorrem entre moléculas polares. A formação 
do dipolo se dá através da diferença de eletronegatividade entre os ligantes: o polo 
da extremidade negativa de uma molécula atrai o polo da extremidade positiva da 
molécula vizinha. 
FIGURA 28 - FORMAÇÃO DO DIPOLO NA MOLÉCULO DE ÁCIDO CLORÍDRICO (HCl) 
FONTE: Disponível em: <http://webeduc.mec.gov.br/portaldoprofessor/quimica/cd1/
conteudo/aulas/1_aula/imagens/0000000539.jpg>. Acesso em: 26 jan. 2016. 
Esse tipo de interação também ocorre nas ligações iônicas, porém com 
uma intensidade bem menor. Na figura anterior temos o exemplo do HCl, a uma 
temperatura de –84 ºC, onde já se consegue quebrar as ligações das moléculas do 
ácido clorídrico no estado líquido e, assim, pode ocorrer a passagem para o estado 
gasoso. 
• FORÇAS DE VAN DER WAALS: São interações fracas e são classificadas em: 
Dipolo-Dipolo e Dipolo-Instantâneo - Dipolo Induzido (ou Forças de London).
8.2 DIPOLO-DIPOLO OU DIPOLO INSTANTÂNEO
São forças de atração que ocorrem em moléculas apolares no estado sólido 
ou líquido. A nuvem de elétrons nas moléculas apolares é contínua, não aparecendo 
cargas elétricas. Essa nuvem pode ser deformada por alguma ação externa, como a 
elevação da pressão e o abaixamento da temperatura, o que ocasiona uma distribuição 
desigual de cargas e o aparecimento de um dipolo. O dipolo instantâneo induz a 
polarização da molécula vizinha, resultando em uma fraca atração entre elas. Veja o 
exemplo das moléculas de O2, na figura a seguir.
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
49
FIGURA 29 - DIPOLO INSTANTÂNEO DO O
2
 INDUZ A POLARIZAÇÃO DA MOLÉCULA VIZINHA
FONTE: Disponível em: <http://brasilescola.uol.com.br/upload/conteudo/images/
polarizacao%20do%20oxigenio.jpg.>. Acesso em: 26 jan. 2016.
Com o oxigênio em estado líquido, as forças de atração entre as moléculas 
de O2 são tão fracas que a –183 ºC já se consegue quebrar essas ligações, e o oxigênio 
passa para o estado gasoso. 
8.3 PONTES DE HIDROGÊNIO OU LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO
“Ponte de hidrogênio ou ligação de hidrogênio é o nome dado à força 
de atração existente entre dipolos permanentes quando o hidrogênio está 
ligado a átomos de alta eletronegatividade e pequenos, ou seja, flúor, oxigênio 
e nitrogênio”. (COVRE, 2001, p. 142). As Pontes de hidrogênio ou ligações de 
hidrogênio se encaixam a um caso particular de interação dipolo-dipolo, em que 
o dipolo formado é muito intenso. Esse fenômeno ocorre quando a diferença de 
eletronegatividade entre os elementos ligantes é muito alta. Esse tipo de interação 
ocorre em moléculas polares. Exemplos: Moléculas de ácido fluorídrico, água, 
amônia e metanol. 
A intensidade das pontes de hidrogênio é muito maior que a força de Van 
der Waals, pois para a água passar do estado líquido para o estado gasoso, ou seja, 
evaporar, necessita-se de 100ºC, o que é uma temperatura muito elevada.
Quanto mais intensa for a força intermolecular, maior será a energia necessária 
para separar as moléculas, ou seja, maior serão as temperaturas de fusão e ebulição.
Veja a seguir a ordem de crescimento das forças intermoleculares: 
ATENCAO
50
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
Forças de Van der Waals -> Dipolo -Instantâneo -> Pontes de Hidrogênio
Quanto maior o tamanho da molécula, mais fácil a ocorrência de distorções da 
nuvem eletrônica; em consequência, mais fácil será a formação de polos. Logo, à medida 
que o tamanho da molécula aumenta (aumento da massa molecular), aumenta também a 
temperatura de ebulição. O tamanho da molécula e a temperatura de ebulição são diretamente 
proporcionais.
LEITURA COMPLEMENTAR
Elementos químicos recentemente adicionados à Tabela Periódica
Desde a sua composição pelo químico e inventor Dimitri Mendeleev, 
na segunda metade do século XIX, a Tabela Periódica ficou sujeita a constantes 
atualizações. Algum tempo depois de sua ampla adoção, foram descobertos o gálio 
e o germânio, cujas propriedades preenchiam satisfatoriamente as lacunas da tabela, 
previstas anos antes por Mendeleev. O último elemento químico que se presumia 
ocorresse espontaneamente na natureza, o frâncio, foi descoberto em 1939. Em 1971, 
porém, cientistas identificaram pequenas partículas de plutônio que se formavam 
naturalmente. Quase ao mesmo tempo em que os últimos elementos de formação 
espontânea iam sendo adicionados à tabela, pesquisadores realizavam experiências 
com o urânio e o plutônio, que, ao terem seus átomos bombardeados por outras 
partículas (como, por exemplo, nêutrons ou partículas carregadas de movimento 
rápido), dão origem a novos entes, os chamados elementos sintéticos. É esta a 
principal vertente na qual a química atual investe, no que tange à descoberta de novos 
elementos, todos artificiais em essência, ou seja, sintetizados em laboratório. Assim, os 
elementos mais recentes da Tabela Periódica são ao mesmo tempo classificados como 
transurânicos, por terem número atômico maior que 92, e sintéticos, pela fabricação 
artificial. Como a Tabela Periódica conta, ao momento da composição deste artigo 
(04/2012), com 118 elementos classificados, temos 26 elementos transurânicos e 20 
elementos sintéticos. Nos últimos 20 anos nove foram os elementos adicionados à 
Tabela Periódica:
110 - Darmstadtium (Ds) - 1994
111 - Roentgenium (Rg) - 1994
112 - Copernicium (Cn) - 1996
113 - Ununtrium (Uut) - 2003
114 - Ununquadium (Uuq) - 1999
115 - Ununpentium (Uup) - 2003
116 - Ununhexium (Uuh) - 2000
ATENCAO
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
51
117 - Ununseptium (Uus) - 2010
118 - Ununoctium (Uuo) – 2012
As principais características de todos estes elementos, além de não terem na 
prática um uso definido, é que são todos radioativos, têm uma vida média brevíssima, 
em muitos casos, poucos segundos ou às vezes menos, e em consequência, sofrem 
um processo chamado “decaimento”, que consiste na conversão, ao momento em 
que sua vida média cessa, em elementos de massa atômica menor. Até o momento, 
apenas três destes elementos listados possuem nome definido, que é selecionado 
pelo IUPAC - em inglês, International Union of Pure and Applied Chemistry ou 
União Internacional de Química Pura e Aplicada. O Darmstadium recebe o nome 
da cidade onde foi pela primeira vez sintetizado - Darmstad, na Alemanha; o 
Roentgenium, batizado em homenagem a Wilhelm Conrad Röntgen, o descobridor 
do Raio-X; o Copernicium deve seu nome ao astrônomo polonês Nicolau Copérnico. 
Os elementos seguintes não possuem nome definido. Seu nome provisório é apenas 
o equivalente em latim para os numerais 113 a 118 (ununtrium é a forma latina 
de 13, e assim por diante). Mas a qualquer momento a IUPAC pode atribuir uma 
nomenclatura definitiva a estes elementos, que receberão, provavelmente, nomes 
de personalidades, ou das cidades onde foram sintetizados pela primeira vez. 
FONTE: Disponível em: <http://www.infoescola.com/quimica/elementos-quimicos-
recentemente-adicionados-a-tabela-periodica/>. Acesso em: 22 jan. 2016. 
52
RESUMO DO TÓPICO 3
• Os átomos apresentam a tendência de perder ou ganhar elétrons para obter os 
oito elétrons na camada de valência.
• Ligação iônica ocorre por transferência de elétrons, entre um metal e um não 
metal.
• A ligação covalente ou molecular ocorre por compartilhamento de elétrons entre 
não metal com não metal.
• A ligação coordenadadativa é um caso particular de ligação covalente.
• As ligações metálicas ocorrem entre metais e são conhecidas como “nuvem de 
elétrons” ou “mar de elétrons”.
• As ligas metálicas são junções de dois ou mais metais, podendo conter um não 
metal, com o intuito de melhorar suas propriedades.
• O termo geometria refere-se à maneira como os átomos que formam uma molécula 
estão dispostos no espaço. Em outras palavras, é o “desenho geométrico” da 
molécula.
• Geometria é a forma como os átomos estão distribuídos espacialmente em uma 
molécula, podendo assumir várias formas geométricas, dependendo dos átomos 
que a compõem. 
• As geometrias moleculares mais estudadas são linear, angular, trigonal plana, 
piramidal e tetraédrica.
• Polaridade da ligação é o resultado da diferença entre as eletronegatividades dos 
átomos que estão ligados, e eletronegatividade é a capacidade que um átomo 
tem de atrair elétrons de outro átomo, quando os dois realizam uma ligação 
química.
• Ligação covalente polar: formada por elementos diferentes, ou seja, há 
diferença de eletronegatividade e formação de cargas parciais d+ e d-, pois 
podemos identificar polos elétricos opostos. Quanto maior a diferença de 
eletronegatividade, maior a polaridade da ligação. Ex.: HCl.
• Ligação covalente apolar: formada por elementos iguais, ou seja, não há 
diferença de eletronegatividade, ou essa é muito pequena ou igual a zero. Se 
os elementos são iguais, os valores de eletronegatividade também são, logo, a 
ligação é apolar. Ex.: H2.
53
• Para verificarmos se uma molécula é polar ou apolar, devemos utilizar o vetor 
µ (momento dipolar), que apresenta as seguintes características: 
a) Sentido: do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo. 
b) Módulo: é a diferença entre a eletronegatividade dos átomos. 
c) Quando os vetores forem para o mesmo sentido o µ= 0 e a molécula será polar. 
d) Quando os vetores forem para sentidos opostos o µ = 0 e a molécula será apolar.
• A solubilidade de uma substância em outra depende diretamente da polaridade 
de suas moléculas. Regra de solubilidade: “Semelhante dissolve semelhante”, 
ou seja: Polar dissolve substância polar, apolar dissolve substância apolar.
• Força intermolecular é o nome dado à atração existente entre unidades 
elementares.
• As Forças de Van der Waals ocorrem entre moléculas polares. A formação do 
dipolo se dá através da diferença de eletronegatividade entre os ligantes: o polo 
da extremidade negativa de uma molécula atrai o polo da extremidade positiva 
da molécula vizinha. 
• Ponte de hidrogênio ou ligação de hidrogênio é o nome dado à força de atração 
existente entre dipolos permanentes quando o hidrogênio está ligado a átomos 
de alta eletronegatividade e pequenos, ou seja, flúor, oxigênio e nitrogênio.
• Tamanho da molécula: Quanto maior o tamanho da molécula, mais fácil a 
ocorrência de distorções da nuvem eletrônica; em consequência, mais fácil será 
a formação de polos.
54
1 Dois elementos, X e Y, apresentam valores de números atômicos 
20 e 17, respectivamente. A fórmula molecular e o tipo de ligação 
do composto formado são: 
Assinale a alternativa CORRETA:
a) ( ) XY2 ligação covalente.
b) ( ) X2Y ligação iônica.
c) ( ) XY2 ligação iônica.
d) ( ) X2Y ligação covalente.
e) ( ) X2Y2 ligação iônica.
AUTOATIVIDADE
2 Explique por que o íon cloreto (Cl-) é estável e o átomo de cloro 
(Cl) não, ou seja, é instável.
3 Após os estudos realizados sobre polaridade, assinale a 
alternativa CORRETA:
a) ( ) A polaridade é dependente da eletropositividade.
b) ( ) Ligações polares ocorrem entre elementos iguais.
c) ( ) Ligações apolares ocorrem entre elementos diferentes.
d) ( ) As moléculas polares são solúveis em água.
55
UNIDADE 2
FUNÇÕES INORGÂNICAS
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
PLANO DE ESTUDOS
A partir desta unidade você será capaz de:
• identificar as principais funções inorgânicas;
• conhecer os grupos funcionais pertencentes à química inorgânica; 
• nomear as funções inorgânicas conforme as regras da IUPAC;
• estudar as propriedades dos compostos inorgânicos.
A unidade de ensino a seguir contempla quatro tópicos e, ao final desses 
tópicos, você encontrará atividades que irão contribuir para a compreensão e 
fixação dos conteúdos estudados.
TÓPICO 1 – ÁCIDOS
TÓPICO 2 – BASES OU HIDRÓXIDOS
TÓPICO 3 – SAIS 
TÓPICO 4 – ÓXIDOS
56
57
TÓPICO 1
ÁCIDOS
UNIDADE 2
1 INTRODUÇÃO
Caro acadêmico, seja bem-vindo à Unidade 2 do nosso caderno de estudos. 
Neste primeiro tópico iremos estudar as funções inorgânicas que contemplam 
centenas de compostos que utilizamos em nosso dia a dia. Bom estudo!
Função química é um conjunto de substâncias com propriedades químicas 
funcionais semelhantes. Iremos estudar quatro importantes funções inorgânicas: 
Os Ácidos, As Bases ou Hidróxidos, Os Sais e Os Óxidos.
As funções inorgânicas são compostos com propriedades químicas 
semelhantes, que pertencem à parte da química inorgânica, ou seja, dos compostos 
minerais. Diferente da química orgânica, na qual as suas funções orgânicas 
são compostos derivados do elemento carbono. Nas funções inorgânicas, as 
substâncias apresentam grupos funcionais em comum. Por exemplo, os ácidos 
apresentam um único cátion, o H+1, e as bases ou hidróxidos apresentam um 
único ânion, a hidroxila OH-1. É através da presença destes grupos funcionais 
que poderemos caracterizar as funções inorgânicas. É de suma importância, no 
estudo de qualquer função inorgânica, conhecer a sua formulação, ou seja, a sua 
composição molecular. O conhecimento do número de oxidação (nox) das espécies 
químicas é indispensável para tal formação.
2 NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) – CARGA DOS ÍONS
O nox (número de oxidação) é a carga positiva ou negativa que um átomo 
adquire ao realizar uma ligação química, iônica, por exemplo. No geral, nox é o 
valor da carga de uma espécie química.
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
58
Ao realizar uma ligação química e adquirir carga positiva ou negativa (nox) o 
átomo torna-se um íon..
Exemplos:
1º) No composto NaCl.
 O sódio (Na) está presente na família 1A da Tabela Periódica e por isso 
se estabiliza formando um cátion monovalente, com nox = +1 (Na+), e o cloro que 
pertence à família 7A se estabiliza formando um ânion monovalente, com nox = -1 
(Cl-).
Assim a fórmula molecular é:
NaCl
 
Logo, as cargas ou nox (números de oxidação) desses íons se anulam, pois 
possuem valores iguais e sinais contrários.
2º) Na molécula da água, H2O:
Neste caso, de uma fórmula molecular, devemos imaginar que o par de 
elétrons da ligação covalente ou dativa será compartilhado com o átomo mais 
eletronegativo: 
 
 H O H
“perde” o elétron “ganha” os pares de elétrons “perde” o elétron
 +1 -2 +1
Em cada ligação covalente, o par de elétrons será compartilhado com o 
oxigênio, que é mais eletronegativo que o hidrogênio.
Assim, cada hidrogênio “ficará” com carga (+ 1) e o oxigênio “ficará” com 
carga (- 2).
Estas cargas (nox) teóricas, então, serão os números de oxidação de cada 
átomo:
Cada hidrogênio NOX = + 1
Cada oxigênio NOX = -2
ATENCAO
TÓPICO 1 | ÁCIDOS
59
2.1 DETERMINAÇÃO DO NOX (NÚMERO DE OXIDAÇÃO)
Algumas regras podem ser utilizadas para facilitar a determinação do 
número de oxidação.
1°- Toda substância simples apresenta número de oxidação (nox) igual a ZERO.
QUADRO 9 - EXEMPLOS DE NOX DE SUBSTÂNCIAS SIMPLES
Átomo Substância simples NOX
Hidrogênio H2 zero
Oxigênio O2, O3 zero
Cloro Cl2 zero
Ferro Fe zero
FONTE: A autora
2° - Em relação aos elementos do grupo A (elementos representativos) da Tabela 
Periódica, podemos verificar os números de oxidação conforme o Quadro 10.
QUADRO 10: NOX DOS ELEMENTOS DO GRUPO A DA TABELA PERIÓDICA
Famílias grupo A 1A 2A 3A4A 5A 6A 7A
Nox +1 +2 +3
+4
-4
-3 -2 -1
FONTE: A autora
Obs.: O nox do hidrogênio (H+) normalmente é +1, podendo em alguns 
casos apresentar nox = -1. 
Note no Quadro 10 que até a família 3A os números de oxidação são 
positivos (cátions) e a partir da família 5A os números de oxidação são negativos 
(ânions). Já na família 4A o número de oxidação pode ser positivo ou negativo, 
isso depende da composição molecular da substância formada, porém geralmente 
o nox usado é o positivo. 
Caro acadêmico, consulte em sua Tabela Periódica, na parte posterior, a tabela de 
cátions e ânions, lá você encontrará íons com nox fixos e íons com nox variáveis.
ATENCAO
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
60
3° - Nas fórmulas moleculares (moléculas), a soma dos números de oxidação de 
todos os átomos deve ser igual a zero.
Exemplo: Determine o nox de todos os átomos formadores do ácido nítrico 
(HNO3).
QUADRO 11 - NOX DOS ÁTOMOS QUE COMPÕEM O HNO3
Fórmula H N O3
Cada átomo +1 -2
+1 +5 -6
FONTE: A autora
 Para que a soma de todos os nox seja igual a zero, o enxofre (S) apresentará 
NOX= +7.
Observe que ao somarmos os valores de nox positivos tem-se +1 + +7 = +8. 
Como tem-se quatro átomos de oxigênio, multiplicamos: 4 x -2 = -8. Assim, +8 - 8 = 
0. Logo, na soma as cargas positivas e negativas devem se anular.
Quando a fórmula molecular apresentar três elementos, teremos que encontrar 
um valor de nox para o elemento central (do meio) de tal forma que as cargas (nox) positivas 
sejam iguais à carga negativa, para que no final as cargas sejam zeradas.
4º - No caso de íons oxigenados, a soma das cargas (nox) deve ser igualada à carga 
do íon, para que no final a soma total seja nula.
 
Exemplo: Cr2O7 -2 
Neste caso, teremos que determinar o nox do cromo (Cr) para que a soma 
total das cargas (nox) seja nula. Como o Cr2O7 -2 é um íon, a soma das cargas será 
igual à sua carga, - 2.
Assim:
Cr2 x O7 -2 ------- 2x – 14 = -2
-------- 2x = - 2 + 14
-------- 2x = + 12 ------- x = 12/2 ----- x = +6.
ATENCAO
TÓPICO 1 | ÁCIDOS
61
Na química, uma das maiores preocupações é a de verificar todas 
as características químicas e físicas das substâncias existentes na natureza. 
Caracterizando quimicamente uma substância, conseguimos diferenciá-la. Como 
exemplo, podemos citar as substâncias eletrolíticas, que conduzem corrente elétrica, 
e as substâncias não eletrolíticas, que não conduzem corrente elétrica.
A verificação de condução elétrica de uma substância deve ser realizada em 
soluções aquosas, ou seja, deve-se dissolver a substância em água. 
2.2 IONIZAÇÃO E DISSOCIAÇÃO 
 A palavra ionização se refere aos íons, cátions e ânions, já a palavra 
dissociação significa a separação, dissipação. Quando dissolvemos compostos iônicos 
(formados por um metal (cátion) e um não metal (ânion)) em água, como o sal de 
cozinha (NaCl), teremos uma solução eletrolítica, ou seja, que conduz corrente 
elétrica devido às diferenças de cargas (polos contrários se atraem).
Exemplo: água do mar, rica em sais minerais, cátions como Na+1, K+1, Ca+2 e 
ânions como Cl-1, NO3-1.
Já nos compostos moleculares, que não apresentam metais em sua 
composição, ou seja, não apresentam íons, a condução de corrente elétrica é muito 
baixa, ainda somente quando dissolvidos em água. A solução que não conduz 
corrente elétrica é chamada de solução não eletrolítica.
Exemplo: açúcar em água. 
Quando compostos iônicos são dissolvidos (misturados) em água, ocorre 
um fenômeno chamado de dissociação iônica ou dissociação eletrolítica, onde o 
cátion se dissocia (se separa) do ânion. Note no exemplo a seguir que o sal, cloreto 
de potássio, se dissociou.
Exemplo: 
 água
 K+Cℓ- (s) K+ (aq) + Cℓ-(aq)
Em relação às substâncias moleculares, não podemos garantir a ocorrência 
da dissociação.
Os ácidos, por exemplo, são substâncias que quando dissolvidas em água 
sofrem o processo da ionização gerando como único cátion o íon hidrônio ou 
hidroxônio (H3O+). 
Verifique a seguir como ocorre a ionização do ácido bromídrico, gerando 
uma solução eletrolítica, ou seja, que conduz corrente elétrica:
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
62
 HBr + H2O H3O+ + Br-
 Cátion hidroxônio ânion brometo (ânion)
São esses íons formados através da dissociação os responsáveis pela 
condução de corrente elétrica.
O cientista Svante August Arrhenius estabeleceu conceitos sobre os ácidos e 
bases ou hidróxidos (funções inorgânicas) e também sobre o grau de ionização ( α ).
2.3 GRAU DE IONIZAÇÃO ( α )
O grau de ionização é calculado para medir a “força” da ionização ou 
dissociação iônica. A força dos ácidos, por exemplo, pode ser determinada através 
do grau de ionização. 
O cálculo do grau de ionização é realizado através da relação entre 
o número total de moléculas ionizadas (final) e o número total de moléculas 
dissolvidas (inicial), no final multiplica-se o resultado por cem, para se ter a 
relação em porcentagem, conforme representado abaixo:
QUADRO 12 - FÓRMULA PARA O CÁLCULO DO GRAU DE IONIZAÇÃO
 Número total de moléculas ionizadas
 α = ----------------------------------------------------------
 Número total de moléculas dissolvidas
FONTE: A autora
Exemplo 1: 100 moléculas de ácido clorídrico (HCℓ) foram misturadas em 
água, e 92 moléculas se ionizaram (H+ e Cℓ-).
Para medirmos o grau de ionização (ou grau de dissociação) faremos:
α = ⇒ 0,92 x 100 = 92% de ionização
 
Exemplo 2: 100 moléculas de ácido fluorídrico (HF) foram dissolvidas em 
água e apenas 8 moléculas se ionizaram (H+ e F-).
Logo: 
α = ⇒ 0,08 x 100 = 8%
TÓPICO 1 | ÁCIDOS
63
Dependendo do grau de ionização, os eletrólitos podem ser classificados 
em: 
• Eletrólito forte: quando o α ≥ 50%
• Eletrólito moderado: quando o α variar de 5% ≤ α < 50%
• Eletrólito fraco: quando o α < 5%
3 ÁCIDOS
Caro acadêmico, todos nós, em algum momento da vida, já experimentamos 
alguma substância ácida, seja uma fruta, um alimento ou uma substância química 
que sentimos o odor. Neste momento iremos estudar exatamente o que são essas 
substâncias ácidas, para que elas servem, quais seus benefícios e seus malefícios. 
“Ácido é toda substância que, ao ser dissolvida em água, sofre ionização e 
apresenta como único tipo de íon positivo o cátion hidrogênio (H+1)” (COVRE, Geraldo 
José, 2011, pag. 151).
Exemplo: HNO3 ----------- H+1 e NO3-1
Note que os ácidos apresentam como primeiro elemento na fórmula molecular 
o único cátion o H+, seguido de um ânion qualquer. Para verificar a carga do ânion (nox) 
consulte sua tabela de cátions e ânions.
Os ácidos são substâncias que no geral apresentam sabor azedo, como no 
vinagre (ácido acético), na laranja, limão, abacaxi (ácido cítrico), na uva (ácido 
tartárico), na vitamina C (ácido ascórbico). São corrosivos aos metais e apresentam 
baixos valores de pH.
pH = Potencial hidrogeniônico, ou seja, é uma medida de acidez. Quanto menor o 
 valor do pH, mais ácida é a substância.
Na figura a seguir podemos notar a ordem crescente de pH. De zero a 6,9 
temos valores pH ácidos. Acima de sete temos valores de pH básicos ou alcalinos. 
Repare que, quanto menor o valor do pH, mais ácida será a substância, e quanto 
maior o valor do pH, mais alcalina ou básica será a substância. No sete encontra-se 
o valor de pH neutro.
ATENCAO
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
64
FIGURA 30 - ESCALA DE PH
FONTE: Disponível em: <http://www.blog.mcientifica.com.br/wp content/uploads/2013/10/
escala-de-ph-01.jpg.>. Acesso em: 29 jan. 2016. 
Exemplo: um refrigerante à base de cola apresenta pH = 2,5 - o que o torna 
muito ácido e agressivo ao nosso estômago, que já produz o ácido clorídrico, o 
qual auxilia na reação de digestão. 
FIGURA 31 - EXEMPLOS DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS E VALORES DE PH
FONTE: Disponívelem: <http://www.sobiologia.com.br/figuras/Oitava_quimica/pH.gif.>. 
Acesso em: 29 jan.2016. 
Aumento 
de acidez
Ácido de Bateria
Peixe adulto morre
Reprodução dos
peixes afetada
Linha normal
de chuva
Linha normal
dos rios
Bicarbonato de sódio
água do mar
Chuva
ácida
Escala de PH
Springway
Leite de
Magnésia
Amônia
Barrela
Suco de Limão
Leite
Vinagre
Aumento de
alcalinidade
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
Neutro
TÓPICO 1 | ÁCIDOS
65
3.1 DEFINIÇÃO SEGUNDO ARRHENIUS
Os ácidos são compostos moleculares, que sofrem ionização quando 
misturados em água, gerando como único íon positivo o H3O+ (íon hidrônio ou 
hidroxônio).
“Ionização é o nome dado ao processo pelo qual a água forma íons que não 
existiam” (COVRE, Geraldo José, 2011, pag. 151). 
Exemplo: Reação de ionização do ácido clorídrico (HCl), repare que o 
hidrogênio do ácido se separa do ânion Cl- e se liga aos dois hidrogênios da água, 
formando assim o íon hidrônio ou hidroxônio H3O+.
HCl(l) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)
ESPÉCIE RESPONSÁVEL 
PELO CARÁTER ÁCIDO: 
ÍON HIDRÔNIO OU 
HIDROXÔNIO.
ESPÉCIE RESPONSÁVEL 
PELO CARÁTER ÁCIDO: 
ÍON HIDRÔNIO OU 
HIDROXÔNIO.
A ionização ocorre em etapas, o que depende do número de hidrogênios 
ionizáveis, ou seja, se o ácido apresenta um hidrogênio ionizável, a ionização ocorrerá 
em uma única etapa, se apresentar três hidrogênios ionizáveis a ionização ocorrerá 
em três etapas. E ainda, o número de hidrogênios ionizáveis indicará o número de 
íons H3O+ formados.
Exemplo:
H2SO4 + H2O ------------- H3O+ + HSO4 1ª etapa – saída do 1º hidrogênio
HSO4 + H2O ------------- H3O+ + SO4 2ª etapa – saída do 2º hidrogênio
 2 H3O+ + SO4 -2
Obs.: Ocorreu a formação de dois íons hidrônios ou hidroxônios (2 H3O+), 
justamente porque o ácido sulfúrico (H2SO4) possui dois hidrogênios ionizáveis.
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
66
Construção da fórmula molecular de um ácido
Formulação Geral = HxA ONDE: H = H
+
 x = NOX de A 
 
não oxigenado
 A = ânion { oxigenado
Obs.: O número de hidrogênios do ácido deriva da carga (nox) do ânion. 
Basta fazer a inversão de cargas de cima para baixo na diagonal. 
Exemplos:
Ácido bromídrico: HBr H+ Br-
Ácido bórico: H3BO3 H+ (BO3)3-
Repare que no ácido bromídrico as cargas se anulam, pois têm o mesmo valor, 
porém, com sinais contrários. Já no ácido bórico a carga do ânion (BO3)3- desceu na 
diagonal, formando três hidrogênios.
3.2 CLASSIFICAÇÃO
Os ácidos podem ser classificados através de alguns critérios citados a 
seguir:
3.2.1 Quanto ao número de elementos diferentes
• Binários: são ácidos que apresentam dois elementos diferentes. Exemplo: HI 
(ácido iodídrico). 
• Ternários: são ácidos que apresentam três elementos diferentes. Exemplo: HCN 
(ácido cianídrico).
• Quaternários: são ácidos que apresentam quatro elementos diferentes. Exemplo: 
HSCN (ácido tiocianídrico).
TÓPICO 1 | ÁCIDOS
67
3.2.2 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
• Monoácidos: são ácidos que apresentam apenas um hidrogênio ionizável.
 Exemplo: HNO2 (ácido nitroso); H3PO2 (ácido hipofosforoso, este ácido é uma 
exceção, pois só ioniza um hidrogênio em água).
• Diácidos: são ácidos que apresentam dois hidrogênios ionizáveis.
 Exemplo: H2SO3 (ácido sulfuroso), H3PO3 (ácido fosforoso, este ácido é uma 
exceção, pois só ioniza dois hidrogênios em água).
• Triácidos: são ácidos que apresentam três hidrogênios ionizáveis.
 Exemplo: H3BO3 (ácido brômico); H3PO4 (ácido fosfórico).
• Tetrácidos: são ácidos que apresentam quatro hidrogênios ionizáveis. 
 Exemplo: H4SiO4 (ácido silícico) 
3.2.3 Quanto à presença de oxigênio
• Hidrácidos: ácidos que não possuem oxigênio na molécula. 
 Exemplo: HF (ácido fluorídrico).
• Oxiácidos: ácidos que possuem oxigênio na molécula. 
 Exemplo: H2SO4 (ácido sulfúrico).
3.2.4 Quanto à força
A força dos ácidos está relacionada com o grau de ionização (α). Assunto 
já visto anteriormente.
No geral, seguimos a regra descrita abaixo, porém a maneira de se determinar 
a força dos hidrácidos difere dos oxiácidos:
• Ácidos Fortes – α > 50%
• Ácidos Moderados – 5% ≤ α ≤ 50% 
• Ácidos Fracos – α < 5%
Força dos oxiácidos:
Para determinar a força dos oxiácidos usaremos a fórmula Y- X, onde:
Y = número de oxigênios e X = número de hidrogênios.
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
68
Quando:
Y – X = 3 - oxiácido muito forte
Y – X = 2 – oxiácido forte
Y – X = 1 – oxiácido moderado
Y – X = 0 – oxiácido fraco
Exemplo: H3PO4 ----- Y – X ---- 4 – 3 = 1 ---- oxiácido moderado
Muitas vezes a força dos ácidos, quanto ao grau de ionização, não influencia 
diretamente outras propriedades químicas, como, por exemplo, a corrosão, a toxicidade de 
inalação etc.
Veja alguns exemplos:
• O ácido cianídrico (HCN) apresenta um α = 0,008%, que o classifica como fraco, 
contudo, quando o seu gás é inalado, causa a morte em pouco tempo. É um 
ácido muito usado nas câmaras de gás aplicadas à pena de morte.
• O ácido sulfúrico (H2SO4) apresenta um α = 61%, que o classifica como um ácido 
forte, porém é extremamente corrosivo.
• O ácido sulfídrico (H2S) apresenta um α = 0,08%, que o classifica como fraco, 
porém o seu gás libera um odor desagradável (“ovo podre”), que pode ser 
sentido nos esgotos, pois é um produto formado a partir da decomposição da 
matéria orgânica. A inalação do ácido sulfídrico na forma de gás pode levar à 
morte de forma tão rápida quanto o ácido cianídrico.
Força dos hidrácidos:
Devido aos valores do grau de ionização (α) de cada hidrácido, a definição 
das forças pode assim ser resumida:
a) Hidrácidos fortes: HCl, HBr e HI.
b) Hidrácido moderado: HF.
c) Hidrácidos fracos: os demais HCN, HSCN, H2S e etc.
IMPORTANT
E
TÓPICO 1 | ÁCIDOS
69
3.3 NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS
a) Nomenclatura dos Hidrácidos
Caro acadêmico, para nomear os hidrácidos basta seguir a regra abaixo:
Ácido + nome do ânion + a terminação: ídrico
Exemplos: 
HBr – Ácido + brometo + terminação: ídrico =
Ácido bromídrico.
H2S - Ácido + sulfeto + terminação: ídrico =
Ácido Sulfídrico
Note que na nomenclatura todos os hidrácidos apresentam a terminação ídrico.
b) Nomenclatura dos Oxiácidos
Caro acadêmico, para nomear os oxiácidos basta seguir a regra abaixo:
Ácido + nome do ânion + a terminação: ico para o maior ânion
+ a terminação: oso para o menor ânion
Exemplos: 
H2SO4 – Ácido + sulfato + a terminação: ico =
Ácido sulfúrico
H2SO3 – Ácido + sulfito+ a terminação: oso =
Ácido sulfuroso
Para definir o maior e o menor ânion, deve-se observar o número de 
oxigênios. O ânion que apresentar um número maior de oxigênio será o maior. 
Assim como o ânion que apresentar um número menor de oxigênio será o menor.
ATENCAO
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
70
Caro acadêmico, consulte sua tabela de ânions para verificar os ânions e suas 
variações quanto ao número de oxigênios.
Ainda em relação à nomenclatura, caso o nome do ânion iniciar com o prefixo 
“Per” o sufixo será: ico. Caso iniciar com o prefixo “Hipo” o sufixo será: oso.
Exemplos: 
HClO4 – Ácido perclorato – Ácido perclórico
HClO – Ácido hipoclorito – Ácido hipocloroso
Obs.: Quando o ânion for fixo, ou seja, não apresentar variação quanto ao 
número de oxigênios, usa-se a terminação ico.
Exemplos:
H2CO3 - Ácido Carbônico
H3BO3 - Ácido Bórico
Verifique a terminação dos nomes dos ânions em sua tabela e saiba qual a 
terminação utilizar na nomenclatura do respectivo ácido.
Terminação nome Terminação nome
dos ânions: dos ácidos:
ato ............................................................. ico
ito .............................................................. oso
eto ............................................................. ídricoCaro acadêmico, para complementar seu estudo sobre a aplicação do pH, 
segue abaixo um experimento. Boa prática!
NOTA
DICAS
TÓPICO 1 | ÁCIDOS
71
EXPERIMENTO: Indicador Ácido-Base de repolho roxo
Os indicadores ácido-base são substâncias que mudam de cor, informando 
se o meio está ácido ou básico. Existem indicadores sintéticos, como a fenolftaleína, 
o azul de bromotimol, o papel de tornassol e o alaranjado de metila. Porém, 
existem também algumas substâncias presentes em vegetais que funcionam como 
indicadores ácido-base naturais. Geralmente, essas substâncias estão presentes em 
frutas, verduras, folhas e flores bem coloridas. Alguns exemplos são a beterraba, 
a jabuticaba, a uva, amoras, folhas vermelhas, entre outras.
Aqui aprenderemos a fazer um indicador ácido-base com repolho roxo 
e veremos como ele muda de cor à medida que alteramos o pH do meio através 
de alguns produtos que usamos no dia a dia.
Materiais e reagentes:
• repolho roxo;
• água
• liquidificador;
• coador;
• 11 copos transparentes ou béqueres;
• caneta e etiquetas para enumerar os copos;
• limão;
• vinagre;
• bicarbonato de sódio;
• sabão em pó;
• água sanitária;
• detergente;
• açúcar;
• leite;
• sal amoníaco;
• soda cáustica (tome muito cuidado ao manipulá-la e sempre use luvas, pois 
a soda cáustica é corrosiva, podendo causar queimaduras graves na pele).
Procedimento experimental:
• Bata 1 folha de repolho roxo com 1 litro de água no liquidificador;
• Coe esse suco, pois o filtrado será o nosso indicador ácido-base natural (se 
não for usar o extrato de repolho roxo na hora, guarde-o na geladeira, pois 
ele decompõe-se muito rápido);
• Enumere cada um dos copos;
• Coloque o extrato de repolho roxo nos 11 copos;
• Acrescente nos copos 2 a 11 as seguintes substâncias, na respectiva ordem: 
soda cáustica, água sanitária, sabão em pó, bicarbonato de sódio, sal 
amoníaco, açúcar, leite, detergente, vinagre e limão.
• Observe as cores das soluções.
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
72
Soluções com extrato de repolho roxo funcionando como indicador de 
pH*
Assim, no experimento realizado, as cores observadas devem ser 
parecidas com as mostradas a seguir:
Resultados e Discussão:
As substâncias presentes nas folhas de repolho roxo que o fazem mudar 
de cor em ácidos e bases são as antocianinas. Esse indicador está presente na 
seiva de muitos vegetais, tais como uvas, jabuticabas, amoras, beterrabas, bem 
como em folhas vermelhas e flores de pétalas coloridas, como as flores de azaleia 
e quaresmeira. As antocianinas são responsáveis pela coloração rosa, laranja, 
vermelha, violeta e azul da maioria das flores.
Em água (pH neutro = 7), esse indicador tem coloração roxa, mas conforme 
a imagem a seguir mostra, ele muda de vermelho em solução ácida (pH < 7) 
para púrpura e depois verde em solução básica (pH > 7). No caso da solução ser 
fortemente básica, ele torna-se amarelo:
TÓPICO 1 | ÁCIDOS
73
Resultado de experimento com indicador de repolho roxo em soluções 
ácidas e básicas
Observe que, geralmente, os produtos de limpeza são básicos. A soda 
cáustica, por exemplo, é a base hidróxido de sódio (NaOH). Em contrapartida, 
muitos alimentos possuem caráter ácido, como é o caso do vinagre, que é 
composto pelo ácido acético, e o limão, que possui ácido cítrico e ácido ascórbico 
(vitamina C), tendo um pH muito baixo (pH do limão = 2). Já o açúcar e o leite 
possuem pH próximo ao básico.
FONTE: FOGAÇA, J. Disponível em: <http://manualdaquimica.uol.com.br/experimentos-quimica/
indicador-acido-base-com-repolho-roxo.htm.>. Acesso em: 29 jan. 2016. 
74
RESUMO DO TÓPICO 1
Com este tópico você aprendeu que:
• Os ácidos são compostos moleculares que possuem um único cátion, H+.
• Os ácidos sofrem ionização em água, gerando um único íon positivo, o H3O+.
 
• Os ácidos são classificados, quanto ao número de elementos, em binários, 
ternários e quaternários.
• Os ácidos são classificados quanto ao número de hidrogênios ionizáveis em: 
monoácidos, diácidos, triácidos e tetrácidos.
• Os ácidos são classificados quanto à presença de oxigênio em: hidrácidos ou 
oxiácidos.
• Os ácidos são classificados quanto à força, devido ao grau de ionização, em: 
fracos, moderados ou fortes.
• Os hidrácidos recebem nomenclaturas distintas das dos oxiácidos.
75
AUTOATIVIDADE
Através desta autoatividade, coloque em prática e fixe tudo o que você 
aprendeu sobre os ácidos.
1 Realize a nomenclatura dos ácidos a seguir:
a) HF:
b) HNO3 : 
2 Monte a fórmula molecular dos seguintes ácidos:
a) ácido tiociânico: 
b) ácido sulfuroso: 
3 Com relação à força, classifique os ácidos abaixo:
a) HCl (α = 92%): 
b) HCN ( α = 0,008%): 
 4 O sulfato de hidrogênio (H2SO4) é um líquido incolor, oleoso e 
solúvel em água, formado da solução aquosa denominada de 
ácido sulfúrico. Esse ácido é muito importante em todos os setores 
da química e, por isso, é fabricado em grandes quantidades. Um 
dos indicadores do desenvolvimento econômico de um país é o consumo desse 
ácido.
 Ele é usado, por exemplo, na fabricação de fertilizantes, velas, explosivos, 
corantes e baterias de automóveis.
 Quando concentrado é um poderoso oxidante e desidratante; açúcares, 
algodão, papel, madeira e tecidos podem ser destruídos por sua ação 
desidratante. Como esse ácido é classificado com relação ao número de 
hidrogênios ionizáveis, quanto à presença de oxigênio e força?
76
77
TÓPICO 2
BASES OU HIDRÓXIDOS
UNIDADE 2
1 INTRODUÇÃO
As bases ou hidróxidos são funções inorgânicas que apresentam pH básico 
ou alcalino, ou seja, na escala de pH possuem valores acima de oito, são corrosivas, 
e apresentam sabor adstringente ou cáustico, como as bananas verdes, caqui, caju. 
Ao tato, as bases ou hidróxidos são escorregadias, ensaboadas. 
 As bases são formadas por um cátion qualquer menos o H+, e o único ânion 
monovalente, a hidroxila ou hidróxido (OH-).
Os metais alcalinos (1A), metais alcalinos terrosos (2A) e os outros metais da 
Tabela Periódica, como os metais de transição (grupo B), aparecem como os cátions 
das bases ou hidróxidos, ou seja, o primeiro elemento da fórmula molecular.
Para montar a fórmula molecular de uma base ou hidróxido basta colocar a 
carga (nox) do cátion após a hidroxila (OH-). Obedecendo à mesma regra já utilizada 
para os ácidos: a soma total das cargas deve ser nula.
Exemplo: Na+1 -----------NaOH,
Ca+2 ------------------Ca (OH)2,
Al+3 ------------ Al (OH)3 ,
Pb+4 ----------- Pb (OH)4 ,etc.
Observe que quando a fórmula molecular terminar com OH-, o composto é uma 
base ou hidróxido!
ATENCAO
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
78
Os indicadores ácido/base são substâncias que apresentam a propriedade 
de mudar de cor em presença de meio ácido ou básico. A fenolftaleína, por exemplo, 
é um indicador que em meio ácido permanece incolor e em meio básico ou alcalino 
apresenta coloração vermelha, rósea ou violácea.
A maioria dos indicadores usados em laboratório é artifi cial; porém alguns 
são encontrados na natureza, como o tornassol, que é extraído de certos líquens. 
No nosso dia a dia encontramos esses indicadores presentes em várias espécies: 
no repolho roxo, na beterraba, nas pétalas de rosas vermelhas, no chá-mate, nas 
amoras etc., sendo que sua extração é bastante fácil. A maceração de uma folha 
de repolho roxo, seguida de sua diluição com água, permite obter uma solução 
roxa que mudará de cor tanto na presença de um ácido como na de uma base. 
(USBERCO; SALVADOR, 1999)
QUADRO 13 - INDICADORES ÁCIDO/BASE MAIS UTILIZADOS EM EXPERIMENTOS 
QUÍMICOS
Indicador Ácido Base
Tornassol Rosa Azul
Fenolftaleína Incolor Vermelho
Alaranjado de metila Vermelho Amarelo
Azul de bromotimol Amarelo Azul
FONTE: A autora 
2 DEFINIÇÃO DAS BASES OU HIDRÓXIDOS SEGUNDO 
ARRHENIUS
“Bases são compostos iônicos, que quando em água sofrem dissociação 
iônica, gerando um único íon negativo, o OH- (hidroxila ou hidróxido)”. 
• A dissociação iônica ocorre quando uma base ou hidróxido entra em contato coma água e ocorre a separação dos íons, os cátions e os ânions.
Exemplo:
Ca (OH)2(s) + H2O(l) Ca+2(aq) + 2OH-(l) (aq)
Dissociação do cátion 
Ca+2 e do ânion 2 OH-.
TÓPICO 2 | BASES OU HIDRÓXIDOS
79
2.1 CLASSIFICAÇÃO DAS BASES OU HIDRÓXIDOS
2.1.1 Quanto ao número de hidroxilas (oh-1)
• Monobases: apresentam apenas uma hidroxila em sua fórmula molecular. 
Exemplo: NaOH, LiOH, KOH. 
• Dibases: apresentam duas hidroxilas em sua fórmula molecular. Exemplo: 
Ca(OH)2,, Mg (OH)2, Fe(OH)2 .
• Tribases: apresentam três hidroxilas em sua fórmula molecular. Exemplo: 
B(OH)3 , Al(OH)3.
• Tetrabases: apresentam quatro hidroxilas em sua fórmula molecular. Exemplo: 
Pb(OH)4 .
2.1.2 Quanto à solubilidade em água
• Solúveis: O hidróxido de amônio (NH4OH), hidróxidos de metais alcalinos 
(1A). Exemplo: RbOH.
• Pouco solúveis: Os hidróxidos dos metais alcalinos-terrosos (2A), com exceção 
do Mg. Exemplo: Ba(OH)2.
• Insolúveis: Os hidróxidos de outros metais. Exemplo: Pb(OH)2.
2.1.3 Quanto à força
Caro acadêmico, a força das bases está relacionada ao grau de dissociação 
iônica (α), que é a separação do cátion e ânion em água, porém utilizaremos uma 
regra prática para definir essa classificação.
• Bases fortes: formadas por cátions das famílias dos metais alcalinos (1A) e 
metais alcalinos terrosos (2A).
 Exemplo: NaOH, KOH, Ca(OH)2 e Ba(OH)2.
• Bases fracas: as demais e o hidróxido de amônio.
 Exemplo: Al (OH)3 Fe(OH)2 e NH4OH.
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
80
Caro acadêmico, para que você possa aprofundar seus conhecimentos, seguem 
abaixo algumas informações sobre as bases mais comuns em nosso cotidiano:
Hidróxido de sódio:
1. Fórmula: NaOH.
2. Fontes: ele é produzido por meio da eletrólise (passagem de corrente elétrica através da 
solução com separação de seus íons) de uma solução de sal de cozinha (cloreto de sódio) e 
água:
2 NaCl + 2 H
2
O → 2 NaOH + H
2
 + Cl
2
3. Aplicações: é comercialmente conhecido como soda cáustica e é utilizado na purificação de 
óleos vegetais, de derivados do petróleo, na fabricação de papel, celulose, tecidos, corantes e 
produtos para desentupir pias. A sua aplicação mais importante é na fabricação de sabão, sendo 
misturada com gorduras ou óleos, sob aquecimento:
Óleo ou gordura + NaOH → sabão + glicerina
FIGURA 32 - HIDRÓXIDO DE SÓDIO (SODA CÁUSTICA), 
QUE MISTURADA COM ÓLEOS OU GORDURAS ORIGINA O 
SABÃO
FONTE: Disponível em: <http://alunosonline.uol.com.br/
quimica/bases-mais-comuns-no-cotidiano.html.>. Acesso 
em: 03 fev. 2016.
Hidróxido de cálcio:
1. Fórmula: Ca(OH)
2
.
2. Fontes: é obtido por meio da hidratação da cal viva ou cal virgem, que é o óxido de cálcio 
(CaO):
CaO +H
2
O → Ca(OH)
2
3. Aplicações: conhecido comercialmente por vários nomes, como cal extinta, cal hidratada, 
cal extinta ou cal apagada. Quando esse sólido branco é misturado com água, é denominado 
DICAS
TÓPICO 2 | BASES OU HIDRÓXIDOS
81
água de cal e é usado principalmente em pinturas do tipo caiação, na produção de argamassa 
para construções, para diminuir a acidez do solo, em tratamentos odontológicos, como 
inseticida, como fungicida e no tratamento de água e esgotos.
FIGURA 33 - CA(OH)
2
 SENDO UTILIZADA NA PRODUÇÃO DE 
ARGAMASSA E CAL
FONTE: Disponível em: <http://alunosonline.uol.com.br/quimica/
bases-mais-comuns-no-cotidiano.html.>. Acesso em: 03 fev. 2016.
Hidróxido de magnésio:
1. Fórmula: Mg(OH)
2
.
2. Fontes: pode ser encontrado naturalmente sob a forma do mineral brucita e também 
pode ser obtido por meio da decomposição térmica da magnesita e reação com vapor de 
água.
3. Aplicações: quando misturado com água, ele dá origem ao leite de magnésia, usado como 
antiácido estomacal em pequenas quantidades. Em grandes quantidades, ele é utilizado 
como laxante. Também pode ser usado como desodorante, pois ele torna o meio básico, 
diminuindo a proliferação das bactérias responsáveis pelo cheiro desagradável do suor, que 
se desenvolvem em meio ácido.
Hidróxido de amônio:
Fórmula: NH
4
OH (Observação: na verdade, essa solução não existe isolada, mas existem os 
íons NH
4
+ e OH- em solução. Veja o próximo item.)
Fontes: na realidade, o que acontece é que quando se mistura a amônia (NH
3
) com a água 
(H
2
O), suas moléculas reagem formando os íons NH
4
+ e OH-.
Portanto, para se obter essa solução, basta borbulhar a amônia, que é um gás, em água, 
ocorrendo as seguintes reações:
NH
3
 + H
2
O → NH
3
 . H
2
O → NH
4
+ + OH-
Já a amônia é obtida pela síntese direta conhecida como processo de Haber-Bosch:
N
2
 + 3 H
2
 → 2 NH
3
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
82
3. Aplicações: Usado para produzir ácido nítrico, fertilizantes agrícolas, explosivos, amaciantes 
de roupas, tintas e alisantes de cabelos, desinfetantes, além de ser usado em limpeza 
doméstica, na produção de compostos orgânicos e em sistemas de refrigeração.
FIGURA 34 - UTILIZAÇÃO NA FABRICAÇÃO DE FERTILIZANTES 
AGRÍCOLAS
FONTE: Disponível em: <http://alunosonline.uol.com.br/quimica/bases-
mais-comuns-no-cotidiano.html.>. Acesso em: 03 fev. 2016.
3 NOMENCLATURA DAS BASES OU HIDRÓXIDOS
Quando o cátion, primeiro elemento, apresentar nox (carga) fixa, a regra de 
nomenclatura é:
Hidróxido de ……………………………
 Nome do cátion
Exemplos:
LiOH - Hidróxido de lítio
NaOH - Hidróxido de sódio
NH3OH - Hidróxido de amônia
Quando o cátion, primeiro elemento, apresentar nox (carga) variável, usa-se 
a terminação ico para o maior (carga maior) e oso para o menor (carga menor). E 
ainda, indica-se a numeração do nox (carga) em algarismos romanos.
Exemplos:
CuOH – Hidróxido Cuproso ou de Cu I
Cu (OH)2 – Hidróxido Cúprico ou de Cu II
 
TÓPICO 2 | BASES OU HIDRÓXIDOS
83
Obs.: em relação aos ácidos que possuem sabor azedo, a maior parte é solúvel 
em água, são moleculares e só conduzem corrente elétrica em solução aquosa; as 
bases apresentam sabor cáustico ou adstringente, a maior parte é insolúvel em 
água, são iônicas ou moleculares e conduzem corrente elétrica em água e no estado 
fundido. Ao juntarmos um ácido e uma base ocorrerá uma reação de neutralização, 
também chamada de reação de salinificação, que irá gerar como produtos um sal 
e água. Os sais são as próximas funções inorgânicas que iremos estudar.
84
RESUMO DO TÓPICO 2
Com este tópico você aprendeu que:
• As bases ou hidróxidos são compostos que, ao se dissociarem em água, fornecem 
o único ânion hidroxila ou hidróxido (OH-).
• As bases podem ser classificadas quanto ao número de hidroxilas: em monobases, 
dibases, tribases ou tetrabases.
• As bases podem ser solúveis em água, pouco solúveis ou insolúveis.
• As bases podem ser: fortes ou fracas. 
• Os indicadores ácido-base são usados para identificar o pH ácido ou básico de 
uma solução.
85
AUTOATIVIDADE
1 Dê a nomenclatura para as seguintes bases:
a) Ca(OH)2 : 
b) Fe(HO)3 : 
2 Monte as fórmulas moleculares das bases a seguir:
a) Hidróxido de alumínio: 
b) Hidróxido de rubídio: 
3 Usando os cátions a seguir, monte as fórmulas moleculares e 
nomeie as respectivas bases:
a) Au+ : 
b) Sn4+ : 
86
87
TÓPICO 3
SAIS
UNIDADE 2
1 INTRODUÇÃO
Caro acadêmico, os sais são funções inorgânicas (compostos), muito 
frequentes em nosso dia a dia. Eles podem ser encontrados nos alimentos, pela 
função de realçar o sabor, como conservantes e, ainda, como um dos ingredientes 
fundamentais de vários produtos, tais como em xampus, pastas dentais etc. 
O bicarbonato de sódio (NaHCO3), por exemplo, é um sal muito utilizado em 
limpezas dentárias.
Os sais são higroscópicos, ou seja, absorvem a umidade do ambiente. Por esse 
motivo, devem ser guardados em recipientes fechados, caso contrário eles se encontrarão 
“molhados”.
2 DEFINIÇÃO E COMPOSIÇÃO DOS SAIS
Os sais são compostos iônicos formados com um cátion qualquer, menos 
o hidrogênio (H+), e por um ânion qualquer menos a hidroxila (OH-). Lembre-se, 
para montar a fórmula molecular deve-se descer no sentido inverso às cargas do 
cátion e do ânion.Exemplos: 
 Na+1 + Cl-1  NaCl
Ca2+ + (NO3)-1  Ca(NO3)2
Ca2+ + (PO4)-3  Ca3(PO4)2
DICAS
88
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
3 REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO
Os sais são gerados a partir da reação de neutralização entre um ácido e 
uma base, que formará como produto um sal e água. As reações de neutralização 
podem ser: neutralização total ou neutralização parcial.
ÁCIDO + BASE  SAL + ÁGUA
3.1 REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO TOTAL E PARCIAL
Quando o número de hidrogênio (H+) do ácido for igual ao número de 
hidroxilas (OH-) da base tem-se um sal normal ou neutro, neste caso temos uma 
reação de neutralização total. Quando o número de hidrogênio (H+) do ácido for 
superior ao número de hidroxilas (OH-) da base, o sal será ácido ou hidrogenossal; 
se o número de hidroxila (OH-) da base for superior ao número de hidrogênio (H+) 
do ácido, o sal será básico ou alcalino, também chamado de hidróxissal, nesses 
casos temos reações de neutralização parcial. 
Veja na figura abaixo a reação de neutralização entre o ácido clorídrico e o 
hidróxido de sódio. Como o número de hidrogênio do ácido é igual ao número de 
hidroxila da base, temos uma reação de neutralização total, assim, forma-se um sal 
normal ou neutro, nesse caso, o cloreto de sódio, conhecido como sal de cozinha, 
e água.
FIGURA 35 - REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO DO HCL E NAOH GERANDO O 
NACL E H
2
O
FONTE: Disponível em: <https://upload.wikimedia.org/
math/7/1/2/7121b5f34cfd59df566c8989a36c72dc.png.>. Acesso em: 1 fev. 
2016.
Outros exemplos: Nas duas reações a seguir temos exemplos de reações de 
neutralização parcial. Há formação de um sal ácido ou hidrogenossal, e de um sal 
básico ou hidróxissal.
TÓPICO 3 | SAIS
89
FIGURA 36 - REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÕES PARCIAIS
FONTE: Disponível em: <http://image.slidesharecdn.com/acidosbasessais-
130130105340-phpapp02/95/acidos-bases-sais-29-638.jpg?cb=1359543284.>. 
Acesso em: 1 fev. 2016.
4 NOMENCLATURA DOS SAIS
Para realizarmos a nomenclatura dos sais normais ou neutros devemos 
utilizar a seguinte regra:
Nome do ânion + Nome do cátion
Exemplos:
KCl – Cloreto de potássio
CaNO3 – Nitrato de cálcio
Na3PO4 – Fosfato de sódio
Obs.: Caso o cátion tenha carga (nox) variável, usa-se sufixo (terminação) 
ico para o maior e o sufixo (terminação) oso para o menor. E ainda, indica-se o 
valor do nox (carga) em algarismos romanos. Para verificar a variação do nox dos 
cátions, basta consultar sua tabela de cátions e ânions.
Exemplos:
CuCl - Cloreto cuproso ou de Cu I
CuCl2 - Cloreto cúprico ou de Cu II
• Nomenclatura dos sais ácidos (hidrogenossais)
90
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
Para realizar a nomenclatura dos sais ácidos (hidrogenossais) mantemos a 
regra geral: nome do ânion + nome do cátion, porém adiciona-se o infixo ácido ou 
hidrogeno à nomenclatura.
Exemplo: NaH2PO4 - Ortofosfato diácido de sódio ou
Di-hidrogeno-ortofosfato de sódio
Obs.: o prefixo “di” foi utilizado para indicar a quantidade de hidrogênios 
na fórmula molecular do sal, que nesse caso são dois.
• Nomenclatura dos sais básicos ou alcalinos (hidróxissais)
Para realizar a nomenclatura dos sais básicos (hidróxissais) mantemos a 
regra geral: nome do ânion + nome do cátion, porém adiciona-se o infixo básico ou 
hidróxi à nomenclatura.
Exemplo: Al(OH)Cl2 - Cloreto monobásico de alumínio
Monohidróxi cloreto de alumínio.
Obs.: o prefixo “mono” foi utilizado para indicar a quantidade de hidroxilas 
na fórmula molecular do sal, que nesse caso é apenas uma.
5 PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS DOS SAIS
Os sais em sua maioria são sólidos, cristalinos, com sabor “salgado” e 
apresentam altos pontos de fusão e ebulição. 
São compostos iônicos, ou seja, formados por íons, cátions e ânions, e, desta 
forma, conduzem corrente elétrica quando em solução aquosa.
Os sais também podem ser classificados em solúveis ou insolúveis em 
água, conforme sua composição molecular. Veja no quadro a solubilidade dos sais 
em água, formados pelos cátions e ânions citados abaixo:
QUADRO 14 - SOLUBILIDADE DOS SAIS EM H
2
O
Ânions Solúveis Sais formados insolúveis
 Nitratos (NO3-)
 Acetatos (CH3 –COO-)
 Cloretos (Cℓ-)
 Brometos (Br-)
 AgCℓ, PbCℓ2, Hg2Cℓ2
 AgBr, PbBr2.Hg2Br2
 Iodetos (I-) AgI, PbI2, Hg2I2, BiI2
 Sulfatos (SO42-) CaSO4, SrSO4, BaSO4, PbSO4
TÓPICO 3 | SAIS
91
Ânions Solúveis Sais formados insolúveis
 Nitratos (NO3-)
 Acetatos (CH3 –COO-)
 Cloretos (Cℓ-)
 Brometos (Br-)
 AgCℓ, PbCℓ2, Hg2Cℓ2
 AgBr, PbBr2.Hg2Br2
 Iodetos (I-) AgI, PbI2, Hg2I2, BiI2
 Sulfatos (SO42-) CaSO4, SrSO4, BaSO4, PbSO4
 Sais de metais alcalinos e amônio
 Cátions Solúveis 
 Sulfetos (S2-) Metais alcalinos, alcalinos-terrosos 
e amônio
 Hidróxidos (OH-) Metais alcalinos, alcalinos-terrosos 
e amônio
 Carbonatos (CO32-) Metais alcalinos e amônio
 Fosfatos (PO43-) Metais alcalinos e amônio
 Sais não citados Metais alcalinos e amônio
FONTE: A autora 
• SAIS HIDRATADOS
Certos sais sofrem o processo de cristalização em presença de água, esta que 
é definida como água de cristalização ou água de hidratação. Os sais que cristalizam 
são chamados de sais hidratados ou hidratos. 
Exemplo:
CuSO4. 5 H2O - Sulfato Cúprico ou de cobre II penta-hidratado
Obs.: repare que a nomenclatura do sal carrega a quantidade de moléculas 
de água de hidratação, que neste caso são cinco.
6 SAIS DUPLOS OU MISTOS
São sais que apresentam em sua composição molecular dois cátions ou dois 
ânions.
Exemplos:
KNaSO4 = Sulfato duplo de sódio e potássio ou sulfato de sódio e potássio.
 
Obs.: Neste caso temos um sal duplo ou misto quanto aos cátions, o sódio 
e o potássio.
CaBrCl = Cloreto brometo de cálcio.
 
Obs.: Neste caso temos um sal duplo ou misto quanto aos ânions, o cloreto 
e o brometo.
92
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
Obs.: Neste caso temos um sal duplo ou misto quanto aos ânions, o cloreto 
e o brometo.
Você sabia que os sais minerais são elementos químicos únicos que estão 
envolvidos em vários processos do organismo? Se você tem uma dieta variada, deverá obter 
todos os sais minerais que precisa. Diferentemente das vitaminas, os sais minerais não se 
deterioram durante o armazenamento ou preparo, portanto sua deficiência é rara, exceto em 
indivíduos com alimentação intravenosa ou certas doenças. Uma exceção é a deficiência de 
ferro, que normalmente é resultado de perda de sangue ou pode se desenvolver em vegetarianos 
estritos. Seu corpo é capaz de se adaptar para utilizar o máximo de seus suprimentos de 
sais minerais, por exemplo, a absorção de ferro aumenta se sua dieta for pobre em ferro. 
Este é o motivo pelo qual tomar suplementos de sais minerais pode causar problemas: ao 
sobrecarregar o corpo com um mineral pode-se diminuir a absorção de outro que é absorvido 
no seu corpo pela mesma rota. O sódio, potássio e cromo também são referidos, em solução, 
como eletrólitos. Eles são amplamente distribuídos pelo corpo e têm muitas funções, incluindo 
a de manter seus nervos trabalhando adequadamente. As deficiências e altos níveis destes 
químicos são usualmente causados por problemas no metabolismo da pessoa - por exemplo, 
certas doenças ou a desidratação causada por excesso de vômito. Os eletrólitos estão prontos 
em alimentos animais e vegetais. Outros sais minerais e marcadores utilizados pelo seu corpo 
incluem alumínio, antimônio, boro, bromo, cádmio, lítio, níquel, enxofre e estrôncio. Eles estão 
imediatamente disponíveis em sua dieta e são necessários apenas em pequenas quantidades. 
FONTE: Disponível em: <http://vitaminasesaisminerais.webnode.com.br/vitaminas-e-sais-
minerais/>. Acesso em: 2 fev. 2016.
DICAS
93
RESUMO DO TÓPICO 3
Este tópico permitiu a você aprender que:
• Sais são compostos iônicos formados por um cátion qualquer, menos o hidrogênio,e por um ânion qualquer, menos a hidroxila.
• Os sais podem ser classificados em normais ou neutros, ácidos (hidrogenossais), 
básicos (hiróxissais) e sais duplos.
• As reações de neutralização total dão origem a um sal normal ou neutro.
• Os sais normais ou neutros recebem nomenclatura específica.
• As reações de neutralização parcial dão origem a um sal ácido (hidrogenossal) 
ou um sal básico ou alcalino (hidróxissal).
• Os sais ácidos (hidrogenossais) ou básicos (hidróxissais) recebem nomenclatura 
específica.
• Os sais duplos podem ser classificados em: duplo pelo cátion ou duplo pelo ânion.
94
1 Dê a nomenclatura aos seguintes sais:
a) Na2CO3:
b) LiCl: 
AUTOATIVIDADE
2 Escreva as estruturas dos seguintes sais:
a) Iodeto de potássio: 
b) Nitrato de cálcio: 
3 Monte as reações de neutralização abaixo:
a) LiOH + H2SO4 → 
b) Ba(OH)2 + HCℓ → 
4 Monte a fórmula molecular dos respectivos sais formados:
a) Cu2+ e BO33- :
b) Pb4+ e Cl- : 
95
TÓPICO 4
ÓXIDOS
UNIDADE 2
1 INTRODUÇÃO
Os óxidos são compostos químicos (funções inorgânicas) que nos rodeiam 
diariamente. Muitos dos gases poluentes, liberados pela queima de combustíveis 
fósseis, são óxidos, como, por exemplo, o dióxido de carbono – CO2 (gás carbônico), 
o monóxido de carbono – CO, o dióxido de enxofre – SO2 e etc. A composição de 
muitos materiais também apresenta óxidos, como na areia a presença de óxido de 
silício – SiO, na oxidação dos metais o óxido ferroso (ferrugem), assim como na 
formação da crosta terrestre, das rochas e de outros planetas.
2 DEFINIÇÃO E COMPOSIÇÃO DOS ÓXIDOS
Óxidos
São compostos binários, ou seja, apresentam apenas dois elementos em sua 
composição molecular, onde o oxigênio (O-2) é sempre o segundo elemento e o 
mais eletronegativo.
Composição: 1° elemento com o valor de seu nox (carga) + o oxigênio O-2
A regra da “inversão de cargas” é a mesma para a montagem da fórmula 
molecular de qualquer função inorgânica, como vimos nos capítulos anteriores. 
A carga (nox) do primeiro elemento desce depois do segundo elemento, e a carga 
(nox) do segundo elemento desce depois do primeiro elemento. Veja nos exemplos 
a seguir:
Al+3 O-2  Al2O3
Na+1 O-2  Na2O
Quando os valores das cargas (nox) dos dois elementos forem iguais e de 
sinais opostos, elas se anulam.
Exemplos:
Ca+2 O-2  CaO
Ba+2 O-2  BaO
 
96
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
Quando os valores das cargas (nox) forem múltiplos, deve-se recorrer ao 
método da “simplificação” para se obter os menores índices possíveis. Índices são os 
valores que indicam a quantidade de átomos dos elementos na fórmula molecular, 
o que também é chamado de atomicidade. Observe os exemplos abaixo:
C+4 O-2  C2O4  divide-se tudo por 2  CO2
Pb+4 O-2  Pb2O4  divide-se tudo por 2  PbO2
3 CLASSIFICAÇÃO
Os óxidos podem ser classificados por vários critérios, que veremos a seguir. 
Inicialmente podemos classificá-los quanto ao número de oxigênios presentes em 
sua composição molecular.
a) Monóxidos: apresentam apenas um oxigênio em sua composição molecular.
 Exemplo: CO
b) Dióxidos: apresentam dois oxigênios em sua composição molecular.
 Exemplo: CO2
c) Trióxidos: apresentam três oxigênios em sua composição molecular.
 Exemplo: Al2O3
3.1 ÓXIDOS BÁSICOS
São óxidos que reagem com um ácido formando sal e água ou reagem com 
água, produzindo uma base ou hidróxido.
Exemplos:
Li2O + H2O 2 LiOH
Li2O + 2HBr 2 LiBr + H2O
Os óxidos básicos são compostos por metais alcalinos (família 1A), metais 
alcalinos terrosos (família 2A) e por elementos com número de oxidação (+1; +2 ou 
+3). São compostos iônicos, sólidos que apresentam o único ânion, o oxigênio (O2-), 
com elevados pontos de fusão e de ebulição. Os óxidos dos metais alcalinos (família 
1ª e nox = +1) são solúveis em água, os demais são pouco solúveis.
TÓPICO 4 | ÓXIDOS
97
3.1.1 Óxidos ácidos ou anidridos
São óxidos que reagem com uma base ou hidróxido, produzindo sal e água 
ou reagem com água, produzindo um ácido.
Exemplos:
SO3 + H2O H2SO4
SO3 + 2 KOH K2SO4 + H2O
Os óxidos ácidos são formados geralmente por gases, elementos não 
metálicos ou por elementos metálicos com número de oxidação (carga) elevados.
Exemplos: 
Cr2O3 
Mn2O3 
 Mn2CrO4 
Caro acadêmico, veja no quadro abaixo algumas curiosidades para complementar 
seu conhecimento sobre os óxidos.
QUADRO 15 - INFORMAÇÕES E APLICAÇÕES DE ALGUNS ÓXIDOS
Peróxidos: na indústria são usados como clarificadores (alvejantes) de tecidos, polpa 
de celulose, etc. Para essas utilizações sua concentração é superior a 30% de peróxido 
de hidrogênio. A solução aquosa com concentração de 3% de peróxido de hidrogênio, 
popularmente conhecida como água oxigenada, é usada como antisséptico e algumas 
pessoas a utilizam para a descoloração de pelos e cabelos.
Dióxido de silício: é o óxido mais abundante da crosta terrestre, ele é um dos componentes 
dos cristais, das rochas e da areia.
Óxido de Cálcio (CaO): obtido a partir da decomposição do calcário, é usado na 
agricultura para diminuir a acidez do solo e também na preparação de argamassa na 
construção civil.
Óxido Nitroso (N2O): conhecido como gás hilariante, esse óxido inalado em pequena 
quantidade provoca euforia, mas pode causar sérios problemas de saúde; é utilizado 
como anestésico.
Dióxido de Enxofre (SO2): é usado para a obtenção de ácido sulfúrico e no branqueamento 
de óleos alimentícios, entre outras aplicações. É um dos principais poluentes atmosféricos; 
em dias úmidos, combina-se com o vapor de água da atmosfera e origina a chamada 
chuva ácida.
DICAS
98
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
Monóxido de Carbono (CO): usado para obter certos produtos químicos e na metalurgia 
do aço. É normalmente o principal poluente da atmosfera das zonas urbanas; inalado 
combina com a hemoglobina das hemácias do sangue, neutralizando-as para o transporte 
de gás oxigênio no organismo.
FONTE: Disponível em: <http://www.sobiologia.com.br/conteudos/Oitava_quimica/
funcaoquimica7.php>. Acesso em: 02 fev.2016.
3.2 NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS 
Para realizarmos a nomenclatura dos óxidos devemos ter em mãos a tabela 
de cátions e ânions e seguir as regras citadas abaixo.
Óxido + nome do elemento (quando este apresentar carga (nox) fixa)
Exemplos:
CaO – Óxido de cálcio
Li2O – Óxido de lítio
CO - Óxido de carbono ou monóxido de carbono
Al2O3 – Óxido de alumínio ou trióxido de alumínio
Note que em alguns casos podemos usar a classificação quanto ao número 
de oxigênios na própria nomenclatura.
Caso o elemento (que antecipa o oxigênio) apresentar carga (nox) variável, 
usa-se a terminação ico para o maior e oso para o menor. E ainda, indica-se a 
numeração da carga (nox) em algarismos romanos. Veja os exemplos abaixo:
Exemplos:
PbO – Óxido Plumboso ou de Pb II
PbO2 - Óxido Plúmbico ou de Pb IV
Fe2O3 - Óxido Férrico ou de Fe III
FeO - Óxido Ferroso ou de Fe II
CuO - Óxido Cúprico ou de Cu II
Cu2O - Óxido Cuproso ou de Cu I
TÓPICO 4 | ÓXIDOS
99
Caro acadêmico, perceba que o número que está depois do oxigênio, ou seja, o 
índice ou atomicidade, é exatamente o valor da carga (nox) do primeiro elemento.
3.3 ÓXIDOS ANFÓTEROS
São os óxidos que podem se comportar como óxidos básicos ou como óxidos 
ácidos.
Os óxidos anfóteros geralmente apresentam-se na forma sólida, são 
compostos moleculares e insolúveis em água.
Para identificar os óxidos anfóteros basta atentar em sua composição 
molecular. Podem ser formados por:
• Metais de zinco, alumínio, estanho e chumbo, conforme os exemplos abaixo, 
respectivamente:
ZnO, Al2O3 , SnO , SnO2 , PbO e PbO2
• Semimetais de arsênio e antimônio, conforme os exemplos abaixo, respectivamente:
As2O3 e As2O5 , Sb2O3 e Sb2O5
Exemplos:
ZnO + 2 HCl ZnCl2 + H2O
óxido básico
2 NaOH + ZnO Na2ZnO2 + H2O
óxido ácido
3.4 ÓXIDOS INDIFERENTES OUNEUTROS
São óxidos que não reagem com água, nem com ácidos e nem com bases. Não 
apresentam caráter ácido, nem caráter básico. São compostos gasosos, moleculares 
e são formados por não metais. São óxidos indiferentes ou neutros:
CO (monóxido de carbono), N2O (monóxido nitroso) e 
NO (monóxido nítrico).
NOTA
100
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
3.5 ÓXIDOS DUPLOS, MISTOS OU SALINOS
São óxidos formados a partir de dois outros óxidos, do mesmo elemento 
químico.
Exemplos:
Fe3O4 = FeO + Fe2O3
Pb3O4 = 2 PbO + PbO2
São óxidos iônicos, metálicos e se apresentam no estado sólido.
3.6 PERÓXIDOS
São óxidos que reagem com a água ou com ácidos diluídos, produzindo o 
peróxido de hidrogênio, conhecido como “água oxigenada” (H2O2).
Exemplos:
Na2O2 + 2 H2O 2 NaOH + H2O2
Na2O2 + H2SO4 Na2SO4 + H2O2
A nomenclatura segue as mesmas regras dos óxidos, porém utiliza-se como 
primeiro substantivo a palavra PERÓXIDO.
Exemplos:
Na2O2 - Peróxido de sódio
H2O2 - Peróxido de hidrogênio
Os peróxidos mais encontrados são:
- Peróxido de hidrogênio: H2O2 (quando em solução aquosa chama-se “água 
oxigenada”).
- Peróxidos dos metais alcalinos: Na2O2 , K2O2 (peróxido de potássio) etc.
- Peróxidos dos metais alcalinos terrosos: BaO2 (peróxido de bário).
O H2O2 é um composto líquido molecular (hidrogênio com o não metal 
oxigênio); os demais peróxidos são compostos sólidos iônicos, onde encontramos o 
ânion O22-, de fórmula estrutural - O - O - . O nox (carga) do oxigênio nos peróxidos 
é -1, justamente para zerar a soma de todas as cargas da molécula, como estudamos 
em unidades anteriores.
TÓPICO 4 | ÓXIDOS
101
3.7 POLIÓXIDOS OU SUPERÓXIDOS
São óxidos que reagem com a água ou com ácidos diluídos, produzindo 
peróxido de hidrogênio, “água oxigenada” (H2O2) e oxigênio.
Exemplos:
K2O4 ou KO2 - Polióxido de potássio
K2O4 + 2 H2O 2 KOH + H2O2 + O2 
 K2O4 + H2SO4 K2SO4 + H2O2 + O2 
Os polióxidos são compostos sólidos iônicos, formados pelos cátions de 
metais alcalinos (família 1A) ou de metais alcalinos terrosos (2a) e pelo ânion 
polióxido ( O42- ). O nox (carga) do oxigênio nos polióxidos é - ½, justamente 
para zerar a soma de todas as cargas da molécula, como estudamos em unidades 
anteriores.
Caro acadêmico, repare que nos produtos das reações anteriormente 
representadas há a ocorrência de setas para cima, e isso indica a liberação de gás, que neste 
caso é o gás de oxigênio (O2).
Prezado acadêmico, para facilitar o entendimento de como nomear os ácidos, 
bases, sais e óxidos, é fundamental que você saiba quais são os principais cátions e ânions. 
Você encontrará estas informações na tabela anexa desse caderno de estudos (tabela de 
cátions e ânions).
Caro acadêmico, segue uma reação química muito interessante, envolvendo 
um superóxido, que pode ser realizada em laboratório industrial. Boa leitura!
NOTA
IMPORTANT
E
102
UNIDADE 2 | FUNÇÕES INORGÂNICAS
LEITURA COMPLEMENTAR
Produção de oxigênio a partir de água e superóxido de potássio
Superóxido de potássio, KO2, é utilizado em equipamentos de respiração em sistemas 
fechados para remover o dióxido de carbono e a água do ar exalado. A remoção de água 
gera oxigênio para a respiração pela reação:
O hidróxido de potássio remove o dióxido de carbono do equipamento pela reação:
A massa de superóxido de potássio necessária para gerar 20 g de O2‚ será: (indique 
o inteiro mais próximo)
Dados - Pesos Moleculares
 K (Potássio) = 39 g/mol
 H (Hidrogênio) = 1 g/mol
 O (Oxigênio) = 16 g/mol
Resolução
Por fim, vamos calcular a massa de KO2 necessária para produzir os 20g de O2, como 
representado a seguir.
TÓPICO 4 | ÓXIDOS
103
Portanto, são necessárias 59g de KO2 para produzir os 20g de O2.
FONTE: Disponível em: <http://www.quimicalegal.com/producao-de-oxigenio-a-partir-de-agua-e-
superoxido-de-potassio/>. Acesso em: 2 fev.2016.
104
RESUMO DO TÓPICO 4
Este tópico permitiu a você aprender que:
• A química inorgânica é a parte da química que estuda os compostos do reino 
mineral, ou seja, não são constituídos por compostos do carbono, salvo algumas 
exceções.
• Função química é o conjunto dos compostos que apresentam propriedades 
químicas semelhantes.
• Os ácidos, as bases ou hidróxidos, os sais e os óxidos são as funções da química 
inorgânica.
• Óxidos são compostos binários que possuem o oxigênio como o elemento mais 
eletronegativo.
• Os óxidos são classificados em: óxidos ácidos, óxidos básicos, óxidos indiferentes, 
óxidos anfóteros, óxidos duplos, peróxidos e polióxidos.
105
1 Realize a nomenclatura dos óxidos a seguir:
a) Li2O:
b) Ag2O :
c) PbO: 
AUTOATIVIDADE
2 Monte as fórmulas moleculares para os seguintes óxidos:
a) óxido plúmbico: 
b) óxido auroso: 
3 Relacione a primeira coluna de acordo com a segunda:
(1) sal ( ) Al2O3
(2) base ( ) H3PO4
(3) óxido ( ) K2SO4
(4) ácido ( ) NH3OH
4 Indique a função química a que pertence cada uma dessas 
substâncias:
a) Hidróxido de potássio: 
b) Monóxido de cálcio: 
106
107
UNIDADE 3
FÍSICO-QUÍMICA
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
PLANO DE ESTUDOS
A partir desta unidade você será capaz de:
• reconhecer uma reação química;
• classificar as reações químicas; 
• identificar as condições de ocorrência de uma reação química;
• reconhecer aplicações das reações químicas.
• definir uma grandeza a partir da comparação de um padrão preestabele-
cido;
• diferenciar o conceito de massa atômica de um átomo e de um elemento, 
bem como o conceito de massa molecular e volume molar;
• entender o conceito de mol;
• resolver problemas envolvendo cálculos estequiométricos;
• diferenciar dispersões, coloides e soluções, e as principais diferenças entre 
elas;
• classificar as soluções em diluídas, concentradas, saturadas, insaturadas e 
supersaturadas.
• calcular as concentrações das soluções e interpretar suas unidades de me-
dida;
• relacionar os conhecimentos adquiridos com situações do seu cotidiano.
Essa unidade de ensino engloba quatro tópicos e, ao final desses tópicos, 
você encontrará as autoatividades que irão contribuir para a compreensão e 
fixação dos conteúdos estudados.
TÓPICO 1 – REAÇÕES QUÍMICAS
TÓPICO 2 – GRANDEZAS QUÍMICAS
TÓPICO 3 – DISPERSÕES
TÓPICO 4 – DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E MISTURA DE SOLUÇÕES
108
109
TÓPICO 1
REAÇÕES QUÍMICAS
UNIDADE 3
1 INTRODUÇÃO
Olá, caro acadêmico, seja bem-vindo à Unidade 3 do nosso caderno de estudos 
de Química Geral. Neste momento iremos estudar as reações químicas, um tema 
sempre presente em nossas vidas e de extrema importância. Desde a concepção até 
o nosso nascimento, milhares de reações químicas ocorrem, e elas permanecerão 
ocorrendo até a nossa morte, ou melhor, após ela também. Interessante, não? Convido 
você a iniciar este profundo estudo. Boa leitura!
O conceito de reação química está associado à ideia de transformação 
química, ou seja, à produção de novas substâncias em decorrência do rearranjo 
dos átomos que formavam as substâncias que deixaram de existir. Na vida diária 
formam-se constantemente novas substâncias, dizemos que ocorreu um fenômeno 
químico. (SARDELLA; FALCONE, 2005) 
Neste sentido, é importante definirmos os fenômenos físicos e os fenômenos 
químicos.
Fenômenos Físicos: são aqueles que não alteram a constituição íntima da 
matéria, como as mudanças de estados físicos. Exemplo: fusão da água, cortar uma 
folha de papel etc.
Fenômeno Químico: são aqueles que alteram a constituição íntima da 
matéria, como as reações químicas. Exemplo: queima do papel, cozimento de 
alimentos etc.
Todo fenômeno químico é representado por uma reação química e toda 
reação química possui uma representação gráfica que é chamada de equação 
química.
Logo: Reação Química ⇔ | Equação Química 
Para se montar uma equação química basta substituir o nome das 
substâncias pelas suas fórmulas químicas (fórmulas moleculares). 
UNIDADE 3| FÍSICO-QUÍMICA
110
A equação química deve conter a representação do estado físico das substâncias 
presentes na reação química.
FÓRMULA MOLECULAR: é a representação gráfica dos elementos químicos 
e de suas quantidades, que formam a molécula de uma determinada substância.
Exemplos: Substância Fórmula Molecular
 água H2O
 hidrogênio H2
 oxigênio O2
1) Hidrogênio em contato com oxigênio produz água.
 
H2(g) O2(g ) H2O(L)
A equação é H2(g) + O2(g) H2O(L) , que é uma reação química
2) Nitrogênio em contato com hidrogênio produz amônia (gás amoníaco).
N2(g) H2(g) NH3(g)
A equação é N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) , que é uma reação química.
Numa equação química, o primeiro membro, chamado REAGENTE, localiza-
se à esquerda da reação, ou seja, antes da flecha, e o que estiver após a flecha, 
localizado à direita da reação, constitui o segundo membro, chamado PRODUTO. 
O reagente configura o início da reação química e o produto o final da reação 
química. Toda equação química deve obedecer à Lei de Lavoisier: 
 “A quantidade de átomos de um mesmo elemento químico deve ser a 
mesma no primeiro membro (reagente) e no segundo membro (produto) da reação 
química”.
Coeficientes estequiométricos são os números que antecedem as fórmulas 
moleculares dos reagentes e dos produtos, e que indicam as quantidades mínimas 
de moléculas das substâncias que reagem e são consumidas no início da reação, e 
que se formam ao final da reação química.
Entretanto, para se respeitar a Lei de Lavoisier, em alguns casos é necessário 
determinar os coeficientes estequiométricos de uma equação química, ou seja, tornar 
iguais as quantidades de átomos de cada elemento químico presente nos reagentes 
e nos produtos, utilizando números inteiros ou fracionários sempre à frente das 
substâncias. 
NOTA
TÓPICO 1 | REAÇÕES QUÍMICAS
111
Ao igualar as quantidades de átomos de cada elemento químico presente nos 
reagentes e nos produtos, estamos realizando o balanceamento da reação química.
Há dois métodos para se realizar o balanceamento de uma reação química: 
o método das tentativas e o método da oxirredução.
Em toda reação química devem ser sempre observados os coeficientes 
estequiométricos. Os coeficientes estequiométricos são os números inteiros ou fracionários 
que devem ser colocados sempre à frente das substâncias ao se realizar um balanceamento. 
O coeficiente estequiométrico é o fator que multiplica o índice (atomicidade) dos elementos 
presentes nas substâncias envolvidas na reação.
Exemplo:
Determine os coeficientes estequiométricos da equação química abaixo, pelo 
método das tentativas:
N2 + H2 NH3
Resolução:
Inicialmente, observe a quantidade de átomos de nitrogênio: no primeiro 
membro existem dois (N2) e no segundo membro existe apenas um (NH3).
Então vamos multiplicar o NH3 por 2:
 Dois átomos de nitrogênio no 1º membro: N2 
N2 + H2 2 NH3 { 
 Dois átomos de nitrogênio no 2º membro: 2 NH3
 
Agora, confira a quantidade de átomos de hidrogênio: no reagente existem 
dois (H2) e no produto existem seis hidrogênios (2NH3).
Logo, devemos multiplicar o H2 por 3:
N2 + 3 H2 2 NH3
2 átomos de nitrogênio 2 átomos de nitrogênio
6 átomos de hidrogênio 6 átomos de hidrogênio
ATENCAO
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
112
Os coeficientes dessa equação são: 1 (do N2), 3 (do H2) e 2 (do NH3): 
1 N2 + 3 H2 2 NH3
(SARDELLA, 1998).
Caro acadêmico, aproveite para aprofundar seus estudos e complemente seu 
conhecimento através das referências bibliográficas indicadas: KOTZ, John C. e TREICHEL, 
Paul M. Jr. Química Geral e Reações Químicas. 2005; SARDELLA, Antônio e FALCONE, Marly. 
Química - Série Brasil, 2004; FELTRE; Química Geral. vol. 1, 1998; USBERCO, João e SALVADOR, 
Edgard. Química. vol. 1 e 2, 1999. Boa leitura!
2 CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS
I – Reações de análise ou decomposição: Reação em que uma 
substância composta se decompõe em outras substâncias simples ou compostas. 
Genericamente, temos:
AB → A + B
Exemplos:
a) 2 H2O 2 H2 + O2
b) NH4NO2 N2 + 2 H2O
II – Reação de síntese, composição, adição ou combinação: Reação em que 
duas ou mais substâncias simples ou compostas se associam, produzindo uma única 
substância produto.
A + B → AB
Exemplos:
a) N2 + 3 H2 2 NH3
b) 2 CO + O2 2 CO2
ATENCAO
TÓPICO 1 | REAÇÕES QUÍMICAS
113
A + BC → AC + B
III – Reação de deslocamento, simples troca ou substituição simples: 
Reações em que uma substância simples reage com uma substância composta, 
produzindo outra substância simples e outra composta. (USBERCO; SALVADOR, 
1999, p. 13).
Exemplos:
a) Zn(s) + 2 HCℓ (aq) ZnCℓ2(aq) + H2(g)
 Diz-se então que o zinco deslocou o hidrogênio.
b) Fe(s) + CuSO4(aq) FeSO4(aq) + Cu(s)
 Diz-se então que o ferro deslocou o cobre.
IV – Reação de dupla troca ou dupla substituição: Reações entre duas 
substâncias compostas, as quais, por permutação, produzem duas outras substâncias 
compostas (USBERCO; SALVADOR, 1999, p. 13).
AB + XY → AY + XB
a) 2 NaOH(aq) + CuSO4 (aq) Na2SO4(aq) + Cu(OH)2(s)
precipitado
b) H2SO4(aq) + Na2S(aq) Na2SO4(aq) + H2S(g)
ácido fixo + ácido volátil
3 CONDIÇÕES PARA OCORRÊNCIA DE REAÇÕES DE SIMPLES 
TROCA E DUPLA TROCA
• Reação de deslocamento, simples troca ou substituição simples: 
Para que essas reações ocorram é necessário que as substâncias simples 
sejam mais reativas do que o elemento da substância composta que será deslocado.
As reações de deslocamento obedecem à série de reatividade química dos 
metais e dos não metais.
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
114
Exemplos:
a) Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2
b) Cl2 + 2 NaI 2 NaCl + I2
 Analisando os exemplos, temos como resposta:
a) A reação ocorre porque o zinco (metal) é mais reativo do que o hidrogênio.
b) A reação ocorre porque o cloro (ametal) é mais reativo do que o iodo.
O quadro a seguir mostra a série de reatividade dos metais:
QUADRO 16 - SÉRIE DE REATIVIDADE DOS METAIS
FONTE: Disponível em: <http://essaseoutras.xpg.uol.com.br/wpcontent/uploads/2012/10/
reatividademetais.jpg.> Acesso em: 21 mar.2016. 
O quadro a seguir mostra a série de reatividade dos não metais
QUADRO 17 - SÉRIE DE REATIVIDADE DOS NÃO METAIS
Reatividade decrescente
 
F O N Cℓ Br I S P C
FONTE: SARDELLA, Antônio. Química Geral, vol. 1, 1998, p. 269.
Reações de Deslocamento Envolvendo Metais
Condições de ocorrência
A partir de várias experiências desse tipo, temos uma fila de reativi-
dade dos metais, incluindo o hidrogênio (soluções ácidas).
Alcalinos e
alcalinos-terrosos
Reagem com HCI Não reagem
com HCI
Metais mais comuns
no nosso cotidiano Metais nobres
Li > K > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Cr > Fe > Ni > Sn > Pb > H > Cu > Hg > Ag > Au
Fila de Reatividade dos Metais
Reatividade aumenta
Aumenta a nobreza
TÓPICO 1 | REAÇÕES QUÍMICAS
115
• Reação de dupla troca ou dupla substituição: Para que ocorra uma reação de 
dupla troca é necessária a formação de:
• um produto insolúvel (ocorre formação de um precipitado, substância que se 
deposita no fundo do frasco).
• um produto gasoso.
• um produto pouco ionizado.
• Formação de um produto insolúvel:
Este tipo de reação é constatadoquando um dos produtos aparece com o 
estado físico sólido indicado (s) ou quando se utiliza o símbolo clássico para indicar 
a formação de um composto insolúvel, que é uma seta voltada para baixo (↓).
 
AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq)
CuSO4 + 2 NaOH Cu(OH)2↓ + Na2SO4
• Formação de um produto gasoso:
Neste caso, a reação é constatada quando um dos produtos aparece com 
o estado físico gasoso indicado (g) ou quando se utiliza o símbolo clássico para 
indicar a formação de um composto gasoso que é uma seta voltada para cima (↑).
2 HCl(aq) + Na2S(aq) H2S(g) + 2 NaCl(aq)
∆
H2SO4 + 2 NaCl Na2SO4 + 2 HCl↑
• Formação de um produto pouco ionizado
A constatação deste tipo de reação é feita analisando o grau de ionização 
(α) dos participantes. O ácido acético (CH3COOH) é um ácido orgânico e, portanto, 
possui grau de ionização muito pequeno.
A água, formada na segunda reação, é pouco ionizada.
HCl(aq) + NaCH3COO(aq) CH3COOH + NaCl(aq)
HCl(aq) + NaOH(aq) H2O + NaCl(aq)
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
116
Caro acadêmico, para que possamos fixar ainda mais os conteúdos estudados 
até agora, colocaremos a teoria em prática. Segue uma sugestão de experimento. Boa prática!
Experimento sobre balanceamento e tipos de reações químicas
Introdução:
Ao nosso redor vemos muitas reações químicas: um prego que enferruja, 
um antiácido que entra em efervescência na água, a combustão de um palito de 
fósforo, e assim por diante. Até mesmo dentro de nós, em nosso organismo, ocorrem 
reações químicas que são responsáveis pela manutenção de nossas vidas. Essas e 
outras reações químicas são representadas por equações químicas que devem estar 
devidamente balanceadas, isto é, possuir o número total de átomos dos reagentes 
iguais aos do produto. As reações químicas, no entanto, só ocorrem se determinadas 
condições forem satisfeitas. Existem quatro tipos de reações inorgânicas:
 • Reações de síntese ou adição;
 • Reações de decomposição ou análise;
 • Reações de metátese ou de dupla troca;
 • Reações de oxirredução ou simples troca.
Alguns fatores que indicam a ocorrência de uma reação são:
• Liberação de gás;
• Mudança de coloração;
• Formação de precipitado, entre outros.
Para que os alunos vejam como é possível identificar a ocorrência de reações, o tipo de 
cada uma e como escrever suas respectivas equações químicas balanceadas, o professor 
pode utilizar experimentos rápidos e simples que irão enriquecer a exposição desse 
conteúdo em sala de aula.
Objetivos:
Equacionar, balancear e classificar as equações químicas.
Material e reagentes utilizados:
LEITURA COMPLEMENTAR
ESTUDOS FU
TUROS
TÓPICO 1 | REAÇÕES QUÍMICAS
117
• Água de cal;
• Batata;
• Água oxigenada (10 volumes);
• Solução aquosa de cloreto de ferro III;
• Solução aquosa de hidróxido de sódio;
• Palito de churrasco;
• Fósforos;
• Três tubos de ensaio;
• Canudo;
• Conta-gotas;
• Pinça metálica ou pregador de roupa.
Procedimento experimental:
Serão realizadas e analisadas três experiências separadamente, sendo que a 
primeira deverá ser feita preferencialmente pelo professor:
1ª Experiência: coloque dentro de um tubo de ensaio um pouco da água oxigenada 
e em seguida um pedaço da batata crua. Os alunos vão observar uma efervescência, 
que é a liberação de oxigênio. Depois de observar o que ocorreu, acenda o fósforo 
e coloque fogo no palito de churrasco, de modo que fique uma chama pequena; 
introduzindo-o, posteriormente, na boca do tubo de ensaio, sem encostar na solução.
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
118
2ª Experiência: em outro tubo de ensaio, coloque um pouco de água de cal e peça aos 
alunos que a assoprem, utilizando o canudo e observando a mudança de coloração;
3ª Experiência: misture o cloreto de ferro III com o hidróxido de sódio, em uma 
proporção de 4:1. Por exemplo, é possível colocar 40 gotas do cloreto de ferro III 
e 10 gotas do hidróxido de sódio. Tem-se a formação de um precipitado marrom.
Resultados e discussão:
Baseado nas observações dos alunos e em seus conhecimentos de química, o 
professor pode pedir que eles escrevam as fórmulas dos reagentes utilizados (água 
oxigenada (H2O2), água de cal (que é o hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), cloreto de 
ferro III (FeCl3) e do hidróxido de sódio (NaOH)).
TÓPICO 1 | REAÇÕES QUÍMICAS
119
Em seguida, o professor pode pedir que os alunos escrevam as reações que 
ocorreram. Lembrando que o educador deve explicar cada reação, principalmente a 
primeira, em que a água oxigenada reage com a presença de uma enzima catalisadora 
da batata (a catalase). Assim, as reações serão as seguintes:
1ª Experiência: 2 H2O2 2 H2O + O2
2ª Experiência: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O
3ª Experiência: 3 NaOH + FeCl3 → Fe (OH)3 + 3 NaCl
Por fim, peça que classifiquem cada reação presenciada.
1ª Experiência: decomposição;
2ª Experiência: dupla troca;
3ª Experiência: dupla troca.
FONTE: Disponível em: <http://educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/experimento-
sobre-balanceamento-tipos-reacoes-quimicas.htm. Acesso em: 15 fev. 2016. 
http://educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/experimento-sobre-balanceamento-tipos-reacoes-quimicas.htm
http://educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/experimento-sobre-balanceamento-tipos-reacoes-quimicas.htm
120
Neste tópico você pôde compreender que:
• Todo fenômeno químico é representado por uma reação química.
• Fenômenos físicos são reversíveis e fenômenos químicos são irreversíveis.
• Toda reação química é representada por uma equação química. 
• Uma equação química é formada por reagente(s) e produto(s).
• Toda reação química deve obedecer à Lei de Lavoisier, ou seja, a quantidade de 
átomos de um mesmo elemento químico deve ser sempre igual no primeiro e no 
segundo membro da equação.
• Para igualar as quantidades de átomos de cada elemento nos reagentes (1º 
membro) e nos produtos (2º membro) deve-se realizar o balanceamento das 
equações químicas.
• Existem várias tipologias de reações químicas. A reação química de simples troca 
só ocorre obedecendo à série de reatividade de metais e ametais.
• A reação de dupla troca só ocorre quando o produto formado for gasoso (um 
gás), um produto pouco solúvel ou um produto pouco ionizado. 
RESUMO DO TÓPICO 1
121
1 Determine, pelo método das tentativas, os coeficientes 
estequiométricos das reações químicas a seguir:
a) H2 + O2 H2O 
b) H2 + Cl2 HCl
c) NH3 + O2 H2O + N2
AUTOATIVIDADE
2 Classifique as reações químicas, balanceadas, abaixo: 
a) CaCO3 CaO + CO2
b) C + 2 H2 CH4
c) BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + 2 NaCl
d) Fe + 2 HCl FeCl2 + H2
122
123
TÓPICO 2
GRANDEZAS QUÍMICAS
UNIDADE 3
1 INTRODUÇÃO
Olá, caro acadêmico, seja bem-vindo ao Tópico 2 da Unidade 3 do nosso 
caderno de estudos de Química Geral. Neste momento iremos conhecer e estudar 
as grandezas químicas. Este é um assunto extremamente importante, interessante 
e interdisciplinar, pois uniremos os conhecimentos da química com cálculos 
matemáticos e, ainda, com as unidades do Sistema Universal. Bons estudos!
Quando desejamos medir uma grandeza, usamos um instrumento aferido 
em uma unidade de medida adequada a essa grandeza. Assim, com o metro 
articulado ou a trena mede-se o comprimento; com o termômetro, a temperatura; 
com o manômetro, a pressão, e assim por diante.
Muitas vezes, para uma mesma grandeza, usam-se várias unidades de 
medida. É o caso do comprimento, que é medido em metro, jarda, polegada, milha, 
angströns etc., ou da temperatura, que é medida em graus Celsius, Reaumur, 
Fahrenheit etc.
Com o intuito de uniformizar a medição, a General Conference of Weights and 
Mesures (Conferência Geral de Pesos e Medidas – CGPM) recomenda que se usem 
sempre unidades do Sistema Internacional (SI), que é baseado no sistema métrico.
Assim, antes de efetuar uma reação química, seja ela em laboratórioou na 
indústria, é muito importante saber as quantidades de reagentes que devem ser 
usadas para obter certa quantidade de produtos. Com esse procedimento, pode-se 
planejar um processo econômico para a produção em larga escala.
Para a realização desse planejamento foi necessário definir padrões para 
efetuar os cálculos químicos.
2 UNIDADE DE MASSA ATÔMICA
A unidade de massa atômica é uma unidade de medida aplicada para 
expressar a massa de partículas atômicas (massas atômicas de elementos ou 
compostos químicos). A unidade de massa atômica é definida como 1/12 (um doze 
avos) da massa de um átomo do Carbono 12 (C12) em seu estado fundamental.
124
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
O símbolo da unidade de massa atômica é u, uma ou Da.
Apesar de não ser considerado uma unidade, é reconhecido pelo Sistema 
Internacional de Unidades.
Obs.: “O Carbono 12 (C12) foi escolhido em 1962 e até hoje é utilizado, 
em todos os países do mundo”. Disponível em: <http://www.profjoaoneto.com/
quimicag/massaat.htm>. Acesso em: 21 mar. 2016. 
Na figura abaixo, a parte destacada representa 1/12 do átomo de Carbono 12, 
ou seja, 1 u.
FIGURA 37 - REPRESENTAÇÃO DO CARBONO 12
FONTE: Disponível em: http://brasilescola.uol.com.br/upload/conteudo/images/unidade-
massa-atomica.jpg. Acesso em: 12 fev. 2016. 
3 MASSA ATÔMICA DE UM ÁTOMO
“É um número que nos indica quantas vezes a massa desse átomo é maior 
que 1/12 da massa do carbono-12” (SARDELLA; FALCONE, 2004, p.173).
Logo, quando dizemos que a massa atômica do átomo de sódio é 23 u, 
significa que um átomo do elemento sódio tem sua massa 23 vezes maior que 1/12 
da massa do átomo de Carbono-12.
3.1 MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO QUÍMICO
A massa atômica de um elemento químico é um número que nos informa 
quantas vezes a massa de cada átomo desse elemento é, em média, maior que 1/12 
da massa do Carbono-12.
TÓPICO 2 | GRANDEZAS QUÍMICAS
125
No Tópico 1, da Unidade 1 desse caderno, você já viu o conceito de isótopos 
de um elemento químico. Vamos analisar o elemento cloro, que é formado por dois 
isótopos: 
17Cl35 ⇒ MA = 34,969 u 17Cl37 ⇒ MA = 36,966 u
⇒ 75,40 % ⇒ 24,60 %
As Tabelas Periódicas fornecem a massa atômica dos elementos químicos, 
e não a massa dos isótopos constituintes.
 Na verdade, a massa atômica de um elemento químico presente na Tabela 
Periódica é a média aritmética ponderada das massas atômicas de seus isótopos.
Então, para o elemento químico cloro (Cl) temos:
MA = 34,969 x 75,4 + 36,966 x 24,6 ⇒ MA = 35,46 ou MA ≈ 
 100
35,5
4 MASSA MOLECULAR OU MASSA MOLAR (MM ou M)
A massa molecular ou massa molar de uma substância é determinada 
pela soma das massas atômicas (MA) de todos os átomos que a 
compõem. Portanto, Massa Molecular (MM) é o número que indica 
quantas vezes a massa da molécula é maior que 1/12 da massa atômica 
do carbono-12 (SARDELLA; FALCONE, 2005, p. 176).
Exemplos:
1) Determine a massa molecular da água (H2O):
 Dado: H = 1, O = 16
 
Resolução
H = 1u x 2 = 2u
O = 16u x 1 = 16u
MM H2O = 18 u
2) Determine a massa molecular do ácido sulfúrico (H2SO4):
 Dado: H = 1, O = 16 e S = 32
Resolução
H = 1u x 2 = 2u
O = 16u x 4 = 64u
S = 32u x 1 = 32u
MM H2SO4 = 98 u
126
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
Para os compostos iônicos, formados por íons-fórmula, usamos a expressão 
“massa fórmula” (MF).
Exemplos:
 
1) Indique a massa fórmula do cloreto de sódio (NaCℓ). Massas atômicas: Na = 23 u; 
Cℓ = 35,5 u.
Resolução:
Na = 23 u x 1 = 23 u
Cℓ = 35,5 u x 1 = 35,5 u
MF NaCℓ = 58,5 u
2) Indique a massa fórmula do fosfato de amônio [(NH4)3PO4]. Massas atômicas: N 
= 14 u; H = 1 u, P = 31 u e O = 16 u).
 
Resolução:
N = 14 u x 3 = 52 u
H = 1 u x 12 = 12 u
P = 31 u x 1 = 31 u
O = 16 u x 4 = 48 u
MF (NH4)3PO4 = 149 u
5 MOL: QUANTIDADE DE MATÉRIA
Para a prática cotidiana da Química não há necessidade em se trabalhar com 
a massa em unidade de massa atômica (u), com relação ao mundo microscópico 
(átomos, moléculas ou íons). O profissional da área química prefere trabalhar com 
um número bastante grande dessas unidades, cuja massa possa ser expressa em 
gramas (g) ou quilograma (kg). Utiliza-se, então, uma grandeza chamada quantidade 
de matéria, cuja unidade é o mol, assim definido:
O Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades 
elementares (átomos, moléculas, íons elétrons, prótons etc.) quantos são os átomos 
contidos em 0,012 Kg de Carbono-12.
Sabe-se que a massa de 1 g equivale à massa de 6,02 x 1023 unidades de massa 
atômica.
Portanto: “Um mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém 
6,02 x 1023 entidades elementares”. (SARDELLA; FALCONE, 2005, p. 178).
TÓPICO 2 | GRANDEZAS QUÍMICAS
127
Note que a unidade mol se refere à quantidade de matéria, e não à massa. Massa 
e quantidade de matéria (SARDELLA; FALCONE, 2005, p. 17).
E ainda, mol não é sigla de molécula.
Exemplo:
Admita uma amostra cuja quantidade de matéria é igual a 1 mol de entidades 
elementares. Determine a massa desta amostra.
Para determinar a massa dessa amostra, vamos analisar dois casos:
1) A entidade elementar é o átomo. 
Suponhamos que uma amostra de ferro contenha 1 mol de átomos desse 
elemento:
1 átomo de ferro -------------------- 56 u (MAFe = 56)
6,02 x 1023 átomos de ferro ------ x
x = 6,02 x 1023 x 56 u = 6,02 x 1023 u x 56 = 56 g
1g 
 
 Assim, a massa de 1 mol de átomos de ferro (quantidade de matéria) é 56 
g (massa).
2) A entidade elementar é a molécula
Consideremos uma amostra de água que contenha 1 mol de moléculas:
NOTA
ATENCAO
128
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
1 molécula de água ------------------------ 18 u (MMágua = 18 u)
6,02 x 10 23 moléculas de água --------- x
x = 6,02 x 1023 x 18 u = 6,02 x 1023 u x 18 = 18g
 
1g
Logo, a massa de 1 mol de moléculas de água (quantidade de matéria) é 18 
g (massa).
6 NÚMERO DE AVOGADRO OU CONSTANTE DE AVOGADRO
Alíquotas de elementos diferentes, cujas massas são dadas pelas respectivas 
massas atômicas expressas em gramas, possuem sempre o mesmo número de 
átomos.
O primeiro cientista a demonstrar, através de cálculos matemáticos, que em 
uma alíquota de qualquer elemento igual à sua massa atômica em gramas existe o 
mesmo número de átomos, foi Lorenzo Amadeo Carlo Avogadro di Quaregna e 
di Carreto (1776-1856). Contudo, Avogadro não conseguiu determinar qual o valor 
desse número. Em sua homenagem, o valor 6,02 x 10 23 foi denominado de Número 
ou Constante de Avogadro.
Número de Avogadro = 6,02 x 1023
Logo, a constante de Avogadro é o número de átomos de C12, contidos em 
0,012 Kg de Carbono-12. 
Através da constante de Avogadro sabe-se que em 1 mol de qualquer 
substância há 6,02 x 1023 átomos ou moléculas.
DICAS
TÓPICO 2 | GRANDEZAS QUÍMICAS
129
7 MASSA MOLAR OU MASSA MOLECULAR
Massa molar ou Massa molecular é a massa que contém 6,02 x 1023 entidades 
representadas pela respectiva fórmula. A unidade mais usada para a massa molar 
é g/mol. (1 g equivale a 6,02 x 1023 u)
Exemplo: 1 mol do elemento Cloro, ou seja, 6,02 x 1023 átomos do elemento 
Cℓ “pesam” 35,5 g.
7.1 MASSA MOLAR OU MASSA MOLECULAR DE UMA 
SUBSTÂNCIA
Massa molar ou Massa molecular de uma substância é a massa de um mol 
de entidades representada pela sua fórmula molecular. A massa molar de uma 
substância é numericamente igual à sua massa molecular (ou fórmula-massa) no 
caso de ser iônica.
Exemplos: 1 mol de molécula, ou seja, 6,02 x 1023 moléculas de água, pesa 
18g.
 1 mol de átomos de ferro, ou seja, 6,02 x 1023 átomos de ferro, pesa 56 g.
8 VOLUME MOLAR
Volume molar é o volume ocupado por um mol de moléculas de substância. 
Experimentalmente, verificou-se que um mol de moléculas de qualquer substância 
no estado gasoso ocupa o volume de 22,4 litros, nas Condições Normais de 
Temperaturae Pressão (CNTP).
CNTP ⇒ p = 760 mmHg = 1,00 atm
 T = 273 K = 0 oC.
Onde:
P = pressão
T = temperatura
130
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
Caro aluno, como esse assunto é bastante abstrato, é de grande importância 
que você faça um estudo paralelo do conteúdo desse tópico para uma melhor compreensão. 
Sugerimos que você leia pelo menos uma das referências bibliográficas indicadas: RUSSEL, 
B. John. Química Geral. Vol. 1 e 2, 1994; SARDELLA, Antônio e FALCONE, Marly. Química - 
Série Brasil, 2004; FELTRE; Química Geral vol. 1, 1998; SARDELLA, Antônio. Curso de Química 
– Química Geral. vol. 1, 1998.
9 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
Estequiometria é a parte da química que trata da relação quantitativa dos 
constituintes de uma espécie química (átomo ou molécula) e da relação quantitativa 
entre duas ou mais espécies químicas (átomos ou moléculas) presentes numa 
transformação química.
Vale lembrar que a quantidade de reagente (s) disponível é responsável pela 
quantidade de produto (s) que poderá ser formada, principalmente quando nos 
referimos a produção em larga escala industrial. Afinal, no ramo químico o custo 
está diretamente relacionado à quantidade de reagente (s) consumido, logo, quanto 
maior a produtividade com menos reagentes mais sustentável é o processo tanto 
em termos econômicos como em termos ambientais. 
A partir da equação química, podemos calcular a massa, o volume, o número 
de mols, o número de moléculas etc. de uma ou mais espécies químicas em função 
de algum valor dado referente à outra espécie química participante de uma reação 
química. Para isso, basta saber que os coeficientes estequiométricos informam a 
relação em mols com que as espécies reagem e se formam.
Esse tipo de cálculo estequiométrico segue, normalmente, a seguinte ordem:
1ª) Montar a equação química mencionada no problema.
2ª) Ajustar os coeficientes estequiométricos da equação química.
3ª) Montar uma regra de três entre os dados e a pergunta do problema, obedecendo 
aos coeficientes estequiométricos da equação, e que poderá ser escrita em massa, 
em volume, em mols etc., conforme as conveniências do problema.
Solução Saturada – É aquela cuja quantidade de soluto dissolvida for 
igual à especificada pela solubilidade. Uma solução que contenha 31,6 g de KNO3 
dissolvidos em 100 g de água a 20 oC é classificada como saturada. (FELTRE, 1996, 
p. 10)
IMPORTANT
E
TÓPICO 2 | GRANDEZAS QUÍMICAS
131
O êxito na resolução dos problemas está diretamente relacionado com a 
correta relação entre os dados a ser estabelecida.
Na resolução de problemas, é interessante estabelecer a seguinte relação:
1 mol da substância X → apresenta massa molar Xg → que contém 6,02 . 1023 átomos ou 
moléculas → se for um gás, ocupa um volume de 22,4 litros nas CNTP.
Exercícios resolvidos:
1) Quantos mols estão presentes em 320 g de enxofre? (S = 32). 
Resolução:
1 mol de enxofre → contém 32 g
X mols de enxofre → 320 g de enxofre
X = 1 mol . 320 g X = 10 mols
32 g
2) Determine a massa de 1 átomo de ferro (Fe = 56,0) 
Resolução:
56 g de ferro → apresenta 6,02 . 1023 átomos
X g de ferro → 1 átomo de ferro
 X = 56 g . 1 átomos X = 9,30 . 10-23 g
 6,02 . 1023 átomos 
3) Quantas moléculas estão presentes em 90,0 g de água? 
IMPORTANT
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ATENCAO
132
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
Resolução:
18 g de água → contém 6,02 . 1023 moléculas
90 g de água → X moléculas
X = 90 g . 6,02 . 1023 moléculas X = 3,01 . 10 24 moléculas
 18 
4) Qual a massa presente em sete moles de moléculas de CH4? (C= 12; H = 1) 
Resolução:
1 mol de CH4 → “pesa” 16 g
7 mols de CH4 → apresenta X g de massa
 X = 7 mols de CH4 . 16 g X = 112 g
 1 mol 
5) O carbonato de cálcio (CaCO3) empregado, por exemplo, na fabricação de vidro, 
cimento e pastas dentais, reage com ácido clorídrico (HCl) e se formam cloreto de 
cálcio (CaCl2), água e gás carbônico (CO2). Determine a massa de água e o volume 
de gás carbônico (CO2), nas CNTP, que se forma a partir de 40 g de carbonato de 
cálcio. (Dados: C = 12; Ca = 40; O = 16 e Cl = 35,5)
Resolução:
 1 CaCO3 + 2 HCl 1 CaCl2 + 1 H2O + 1 CO2
 100 g 18 g 22,4 litros
 40 g m V
 m = 40 g de CaCO3 . 18 g de H2O m = 7,2 g
 100 g de CaCO3
 V = 40 g de CaCO3 . 22,4 litros de CO2 V = 8,96 litros
 100 g de CaCO3
133
Neste tópico você aprendeu que:
• O Sistema Internacional de Medidas (SI) é indispensável para se determinar a 
medida de qualquer grandeza, de forma confiável. 
• Após definida a unidade padrão para determinar a massa atômica, foi possível 
determinar a massa molecular.
• Mol é a quantidade de matéria que contém 6,02 x 1023 entidades elementares.
• O número 6,02 x 1023 é conhecido como o número de Avogadro.
• A Massa Molar é expressa em g/mol.
• A Massa Molar de uma substância é a massa de 1 mol de entidades representada 
pela sua fórmula.
• O Volume Molar é o volume ocupado por 1 mol de moléculas de substância.
• Nas CNTP o Volume Molar de 1 mol de moléculas é de aproximadamente 22,4 
litros.
• CNTP corresponde à pressão de 760 mmHg = 1 atm e temperatura de 273 K = 0 
oC.
• A estequiometria consiste na determinação das quantidades das substâncias 
envolvidas numa reação química a partir da equação correspondente.
RESUMO DO TÓPICO 2
134
AUTOATIVIDADE
1 Determine a massa de sete moles de moléculas de CH4 (C= 12; 
H = 1).
2 Uma gota de água contém 1,5 x 1023 moléculas. Qual é a massa 
dessa gota? (H = 1; O = 16).
3 Calcule o número de moléculas existentes em 112 L de gás NH3, 
nas CNTP (N = 14; H = 1)
135
TÓPICO 3
DISPERSÕES
UNIDADE 3
1 INTRODUÇÃO
As Dispersões são misturas, de dois ou mais componentes, nas quais uma 
substância (disperso) está disseminada (espalhada) sob a forma de pequenas 
partículas no interior de outra substância (dispersantes ou dispergentes).
Exemplos:
1 – A dispersão de açúcar comum (sacarose) em água.
2 – A dispersão de uma porção de gelatina sólida em água quente.
3 – A dispersão de uma porção de enxofre em água.
2 CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES
As dispersões são classificadas de acordo com o tamanho médio das 
partículas do disperso. Neste sentido, segue a ordem crescente: solução, coloide 
e suspensão.
Dispersões
 
 Açúcar em água 1 nm geleia 100 nm leite de magnésia
|------------------------------|--------------------------|------------------------------|
 Solução Coloide Suspensão
 
1 nanômetro = 1 nm = 10 Å = 10-3µm = 10-7 cm
(SARDELLA; FALCONE. 2005, p. 221,)
3 ESTUDO DAS SOLUÇÕES
Uma Solução pode ser definida como uma mistura homogênea, entre dois 
ou mais componentes.
Numa solução, o disperso é chamado de soluto e o dispersante é chamado 
de solvente. Por exemplo, na solução de sal de cozinha dissolvido em água, o sal 
de cozinha é o soluto e a água é o solvente.
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
136
Soluto + Solvente = Solução
Geralmente o solvente está em maior quantidade que o soluto.
3.1 MISTURAS HETEROGÊNEAS
As misturas heterogêneas não apresentam as mesmas propriedades em 
toda sua extensão, ou seja, apresentam porções com propriedades diferentes. São 
constituídas de duas ou mais fases, dois ou mais aspectos visuais. Exemplo: água 
e óleo, água e areia etc.
3.2 MISTURAS HOMOGÊNEAS
As misturas homogêneas apresentam as mesmas propriedades em todos 
os seus pontos. Sãoconstituídas de uma única fase, um único aspecto visual. As 
misturas homogêneas também são chamadas soluções. Exemplo: água e sal, água 
e açúcar etc.
Geralmente, em termos de estudos, analisamos e aplicamos as soluções 
aquosas onde o solvente é a água.
Devido ao frequente uso das soluções aquosas, a água ficou conhecida como 
solvente universal.
4 CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES
4.1 DE ACORDO COM O ESTADO FÍSICO DA SOLUÇÃO
De acordo com o estado físico dos componentes formadores de uma solução 
(soluto e solvente), a mesma pode ser classificada em solução sólida, solução líquida 
ou solução gasosa. Veja a seguir alguns exemplos:
ATENCAO
IMPORTANT
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TÓPICO 3 | DISPERSÕES
137
• Solução sólida – Liga metálica formada por ouro (75%) e cobre (25%). Também 
chamado ouro 18 quilates.
• Solução líquida – Solução aquosa de sacarose (água e açúcar).
• Solução gasosa - Ar atmosférico (mistura de vários gases) isento de partículas 
sólidas.
4.2 DE ACORDO COM A NATUREZA DO SOLUTO
De acordo com a natureza do soluto, a solução pode ser classificada em 
molecular, ou seja, quando a composição química do soluto é formada apenas por 
não metais, ou solução iônica, quando a composição química do soluto é formada 
por metal e não metal.
Solução molecular – As partículas do soluto são moléculas. Exemplo: 
sacarose C6H12O6) em água.
Solução iônica – As partículas do soluto são íons. Exemplo: cloreto de 
sódio (NaCl) em água.
4.3 DE ACORDO COM A SOLUBILIDADE DO SOLUTO
A solubilidade de um soluto é a quantidade máxima do soluto que pode ser 
dissolvida em uma determinada quantidade de solvente a uma dada temperatura 
e pressão, e tal fato é explicado pelo coeficiente de solubilidade.
Todo soluto apresenta um coeficiente de solubilidade tabelado.
Exemplo: A solubilidade do KNO3 em água a 20 oC é de 31,6 g do sal em 
100 g de água.
Representação: 31,6 g de KNO3/100 g de água a 20 oC.
 
Com base na solubilidade, uma solução pode ser classificada em:
Solução Saturada – É aquela cuja quantidade de soluto dissolvida for 
igual à especificada pela solubilidade. Uma solução que contenha 31,6 g de KNO3 
NOTA
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
138
dissolvidos em 100 g de água a 20 oC é classificada como saturada. (FELTRE, 1996, 
p. 10)
Solução insaturada – É aquela cuja quantidade de soluto dissolvida é inferior 
àquela especificada pela solubilidade. Uma solução que contenha menos de 31,6 
g de KNO3 dissolvidos em 100 g de água a 20 oC é classificada como insaturada. 
(FELTRE,1996, p. 10)
Observação:
* Caso a quantidade de soluto esteja muito aquém da saturação, a solução 
é dita diluída.
* Caso a quantidade de soluto esteja muito próxima da saturação, a solução 
é dita concentrada.
Solução Supersaturada – É aquela cuja quantidade de soluto dissolvida é 
superior àquela especificada pela solubilidade. Uma solução que contenha mais de 
31,6 g de KNO3 em 100 g de água a 20 oC é classificada como supersaturada.
Para se conseguir incorporar esta quantidade superior de KNO3 devemos 
nos valer de recursos auxiliares, ou seja, aquecer o sistema, fazer com que o sal se 
incorpore ao solvente e, após, proceder o resfriamento até 20 oC, fazendo com que 
esse “excesso” fique incorporado à solução. (FELTRE, 1996, pág. 10).
5 CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES
Caro acadêmico, leia as informações nos quadros 18 e 19, adaptadas do 
jornal São Paulo, nas datas de 20/01/2003 e 24/03/2003.
• Banana – fruta rica em potássio (elemento que colabora para o bom 
funcionamento dos músculos, até mesmo do coração) e fonte de vitamina 
B6 (importante para aliviar os problemas da menopausa e da tensão pré-
menstrual).
QUADRO 18 - CONCENTRAÇÕES EXISTENTES EM UMA BANANA 
caloria carboidrato gordura proteína fibra potássio Vitamina C
105,0 Kcal 26,7 g 0,5 g 1,2 g 1,9 g 451,0 mg 10,3 mg
• Maçã – fruta cuja casca contém bons teores de betacaroteno, antioxidante 
importante na reposição das células da pele; a polpa fornece bastante potássio.
TÓPICO 3 | DISPERSÕES
139
QUADRO 19 - CONCENTRAÇÕES EXISTENTES EM UMA MAÇÃ
 Porção: uma maçã (140 g)
calorias carboidratos proteína gordura fibras
 81,0 Kcal 21,1 g 0,3 g 0,5 g 3,0 g
FONTE: SARDELLA, Antônio e FALCONE, Marly. Química – Série Brasil – Editora Ática, 
2005, p. 226.
Esses quadros mostram maneiras de expressar a quantidade dos constituintes 
em certa porção do produto.
Essas relações são chamadas de Concentração. Por exemplo:
• A concentração de potássio na banana é 451,0 mg/banana;
• A concentração de gordura na maçã é 0,5g/140 g de maçã. 
 (SARDELLA; FALCONE, 2005, p. 226) 
 
Geralmente, qualquer relação estabelecida entre a quantidade de soluto e 
a quantidade da solução (ou de solvente) é denominada CONCENTRAÇÃO DE 
UMA SOLUÇÃO. Como as quantidades dos componentes podem ser expressas de 
maneiras diferentes (massa, volume, mols), a concentração de uma solução pode 
ser expressa de maneiras diferentes. 
Para descobrirmos a relação entre a quantidade de soluto presente em uma 
solução, ou seja, a sua concentração, será necessário realizarmos alguns cálculos 
matemáticos, e estes serão resolvidos através de algumas fórmulas. E para facilitar 
a interpretação dos dados, segue uma Convenção:
Índice 1 – Refere-se ao soluto;
Índice 2 – Refere-se ao solvente;
Sem índice – Refere-se à solução.
Para resolver corretamente os exercícios, você, acadêmico, deve observar com 
muita atenção a convenção adotada e substituir corretamente nas fórmulas a convenção 
sugerida.
ATENCAO
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
140
a) CONCENTRAÇÃO COMUM (C)
Concentração Comum (C) de uma solução é razão (relação) estabelecida 
entre a massa do soluto (m1) e o volume dessa solução.
 m1
 C = -------- 
 V 
Onde:
m1 = massa do soluto
V = volume da solução
C = concentração comum
Unidade: g/Litro ou g/mL ou g/cm3
Exemplos:
1) São dissolvidos 8 g de sacarose em água suficiente para 500 cm3 de solução. Qual é a 
concentração comum dessa solução, em g/L?
 
Resolução
m1 = 8 g
V = 500 cm3 = 0,5 L
C = ?
 m1 8 g
C = --------- C = --------- C = 16 g/L
 V 0,5 L 
2) Determine a massa ingerida por uma pessoa ao tomar um copo de 250 mL de 
limonada, na qual o açúcar está presente na concentração de 96 g/L.
 
Resolução
m1 = ?
V = 250 cm3 = 0,25 L
C = 96 g/L
 m1 
C = ------ m1 = C . V m1 = 96 g/L . 0,25 L
 V
 m1 = 24 g 
 
TÓPICO 3 | DISPERSÕES
141
b) DENSIDADE ABSOLUTA
Densidade absoluta (d) de uma solução é a razão (relação) estabelecida entre 
a massa e o volume dessa solução: 
Onde:
m = massa da solução;
V = volume da solução;
d = densidade absoluta da solução;
Unidade: g / litro; g/ml ou g/cm3
Exemplo: Calcular a densidade absoluta de uma solução que apresenta 
massa de 50 g e volume de 200 cm3.
Resolução
 m = 50 g m 50 g
 V = 200 cm3 d = --------- d = ----------- d = 0,25 g/cm3
 d = ? V 200 cm3
5.1 TÍTULO EM MASSA (T)
Chamamos de título de uma solução a razão (relação) estabelecida entre 
a massa do soluto (m1) e a massa dessa solução (m), ambas medidas na mesma 
unidade. Assim:
 m1 m1
T = ---------------- ou T = ----------
 m1 + m2 m
Onde:
m1 = massa do soluto;
m2 = massa do solvente;
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
142
m = m1 + m2= massa da solução;
T = título (número puro, isto é, sem unidade).
Podemos conhecer a porcentagem em massa do soluto na solução fazendo:
p1 = 100 T
Assim, se o título de uma solução é 0,2, isso significa que p1 = 100 . 0,2 = 20%. 
Isso quer dizer que a solução apresenta 20% em massa de soluto e, evidentemente, 80% 
em massa do solvente.
Exemplos: 
1) Uma solução é preparada dissolvendo-se 50 g de açúcar em 0,45 Kg de água. 
Qual o título dessa solução e qual a porcentagem em massa do soluto?
 
Resolução
m1 = 50 g m1 50 g
m2 = 0,45 Kg = 450 g T = ----------- T = -------------- T = 0,1 
T = ? m1 + m2 50 g + 450 g
Pp = ?
 
 Pp = 100 . T Pp = 100 . 0,1 Pp = 10%
2) O título de uma solução é 0,25. Calcule a massa do soluto, sabendo que a do 
solvente é de 60 g.
 
Resolução
m1 = ? m1 m1
m2 = 60 g T = ----------- 0,25 = ----------- m1 = 0,25 (m1+ 60 g)
T = 0,25 m1 + m2 m1 + 60 g
 
 15 g
 m1 = 0,25 . m1+ 15 g) m1 – 0,25 m1 = 15 g m1 = --------- 
 0,75
 m1 = 20 g
TÓPICO 3 | DISPERSÕES
143
5.2 RELAÇÃO ENTRE CONCENTRAÇÃO COMUM, 
DENSIDADE E TÍTULO
Podemos estabelecer uma relação entre concentração comum, densidade 
e título.
 m1 
Sabemos que: T = ---------- ⇒ m1 = mT 
 m 
 
 
 m1 mT
 C = ----------- ⇒ C = ---------- ⇒ C = d.T
 V V
 
Como título é um número puro e a densidade é dada, em geral, em gramas 
por mililitro, resultará concentração comum também em gramas por mililitro. Se 
quisermos obter a concentração comum nas unidades usuais (g/L), teremos que 
multiplicar o resultado da fórmula anterior por 1000:
C = 1 000 . d. T
Exemplo: Uma solução de Na2CO3 apresenta densidade igual a 1,15 g/cm3. 
Sabendo que 150 g dessa solução contêm 60 g de Na2CO3, calcular a concentração 
comum dessa solução.
Resolução
C = ? m1 60 g
d = 1,15 g/cm3 T = ----------- T = -------- T = 0,4 
m1 = 60 g m 150 g 
m = 150
 
C = 1 000 . d. T C = 1 000 1,15 . 0,4 C = 460 g/L
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
144
Onde:
n1 = número de mols de moléculas do soluto;
V = volume, em litros, da solução;
M = concentração molar;
Unidades: mols/litro ou molar.
A concentração molar durante muito tempo foi denominada molaridade. 
Contudo, atualmente o termo mais utilizado é Concentração Molar.
Assim, se uma solução é 0,5 molar (0,5 M ou 0,5 mol/L), isso significa que 
cada litro da solução contém 0,5 mol de soluto.
Como o número de mols é dado pela razão massa por mol, podemos 
estabelecer:
 
 m1
 m1 mol1 m1
n1 = ------- ⇒ M = ------------ ⇒ M = ----------------
 mol1 V mol1 V(L)
 
mol = massa molecular ou massa molar
5.3 CONCENTRAÇÃO MOLAR
Concentração molar (M) de uma solução é a razão (relação) estabelecida 
entre o número de mols de moléculas do soluto e o volume, em litros, da solução.
 n1
M = -----
 V
5.4 RELAÇÃO ENTRE CONCENTRAÇÃO COMUM E 
CONCENTRAÇÃO MOLAR
Podemos ainda estabelecer uma relação importante entre a concentração 
comum, em g/L, a concentração molar e a densidade, em g/L:
 
 m1
C = -------- ⇒ m1 = CV
 V
TÓPICO 3 | DISPERSÕES
145
 m1 CV C
M = -------- = ----------- ⇒ M = -------- ou C = M . Mol1
 Mol1 V Mol1 V Mol1
Exemplos:
1) São dissolvidos 19,6 g de H2SO4 em água suficiente para 800 cm3. Qual é a 
molaridade dessa solução?
 
Resolução
m1 = 19,6 g m1 19,6 g
V = 800 cm3 = 0,8 L M = ------------- M = -----------------
Massa Molar do H2SO4 = 98 g/mol mol1 V(L) 98 g/mol . 0,8 L
M = ?
 M = 0,25 mol/L ou molar
2) Temos 400 mL de uma solução 0,15 M de NaOH. Determinar a massa de NaOH 
nessa solução e a concentração comum.
Resolução
V = 400 mL = 0,4 L 
M = 0,15 mol/L 
m1 = ? m1
C = ? M = ----------- m1 = M . mol1 . V(L)
Massa Molar do NaOH = 40 g/mol mol1 V(L) 
 m1 = 0,15 mol/L . 40 g/mol . 0,4 L 
 m1 = 2,4 g
 C = M . mol1 C = 0,15 mol/L . 40 g/mol C = 6 g/L
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
146
5.5 FRAÇÃO MOLAR
Para uma solução, são consideradas duas frações molares: a fração molar do 
soluto e a fração molar do solvente.
• Fração molar do soluto (x1) é a razão (relação) entre o número de mols de 
moléculas do soluto e o número total de mols de moléculas da solução.
• Fração molar do soluto (x2) é a razão (relação) entre o número de mols de 
moléculas do solvente e o número total de mols de moléculas da solução.
Assim: 
 n1 n2
 x1 = ----------------- ou x2 = -------------
 n1 + n2 n1 + n2
 
Onde:
n1 = número de mols do soluto;
n2 = número de mols do solvente;
x1 = fração molar do soluto;
x2 = fração molar do solvente.
Pode-se provar que para qualquer solução a soma das frações molares (soluto 
e solvente) é sempre igual a 1.
 X1 + X2 = 1
Exemplos:
 
1) Uma solução contém 5 mols de moléculas de soluto dissolvidos em 20 mols de 
moléculas de solvente. Determinar as frações molares.
Resolução
n1 = 5 mols
n2 = 20 mols
 n1 5 mols 
 x1 = ---------------- x1 = --------------------- x1 = 0,2
 n1 + n2 5 mols + 20 mols 
 
TÓPICO 3 | DISPERSÕES
147
 n2 20 mols
 x2 = ------------- x2 = --------------------- x2 = 0,8
 n1 + n2 5 mols + 20 mols
2) São dissolvidos 12,6g de HNO3 em 23,4 g de água. Calcular as frações molares 
do soluto e do solvente. (Dado: H = 1; N = 14; O = 16; H = 1)
Resolução
 n1 n2
 x1 = ---------- ou x2 = -------------
 n1 + n2 n1 + n2
 
n1 = ? Como não temos definido o número de mols, devemos, inicialmente,
n2 = ? efetuar esses cálculos através da fórmula:
m1 = 12,6 g 
m2 = 23,4 g m 12,6 g
 n = -------, logo, n1 = ------------ n1 = 0,2 mols
 mol 63 g/mol 
 
 23,4 g
 n2 = ------------ n2 = 1,3 mols
 18 g/mol
 n1 0,2 mols 
x1 = ---------------- x1 = ------------------------ x1 = 0,133
 n1 + n2 0,2 mols + 1,3 mols
 n2 1,3 mols
x2 = ------------- x2 = ------------------------ x2 = 0,866
 n1 + n2 0,2 mols + 1,3 mols
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
148
Onde: 
n1 = número de mols de moléculas do soluto;
m2 = massa, em quilogramas, do solvente;
W = concentração molal.
A concentração molal foi denominada como molalidade, contudo o termo 
utilizado atualmente é Concentração Molal.
 m1
Sabemos que n1 = ----------. Então:
 mol1
 n1
 n1 mol1 m1
W = ---------- = ----------- ⇒ W = ------------------- 
 m2(kg) m2(kg) mol1 . m2 (kg)
Considerando a massa m2 em gramas, temos:
 1 000 . m1
 W = ----------------
 mol1 . m2
 
Assim, se uma solução é 3 molal, isso significa que, para cada 1000 g (1 kg) 
do solvente, existem 3 mols de soluto.
5.6 CONCENTRAÇÃO MOLAL (W)
Concentração molal (W) de uma solução é a razão (relação) estabelecida 
entre o número de mols do soluto e a massa do solvente, em quilogramas.
 n1
W = ----------
 m2(kg)
TÓPICO 3 | DISPERSÕES
149
Exemplo: Prepara-se uma solução dissolvendo-se 60,6 g de KNO3 em 2000 g 
de água. Qual é a concentração molal dessa solução? (Dado: K = 39; N = 14; O = 16)
 
Resolução
m1 = 60,6 g
m2 = 2 000 g
mol1 = 101 g/mol
 1 000 . m1 1 000 . 60,6 g
 W = ---------------- W = ------------------------ W = 0,3 mol
 mol1 . m2 101 g/mol . 2 000 g
150
RESUMO DO TÓPICO 3
Neste tópico você aprendeu que:
• Dispersão é uma mistura de disperso com dispersante.
• As dispersões são classificadas em soluções, coloides e suspensão.
• Solução é definida como uma mistura homogênea. 
• As soluções podem ser sólidas, líquidas, gasosas, iônicas ou moleculares.
• Existe solução saturada, insaturada e supersaturada.
• Existem várias maneiras de calcular a concentração de uma solução.
• Concentração comum é uma relação entre a massa de soluto e o volume da 
solução.
• Densidade absoluta é uma relação entre a massa da solução e o volume da solução.
• Título em massa é uma relação entre a massa do soluto e a massa da solução.
• Título pode ser expresso na forma de porcentagem, constituindo a porcentagem 
em massa do soluto.
• Existe uma relação entre a concentração comum, densidade e título.
• Concentração molar é uma relação entre o número de mols do soluto e o volume 
da solução expresso em litros.
• Existe uma relação entre a concentração comum e a concentração molar.
• Fração molar é uma relação entre os números de mols de solutos e solventes.
• Molalidade é uma relação entre o número de mols do soluto e a massa do solvente.
151
AUTOATIVIDADE
1 Calcular a concentração comum (em g/L) de uma solução de KNO3 
sabendo-se que ela encerra 60 g do sal em 300 cm3. 
2 Dê o título de uma solução que foi constituída com 8 gramas de 
gás clorídrico e 392 gramas de água. 
3 Calcule a massa de soluto existente em 400 g de uma solução cujo 
título é igual a 0,2. 
4 Uma xícara contém 200 cm3 de leite adoçado com 6,84 g de açúcar 
comum C12H22O11 (sacarose). Determine a concentração molar do 
açúcar comum (Dado: Massa molar = 342 g/mol).
152
153
TÓPICO 4
DILUIÇÃO E MISTURA DE SOLUÇÕES
UNIDADE 3
1 INTRODUÇÃO
O processo da diluição é muito comum no nosso dia a dia. Xaropes de 
groselha ou suco de frutas concentrados, por exemplo, não são consumidos da 
maneira como são comercializados, ou seja, é necessário misturá-los com água. 
Assim, essas soluções aquosas, para serem ingeridas, devem passar por uma 
diluição, de acordo com instruções contidas nos rótulos das embalagens. 
Outro exemplo em que se usa a diluição ocorre quando uma criança, depois 
de usar xampu em excesso e para que a mãe não perceba isso, acrescenta água no 
frasco com xampu. Lógico que as mães percebem facilmente o que foi feito, pois o 
xampu adulterado apresenta uma viscosidade menor que a original, ou seja, ele é 
mais “ralo”.
 
Note que, nesses exemplos de diluição mencionados, o procedimento foi o 
mesmo, ou seja, adiciona-se certa quantidade de água (solvente) à solução inicial, 
obtendo-se uma nova solução menos concentrada ou mais diluída. (USBERCO; 
SALVADOR, 1999).
Então, a diluição é um processo que implica no decréscimo da concentração 
de uma solução. Para conseguir esse decréscimo, podemos juntar solvente à solução 
ou retirar uma parcela do soluto nela presente.
Na figura a seguir, vamos considerar o acréscimo de solvente:
FIGURA 38 - PROCESSO DE DILUIÇÃO
Solução A Solução B
FONTE: SARDELA, A. Curso de Química. Físico-Química, 1997, p. 36. 
154
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
 m1 m1
 CA = ------ ou CB = -------
 VA VB
Disso, concluímos que:
m1 = CA . VA 
m1 = CB . VB CA . VA = CB . VB
 n1 n1
 MA = ----- ou MB = ------
 VA VB
 
n1 = MA . VA 
n1 = MB . VB MA . VA = MB . VB
Exercício resolvido
1) Considere 40 mL de uma solução 0,5 M de NaCl. Que volume de água deve ser 
adicionado para que a sua concentração caia para 0,2 M?
Resolução
VA = 40 mL Como o volume de água adicionado é obtido da diferença 
entre
MA = 0,5 molar o volume da solução final e da solução inicial, devemos em 
Vágua = ? primeiro lugar determinar o volume da solução final (VB).
M2 = 0,2 molar
V2 = ? 
 MA . VA = MB . VB 0,5 molar. 40 mL = 0,2 molar . VB
 
 0,5 molar . 40 mL
 VB = ---------------------- VB = 100 mL 
 0,2 molar
 Vágua = VB - VA
 Vágua = 100 mL – 40 mL Vágua = 60 mL
TÓPICO 4 | DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E MISTURA DE SOLUÇÕES
155
2) Calcule a concentração molar de uma solução obtida a partir de 1 L de solução 
de KNO3 0,3 M, à qual são acrescentados 500 mL de água pura.
Resolução
VA = 1 L Como o volume da solução A está expresso em litros, devemos 
MA = 0,3 molar transformar o volume da solução B também em litros. 
M2 = ?
V2 = 500 mL = 0,5 L
 
 MA . VA = MB . VB 0,3 molar . 1 L = MB . 1,5 L
 
 0,3 molar . 1L
 MB = ------------------ MB = 0,2 molar 
 1,5 L
2 MISTURA DE SOLUÇÕES
2.1 MISTURA DE SOLUÇÕES QUE APRESENTAM O MESMO 
SOLUTO E O MESMO SOLVENTE
Observe na Figura 40, uma mistura de duas soluções contendo o mesmo 
soluto e o mesmo solvente.
FIGURA 39 - MISTURA DE SOLUÇÕES
 Solução A Solução B Solução resultante
FONTE: SARDELA, A. Curso de Química. Físico-Química, 1997, p. 37. 
156
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
 m1A m1B m1A + m1B
CA = ------ CB = ------- Cr = ------------- 
 VA VB VA + VB
 m1A = CA . VA 
 m1B = CB . VB e 
 m1A + m1B = Cr . (VA + VB) CA.VA + CB.VB = Cr . (VA + VB)
ou
 n1A n1B n1A + n1B
 MA = ------- MB = --------- Mr = --------------
 VA VB VA + VB
 
 
 n1A = MA . VA 
 
 n1B = MB . VB 
 
 n1A + n1B = Mr . (VA + VB) MAVA + MBVB = Mr . (VA + VB)
 
Exercício resolvido:
Em 30 cm3 de solução de HNO3 0,1 M foram adicionados a 20 cm3 de solução 
0,2 M do mesmo ácido. Calcular a molaridade da solução resultante.
Resolução
 VA = 30 cm3 VB = 20 cm3 Mr = ?
 MA = 0,1 molar MB = 0,2 molar VA + VB = 50 cm3
 MAVA + MBVB = Mr . (VA + VB)
 
 0,1 . 30 + 0,2 . 20 = Mr . 50 
TÓPICO 4 | DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E MISTURA DE SOLUÇÕES
157
 0,1 . 30 + 0,2 . 20
 Mr = ----------------------- Mr = 0,14 molar
 50
2.2 ANÁLISE VOLUMÉTRICA: TITULOMETRIA OU TITULAÇÃO
Análise volumétrica é procedimento laboratorial para determinar a 
concentração de uma solução. Nessa análise faz-se reagir um volume conhecido 
de uma solução, chamada solução-problema, com outra solução conveniente, 
chamada solução-padrão, e determina-se com o maior rigor possível o volume da 
solução-padrão, que deve ser exatamente o necessário para reagir com o volume 
conhecido da solução-problema. (SARDELLA; FALCONE, 2005, p. 239).
Para se determinar a concentração da solução-problema, é necessário 
saber quando a reação termina (ponto final, ponto estequiométrico ou ponto de 
equivalência da reação). Isto é possível pela adição de indicadores que determinam 
o término da reação pela mudança de coloração. A mudança de cor do indicador 
ocorre de forma rápida, o que torna fácil detectar o ponto estequiométrico da 
reação.
 
Os principais indicadores utilizados em laboratórios, nesse processo, são a 
fenolftaleína e metil orange. 
Para que seja possível interpretar uma titulação é necessário que se tenha a 
relação estequiométrica da equação química envolvida na reação.
 
Nesse caderno de estudos de Química Geral iremos estudar apenas o 
processo de dosagem por volumetria (análise volumétrica). A figura a seguir 
mostra a Titulação ácido-base.
158
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
FIGURA 40 - ESQUEMA DA TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
FONTE: Disponível em: <http://image.slidesharecdn.com/11acidosbasestitulacao-
130515181826-phpapp02/95/cidos-bases-e-ph-11ano-fq-a-64-638.jpg?cb=1368642046>. 
Acesso em: 17 fev. 2016.
Os processos volumétricos constituem a análise química quantitativa 
denominada volumetria ou análise volumétrica.
Em laboratório, para determinar o volume da solução-problema e o volume 
gasto da solução-padrão, são utilizados frascos especiais.
Nesta análise, deve reagir um volume conhecido da solução-problema 
que é colocado no erlenmeyer juntamente com a substância indicadora, que é 
responsável para detectar o ponto final da reação, e na bureta é colocada a solução-
padrão conveniente.
Em seguida, determina-se com o maior rigor possível o volume da solução-
padrão, o qual deve ser exatamente o necessário para reagir com o volume 
conhecido da solução-problema. 
O Ponto Final
Em uma reação ácido-base, um íon H+ da solução ácida reage com um íon 
OH- da solução básica para formar uma molécula de água: 
H+(aq) + OH-(aq) → H2O(L)
Titulação ácido-base (volumetria ácido-base) - permite determinar a concentração
desconhecida de um ácido (uma base) numa solução - titulado - fazendo reagir essa
solução com uma base (um ácido) de concentração conhecida - titulante.
Bureta
Titulante
Erlenmeyer
Suporte
universal
Titulado
TÓPICO 4 | DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E MISTURA DE SOLUÇÕES
159
Para que ocorra a neutralização completa entre a solução ácida e a solução 
básica, é necessário que a quantidade de mols de H+ adicionados do ácido seja 
igual à quantidade de mols de OH- presentes na base.
Quando, na reação, as quantidades de íons H+(aq) e OH-(aq) se igualam, 
atingimos o ponto de equivalência (ponto estequiométrico) da titulação.
Observe o quadro a seguir:
QUADRO 20 – SOLUÇÃO-PROBLEMA E SOLUÇÃO-PADRÃO
Solução-problema:
 V1 = volume escolhido (e, portanto, conhecido) para reagir com a 
solução-padrão
 M1 = concentração desconhecida
 
 n1 = nº de mols desconhecido
Solução-padrão:
 V2 = volume gasto na reação com o volume escolhido da solução-
problema
 M2 = concentração conhecida
 n2 = nº de mols conhecido
FONTE: SARDELLA, Antônio. Curso de Química – Físico-Química. vol. 2 (1997, pág. 47)
Após a reação, determinamos o número de mols de soluto na solução-padrão 
e, a partir dos coeficientes da equação química balanceada, o número de mols de 
soluto na solução-problema. Obtemos, desse modo, a concentração da solução-
problema.
Tipos de Volumetria
Conforme a natureza da reação que se desenvolve entre a solução-problema 
e a solução-padrão, distinguem-se três tipos importantes de volumetria: por 
neutralização, por precipitação e por oxirredução.
 
Neste caderno utilizaremos o processo de volumetria por neutralização
Exemplo 1: Na titulação de 10,0 mL de ácido clorídrico, existente em uma 
amostra de suco gástrico, foram gastos 9,0 mL de uma solução 0,20 mol/ l de 
hidróxido de sódio. Qual é a concentração em mol/L do ácido na amostra?
 
160
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
Resolução
Solução-Problema (HCl): V = 10,0 mL
 n = número de mols presente na solução-
problema?
 M = concentração molar da solução-problema?
Solução-padrão (NaOH): V = 9,0 mL = 0,009 L
 n = número de mols presente na solução-problema?
 M = 0,20 mols/L
 
Nesse procedimento ocorre reação de neutralização e a quantidade de mols 
de HCl e a de NaOH reagem na proporção dos coeficientes da respectiva equação 
química, temos que:
1 HCl(aq) + 1 NaOH(aq) 1 NaCl(aq) + 1 H2O(L)
 
 proporção dos coeficientes → 1 mol reage 1 molno erlenmeyer → n(HCl) reage n(NaOH) 
Como: n
 M = --------- temos: n = M . V(L)
 V(L)
Logo: n(NaOH) = 0,20 mols/L . 0,009 L n(NaOH) = 0,0018 mols
Sabemos que: n(HCl) reage n(NaOH), então:
 
 0,0018 mols
M(HCl) = -------------- M(HCl) = 0,18 mols/L
 0,01 L
Exemplo 2: 25,0 mL de uma solução de NaOH (hidróxido de sódio) foram 
submetidos à titulação com uma solução de H2SO4 (ácido sulfúrico) de concentração 
0,10 mol/L. Terminada a titulação, verificou-se que foram gastos 26,5 mL da solução 
do ácido. Calcular a concentração molar da solução básica.
TÓPICO 4 | DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E MISTURA DE SOLUÇÕES
161
Resolução
Solução-Problema (NaOH): V = 25,0 mL
 n = número de mols presente na solução-problema?
 M = concentração molar da solução-problema?
Solução-padrão (H2SO4): V = 26,5 mL = 0,0265 L
 n = número de mols presente na solução-problema?
 M = 0,10 mols/L
 
Nesse procedimento ocorre reação de neutralização e a quantidade de mols 
de H2SO4 e a de NaOH reagem na proporção dos coeficientes da respectiva equação 
química, temos que:
 1 H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) 1 Na2SO4(aq) + 1 H2O(L)
 
 proporção dos coeficientes → 1 mol reage 2 mol 
 no erlenmeyer → n(ácido) reage n(base) 
Como: n
 M = --------- temos: n = M . V(L)
 V(L)
Logo: n(ácido) = 0,10 mols/L . 0,0265 L n(ácido) = 0,00265 mols
Da equação, temos:
2 mols de NaOH ------------------------- 1 mol de H2SO4
 n 0,00265 mols
n = 0,0053 mols
162
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
Sabemos que: n(ácido) reage n(base), então:
 
 0,0053 mols
M(base) = -------------- M(base) = 0, 212 mols/L
 0,025 L
Caro acadêmico, segue uma leitura complementar extremamente atual e 
importante para a ciência, bem como para os próximos desenvolvimentos tecnológicos. 
Boa leitura!
LEITURA COMPLEMENTAR
TEORIA DAS ONDAS GRAVITACIONAIS
Ciência confirma a teoria das ondas gravitacionais de Albert Einstein:
Experiência confirma a existência do ‘som do universo’, previsto por Albert Einstein 
há 100 anos.
A última grande previsão de Albert Einstein sobre o universo acaba de ser 
confirmada, um século depois de ser proposta: as ondas gravitacionais existem, 
e uma experiência nos Estados Unidos as detectou pela primeira vez. Confirmar 
a teoria das ondas gravitacionais de Einstein é o de menos. A descoberta abre a 
possibilidade de usar essas ondas para estudar o universo de uma forma totalmente 
nova. As ondas gravitacionais permitirão entender “como se formam os buracos 
negros e quantos existem, e também conhecer com mais detalhes o ciclo vital das 
estrelas e do universo”, ressalta Husa. Além disso, sinais cósmicos desse tipo 
mostrarão se esses violentíssimos encontros ocorrem conforme prevê a Teoria da 
Relatividade einsteiniana, ou se precisamos procurar outra explicação.
Segundo a Teoria Geral da Relatividade, há objetos que transformam parte da 
sua massa em energia e a emitem em forma de ondas, que viajam à velocidade da luz 
e deformam o espaço e o tempo à sua passagem. A origem das ondas gravitacionais 
por excelência é a fusão de dois buracos negros supermaciços, um dos eventos mais 
violentos depois do Big Bang. O gênio alemão as previu em 1916, mas também 
advertiu que, se realmente existirem fusões desse tipo, elas acontecem em lugares 
tão longínquos que suas vibrações seriam indetectáveis na Terra.
Os responsáveis pelo Observatório da Interferometria a Laser de Ondas 
Gravitacionais (LIGO), patrocinado pela Fundação Nacional de Ciências dos EUA, 
anunciaram nesta quinta-feira que seus cientistas captaram as ondas produzidas 
DICAS
TÓPICO 4 | DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E MISTURA DE SOLUÇÕES
163
pelo choque de dois buracos negros, a primeira detecção direta que confirma a teoria 
de Albert Einstein. O anúncio ocorreu numa entrevista coletiva em Washington, 
transmitida pela internet. Os resultados científicos foram aceitos para publicação 
pela Physical Review Letters, segundo nota em Instituto Tecnológico da Califórnia 
(Caltech), uma das instituições que operam o laboratório.
“É uma descoberta histórica, que abre uma nova era de compreensão do 
cosmo”.
O primeiro sinal foi captado simultaneamente em 14 de setembro pelos 
detectores dessa experiência, aparelhos idênticos situados a 3.000 quilômetros 
um do outro. Esse sinal provinha de uma fusão que ocorreu há 1,3 bilhão de anos, 
um violento abraço entre dois buracos negros com uma massa entre 29 e 36 vezes 
maior que a do Sol. Em uma fração de segundo, uma massa equivalente ao triplo 
do Sol foi liberada na forma de ondas gravitacionais, um processo perfeitamente 
descrito na equação mais famosa do mundo: E=mc2 (energia é igual a massa vezes 
velocidade da luz ao quadrado).
A descoberta da existência das ondas gravitacionais abre um novo caminho 
na astronomia. Até agora, ela se centrava na luz em todas as suas variantes 
conhecidas, mas estas ondas são comparáveis ao som e permitem estudar objetos 
que antes eram totalmente invisíveis, especialmente os buracos negros.
Nas palavras de Alicia Sintes, física da Universidade das Ilhas Baleares (UIB) 
e líder do único grupo espanhol envolvido na experiência, nossos ouvidos agora 
começam a escutar “a sinfonia do universo”. “É uma descoberta histórica, que abre 
uma nova era na compreensão do cosmo”, ressaltou.
Sua equipe realizou simulações com supercomputadores que reproduzem, 
segundo a Lei da Relatividade, todos os fenômenos que essas ondas poderiam 
produzir: duplas de estrelas de nêutrons, supernovas, buracos negros... Essas 
simulações foram comparadas com a frequência do sinal real captado no LIGO, e 
assim foi possível saber o que exatamente aconteceu, qual é a fonte das ondas, a 
que distância se encontra etc.
“É parecido com esses aplicativos que escutam uma música num bar e dizem 
o artista e o nome da canção, mesmo que haja muito ruído ao redor”, explica Sascha 
Husa, pesquisador da UIB e desenvolvedor das simulações. “Exceto pelo Big Bang, 
as fusões de buracos negros são os fatos mais luminosos do universo”, afirma.
Detector LIGO
Os objetos que produzem ondas gravitacionais estão a milhões de anos-luz, tão 
longe da Terra que chegam aqui como ínfimas ondulações do espaço e do tempo. Para 
captá-las foi preciso construir o LIGO avançado, liderado pelos institutos tecnológicos 
da Califórnia (Caltech) e Massachusetts (MIT), mas com o qual colaboram também 
cerca de 1.000 cientistas de 15 países.
164
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
O LIGO é o instrumento óptico mais preciso do mundo, com dois detectores 
separados por 3.000 quilômetros – um na Louisiana, o outro no Estado de 
Washington. Ambos estão compostos por dois feixes de laser com exatos quatro 
quilômetros, um comprimento que seria alterado com a passagem de uma onda 
gravitacional. Os instrumentos são capazes de detectar uma variação equivalente a 
um décimo de milésimo do diâmetro de um núcleo atômico, a medida mais precisa 
já obtida por qualquer ferramenta científica, segundo seus responsáveis.
A partir de agora, será preciso confirmar essa primeira detecção do LIGO e 
captar sinais de eventos diferentes. A isso se dedicam muitas equipes científicas mundo 
afora. Além do LIGO, neste ano começará a funcionar uma versão aprimorada de 
outro grande observatório de ondas gravitacionais, o europeu VIRGO, e recentemente 
foi lançada a missão LISA Pathfinder, com o objetivo de demonstrar a viabilidade de 
um futuro observatório espacial para fenômenosdesse tipo.
A descoberta abre a possibilidade de que essas ondas sejam usadas para 
estudar o universo de uma forma totalmente nova. 
FONTE: Disponível em: <http://brasil.elpais.com/brasil/2016/02/11/ciencia/1455201194_750459.
html>. Acesso em: 15 fev. 2016. 
165
RESUMO DO TÓPICO 4
 Neste tópico você aprendeu que:
• Diluir significa diminuir a concentração de uma solução.
• Para se diluir uma solução, geralmente adiciona-se solvente puro.
• As misturas de soluções podem ser: do mesmo soluto e o mesmo solvente, mesmo 
solvente com solutos diferentes e que não reagem entre si, e solutos diferentes 
que reagem entre si e o mesmo solvente.
• Titulometria ou titulação é uma técnica aplicada na dosagem das soluções, ou 
seja, determina a concentração de uma solução desconhecida estabelecendo uma 
reação química entre uma solução de concentração conhecida. 
• Solução-padrão é a solução de concentração conhecida e solução-problema é a 
solução de concentração desconhecida. 
• Indicadores são substâncias que, em contato com uma solução-problema, 
apresentam uma mudança de cor. Quando a reação termina, essa coloração acha-
se alterada.
166
AUTOATIVIDADE
1 300 mL de água foram adicionados a 700 mL de uma solução 0,4 
M de NaCl. Calcule a molaridade da solução resultante. 
2 A 400 mL de solução de glicose de concentração 10 g/L foram 
adicionados a 600 mL de água. Calcule a concentração em g/L 
da solução obtida.
3 Qual a quantidade de água que se deve adicionar a 250 mL de 
uma solução 2,0 M de NH4Cl, de modo que a concentração final 
seja igual a 0,5 M? 
167
REFERÊNCIAS
BIANCO, Renata Joaquim Ferraz. Química inorgânica e orgânica. São Paulo: 
Pearson, 2014.
BIANCO, Renata Joaquim Ferraz. Química geral e orgânica. Indaial: 
UNIASSELVI, 2012.
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BUENO, Willie et al. Química geral. São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 1978.
CODATA. Unified atomic mass unit. Disponível em: <http://physics.nist.gov/cgi-
bin/cuu/Value?tukg|search_for=nonsi_in!>. Acesso em: 3 jul. 2007. 
COVRE, Geraldo José. Química total. São Paulo: FTD, 2001.
EBBING, Darrell D. Química Geral. 2. v. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e 
Científicos Editora S.A., 1996.
FELTRE, Ricardo. Química. 2 v. São Paulo: Moderna, 1996.
IUPAC. IUPAC Goldbook - Definição de unidade de massa atômica. Disponível 
em: <http://goldbook.iupac.org/U06554.html>. Acesso em: 3 jul. 2007. 
KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M. Jr. Química geral e reações químicas. Rio 
de Janeiro: Pioneira Thomson Learning, 2005.
LEMBO, Antônio. Química: Realidade e Contexto. São Paulo: Ática, 2000.
MAHAN, Bruce M.; MYERS, Rollie J. Química um curso universitário. 4. ed. São 
Paulo: Editora Edgard Blücher Ltda., 1995.
NABUCO, João Roberto da Paciência; BARROS, Roberto Vizeu. Química geral e 
inorgânica. Rio de Janeiro: Ao Livro Técnico S/A, 1985.
PERUZZO, Francisco Miragaia; CANTO, Eduardo Leite. Química na abordagem 
do cotidiano. Volume Único. São Paulo: Moderna, 2002.
RUSSEL, B. John. Química Geral. 2 v. São Paulo: Makron Books, 1994.
SARDELLA, Antônio; MATEUS, Edegar. Curso de Química. São Paulo: Ática, 
1998.
SARDELLA, Antônio. Curso de Química. 2 v. São Paulo: Ática, 1998. 
168
SARDELLA, Antônio; FALCONE, Marly. Química – série Brasil. São Paulo: Ática, 
2005. 
USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química geral. 2 v. São Paulo: Saraiva, 
1995.
USBERCO, João; SALVADOR, Edgar. Química. 4. ed. São Paulo: Saraiva, 1999.
USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química. 5. ed. São Paulo: Saraiva, 2006.
169
ANOTAÇÕES
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170
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171
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06/04/2020 UNIASSELVI - Centro Universitário Leonardo Da Vinci - Portal do Aluno - Portal do Aluno - Grupo UNIASSELVI
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Acadêmico: Marcos Fernando Rodrigues de Araújo (2456820)
Disciplina: Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação Final (Objetiva) - Individual Semipresencial ( Cod.:637798) ( peso.:3,00)
Prova: 16476968
Nota da Prova: 8,00
Legenda: Resposta Certa Sua Resposta Errada 
1. O ácido sulfúrico, formado por dois átomos de hidrogêno (H), um átomo de enxofre (S) e quatro átomos de oxigênio
(O) pode ser classificado em relação ao número de hidrogênios, número de oxigênios e quanto à força. Quanto à
classificação desse ácido, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Oxiácido, diácido e fraco.
 b) Oxiácido, diácido e forte.
 c) Hidrácido, triácido e forte.
 d) Oxiácido, triácido e fraco.
2. Considere duas soluções químicas, A e B, nas condições normais de temperatura e pressão. A solução química A
apresenta um valor de pH = 3 e a solução química B apresenta um valor de pH = 12. Sobre as soluções químicas
A e B, classifique V para as sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) A solução A é ácida enquanto a solução B é alcalina.
( ) A solução A possui maior quantidade de íons hidroxila que a solução B.
( ) O pH da solução A deverá se elevar com a adição de água.
( ) A solução B reduzirá o seu pH após a adição de igual quantidade da solução A.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) V - V - F - V.
 b) F - V - V - F.
 c) F - V - F - V.
 d) V - F - V - V.
3. Os ácidos são compostos facilmente encontrados em situações de nosso cotidiano. Por exemplo, o vinagre tem
sabor azedo devido ao ácido acético, seu principal constituinte. Na laranja e no limão existe o ácido cítrico,
também utilizado como conservante para alimentos, e na uva está presente o ácido tartárico. Assinale a alternativa
CORRETA:
 a) Os ácidos são compostos que apresentam sabor adocicado e altos valores de pH que variam entre oito e
quatorze.
 b) Os ácidos são compostos moleculares, que em água sofrem ionização, gerando como único íon positivo o
Hidroxônio ou Hidrônio.
 c) Os ácidos podem ser classificados em monobásicos, dibásicos, tribásicos e tetrabásicos dependendo do
número de hidrogênios ionizáveis.
 d) O ácidos são formados por um cátion qualquer, menos o hidrogênio, e por um ânion qualquer menos a hidroxila.
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4. Na água do mar estão presentes diversos tipos de sólidos e gases, que podem estar dissolvidos ou em
suspensão. Os sólidos podem ser de origem orgânica, sendo principalmente restos de tecidos vegetais ou
animais, ou de origem inorgânica. É justamente devido à presença desses compostos inorgânicos, que são sais,
que a água do mar é salgada. A origem desses sais é principalmente devido à erosão das rochas ou das erupções
vulcânicas submarinas. É interessante notar que, embora a quantidade total de sais dissolvidos seja variável, as
proporções relativas dos principais íons (de sódio, de cloro, de magnésio, de cálcio, de potássio e sulfato) são
constantes para todos os oceanos. O gráfico anexo traz informações sobre a solubilidade de diferentes sais em
água. Com base nas informações no exposto, analise as seguintes sentenças:
I- A solubilidade dos sais, não importa qual sua natureza, sempre aumenta em função do aumento da temperatura.
II- Se adicionarmos 40 g de cloreto de potássio a 100 mL de água teremos uma solução insaturada a 80 °C e uma
solução saturada com corpo de fundo a temperatura ambiente.
III- Os sais de sódio apresentam solubilidade em água bastante similares.
IV- Para preparar uma solução supersaturada de dicromato de potássio basta adicionar 70 g desse sal a 100 mL
de água e aquecer a solução a 90 °C.
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças II, III e IV então corretas.
 b) As sentenças I, II e IV estão corretas.
 c) Somente a sentença II está correta.
 d) Somente a sentença I está correta.
5. A polaridade de uma molécula refere-se às concentrações de cargas da nuvem eletrônica em volta da molécula.
Moléculas polares possuem maior concentração de carga negativa numa parte da nuvem e maior concentração de
positiva em outro extremo. Nas moléculas apolares, a carga eletrônica está uniformemente distribuída, ou seja, não
há concentração. Sobre qual é a molécula apolar com ligações polares, assinale a alternativa CORRETA:
 a) CH4.
 b) H2O.
 c) CO.
 d) HCl.
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6. Toda solução química, formada por no mínimo um soluto e um solvente, apresenta diferentes propriedades, sejam
elas físicas ou químicas, a densidade absoluta é uma propriedade física, por exemplo. Para se verificar a
densidade de uma solução química, recorre-se a uma fórmula padrão. 
Associe os itens, utilizando o código a seguir:
I - Densidade absoluta
II - Mol
III - Título
IV - Concentração Molal
( ) a relação entre a massa do soluto e a massa do solvente.
( ) a relação entre a massa e o volume da solução.
( ) a relação entre o número de mol do soluto e o volume da solução.
( ) a relação entre o número de mol do soluto e a massa em kg do solvente.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) III - I - II - IV.
 b) I - II - III - IV.
 c) III - II - IV - I.
 d) II - IV - III - I.
7. Hoje compreendemos e aceitamos que o átomo tem um determinado tipo de estrutura, uma determinada forma.
Essa nossa compreensão atual vem de estudos e experimentos realizados com o passar de muitos anos. Esse
modelo pode ainda não ser o real, pois não temos ainda condições para entender o "Divino" existente no átomo.
Sobre o exposto, avalie as asserções a seguir:
I- A concepção do átomo ser semelhante a um pudim de passas foi negada por Joseph John Thomson.
PORQUE
II- Enerst Rutherford realizou experimentos e definiu o átomo no modelo do sistema solar.
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) As asserções I e II são proposições verdadeiras, e a II é uma justificativa da I.
 b) As asserções I e II são proposições verdadeiras, mas a II não é uma justificativa da I.
 c) As asserções I e II são proposições falsas.
 d) A asserção I é uma proposição falsa, e a II é uma proposição verdadeira.
8. Todas as substâncias existentes ao nosso redor são formadas pela vibração de ondas e partículas. Essa energia
cria tudo que necessitamos. As ligações intermoleculares acontecem pela força de atraçãoentre os elementos
envolvidos, isso é definido pela eletronegatividade. A Tabela Periódica foi construída e mantém uma ordem em
relação à eletronegatividade. Observando a tabela, classifique V para as sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) O Cloro, com 7 elétrons na última camada, é mais eletronegativo que o Magnésio, com 2 elétrons na última
camada. 
( ) O Oxigênio, com 6 elétrons na última camada, é menos eletronegativo que o Iodo, também com 6 elétrons na
última camada.
( ) O Hidrogênio, com 1 elétron na última camada, apresenta eletronegatividade média.
( ) Hélio, com 2 elétrons na última camada, não apresenta eletronegatividade. 
Assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) V - F - V - V.
 b) F - F - V - V.
 c) V - F - F - V.
 d) F - V - V - F.
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9. A densidade absoluta ou massa específica é uma propriedade da substância útil em cálculos químicos e
termodinâmicos. Considere que um operário deseja determinar a densidade de um parafuso de cobre. Ele faz
aferições no parafuso e constata que sua massa é 55,4 g e o volume igual a 6,2 mL. Qual é a densidade do
material do parafuso?
 a) 0,00089 g/mL.
 b) 0,11 g/mL.
 c) 8,94 g/mL.
 d) 8935,5 g/mL.
10. Reações químicas são transformações que ocorrem entre substâncias resultando no surgimento de outras novas.
Basicamente, podemos classificar as reações químicas em quatro tipos: reação de adição, decomposição,
substituição ou dupla troca. Com relação à classificação das reações químicas, associe os itens, utilizando o
código a seguir:
I- Reação de adição.
II- Reação de decomposição.
III- Reação de substituição.
IV- Reação de dupla troca.
 a) IV - II - I - III.
 b) II - I - III - IV.
 c) II - III - IV - I.
 d) I - IV - II - III.
11. (ENADE, 2011) Segundo um estudo norte-americano publicado na revista Proceedings of the National Academy of
Sciences, as temperaturas na superfície da Terra não subiram tanto entre 1998 e 2009, graças ao efeito resfriador
dos gases contendo enxofre, emitidos pelas termelétricas a carvão (as partículas de enxofre refletem a luz e o
calor do Sol). O enxofre é um dos componentes do ácido sulfúrico (H2SO4), cujo uso é comum em indústrias na
fabricação de fertilizantes, tintas e detergentes. Sabendo-se que o ácido sulfúrico concentrado é 98,0% em massa
de H2SO4 e densidade 1,84 g/mL, conclui-se que a sua concentração, em mol/L, é igual a:
FONTE: http://mudancasclimaticas.cptec.inpe.br/~rmclima/pdfs/prod_probio/Relatorio_1.pdf. Acesso em: 8 nov.
2018.
 a) 18,6.
 b) 18,4.
 c) 18,8.
 d) 18,0.
12. (ENADE, 2005) O alumínio é o terceiro elemento mais abundante na crosta terrestre depois do oxigênio e do
silício. Tem grande aplicação industrial, sendo utilizado na fabricação de recipientes, embalagens, na construção
civil e na indústria aeroespacial, entre outros usos. Com relação às propriedades do alumínio, pode-se afirmar que:
I- Forma o íon Al3+ que é paramagnético.
II- Seu íon Al3+ tem forte efeito polarizante.
III- Pode ser obtido pela eletrólise ígnea da bauxita.
IV- Seus haletos agem como Ácidos de Lewis.
São corretas apenas as afirmações:
 a) I, II e IV.
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 b) I e IV.
 c) II, III e IV.
 d) I, II e III.
Prova finalizada com 8 acertos e 4 questões erradas.
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Acadêmico: Marcos Onofre Dias de Souza (2492170)
Disciplina: Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação Final (Objetiva) - Individual Semipresencial ( Cod.:637798) ( peso.:3,00)
Prova: 16551062
Nota da Prova: 9,00
Legenda: Resposta Certa Sua Resposta Errada 
1. O modelo atômico de Niels Bohr enuncia as sete camadas eletrônicas ou níveis de energia. Cada camada
eletrônica ou nível de energia foi representada por uma letra, de K a Q, respectivamente. Sobre as camadas
eletrônicas ou níveis de energia, analise as sentenças a seguir:
I- A camada eletrônica K comporta no máximo dois elétrons.
II- A camada eletrônica L comporta no máximo dezoito elétrons.
III- A camada eletrônica M comporta no máximo oito elétrons.
IV- A camada eletrônica N comporta no máximo trinta e dois elétrons.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Somente a sentença II está correta.
 b) As sentenças I e IV estão corretas.
 c) Somente a sentença I está correta.
 d) As sentenças III e IV estão corretas.
2. O átomo é objeto de estudos há muitos anos, por isso, vários cientistas criaram modelos atômicos a fim de definir
e representar a estrutura física e a composição química do átomo. Com relação aos modelos atômicos que foram
criados, associe os itens, utilizando o código a seguir:
I- Dalton. 
II- Thomson.
III- Rutherford.
IV- Bohr.
( ) O átomo possui um núcleo pequeno onde está a massa, e a eletrosfera, onde estão os elétrons. 
( ) O átomo era uma esfera positiva, onde estavam mergulhados os elétrons.
( ) O átomo é a menor partícula da matéria, indivisível e indestrutível.
( ) Os elétrons circulam ao redor do núcleo em 7 camadas eletrônicas ou níveis de energia.
Assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) III - II - I - IV.
 b) III - IV - II - I.
 c) II - IV - III - I.
 d) III - IV - I - II.
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3. Os elementos químicos metálicos ocupam cerca de 80% da tabela periódica e, além das inúmeras aplicações
industriais, muitos metais são essenciais em nossa dieta alimentar, pois garantem a manutenção da nossa saúde.
Com relação às funções dos metais para a nossa saúde, analise as seguintes sentenças:
I- O potássio é metal alcalino indispensável para os músculos.
II- O flúor é um metal de transição de vasta aplicação dental.
III- O ferro é um metal muito importante para o sangue.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças II e III estão corretas.
 b) Somente a sentença III está correta.
 c) As sentenças I e III estão corretas.
 d) Somente a sentença I está correta.
4. Uma solução é uma mistura homogênea, entre dois ou mais componentes. Podem ser misturas gasosas (mistura
de gases), líquidas (dois tipos de líquidos) e sólidas (ligas metálicas). A concentração das soluções depende da
quantidade de soluto dissolvido em determinada quantidade de solvente. Existem várias maneiras de calcular a
concentração de uma solução. Sobre o exposto, classifique V para as sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) O título é a concentração de uma solução dada em porcentagem de massa da solução, que consiste na
relação massa do soluto e a massa da solução.
( ) A concentração molar de uma solução é a relação entre a quantidade de soluto, dito em mol, ou número de
mols de moléculas, dissolvidos em um determinado volume (em Litros) de solução.
( ) Concentração comum de uma solução é a relação entre a massa do soluto (m1) e o volume dessa solução.
( ) Concentração molal de uma solução é a relação entre o número do mols do soluto e a massa do solvente (em
quilogramas). 
Assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) V - V - V - V.
 b) F - F - V - V.
 c) V - F - F - V.
 d) F - V - V - F.
5. As funções inorgânicas óxidos são definidas como compostos binários em que o elemento químico oxigênio é o
segundo elemento e o mais eletronegativo em sua composição molecular. Sobre as funções inorgânicas óxidos,
analise as sentenças a seguir:
I- O CaO recebe o nome de óxido de cálcio.
II-O dióxido de carbono é classificado como trióxido.
III- O LiO é classificado como um monóxido.
IV- O NaClO é um móxido ternário.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças I e III estão corretas.
 b) As sentenças I, II e IV estão corretas.
 c) Somente a sentença I está correta.
 d) Somente a sentença III está correta.
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6. As dispersões são misturas de dois ou mais componentes nas quais uma substância, chamada disperso, está
espalhada sob a forma de pequenas partículas no interior de outra substância, chamada dispersantes ou
dispergentes. Com base nos conceitos de soluções e dispersões, analise as sentenças a seguir:
I- Uma solução é dita concentrada quando a quantidade de soluto em relação ao solvente é mínima.
II- A água é denominada de solvente universal.
III- Uma solução é diluída quando apresenta uma quantidade maior de soluto em relação ao solvente.
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) Somente a sentença III está correta.
 b) As sentenças I e III estão corretas.
 c) Somente a sentença II está correta.
 d) As sentenças I e II estão corretas.
7. Os ácidos são substâncias químicas, leia-se funções inorgânicas, presentes em nosso cotidiano, desde os
produtos de limpeza até os alimentos. Através de inúmeros estudos, verificou-se que essas substâncias podem
ser classificadas, quanto ao número de elementos, em ácidos binários, ácidos ternários e ácidos quaternários.
Neste sentido, associe os itens, utilizando o código a seguir:
I- Binários.
II- Ternários.
III- Quaternários.
( ) São constituídos por quatro elementos diferentes.
( ) São constituídos por dois elementos diferentes.
( ) São constituídos por três elementos diferentes.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) III - II - I.
 b) III - I - II.
 c) II - I - III.
 d) I - III - II.
8. A densidade absoluta ou massa específica é uma propriedade da substância útil em cálculos químicos e
termodinâmicos. Podemos classificar e definir os materiais com base nesta propriedade. Considere que um
operário deseja determinar qual o material constituinte de uma determinada peça metálica. Ele faz aferições na
peça e constata que sua massa é 700 g e o volume da peça igual a 69,65 cm³. Com o auxílio da tabela a seguir,
qual é o material que constitui a peça metálica?
 a) Cobre.
 b) Diamante.
 c) Ouro.
 d) Prata.
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9. Um fenômeno físico é aquele que não altera a constituição íntima da matéria, como as mudanças de estado físico.
Já um fenômeno químico é aquele que altera a constituição íntima da matéria, como as reações químicas. Deste
modo, analise as asserções a seguir e a relação proposta entre elas:
I- Todo fenômeno químico corresponde a uma reação química que pode ser representada por uma equação
química. 
PORQUE
II- A reação química é a representação gráfica de uma equação química, onde são apresentados os reagentes (à
esquerda) e os produtos (à direita).
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) A asserção I é uma proposição verdadeira, e a II é uma proposição falsa.
 b) As asserções I e II são proposições verdadeiras, no entanto a II não é justificativa da I.
 c) Ambas as asserções são proposições falsas.
 d) As asserções I e II são proposições verdadeiras, sendo a II uma justificativa correta da I.
10. As funções inorgânicas englobam inúmeros compostos, do reino mineral, que estão presentes em nosso cotidiano.
Além das propriedades físico-químicas, a composição molecular é um fator primordial para diferenciá-las. Associe
os itens, utilizando o código a seguir e depois assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) I - IV - III - II.
 b) II - III - IV - I.
 c) III - I - II - IV.
 d) IV - II - III - I.
11. (ENADE, 2005) O alumínio é o terceiro elemento mais abundante na crosta terrestre depois do oxigênio e do
silício. Tem grande aplicação industrial, sendo utilizado na fabricação de recipientes, embalagens, na construção
civil e na indústria aeroespacial, entre outros usos. Com relação às propriedades do alumínio, pode-se afirmar que:
I- Forma o íon Al3+ que é paramagnético.
II- Seu íon Al3+ tem forte efeito polarizante.
III- Pode ser obtido pela eletrólise ígnea da bauxita.
IV- Seus haletos agem como Ácidos de Lewis.
São corretas apenas as afirmações:
 a) I, II e IV.
 b) I e IV.
 c) I, II e III.
 d) II, III e IV.
12. (ENADE, 2011) Segundo um estudo norte-americano publicado na revista Proceedings of the National Academy of
Sciences, as temperaturas na superfície da Terra não subiram tanto entre 1998 e 2009, graças ao efeito resfriador
dos gases contendo enxofre, emitidos pelas termelétricas a carvão (as partículas de enxofre refletem a luz e o
calor do Sol). O enxofre é um dos componentes do ácido sulfúrico (H2SO4), cujo uso é comum em indústrias na
fabricação de fertilizantes, tintas e detergentes. Sabendo-se que o ácido sulfúrico concentrado é 98,0% em massa
de H2SO4 e densidade 1,84 g/mL, conclui-se que a sua concentração, em mol/L, é igual a:
FONTE: http://mudancasclimaticas.cptec.inpe.br/~rmclima/pdfs/prod_probio/Relatorio_1.pdf. Acesso em: 8 nov.
2018.
 a) 18,4.
 b) 18,8.
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 c) 18,0.
 d) 18,6.
Prova finalizada com 9 acertos e 3 questões erradas.
28/05/2020 UNIASSELVI - Centro Universitário Leonardo Da Vinci - Portal do Aluno - Portal do Aluno - Grupo UNIASSELVI
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Acadêmico: Nilson Carlos Gonçalves (2247793)
Disciplina: Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação Final (Discursiva) - Individual FLEX ( Cod.:517652) ( peso.:4,00)
Prova: 18600558
Nota da Prova: -
1. Antoine Laurent de Lavoiser é o autor da famosa lei da conservação das massas: "Na natureza nada se cria, nada
se perde, tudo se transforma". Esta lei rege inúmeras reações que são estudadas nas mais diversas ciências,
inclusive na química. Diante da lei de Lavoisier, descreva a sua aplicação nas reações químicas.
Resposta Esperada:
São dois fatores que devem ser observados:
1- Nas reações químicas, a lei de Lavoisier deve ser respeitada através da conservação das massas, ou seja, a
quantidade de reagentes (1° membro) deve ser igual à quantidade de produtos (2° membro). 
2- Caso as quantidades dos reagentes e produtos não estejam iguais, deve-se balancear as reações, isto é, igualar
essas quantidades através de números inteiros ou fracionários, chamados de coeficientes estequiométricos.
2. Na natureza, inúmeros são os átomos (elementos químicos) diferentes. Atualmente, 118 átomos estão registrados
na tabela periódica. Entretanto, há alguns átomos que, mesmo diferentes, apresentam semelhanças entre si, que
são chamadas de semelhanças atômicas. Neste sentido, diferencie os átomos isóbaros, isótonos e isótopos que
contemplam as semelhanças atômicas estudadas.
Resposta Esperada:
Átomos isóbaros: são átomos diferentes com o mesmo número de massa atômica (A), mas com os números
atômicos (Z) diferentes.
Átomos isótonos: são átomos diferentes com o mesmo número de nêutrons (n), mas com os números atômicos (Z) e
números de massas atômicas (A) diferentes.
Átomos isótopos: são átomos iguais com o mesmo número atômico (Z), mas com os números de massas atômicas
(A) diferentes.
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Acadêmico: Pedro Henrique Vieira Ferreira (2011336)
Disciplina:Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação Final (Objetiva) - Individual Semipresencial ( Cod.:637798) ( peso.:3,00)
Prova: 16518064
Nota da Prova: 10,00
Legenda: Resposta Certa Sua Resposta Errada 
1. "Feliz Ano Novo!" ... barulhos e estrondos... e no céu, faíscas reluzentes fazem dos fogos de artifícios convidados
especiais nas comemorações. Todo esse brilho e glamour têm explicação na Química. As diferentes cores são
obtidas pela queima de diferentes compostos. Cada sal presente nos fogos de artifício possui um cátion de
elementos químicos diferentes. Quando são aquecidos, os elétrons desses elementos saltam a um nível de
energia mais externo, mas quando voltam ao estado original, liberam essa energia absorvida na forma visível. Cada
cor corresponde a uma quantidade de energia característica. Sobre a justificativa dessa teoria, assinale a
alternativa CORRETA:
 a) A propriedade dos compostos orgânicos.
 b) O modelo atômico de Rutherford-Bohr.
 c) A cromatografia, técnica da química analítica utilizada para a separação de misturas e substâncias.
 d) A sublimação, mudança do estado sólido para o estado gasoso, sem passar pelo estado líquido.
2. Toda substância é representada por uma molécula e toda molécula é representada por uma fórmula química que
também pode ser chamada de fórmula molecular. Através das fórmulas químicas, podemos calcular a massa
molecular, o volume molar, o número de átomos ou moléculas etc., sempre levando em consideração as variáveis
de temperatura e pressão. Neste sentido, classifique V para as sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) O volume ocupado por um mol de qualquer substância é denominado de volume molar.
( ) Nas Condições Normais de Temperatura e Pressão, 1 mol de gás ocupa um volume de 22,4 L.
( ) Nas Condições Normais de Temperatura e Pressão, a pressão vale 1 atm e a temperatura 25 °C.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) V - V - F.
 b) V - F - F.
 c) F - V - F.
 d) F - V - V.
3. O potencial Hidrogeniônico (pH) consiste num índice que indica a acidez, a neutralidade ou a alcalinidade de um
meio qualquer. O pH varia de acordo com a temperatura e a composição de cada substância (concentração de
ácidos, metais, sais etc.). Considere certa quantidade de água e suco de limão, misturados, contida em um copo.
Sobre esse sistema, analise as afirmativas a seguir:
I- O sistema formado apresenta caráter ácido.
II- O potencial de H do sistema é maior que 7.
III- A concentração de H+ é maior que a dos OH-.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Somente a afirmativa II está correta.
 b) As afirmativas I e III estão corretas.
 c) As afirmativas I e II estão corretas.
 d) Somente a afirmativa I está correta.
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4. A força de um ácido está relacionada com o grau de ionização, que é a relação entre o número de moléculas que
se ionizaram e o número total de moléculas iniciais. Assinale a alternativa CORRETA:
 a) Regra prática para força dos Oxiácidos: 
Fracos: número de Oxigênios - número de Hidrogênios = 1 ou 2.
Fortes: número de Oxigênios - número de Hidrogênios = 4 ou 5.
 b) Regra prática para força dos Oxiácidos: apenas o HSCN (ácido tiocianídrico) e o HCN (ácidos cianídro) são
fortes.
 c) Regra prática para força dos Hidrácidos: apenas o HF (ácido fluorídrico) é moderado.
 d) Regra prática para força dos Hidrácidos: apenas o HCl (ácido clorídrico), o HBr (ácido bromídrico) e o HI (ácido
iodídrico) são fracos.
5. Lorenzo Amadeo Carlo Avogadro di Quaregna e di Carreto foi o primeiro cientista a demonstrar matematicamente,
que, em uma amostra de qualquer elemento com o valor de massa igual à massa atômica do mesmo, existe um
mesmo número de átomos. Associe os itens, utilizando o código a seguir:
I- Número de Avogadro.
II- Constante de Avogadro.
III- Massa Molar.
( ) Lorenzo foi homenageado e recebeu tal nomenclatura ao valor do número de átomos.
( ) É numericamente igual à massa molecular de uma substância e em um mol há o número de Avogadro.
( ) Em um mol de qualquer substânica há 6,02 x 1023 átomos.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) II - III - I.
 b) III - II - I.
 c) I - II - III.
 d) I - III - II.
6. As bases ou hidróxidos são compostos que apresentam pH alcalino e inúmeras utilizações em nosso cotidiano,
como antiácidos estomacais, por exemplo. Com relação ao exposto, classifique V para as sentenças verdadeiras e
F para as falsas:
( ) As monobases apresentam o valor de pH = 1.
( ) O hidróxido ferroso é classificado como uma dibase.
( ) Na presença de fenolftaleína apresentam cor vermelha.
( ) As bases reagem com ácidos e fomam um sal + óxido.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) F - V - V - F.
 b) F - V - F - V.
 c) V - F - V - F
 d) V - F - F - V.
7. Durante o preparo de uma solução química, diversos critérios devem ser levados em consideração para que se
possa garantir a confiabilidade da concentração da solução preparada. A quantidade de soluto e a quantidade de
solvente, por exemplo, são primordiais para determinar a concentração de uma solução. Com relação à
concentração de uma solução química, classifique V para as sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) O título em massa relaciona a quantidade de soluto presente em determinada massa de solução.
( ) A concentração molar relaciona o número de mols de soluto em determinado volume de solução.
( ) A relação entre a massa do solvente e o volume do soluto é determinada através da concentração comum. 
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) V - F - V.
 b) V - V - F.
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 c) F - F - V.
 d) F - V - F.
8. Um profissional da área química, trabalhando em seu laboratório, utiliza 4 mols de enxofre (S) para preparar
pólvora. Contudo, para medir a quantidade de enxofre que será utilizada, ele necessita converter 4 mols em massa,
ou seja, ele precisa saber qual é a massa de enxofre (S) contida em 4 mols, sabendo apenas que a massa
atômica do enxofre é 32 u. Com relação à massa necessária de enxofre, assinale a alternativa CORRETA:
Dados: n = m/MM
 a) A massa necessária de enxofre é de 128 g.
 b) A massa necessária de enxofre é de 1,28 g.
 c) A massa necessária de enxofre é de 1280 g.
 d) A massa necessária de enxofre é de 12,8 g.
9. As ligações moleculares ocorrem por compartilhamento de elétrons. O par de elétrons compartilhado pode ser
formado por um elétron de cada elemento ou por dois elétrons de um único elemento. No primeiro caso, a ligação é
denominada "ligação covalente", no segundo é denominada "ligação covalente coordenada ou dativa". Referente às
ligações covalentes, classifique V para as sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) Ocorre entre dois elementos metálicos ou entre um metal e um não metal com diferença de eletronegatividade
superior a 1,7.
( ) Ocorre entre elementos não metálicos por compartilhamento de elétrons.
( ) Ocorre entre um metal e um não metal por transferência de elétrons.
( ) Ocorre como ligação simples, dupla ou tripla dependendo do número de pares de elétrons compartilhados.
Assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) F - V - F - V.
 b) V - F - V - F.
 c) F - V - V - F.
 d) F - F - F - V.
10. A tabela periódica é um material didático e científico indispensável ao estudo das ciências exatas, principalmente
da química, pois nela está contido um histórico organizado dos elementos químicos naturais e dos elementos
químicos sintetizados pelo homem. Com relação às informações contidas na tabela periódica, analise as
sentenças a seguir:
I- Possui 18 famílias,linhas verticais e 7 períodos, linhas horizontais.
II- Apresenta o cálculo de velocidade de formação dos elementos químicos.
III- O período indica o número da camada eletrônica ocupada pelo elemento.
IV- Na organização da Tabela Periódica, os elementos estão dispostos em ordem crescente de massa atômica.
Assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças I e II estão corretas.
 b) As sentenças II e IV estão corretas.
 c) As sentenças III e IV estão corretas.
 d) As sentenças I e III estão corretas.
11. (ENADE, 2005) I- A utilização da fórmula para a concentração molar, C = n/V (onde C = concentração molar; n =
quantidade de matéria e V = volume da solução), não implica a aprendizagem do conceito de concentração molar.
PORQUE
A aprendizagem do conceito de concentração molar envolve sua aplicação a diferentes fenômenos, a compreensão
de sua relação com objetos do mundo físico e de sua relação com outros conceitos químicos.
Analisando essas afirmações, conclui-se que:
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 a) As duas afirmações são verdadeiras e a segunda não justifica a primeira.
 b) A primeira afirmação é verdadeira e a segunda é falsa.
 c) A primeira afirmação é falsa e a segunda é verdadeira.
 d) As duas afirmações são verdadeiras e a segunda justifica a primeira.
12. (ENADE, 2011) Uma indústria química de ácidos utiliza ácido sulfúrico, H2SO4, comprado na forma de solução
concentrada 96 cg/g e densidade 1,84 g/mL, a 20 ºC. Considerando a utilização dessa solução por essa indústria
para o preparo de soluções diluídas de H2SO4, analise as afirmações a seguir.
I- No rótulo dos frascos comprados pela indústria, seria correto estar escrito 96%.
II- A 20 ºC, na preparação de 250 L de solução de H2SO4, de concentração 150 g/L, seriam necessários,
aproximadamente, 21 L da solução comprada pela indústria.
III- As concentrações em quantidade de matéria das soluções diluídas preparadas pela indústria devem ser
registradas, nos respectivos rótulos, com a unidade g/L.
É CORRETO o que se afirma em:
 a) I.
 b) II e III.
 c) I e II.
 d) I, II e III.
Prova finalizada com 10 acertos e 2 questões erradas.
Acadêmico: Janser Silva Queiroz (2439163)
Disciplina: Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação Final (Discursiva) - Individual Semipresencial ( Cod.:637797) ( peso.:4,00)
Prova: 16485719
Nota da Prova: -
1. Os átomos dos elementos químicos dificilmente ficam sozinhos na natureza e poucos são estáveis, ou seja, poucos têm
baixa reatividade. A maioria deles tendem a se ligar uns com os outros em busca da estabilidade química. Neste sentido,
os elementos fazem ligações químicas. Descreva como deverá ocorrer a combinação química entre um elemento de
caráter metálico e outro de caráter não metálico.
Resposta Esperada:
Esse tipo de ligação é chamada de ligação iônica e ocorre a transferência de elétrons do metal para o não metal. Os metais
doam seus elétrons da camada de valência para os não metais, que recebem esses elétrons, ambos (metais e não metais)
fazem essa ligação para adquirir a estabilidade eletrônica.
Essa estabilidade pode ser melhor compreendida pela estrutura de Lewis ou pela fórmula eletrônica.
2. O sulfato de sódio é utilizado em diversos processos industriais, como no processamento de polpa da madeira, na
produção de vidros, de detergentes, de corantes para tecidos, assim como agente dessecante para óleos. Um dos
modos de se obter o sulfato de sódio é pela reação entre o hidróxido de sódio e o sulfato de cobre II, de acordo com a
equação química a seguir:
2NaOH(aq) + CuSO4(aq) -> Na2SO4(aq) + Cu(OH)2(s)
Considerando essa reação, responda:
a) Identifique os reagentes e os produtos.
b) Classifique essa reação química.
c) Determine a massa de sulfato de sódio que se forma a partir de 80 g de hidróxido de sódio.
DADOS: Na = 23; O = 16; H = 1; Cu = 64; S = 32.
Resposta Esperada:
a) Reagentes: hidróxido de sódio (NaOH) e sulfato de cobre II (CuSO4).
Produtos: sulfato de sódio (Na2SO4) e hidróxido de cobre II (Cu(OH)2).
b) Reação de dupla troca (ou dupla substituição).
c) A relação estequiométrica entre o hidróxido de sódio e o sulfato de sódio é de 2:1
80g de NaOH = 1 mol, então vai se formar 1 mol de Na2SO4
1 mol de Na2SO4 = 142 g.
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Acadêmico: Michael Rodrogues Borges (2583568)
Disciplina: Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação Final (Objetiva) - Individual Semipresencial ( Cod.:637798) ( peso.:3,00)
Prova: 16479282
Nota da Prova: 8,00
Legenda: Resposta Certa Sua Resposta Errada 
1. As funções inorgânicas que apresentam valores de pH que variam entre oito e quatorze são classificadas como
bases ou hidróxidos. Este grupo de compostos pode ser classificado quanto à força, em base forte ou base fraca.
Com relação à classificação das bases ou hidróxidos quanto à força, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Bases fortes são formadas por cátions das famílias 1A e 2A.
 b) O Hidróxido de amônio (NH4) é uma base extremamente forte.
 c) As bases fracas são formadas por cátions das famílias 7A e 8A.
 d) Cátions da família 3A formam as bases ou hidróxidos mais fortes.
2. Na natureza, há vários elementos químicos (átomos) diferentes mas que apresentam semelhanças químicas, como
o mesmo número de nêutrons, mesmo número atômico e mesmo número de massa atômica. Com relação aos
átomos que apresentam semelhanças químicas, associe os itens, utilizando o código a seguir:
I- Isótopos. 
II- Isóbaros. 
III- Isótonos. 
( ) Átomos com o mesmo número de massa, mas com número de prótons diferentes.
( ) Átomos com o mesmo número de nêutrons, mas com números de prótons diferentes.
( ) Átomos iguais com o mesmo número atômico, mas com diferentes números de massa.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) III - I - II.
 b) I - III - II.
 c) II - I - III.
 d) II - III - I.
3. As bases ou hidróxidos são compostos que apresentam pH alcalino e inúmeras utilizações em nosso cotidiano,
como antiácidos estomacais, por exemplo. Com relação ao exposto, classifique V para as sentenças verdadeiras e
F para as falsas:
( ) As monobases apresentam o valor de pH = 1.
( ) O hidróxido ferroso é classificado como uma dibase.
( ) Na presença de fenolftaleína apresentam cor vermelha.
( ) As bases reagem com ácidos e fomam um sal + óxido.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) F - V - F - V.
 b) V - F - V - F
 c) F - V - V - F.
 d) V - F - F - V.
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4. As soluções químicas podem ser classificadas quanto a um critério, que leva em consideração a quantidade de
soluto e solvente presente em sua constituição. Por exemplo, uma solução química classificada como insaturada
apresenta uma quantidade de soluto muito inferior à quantidade de solvente. Entretanto, uma solução química
classificada como saturada apresenta a quantidade de soluto ideal à quantidade solvente disponível. Com relação
ao critério de classificação das soluções químicas citado acima, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Termos de conduta.
 b) Média aritmética.
 c) Coeficiente de solubilidade.
 d) Desvio padrão.
5. As ligações moleculares ocorrem por compartilhamento de elétrons. O par de elétrons compartilhado pode ser
formado por um elétron de cada elemento ou por dois elétrons de um único elemento. No primeiro caso a ligação é
denominada "ligação covalente", no segundo é denominada "ligação covalente coordenada ou dativa". Com relação
à ligação covalente, analise as sentenças a seguir:I- Ocorre entre dois elementos metálicos ou entre um metal e um não metal com diferença de eletronegatividade
superior a 1,7. 
II- Ocorre entre elementos não metálicos por compartilhamento de elétrons.
III- Ocorre entre um metal e um não metal por transferência de elétrons.
IV- Ocorre como ligação simples, dupla ou tripla dependendo do número de pares de elétrons compartilhados.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças III e IV estão corretas.
 b) As sentenças II e IV estão corretas.
 c) Somente a sentença III está correta.
 d) Somente a sentença I está correta.
6. Na tabela periódica, ferramenta pedagógica indispensável para o estudo da química, os elementos químicos estão
organizados conforme suas propriedades físicas e propriedades químicas, segundo as leis periódicas e aperiódicas
reconhecidas pela IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada). Com relação à organização dos
elementos químicos na tabela periódica, associe os itens, utilizando o código a seguir:
I- Metais. 
II- Não metais.
( ) São a maioria dos elementos da tabela.
( ) Doam elétrons preferencialmente.
( ) Localizam-se na extrema direita da tabela.
( ) São maleáveis e dúcteis.
( ) São os mais abundantes na natureza.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) II - I - II - I - II.
 b) II - I - I - II - I.
 c) I - II - II - I - I.
 d) I - I - II - I - II.
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7. As soluções químicas, sólidas, líquidas ou gasosas fazem parte do nosso cotidiano, mesmo que na maioria das
vezes não consigamos perceber isso. A união de pelo menos dois componentes, um denominado de soluto e um
denominado de solvente recebe o nome de solução química, que apresenta apenas uma fase e um aspecto visual.
Com relação às soluções químicas, analise as sentenças a seguir:
I- Formam misturas homogêneas.
II- Podem apresentar duas ou mais fases.
III- Podem ser sólidas, líquidas ou gasosas.
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) As sentenças I e III estão corretas.
 b) As sentenças II e III estão corretas.
 c) Somente a sentença II está correta.
 d) Somente a sentença I está correta.
8. No preparo de uma solução química, deve-se respeitar as quantidades sugeridas de solvente e soluto, a fim de se
obter a concentração desejada. Certa massa de solvente deverá ser adicionada a 40 g de soluto com a finalidade
de se preparar uma solução a 25 por cento em peso de soluto. Com relação à solução citada, classifique V para
as sentenças verdadeiras e F para as falsas:
Dados: T = m1/m
( ) A massa de solvente que deverá ser adicionada é de 75 gramas.
( ) A massa de solvente que deverá ser adicionada pode ser obtida através do título.
( ) A massa de solvente que deverá ser adicionada é de 120 gramas.
( ) A massa de solvente que deverá ser adicionada equivale a 75% em peso.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) V - V - F - F.
 b) F - V - V - V.
 c) F - V - F - F.
 d) V - F - F - V.
9. As reações químicas podem ser classificadas dependendo dos reagentes que foram consumidos e dos produtos
que foram formados. Uma reação química que apresenta dois ou mais reagentes e forma apenas um produto
recebe uma classificação específica. Com relação à classificação da reação química apresentada, analise as
seguintes opções:
I- Reação de síntese ou adição.
II- Reação de análise ou decomposição.
III- Reação de simples troca ou deslocamento.
IV- Reação de dupla troca. 
Agora, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Somente a opção IV está correta.
 b) As opções II e IV estão corretas.
 c) Somente a opção I está correta.
 d) As opções I e III estão corretas.
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10. Os ácidos são funções inorgânicas que apresentam baixos valores de pH, abaixo de sete na escala de pH, são
corrosivos e sofrem ionização em meio aquoso. Com relação às funções inorgânicas ácidos, classifique V para as
sentenças verdadeiras e F para as falsas:
( ) Um monoácido apresenta um hidrogênio ionizável em sua constituição.
( ) Hidrácidos são ácidos que não apresentam oxigênio em sua constituição.
( ) Tetrácidos apresentam três hidrogênios ionizáveis em sua constituição.
( ) Oxiácidos são óxidos que não apresentam oxigênio em sua constituição.
Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
 a) F - V - F - V.
 b) V - F - V - V.
 c) V - V - F - F.
 d) F - F - V - F.
11. (ENADE, 2005) I- A utilização da fórmula para a concentração molar, C = n/V (onde C = concentração molar; n =
quantidade de matéria e V = volume da solução), não implica a aprendizagem do conceito de concentração molar.
PORQUE
A aprendizagem do conceito de concentração molar envolve sua aplicação a diferentes fenômenos, a compreensão
de sua relação com objetos do mundo físico e de sua relação com outros conceitos químicos.
Analisando essas afirmações, conclui-se que:
 a) As duas afirmações são verdadeiras e a segunda justifica a primeira.
 b) A primeira afirmação é verdadeira e a segunda é falsa.
 c) As duas afirmações são verdadeiras e a segunda não justifica a primeira.
 d) A primeira afirmação é falsa e a segunda é verdadeira.
12. (ENADE, 2011) Uma indústria química de ácidos utiliza ácido sulfúrico, H2SO4, comprado na forma de solução
concentrada 96 cg/g e densidade 1,84 g/mL, a 20 ºC. Considerando a utilização dessa solução por essa indústria
para o preparo de soluções diluídas de H2SO4, analise as afirmações a seguir.
I- No rótulo dos frascos comprados pela indústria, seria correto estar escrito 96%.
II- A 20 ºC, na preparação de 250 L de solução de H2SO4, de concentração 150 g/L, seriam necessários,
aproximadamente, 21 L da solução comprada pela indústria.
III- As concentrações em quantidade de matéria das soluções diluídas preparadas pela indústria devem ser
registradas, nos respectivos rótulos, com a unidade g/L.
É CORRETO o que se afirma em:
 a) I.
 b) I e II.
 c) II e III.
 d) I, II e III.
Prova finalizada com 8 acertos e 4 questões erradas.
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Química Geral (ENG02)
Avaliação: Avaliação Final (Objetiva) - Individual Semipresencial ( Cod.:637798) ( peso.:3,00)
Legenda: Resposta Certa Sua Resposta Errada 
1. A força de um ácido está relacionada com o grau de ionização, que é a relação entre o número de moléculas que
se ionizaram e o número total de moléculas iniciais. Assinale a alternativa CORRETA:
 a) Regra prática para força dos Hidrácidos: apenas o HCl (ácido clorídrico), o HBr (ácido bromídrico) e o HI (ácido
iodídrico) são fracos.
 b) Regra prática para força dos Oxiácidos: apenas o HSCN (ácido tiocianídrico) e o HCN (ácidos cianídro) são
fortes.
 c) Regra prática para força dos Oxiácidos: 
Fracos: número de Oxigênios - número de Hidrogênios = 1 ou 2.
Fortes: número de Oxigênios - número de Hidrogênios = 4 ou 5.
 d) Regra prática para força dos Hidrácidos: apenas o HF (ácido fluorídrico) é moderado.
2. Leucipo e Demócrito, dois filósofos gregos que viveram durante o século IV a.C., foram os pensadores que
cunharam o termo "átomo", que significa qualquer coisa que não pode ser cortada ou que é indivisível. A partir
desse conceito, principalmente do século XVIII em diante, alguns pesquisadores passaram a propor modelos
atômicos baseados em evidências científicas. Sobre os modelos atômicos, assinale a alternativa CORRETA:
 a) Todos os modelos atômicos propostos estão vigentes até o momento, o que significa que podemos usar o
modelo de Dalton para explicar alguns fenômenos, enquanto que para outros