Química Final_APOSTILA IBRAPEM

Prévia do material em texto

Química
Conteúdo:
aula 01: introdução ao Estudo da Estrutura atômica
Modelos Atômicos ........................................................................................................................................................................................................5
Exercícios .....................................................................................................................................................................................................................7
aula 02: concEitos modErnos sobrE os Elétrons E a ElEtrosfEra
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................12
aula 03: tabEla PEriódica
Histórico da classificação dos elementos ....................................................................................................................................................................14
Tabela Periódica Moderna ...........................................................................................................................................................................................14
Famílias ou grupos ......................................................................................................................................................................................................15
Propriedades periódicas e aperiódicas ........................................................................................................................................................................17
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................19
aula 04: ProPriEdadEs PEriódicas
Introdução ..................................................................................................................................................................................................................22
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................23
aula 05: ligaçõEs Químicas
Introdução ..................................................................................................................................................................................................................26
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................28
aula 06: gEomEtria molEcular (VsEPr) E PolaridadE
Introdução a VSEPR – Geometria e Polaridade ...........................................................................................................................................................30
Forças Intermoleculares ..............................................................................................................................................................................................31
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................32
aula 07: concEntração das soluçõEs E coEficiEntEs dE solubilidadE
Coeficiente de solubilidade .........................................................................................................................................................................................36
Curvas de solubilidade ................................................................................................................................................................................................36
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................37
aula 08: diluição E mistura dE soluçõEs
Diluição .......................................................................................................................................................................................................................40
Mistura de soluções sem reação .................................................................................................................................................................................40
Titulação .....................................................................................................................................................................................................................40
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................40
aula 09: EQuilíbrio Químico E PrincíPio dE lE chatEliEr
Noção de equilíbrio químico .......................................................................................................................................................................................43
Constante de equilíbrio ...............................................................................................................................................................................................43
Relação entre kp e kc ...................................................................................................................................................................................................43
Cálculos com equilíbrio ...............................................................................................................................................................................................43
Deslocamento do equilíbrio e princípio de Le Chatelier ..............................................................................................................................................44
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................45
aula 10: EQuilíbrio iônico da Água
Equilíbrio Iônico da Água ............................................................................................................................................................................................47
Ácidos e bases; KA e KB; lei de diluição ........................................................................................................................................................................48
Ionização de bases ......................................................................................................................................................................................................49
Lei da diluição de Ostwald ..........................................................................................................................................................................................49
Efeito do íon comum ...................................................................................................................................................................................................49
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................49
aula 11: hidrólisE dE sais
Hidrólise de íons .........................................................................................................................................................................................................51são 
encontrados elementos conhecidos como terras raras, que são 
os lantanídeos e os actinídeos. Sobre tais elementos é correto 
afirmar que 
A) o elétron diferencial do praseodímio se encontra na 
antepenúltima camada do átomo.
B) a maior diferença entre os lantanídeos e os actinídeos é 
que os actinídeos, com uma única exceção, são elementos 
estáveis, ao passo que todos os lantanídeos são radioativos.
C) as terras raras têm esse nome porque todas são encontradas 
em pequena quantidade.
D) os lantanídeos e os actinídeos são elementos de transição 
simples.
09. (UFRGS/2018) Considere as seguintes afirmações a respeito 
do experimento de Rutherford e do modelo atômico de 
Rutherford-Bohr.
I. A maior parte do volume do átomo é constituída pelo núcleo 
denso e positivo;
II. Os elétrons movimentam-se em órbitas estacionárias ao 
redor do núcleo;
III. O elétron, ao pular de uma órbita mais externa para uma 
mais interna, emite uma quantidade de energia bem 
definida.
 Quais estão corretas? 
A) Apenas I. D) Apenas II e III.
B) Apenas II. E) I, II e III.
C) Apenas III.
10. (G1 – IFSUL/2017) Devido aos efeitos ao meio ambiente e à 
saúde, países do mundo inteiro vem desenvolvendo ações 
com o intuito de minimizar os riscos oriundos da utilização de 
mercúrio (Hg).
 A distribuição eletrônica para o mercúrio elementar é
A) [Rn]5f146d6
B) [Ar]3s104p4
C) [Kr]4d105p6
D) [Xe]6s24f145d10
11. (G1 – UTFPR/2017) Em 2016 a União Internacional de Química 
Pura e Aplicada (IUPAC) confirmou a descoberta de mais quatro 
elementos, todos produzidos artificialmente, identificados nas 
últimas décadas por cientistas russos, japoneses e americanos, 
e que completam a sétima fila da tabela periódica. Eles se 
chamam Nihonium (símbolo Nh e elemento 113), Moscovium 
(símbolo Mc e elemento 115), Tennessine (símbolo Ts e 
elemento 117) e Oganesson (símbolo Og e elemento 118). As 
massas atômicas destes elementos são, respectivamente, 286, 
288, 294, 294.
 Com base nas afirmações dadas assinale a alternativa correta. 
A) E s s e s e l e m e n t o s s ã o r e p r e s e n t a d o s p o r 
286
113
288
115
294
117
294
188Nh Mc Ts e Og, , .
B) Os elementos Tennessine e Oganesson são isóbaros.
C) Estes elementos foram encontrados em meteoritos oriundos 
do espaço.
D) Os elementos Tennessine e Oganesson são isótopos.
E) Os quatro novos elementos são isótonos entre si.
12. Na distribuição eletrônica do 
38
Sr88, o 17º par eletrônico 
possui os seguintes valores dos números quânticos (principal, 
secundário, magnético e spin):
A) 4, 2, 0, –1/2 e +1/2
B) 4, 1, +1, –1/2 e +1/2
C) 4, 1, 0, –1/2 e +1/2
D) 4, 2, –1, –1/2 e +1/2
E) 4, 2, +1, –1/2 e +1/2
13. (UFPR/2017) As propriedades das substâncias químicas podem 
ser previstas a partir das configurações eletrônicas dos seus 
elementos. De posse do número atômico, pode-se fazer a 
distribuição eletrônica e localizar a posição de um elemento na 
tabela periódica, ou mesmo prever as configurações dos seus 
íons.
 Sendo o cálcio pertencente ao grupo dos alcalinos terrosos e 
possuindo número atômico z = 20, a configuração eletrônica 
do seu cátion bivalente é:
A) 1s22s22p63s2
B) 1s22s22p63s23p6
C) 1s22s22p63s23p64s2
D) 1s22s22p63s23p64s23d2
E) 1s22s22p63s23p64s24p2
14. (G1 – CFTMG/2017) O elemento químico mais raro presente 
na superfície terrestre pertence ao grupo dos representativos. 
A previsão é que exista apenas cerca de 28 g desse elemento 
em toda a superfície da Terra, dificultando assim a definição das 
suas propriedades e características. A distribuição eletrônica, 
abreviada, desse elemento está representada a seguir, onde [Xe] 
corresponde à distribuição eletrônica do gás nobre xenônio:
[Xe]6s24f145d10np(n–1)
 O elemento químico a que se refere o texto é o 
A) astato, At.
B) polônio, Po.
C) bismuto, Bi.
D) chumbo, Pb.
15. (UEFS/2017)
Elemento 
químico
1ª E.I. 2ª E.I 3ª E.I.
X 520 7.297 11.810
Y 900 1.757 14.840
 A energia de ionização é uma propriedade periódica muito 
importante, pois está relacionada com a tendência que um 
átomo neutro possui de formar um cátion. Observe na tabela 
os valores de energias de ionização (E.I. em kJ/mol para 
determinados elementos químicos).
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
14
Química
 Com base nas variações das energias de ionização apresentadas 
na tabela, analise as afirmativas e marque com V as verdadeiras 
e com F, as falsas.
( ) X é um metal e possui 3 elétrons na camada de valência.
( ) Y é um metal e possui 2 elétrons na camada de valência.
( ) X pertence ao grupo 1 e Y, ao grupo 2 da Tabela 
Periódica, formando com o enxofre substâncias de fórmula 
molecular, respectivamente, X
2
S e YS.
( ) Se X e Y pertencem ao mesmo período da Tabela Periódica, 
com ambos no estado neutro, Y possui maior raio atômico 
que X.
 A alternativa que contém a sequência correta, de cima para 
baixo, é a 
A) V – V – F – F 
B) V – F – V – F 
C) F – V – F – V
D) F – F – V – V
E) F – V – V – F
Aulas ?? a ??: 
Tabela Periódica
Histórico da classificação dos elementos
À medida que os elementos químicos foram sendo 
descobertos, observaram-se semelhanças entre as propriedades 
físicas e químicas em determinados grupos desses elementos.
Procurava-se, então, uma maneira de selecionar os 
elementos em conjuntos de propriedades semelhantes ou mesmo 
de ordenar certos elementos em que suas propriedades variassem 
gradativamente. Diversas tentativas foram realizadas, todas baseadas 
no “bom senso”, após investigações puramente experimentais.
Döbereiner (1829)
Reuniu os elementos semelhantes em grupos de três.
Cada grupo recebeu o nome de tríade. Observou que o peso 
atômico de um elemento da tríade era, aproximadamente, a média 
aritmética dos pesos atômicos dos outros dois.
Exemplo:
23
7 39
2
= +Li Na K
M.A 7 23 39
Chancourtois (1863)
Dispôs os elementos numa hélice traçada nas paredes de 
um cilindro, em ordem crescente de massa atômica. Tal classificação 
recebeu o nome de parafuso telúrico. Os elementos semelhantes 
apareciam numa mesma geratriz do cilindro.
Newlands (1864)
Dispôs os elementos em colunas verticais de sete elementos 
em ordem crescente de pesos atômicos. Observou que, de sete em 
sete elementos, havia repetição de propriedades, fato que recebeu 
o nome de Lei das Oitavas. 
Aula
03
H F C
Li Na K
Be Mg Ca
B A
C Si
N P
O S
 
A classificação funcionou até o cálcio.
A tabela períodica atual foi concebida por um Russo, 
chamado Dmitri Ivanovitch Mendeleïev (Tobolsk, 1834 – 
São Petesburgo, 1907). Mendeleïev conseguiu ordenar os elementos 
de forma lógica, demonstrando suas similaridades e diferenças. 
Na época, tal tabela causou espanto entre outros cientistas, pois 
ela apresentava os elementos químicos ordenados de forma lógica 
pelas suas massas atômicas e, mais curioso ainda, elementos que 
ainda não haviam sido descorbertos na época tinham seus espaços 
reservados na tabela representados por um ponto de interrogação, 
como no caso dos elementos Escândio (SC), Gálio (GA), Germânio 
(GE) Tecnécio (TC), entre outros. 
19K 20Ca 21? 22Ti 23V 24Cr 25Mn
26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn 31? 32?
37Rb 38Sr 39Y 40Zr 41Nb 42Mo 43?
44Ru 45Rh 46Pd 47Ag 48Cd 49In 50Sn
Trecho hipotético de uma tabela da época de Mendeleïev
Princípios de construção da Tabela Periódica dos 
Elementos – Lei Periódica
A Tabela Periódica é organizada seguindo um princípio 
bastante simples, denominado de Lei Periódica. A forma mais 
recente desta lei foi estabelecida por Moseley, atualizando o que 
Döbereiner havia proposto anteriormente, em 1829.
Moseley mostrou que o número atômico é o fator 
determinante das propriedades químicas dos elementos e não o 
peso atômico, como era proposto anteriormente. Ao verificar na 
tabela, vemos que o Argônio (peso atômico 39948) aparece antes 
do Potássio (peso atômico 39098).
A descrição formal da Lei Periódica é:
As propriedades dos elementos são funções periódicas 
de seus números atômicos.
Tabela Periódica Moderna
A Tabela Periódica moderna é organizada em ordemcrescente de número atômico (Z). (obs.: as antigas eram organizadas 
em ordem crescente de massA).
Existem 7 períodos ou 7 linhas horizontais, e 18 famílias 
ou grupos, ou seja, 18 colunas, numeradas atualmente de 1 a 18. 
Antigamente eram divididas em famílias da série A e famílias da 
série B.
Os elementos que estão em uma mesma família possuem 
propriedades químicas semelhantes e propriedades físicas que 
variam gradualmente.
O que define um elemento químico é seu número atômico 
(Z). Durante uma reação, os elementos sofrem um rearranjo, 
podendo sofrer alteração no seu número de elétrons, mas, jamais 
no número atômico. Quando um átomo está no seu estado 
fundamental o número de prótons será igual ao de elétrons, 
portanto, sua configuração eletrônica pode ajudar a prever suas 
propriedades químicas.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
15
Química
 
Períodos 
As sete linhas horizontais que aparecem na tabela anterior 
são denominadas períodos.
Devemos notar que:
O 1º período é muito curto tem 2 elementos H e He
O 2º período é curto tem 8 elementos do Li ao Ne
O 3º período é curto tem 8 elementos do Na ao Ar
O 4º período é longo tem 18 elementos do K ao Kr
O 5º período é longo tem 18 elementos do Rb ao Xe
O 6º período é superlongo tem 32 elementos do Cs ao Rn
O 7º período é incompleto
tem 23 elementos 
(?)
do Fr ao...
É importante notar também que:
A) No 6º período, a terceira “casinha” encerra 15 elementos (do 
lantênio ao lutécio) que, por comodidade, estão indicados 
numa linha abaixo da tabela; começando com o lantânio, esses 
elementos formam a chamada Série dos Lantanídeos;
B) Analogamente, no 7º período, a terceira “casinha”também encerra 
15 elementos químicos (do actínio até o laurêncio), que estão 
indicados na segunda linha abaixo da tabela. Começando com o 
actínio, eles formam a Série dos Actnídios.
Devemos ainda assinalar que todos os elementos situados 
após o urânio (92) não existem na Natureza, devendo, pois, serem 
preparados artificialmente. Eles são denominados Elementos 
Transurânicos. (Além desse, são também elementos artificiais os 
elementos tecnécio-43, promécio-61 e astato-85.)
Famílias ou grupos
A tabela atual é constituída por 18 famílias, sendo que 
cada uma delas agrupa elementos com propriedades químicas 
semelhantes devido ao fato de apresentarem a mesma configuração 
eletrônica na sua camada de valência.
Existem, atualmente, duas maneiras de identificar as famílias 
ou grupos. Uma delas, a mais comum, é indicar cada família por 
algarismo romano seguido das letras A e B, por exemplo, IA, IIA, 
IIIB e IVB. Essas letras, A ou B, indicam a posição do elétron mais 
energético nos subníveis. No final da década de 80, a IUPAC (União 
Internacional de Química Pura e AplicadA) propôs outra maneira: 
as famílias devem ser indicadas por algarismos arábicos de 1 a 18, 
eliminando-se as letras A e B.
Rb
37
Sr
38
Y
39
Zr
40
Nb
41
Mo
42
Tc
43
Ru
44
Rh
45
Pd
46
Ag
47
Cd
48
In
49
Sn
50
Sb
51
Te
52
I
53
Xe
54
1
2
3 4 5 6 7
8 9 10
11 12
13 14 15 16 17
IA
IIA
IIIB IVB IB IIB
VIIIB
VIIBVIBVB
IIIA IVA VA VIA VIIA
0
H
Sc V Cr MnTiK Ca
1
Li
3
Na
11
19 20
Mg
12
21 22 23 24 25
Be
4
Fr
87
Ra
88
Rf
104
Db
105
Sg
106
Bh
107
Hs
108
Mt UunUuu Uud Uuq Uuh
109 110 111 112 114 116
La
57
La
57
Pb
82
Bi
83
Po
84
At
85
Rn
86
Cs
55
Ba
56
Hf
72
Ta
73
W
74
Re
75
Os
76
Ir
77
Pt
78
Au
79
Hg
80 81
Fe
26
Co
27
Ni
28
Ga
B
31
Ge
32
As
33
Se
34
Br
35
Kr
36
A�
T�
13
5 6 7
Cu
29
Zn
30
C N O
8
F
9
He
2
Ne
10
Si
14
P
15
S
16
C� Ar
17 18
Ac
89
Ac
89
Th
90
Pa
91
U
92
Np
93
Pu
94
Am
95
Ce
58
Pr
59
Nd
60
Pm
61
Sm
62
Eu
63
Gd
64
Tb
65
Dy
66
Ho
67
Er
68
Tm
69
Yb
70
Lu
71
Cm
96
Bk
97
Cf 
98
Es 
99
Fm 
100
Md 
101
No 
102
Lr
103
18
Famílias A e Zero
Essas famíl ias são constituídas pelos elementos 
representativos, sendo que todos esses elementos apresentam o 
seu elétron mais energético situado nos subníveis s ou p.
Nas famílias de IA a VIIA, o número de família indica a 
quantidade de elétrons existentes na camada de valência.
Por exemplo:
34
Se – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4
camada de valência: 4s2 4p4
total de elétrons = 6 Família VIA
11
Na – 1s2 2s2 2p6 3s1
camada de valência: 3s1
total de elétrons = 1 Família IA 
Já a família zero (0) recebeu esse número para indicar que 
a reatividade dos seus elementos em condições ambientais é nula. 
Na sua maioria, os elementos dessa família apresentam oito elétrons 
na camada de valência. O grupo zero também é conhecido como VIIIA.
Exemplo:
10
Ne – 1s2 2s2 2p6
camada de valência: 2s2 2p6
total de elétrons = 8 Família zero 
Além de serem indicados por números e letras, essas famílias 
recebem também nomes característicos.
Família ou 
grupo
Nome
Configuração 
da última 
camada
Nº de e– 
na última 
camada
Componentes
IA ou 1 alcalinos ns1 1
Li, Na, K, Rb, 
Cs, Fr
IIA ou 2
alcalinos-
terrosos
ns2 2
Be, Mg, Ca, Sr, 
Ba, Ra
IIIA ou 13
família do 
boro
ns2 np1 3
B, A, Ga, 
In, T
IVA ou 14
família do 
carbono
ns2 np2 4
C, Si, Ge, Sn, 
Pb
VA ou 15
família do 
nitrogênio
ns2 np3 5 N,P, As, Sb, Bi
VIA ou 16 calcogênios ns2 np4 6
O, S, Se, Te, 
Po
VIIA ou 17 halogênios ns2 np5 7 F, C, Br, I, At
Zero ou 18 gases nobres ns2 np6 8
He, Ne, Ar, Kr, 
Xe, Rn
 
 Nas configurações, anteriores, n é o número correspondente ao 
último nível.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
16
Química
Observações:
• O elemento químico hidrogênio é representado na coluna
IA por apresentar 1 elétron no subnível s de sua camada de
valência (1s1), porém não faz parte da família dos metais
alcalinos, porque apresenta propriedades químicas diferentes. 
Em algumas tabelas ele é colocado à parte do corpo da tabela.
• O único gás nobre que não apresenta oito elétrons em
sua camada de valência é o Hélio (He), pois seu número
atômico é 2 e sua distribuição é 1s2.
Algumas características dos elementos representativos
• Metais alcalinos: correspondem a 4,8% da superfície terrestre, 
incluindo os oceanos e a atmosfera. Por serem muito reativos,
não são encontrados isolados, mas formando compostos em
minerais ou em sais dissolvidos na água do mar.
• Metais alcalinoterrosos: correspondem a 4,16% da crosta
terrestre, sendo o cálcio e o magnésio os mais abundantes.
O rádio é raro e muito instável (radioativo). Por serem muito
reativos, não são encontrados isolados, mas combinados,
principalmente em forma de silicatos, carbonatos e sulfatos.
• Família do carbono: constituem 27,7% da crosta terrestre,
sendo o silício, sem dúvida, o mais abundante de todos eles.
com 27,5%. O carbono é o responsável por toda a vida orgânica 
sobre a Terra e o silício, o principal componente da estrutura
inorgânica da superfície terrestre.
• Família do nitrogênio: correspondem a 0,33% da superfície
terrestre, incluindo os oceanos e a atmosfera. Seus minerais são
principalmente combinações com oxigênio e metais (nitratos,
fosfatos etc.).
• Calcogênios: incluem o elemento mais abundante da Terra: o
oxigênio, que corresponde a 50,5% em peso da crosta terrestre.
• Halogênios: ocupam posições variadas na abundância dos
elementos na crosta terrestre. O astato é extraordinariamente
raro: foram identifi cados apenas traços desse elemento. Todos
os halogênios são venenosos por seus efeitos corrosivos sobre a
pele e os órgãos respiratórios.
• Gases nobres: constituem 1% da atmosfera terrestre, na qual
o mais frequente é o argônio. O hélio é, depois do hidrogênio, o 
elemento mais abundante do Universo; é o produto fi nal estável 
da fusão nuclear, a fonte de energia do Sol e das estrelas.
Famílias B
As familias B, incluindo as duas linhas horizontais separadas 
do corpo principal da tabela, são constituídas pelos elementos de 
transição e apresentam seu elétron mais energético situado nos 
subníveis d ou f.
Os elementos de transição externa ou, simplesmente, 
elementos de transição, têm como principal característica apresentar 
o seu elétron maisenergético situado em um subnível d.
Exemplos:
23
V – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
41
Ni – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d3
Para os elementos de transição externa, a localização na 
família ou grupo não é feita utilizando o número de elétrons 
da camada de valência, mas sim o número de elétrons existentes no 
seu subnível mais energético (D). Tomando por base a distribuição 
eletrônica, pela regra. Temos a seguinte relação:
IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10
Observe os exemplos:
21
Sc – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s 2 3d1 – Como o subnível mais 
energético é o d, contendo 1 elétron, este elemento está situado 
na família IIIB.
26
Fe – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 – família VIIIB
Observações:
Os elementos do grupo IB possuem distribuição 
eletrônica diferente da teórica. Sua distribuição teórica é ns2(n-1)
d9 e sua distribuição real é ns (n-1) d10 Assim temos:
29
Cu – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
47
Ag – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10
79
Au – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 4f14
6s1 5d10
Em função do que foi exposto, alguns autores consideram 
os grupos IB e IIB como de pós-transição, uma vez que, na verdade, 
possuem o subnível d completo (com10 elétrons).
Teremos então a diferença entre os grupos IA e IB, IIA e 
IIB, residindo no penúltimo nível. Os grupos IA e IIA apresentam 
8 elétrons no penúltimo nível, enquanto que os grupos IB e IIB 
apresentam 18 elétrons no penúltimo nível. Por exemplo:
11
Na – 2) 8 ) 1 => família IA
29
Cu – 2) 8) 18 ) 1 => família IB
20
Ca – 2) 8) 8 ) 2 => família IIA
40
Cd – 2) 8) 18) 18 ) 2 => família IIB
Alguns elementos apresentam distribuição eletrônica 
“irregular”, diferente da teórica. Apesar disso, para a construção 
da Tabela Periódica, consideramos a distribuição eletrônica 
teórica. Como exemplo, podemos citar os elementos: Nióbio 
(Nb) – Cromo (Cr) – Molibdênio (Mo) – Rutênio (Ru) – Ródio 
(Rh) – Platina (Pt) – Paládio (Pd).
Os elementos de transição interna são os elementos 
que apresentam seu elétron mais energético situado em um 
subnível f. Constituem as séries dos lantanídeos e actinídeos 
e encontram-se deslocadas do corpo central da tabela, 
apresentando, respectivamente, 6 e 7 camadas eletrônicas , por 
isso, estão localizadas, respectivamente, no 6° e 7° períodos.
Os lantanídeos e os actinídeos pertencem ao grupo IIIB, 
sendo que os lantanídeos, localizados no 6° período, possuem 
o subnível 4f como mais energético, enquanto os actinídeos,
localizados no 7° período, possuem o subnível 5f como mais
energético.
Lantanídeos: 57
La, 
58
Ce, 
59
Pr ....................... até 
71
Lu
(6° período)
Actinídeos: 
89
Ac, 
90
Th, 
91
Pa ...................... até 
103
Lw 
(7° período)
Lantanídeos Actinídeos
4f1 5f1
4f2 5f2
4f3 5f3
4f4 5f4
4f5 5f5
4f6 5f6
4f7 5f7
4f8 5f8
4f9 5f9
4f10 5f10
4f11 5f11
4f12 5f12
4f13 5f13
4f14 5f14
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
17
Química
Observações:
Assim como nos elementos de transição externa, alguns 
elementos de transição interna também apresentam distribuição 
eletrônica “irregular”, diferente da teórica.
Temos, por exemplo:
57
La – [Xe] 4f1 6s2 (teórica) /
[Xe] 5d1 6s2 (real)
89
Ac – [Rn] 5f1 7s2 (teórica) /
[Rn] 6d1 7s2 (real)
1
4
4
2
4
4
3
daí pertencerem ao grupo IIIB
(subnível mais energético d1)
Comparando-se à posição dos elementos na Tabela 
Periódica e os subníveis de maior energia de seus átomos sem 
levar em conta o nº de elétrons nesses subníveis, tem-se:
1s
bloco s
1º período
2º período
3º período
4º período
5º período
6º período
7º período
6º período
7º período
bloco f
bloco d
bloco p
2s
3s
4s
5s
6s
7s
3d
4d
5d
6d
4f
5f
2p
3p
4p
5p
6p
1s
Propriedades periódicas e aperiódicas
A Tabela Periódica pode ser utilizada para relacionar as 
propriedades dos elementos com suas estruturas atômicas. Essas 
propriedades podem ser de dois tipos: periódicas e aperiódicas.
Propriedades periódicas
As propriedades periódicas são aquelas que, à medida 
que o número atômico aumenta, assumem valores crescentes ou 
decrescentes em cada período, ou seja, repetem-se periodicamente. 
Exemplo: o número de elétrons na camada de valência.
Variação das propriedades de acordo com a posição na 
Tabela Periódica
– Tamanho dos Átomos
O tamanho dos átomos depende de dois fatores:
• Carga nuclear (número de protons), que tende a puxar os
elétrons para perto do núcleo.
• Efeito de proteção dos elétrons internos, que tende a evitar 
que os elétrons externos se aproximem do núcleo.
São dois fatores que atuam, produzindo efeitos opostos, e
o problema está em determinar qual dos dois é mais forte.
• Átomo Li > Cátion Li+ Z = 3
3p 3p
3e 2e
O átomo de lítio tem maior raio, pois apresenta mais elétrons 
atraídos pela mesma carga nuclear.
• Partículas isoeletrônicas (mesmo número de elétrons).
F– > Ne0 > Na+
Z = 9 Z = 10 Z = 11
9P 10p 11p
10e 10e 10e
Como as partículas têm o mesmo número de elétrons, 
quanto maior o número de prótons menor o tamanho.
Variação do tamanho atômico dentro dos grupos
Dentro de uma família, o efeito dos níveis eletrônicos 
intermediários (tendendo a aumentar o raio) prepondera sobre o 
efeito de maior carga nuclear (tendendo a diminuir o raio).
Assim, à medida que aumenta o número atômico, os átomos 
aumentam de tamanho.
Variação do tamanho atômico dentro dos períodos
Em cada período, da esquerda para a direita (de 1 a 18), o 
tamanho dos átomos diminui, pois há um aumento de carga nuclear, 
enquanto o número quântico principal permanece constante, isto 
é, o número de camadas eletrônicas é o mesmo.
Li Be B C ON F
Z aumenta (tendência = diminuir o tamanho)
o nº de camadas permanece constante 
0006-Q
12-G
M
Densidade Absoluta
Chama-se densidade absoluta (D) ou massa específi ca de 
um elemento o quociente entre sua massa (m) e seu volume (v). 
Portanto:
d
m
v
=
A variação da densidade absoluta, no estado sólido, é 
também uma propriedade periódica dos elementos químicos.
Os elementos mais densos situam-se no centro e na parte 
inferior da tabela.
Exemplo: ósmio (d = 22,5 g/cm3) e irídio (d = 22,4 g/cm3) 
Pontos de fusão e de ebulição
As temperaturas nas quais os elementos entram em fusão 
ou em ebulição são, também, funções periódicas de seus números 
atômicos.
É interessante notar que os elementos de menores pontos 
de fusão e de ebulição são aqueles que podem se apresentar no 
estado líquido, ou até mesmo gasoso, em condições ambientes. 
Com exceção do hidrogênio, esses elementos estão situados à 
direita e na parte superior da tabela.
Potencial de ionização ou energia de ionização
Primeiro potencial de ionização de um átomo é a energia 
necessária (absorvidA) para retirar o elétron de ligação mais frouxa 
(e, portanto, do mais alto nível energético) de um átomo no estado 
gasoso isolado.
A energia necessária para arrancar um segundo elétron é o
segundo potencial de ionização. E, assim, defi ne-se o terceiro, 
quarto etc. potencial de ionização.
Exemplo:
A energia necessária para arrancar o primeiro elétron de 
um átomo de sódio isolado é 5,14 eV. A energia necessária para 
arrancar o segundo elétron do íon Na+ isolado é 47.3 eV.
Nota: eV = elétron volt = 1,6 x 10–19 joule.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
18
Química
O primeiro potencial de ionização é mais baixo que o segundo 
potencial de ionização, pois, neste último, devemos remover um elétron 
de um íon carregado positivamente (sendo necessário um maior 
dispêndio de energia, pois é necessário vencer a atração eletrostática 
entre o elétron negativo e o íon positivo).
O processo pode ser equacionado assim:
Na
(g)
 + 5,14 eV → Na+
(g)
 + e–
 ou
Na
(g)
 → Na+
(g)
 + e– – 5,14 eV
A indicação do estado gasoso (g) é coerente com a condição 
de estarem reagentes e produtos isolados.
Variação do primeiro potencial de ionização na tabela
Em um período, com algumas exceções, o potencial de 
ionização aumenta da esquerda para a direita. Isso acontece, porque,nesse sentido, aumenta a carga nuclear e diminui o tamanho dos 
átomos.
Quanto mais perto está o elétron do seu núcleo, mais difícil 
é afastá-lo.
Exemplo: 
Segundo período:
Li Be B C N O F Ne
5,4 eV 9,3 eV 8,3 eV 11,3 eV 14,5 eV 13,6 eV 17,4 eV 21,6 eV
É importante lembrar que os elementos de potencial de 
ionização elevado estão à direita da tabela e os de baixo potencial 
estão à esquerda.
Dentro de um grupo, o potencial de ionização diminui 
de cima para baixo, pois, nesse sentido, o tamanho dos átomos 
aumenta bastante. No átomo de lítio, o elétron que vai ser retirado 
está bem próximo do núcleo e, portanto, mais firmemente ligado 
do que o elétron do césio, que está muito mais distante do núcleo.
Li Na K Rb Cs
5,4 eV 5,1 eV 4,3 eV 4,2 eV 3,9 eV
Colocando-se, num gráfico, em ordenadas, o potencial de 
ionização dos elementos, em abscissas o número atômico, obtém-se 
uma curva com uma série de máximos (gases nobres) e mínimos 
(alcalinos). Verifica-se que o hélio é o elemento de maior potencial 
de ionização (24,6 e V).
Afinidade eletrônica ou eletroafinidade
“É a energia desenvolvida, quando um elétron é adicionado 
a um átomo neutro isolado”.
Assim, quando se adiciona um elétron a um átomo neutro 
de cloro, formando o íon negativo cloreto, libera 3,75 eV, que é a 
afinidade eletrônica do cloro.
C
(g)
 + e– → C–
(g)
 + 3,75 eV
Em um grupo, com algumas exceções, a afinidade eletrônica 
diminui de cima para baixo, pois, nesse sentido, o tamanho do 
átomo aumenta. Estando mais distante do núcleo, o elétron 
adicionado não estará tão firmemente ligado.
Nota: A afinidade eletrônica dos gases nobres é nula.
Eletronegatividade e eletropositividade
Eletronegatividade é a propriedade que mede a tendência 
que o átomo tem para receber elétron.
Eletropositividade é a propriedade que mede a tendência que 
o átomo tem para ceder elétron. É o contrário da eletronegatividade. 
Assim, o flúor é o elemento menos eletropositivo e o césio e o 
frâncio, os mais eletropositivos.
Dizemos que quanto maior a eletropositividade, maior o 
caráter metálico do elemento. Quanto mais eletronegativo, maior 
o caráter não metálico.
Vários fatores influem na eletronegatividade:
• Número de elétrons na última camada
 Os elementos com mais de quatro elétrons na camada de valência 
tendem a receber elétron (alta eletronegatividadE). Os elementos 
com menos de quatro elétrons tendem a ceder elétron (baixa 
eletronegatividade e, portanto, alta eletropositividadE).
• Tamanho do Átomo
 Átomos pequenos tendem a apresentar eletronegatividades 
maiores que os átomos grandes.
Atração Menor Atração Maior
0007-Q
12-G
M
 
 Portanto, em um grupo, o tamanho do átomo aumenta bastante 
para baixo e, consequentemente, a eletronegatividade decresce 
para baixo. Assim, no grupo 17 a eletronegatividade diminui do 
flúor para o iodo.
• Carga Nuclear do Átomo
 Para os átomos com tamanho aproximadamente igual, a 
eletronegatividade depende da carga nuclear. Quanto maior 
esta, maior a atração sobre o elétron e, portanto, maior a 
eletronegatividade.
6 Prótons
raio = 0,77 A
Carbono
0008-Q
12-G
M
7 Prótons
raio = 0,70 A
Nitrogênio
0009-Q
12-G
M
* O nitrogênio é mais eletronegativo que o carbono.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
19
Química
Exercícios de Fixação
01. (EsPCEx (Aman)/2018) Na ânsia pelo “elixir da longa vida”, por 
volta do século I, alquimistas descobriram acidentalmente a 
Pólvora, referenciada em textos de Alquimia pelos avisos quanto 
aos cuidados para não se misturarem certos materiais uns com 
os outros. A pólvora, mais conhecida desde o final do século 
XIX como pólvora negra, é uma mistura química que queima 
com rapidez. Foi extensamente utilizada como propelente em 
canhões e armas de fogo e atualmente ainda é empregada em 
artefatos pirotécnicos. Nitrato de potássio, enxofre e carvão 
(carbono) são os constituintes da pólvora negra. Sobre as 
espécies constituintes da pólvora negra afirma-se que
Dados: Números atômicos: K = 19; N = 7; O = 8; S = 18; C = 6
I. o nitrato de potássio é classificado como uma base segundo 
a teoria de Arrhenius;
II. a 25 oC e 1 atm a variedade alotrópica mais estável do 
carbono é a grafite e a do enxofre é a rômbica;
III. a fórmula do nitrato de potássio é KNO
2
;
IV. o enxofre é um metal radioativo que pertence à família 64 
(16) da tabela periódica;
V. o átomo de carbono (
6
C) estabelece 4 ligações químicas e 
possui a variedade alotrópica diamante, substância natural 
de alta dureza.
 Estão corretas apenas as afirmativas 
A) I e IV D) I , I I e V
B) I I e V E) I I , I I I e IV
C) I I I , IV e V
02. (Fuvest/2018) 
 Analise a tabela periódica e as seguintes afirmações a respeito 
do elemento químico enxofre (S);
I. Tem massa atômica maior do que a do selênio (SE);
II. Pode formar com o hidrogênio um composto molecular de 
fórmula H
2
S;
III. A energia necessária para remover um elétron da camada 
mais externa do enxofre é maior do que para o sódio (NA); 
IV. Pode formar com o sódio (NA) um composto iônico de 
fórmula Na
3
S.
 São corretas apenas as afirmações
A) I e II D) II e IV
B) I e III E) III e IV
C) II e III
03. (UFRGS/2018) Na coluna da direita, estão listados cinco 
elementos da tabela periódica; na da esquerda, a classificação 
desses elementos.
 Associe a coluna da direita à da esquerda.
( ) Alcalino 1. Magnésio
( ) Halogênio 2. Potássio
( ) Alcalino terroso 3. Paládio
( ) Elemento de transição 4. Bromo
 5. Xenônio
 A sequência correta de preenchimento dos parênteses, de cima 
para baixo, é 
A) 1 – 2 – 3 – 4. 
B) 2 – 4 – 1 – 3. 
C) 2 – 4 – 3 – 5.
D) 3 – 2 – 4 – 5.
E) 4 – 2 – 1 – 3.
04. (USF/2017) O mais denso dentre todos os materiais puros é o 
Ósmio (76
OS190). Sua densidade é de 22.6 g/cm3 e em virtude 
dessa marcante propriedade acaba por ter aplicações bem 
relevantes na fabricação de peças metálicas usadas como 
contrapeso de estabilidade em aeronaves. Assim, como boa 
parte dos metais pesados, o ósmio também apresenta isótopos 
radioativos, entretanto, seus isótopos não radioativos podem ser 
utilizados para impedir a passagem da radioatividade oriunda 
de outras fontes. 
 A respeito do ósmio e de suas características físico-químicas 
são realizadas as seguintes afirmações: 
I. É um metal de transição e apresenta dois elétrons em sua 
camada de valência;
II. Seu raio atômico possui valor superior ao raio atômico do 
césio (
55
Cs133);
III. Considerando um volume de dois litros de ósmio puro, a 
massa correspondente é de 380 kg;
IV. Se o isótopo 192 do ósmio for emissor de uma partícula 
alfa e uma partícula beta, os valores de número atômico e 
massa atômica obtidos serão, respectivamente, 75 e 188;
V. Se no experimento de Rutherford para proposição do modelo 
atômico planetário fosse usada uma lâmina fina de ósmio no 
lugar da lâmina fina de ouro, possivelmente seria observada 
menor quantidade de partícula alfa na chapa reveladora. 
 Dentre as afirmações apresentadas são corretas
A) apenas II, III e IV. 
B) apenas I, IV e V. 
C) apenas II, III e V.
D) apenas I, III e IV.
E) apenas I, II e IV.
05. (UFJF-PISM-1/2017) O mercúrio é um elemento químico 
que apresenta como temperaturas de fusão –38 oC e de 
ebulição, 357 oC. Forma liga metálica facilmente com muitos 
outros metais, como o ouro ou a prata, produzindo amálgamas.
 Sobre o mercúrio é correto afirmar que:
A) forma uma mistura heterogênea na produção de amálgamas 
com ouro.
B) apresenta 80 elétrons e 80 nêutrons.
C) encontra-se no estado líquido na temperatura ambiente 
24 oC.
D) localiza-se no quinto período da tabela periódica.
E) apresenta distribuição eletrônica [Xe]6S24f144d10.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
20
Química
06. (UFRGS/2017) O gálio (GA) é um metal com baixíssimo ponto de 
fusão (29,8 oC). O cromo (Cr) é um metal usado em revestimentos 
para decoração e anticorrosão, e é um importante elemento 
constituinte de aços inoxidáveis. O potássio e o césio são metais 
altamente reativos.
 Assinale a alternativaque apresenta os átomos de césio, cromo, 
gálio e potássio na ordem crescente de tamanho. 
A) Gao grupo carboxilato é a 
porção menos polar da substância.
C) Não há a presença do fenômeno de ressonância eletrônica 
para o composto em questão, quando este é mantido no 
estado sólido.
D) Estão presentes no composto carbonos com hibridação do 
tipo sp e sp3, sendo – sete sp e dois sp3.
E) Estão presentes no composto carbonos com hibridação do 
tipo sp2 e sp3, sendo que não há a presença de centros quirais 
na molécula.
15. (IME/2016) O processo de deposição de filmes finos de óxido 
de índio-estanho é extremamente importante na fabricação 
de semicondutores. Os filmes são produzidos por pulverização 
catódica com radiofrequência assistida por campo magnético 
constante.
 Considere as afirmativas abaixo:
I. O índio é um mau condutor de eletricidade.
II. O raio atômico do índio é maior que o do estanho.
III. A densidade do índio é menor que a do paládio.
IV. O ponto de fusão do índio é maior que o do gálio.
 Analisando as afirmativas acima, conclui-se que
A) todas estão corretas.
B) apenas a II e a III estão corretas.
C) apenas a II, a III e a IV estão corretas.
D) apenas a I e a III estão corretas.
E) apenas a IV está correta.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
22
Química
Aulas ?? a ??: 
Propriedades Periódicas
Introdução
 As propriedades periódicas são propriedades que se 
repetem ao longo dos grupos e períodos com o intuito de justificar 
as propriedades dos materiais. São propriedades periódicas: O 
raio atômico, a energia de ativação, a afinidade eletrônica,a 
eletropositividade, a eletronegatividade, a densidade, os pontos 
de fusão e ebulição e o volume atômico. Abaixo seguem cada uma 
dessas propriedades, bem como seu comportamento na tabela.
A. RAIO ATÔMICO COVALENTE
O raio atômico é definido como a metade da distância 
entre os núcleos de dois átomos idênticos que apresentam ligação 
covalente. Devido o raio atômico ser medido mediante a ligação 
covalente o estudo do raio atômico é menosprezado para o estudo 
dos gases nobres nos períodos.
Raio Atômico
Os elementos de maior raio atômico estão embaixo da tabela 
periódica e os menores elementos se encontram na parte de cima. 
O raio aumenta nos períodos da esquerda para a direita, pois para 
um mesmo número de camadas ocorre aumento do número de 
prótons no núcleo no sentido inverso, a carga nuclear efetiva atrai 
os elétrons diminuindo o tamanho dos átomos. Nos grupos o raio 
aumenta de cima para baixo, pois ocorre aumento do número de 
camadas.
Os elementos de maior raio tirando os gases nobres são os 
metais alcalinos, o que explica a sua elevada reatividade.
B. ENERGIA DE IONIZAÇÃO
É a energia mínima necessária para arrancar um elétron de 
um átomo no seu estado fundamental e gasoso. Os gases nobres 
apresentam as maiores energias de ionização
Energia de Ionização
A energia de ionização aumenta da esquerda para a direita, 
nos períodos, pois como os átomos da direita são menores eles 
apresentam dificuldade em perder os elétrons devido à elevada 
atração do núcleo. Nos grupos os elementos de menor raio se 
encontram na parte de cima da tabela, tirando os gases nobres o 
elemento de maior energia de ionização é o flúor. Quanto menor 
o raio do átomo maior a sua energia de ionização, por isso as setas 
da energia de ionização são opostas as do raio.
Aula
04
A energia de ionização pode se estender em primeira E.A; 
segunda EA; terceira E.A...Enfim se chegar ao final do número de 
elétrons.
C. AFINIDADE ELETRÔNICA
É a energia liberada por um átomo no seu estado fundamental 
e gasoso, ao receber um elétron, geralmente o processo ocorre com 
liberação de energia, mas em alguns casos ocorre absorção de 
energia, na formação de íons metálicos. Os elementos que liberam 
mais energia são os que apresentam menor raio.
 
Afinidade Eletrônica
A afinidade eletrônica aumenta de baixo para cima nos 
grupos, pois os menores elementos liberam mais energia devido 
o núcleo dos átomos segurarem melhor os elétrons, os menores 
elementos apresentam maiores afinidades eletrônicas. Nos períodos 
a afinidade aumenta da esquerda para a direita, pois os átomos vão 
diminuindo de tamanho e com isso se estabilizam mais ao receber 
um elétron.
D. ELETRONEGATIVIDADE
A eletronegatividade ocorre da mesma forma da afinidade 
eletrônica , pois a eletronegatividade é a tendência que o elemento 
tem de atrair elétrons e formar um íon negativo.
Eletronegatividade
Os elementos mais eletronegativos da tabela são o flúor, 
oxigênio e nitrogênio. Quando for medir a comparação entre a 
eletronegatividade de dois elementos basta observar aquele que 
apresenta menor raio atômico. A eletropositividade é o contrário 
da eletronegatividade
E. VOLUME ATÔMICO
O volume atômico é definido como volume ocupado por 
um mol de átomos de determinado elemento. O estudo do volume 
atômico nos ajuda a entender algumas propriedades dos elementos 
como densidade e os tipos diferentes de cristais sólidos formados 
por eles.
 
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
23
Química
 Os elementos de maior raio são o Césio e o elemento 
Xenônio, alguns elementos são muito instáveis de apresentar apenas 
valores teóricos para seu volume atômico.
F. DENSIDADE
 Quanto menor o volume, maior a densidade, logo a 
densidade na tabela aponta para o centro e nos grupos ocorrem 
aumento de cima para baixo devido ao aumento da massa atômica, 
logo ocorre aumento da densidade.
Densidade
Na tabela periódica o elemento que recebe destaque como 
mais denso é Ósmio.
G. PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO
Estabelece a demonstração das características dos materiais 
em relação aos pontos de fusão e ebulição devido ao tipo de cristal 
formado e o tipo de ligação.
IA
IIA
Os pontos de fusão e ebulição são diferentes nos metais 
alcalinos e alcalinos terrosos, devido maior empacotamento dos 
átomos quando o raio vai diminuindo e pelos formatos esféricos.
Exercícios de Fixação
01. (UFU/2018) A diversidade de materiais existente no mundo 
tem relação com sua estrutura interna e com as interações 
que ocorrem no nível atômico e subatômico. As propriedades 
periódicas, como raio, eletronegatividade, potencial de 
ionização e afinidade eletrônica, auxiliam a explicação de como 
formam esses materiais. Duas dessas propriedades são centrais: 
raio atômico e raio iônico.
Considere a figura abaixo.
Disponível em: . 
Acesso em: 11 mar. 2018 
 Essa figura representa os raios atômicos e iônicos de algumas 
espécies químicas.
 Sobre essas espécies e seus raios, é correto concluir que 
A) o raio dos ânions é maior que o do respectivo elemento no 
estado neutro, porque o átomo ganhou elétrons e manteve 
sua carga positiva. 
B) o raio atômico e iônico dos elementos de um mesmo 
período diminui com o aumento do número atômico e com 
a mudança de carga. 
C) o raio iônico dos elementos de uma mesma família não segue 
a periodicidade e varia independentemente do ganho ou da 
perda de elétrons.
D) o raio dos cátions é menor que o do respectivo elemento 
no estado neutro, porque o átomo perdeu elétrons, 
aumentando o efeito da carga nuclear.
02. (Unesp/2018) Considere os elementos K, Co, As e Br, todos 
localizados no quarto período da Classificação Periódica. O 
elemento de maior densidade e o elemento mais eletronegativo 
são, respectivamente, 
A) K e As D) Co e As
B) Co e Br E) Co e K
C) K e Br
03. (PUCSP/2017) Observe as reações abaixo:
A X A e
A Y A e
A Z A e
g g
g g
g g
 
 
 
( ) ( )
( ) ( )
( ) ( )
+ → +
+ → +
+ → +
+ −
+ + −
+ + −
2
2 3
 X, Y e Z correspondem ao valor de energia necessária para remover 
um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso. 
A alternativa que apresenta corretamente o nome dessa 
propriedade periódica e os valores de X, Y e Z respectivamente, é: 
A) eletroafinidade; 578 kJ, 1.820 kJ e 2 750 kJ.
B) energia de ionização; 2 750 kJ, 1 820 kJ e 578 kJ
C) energia de ionização; 578 kJ, 1 820 kJ e 2 750 kJ
D) eletroafinidade; 2 750kJ, 1 820 kJ e 578 kJ
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
24
Química
04. (UEFS/2017) 
Elemento químico 1ª E.I. 2ª E.I. 3ª E.I.
X 520 7.297 11.810
Y 900 1.757 14.840
 A energia de ionização é uma propriedade periódica muito 
importante, pois está relacionada com a tendência que um 
átomo neutro possui de formar um cátion. Observe na tabela 
os valores de energias de ionização (E.I. em KJ/mol para 
determinados elementos químicos.
 Com base nas variações das energias de ionização apresentadas 
na tabela, analise as afirmativas e marque com (V) as verdadeiras 
e com (F), as falsas.
( ) X é um metal e possui 3 elétrons na camada de valência.
( ) Y é um metal e possui 2 elétrons na camada de valência.
( ) X pertence ao grupo 1 e Y ao grupo 2 da Tabela Periódica, 
formando com o enxofre substâncias de fórmula 
molecular, respectivamente, X
2
S e YS
( ) Se X e Y pertencem ao mesmo período da Tabela 
Periódica, com ambos no estado neutro, Y possui maior 
raio atômico que X.
 A alternativa que contém a sequência correta, de cima para 
baixo, é a 
A) V – V – F – F
B) V – F – V – F
C) F – V – F – V
D) F – F – V – V
E) F – V – V – F
05. (Uerj/2017) Recentemente, quatro novos elementos químicos 
foram incorporados à tabela de classificação periódica, sendo 
representados pelos símbolos Uut, Uup, Uus e Uuo.
 Dentre esses elementos, aquele que apresenta maior energia 
de ionização é:
Dado: sétimo período da tabela periódica.
A) Uut C) Uus
B) Uup D) Uuo
06. (G1 – IFSUL/2017) Os metais formam o maior grupo de 
elementos químicos presentes na tabela periódica e apresentam 
algumas propriedades diferentes, dentre elas o raio atômico.
 A ordem decrescente dos metais pertencentes ao terceiro 
período da tabela periódica, em relação a seus respectivos raios 
atômicos, é 
A) alumínio, magnésio e sódio.
B) sódio, magnésio e alumínio.
C) magnésio, sódio e alumínio.
D) alumínio, sódio e magnésio.
07. (Fepar/2017) A tabela periódica pode ser utilizada para relacionar 
as propriedades dos elementos com suas estruturas atômicas; 
essas propriedades podem ser aperiódicas e periódicas. As 
propriedades periódicas são aquelas que, à medida que o 
número atômico aumenta, assumem valores semelhantes para 
intervalos regulares, isto é, repetem-se periodicamente.
 O gráfico abaixo mostra a variação de uma dessas propriedades: 
a energia de ionização do 1° elétron, em e · v para diferentes 
átomos. 
 Com base no gráfico e em conhecimentos de Química, responda 
aos itens a seguir
A) como se explicam os elevados valores de energia de ionização 
para os elementos de número atômico de 2, 10 e 18?
B) No intervalo entre Z = 3 e Z = 10, observa-se aumento da 
energia de ionização. Como se explica esse aumento da 
energia?
C) Por que o elemento de número atômico 19 apresenta 
o menor potencial de ionização entre os elementos 
representados?
D) Que número atômico, entre os elementos apresentados no 
gráfico, tem maior tendência a formar um ânion?
08. (UFRGS/2017) O gálio (GA) é um metal com baixíssimo 
ponto de fusão (29,8 ºC). O cromo (Cr) é um metal usado 
em revestimentos para decoração e anticorrosão, e é um 
importante elemento constituinte de aços inoxidáveis. O 
potássio e o césio são metais altamente reativos.
 Assinale a alternativa que apresenta os átomos de césio, cromo, 
gálio e potássio na ordem crescente de tamanho.
A) Ga . 
Acesso em: 16 de mar. de 2016 
 O texto faz referência aos avanços ocorridos na descoberta de 
novoselementos artificiais que, pelo menos até o momento, 
completam a tabela periódica atual. Esses elementos artificiais 
possuem um núcleo atômico bastante pesado e instável, mas 
que diferem no valor de número de prótons, que é a identidade 
de cada elemento. Considerando a estrutura atômica da matéria 
e o estudo das propriedades periódicas, observa-se que esses 
elementos: 
A) devem ter seus valores de eletronegatividade mais 
acentuados à medida que se localizem mais à direita da 
tabela periódica em um mesmo período, com o elemento 
de número atômico 118 sendo o de mais alto valor. 
B) devem possuir valores de energia de ionização mais 
acentuados que os metais localizados no mesmo período. 
C) devem possuir suas distribuições eletrônicas tendo o subnível “f” 
como camada de valência, pois são átomos de elementos 
que possuem muitos elétrons.
D) quando derivados da união de dois núcleos atômicos 
menores, sofrem um processo conhecido por fissão nuclear. 
E) apresentam o valor 2 para o número quântico azimutal do 
subnível mais energético de suas distribuições eletrônicas. 
13. (G1-IFSUL/2016) A crosta terrestre é composta, principalmente, 
por cálcio (CA), ferro (FE), alumínio (A) silício (Si) e oxigênio (O). 
Os elementos apresentados em ordem crescente de raio atômico são:
A) Ca, Fe, A, Si e O. C) A, Fe, Ca, O e Si.
B) O, Si, A, Fe e Ca. D) Si, A, Fe, Ca, e O.
14. (G1 - CFTRJ/2016) Considere as seguintes afirmativas:
I. o flúor e o cloro estão no mesmo período da classificação 
periódica dos elementos;
II. o magnésio faz parte da família dos metais alcalino-terrosos.
III. o sódio e o alumínio possuem o mesmo número de elétrons 
na camada de valência;
IV. na molécula de CC
4
 as ligações entre o átomo de carbono 
e os átomos de cloro são do tipo iônica; 
V. uma ligação dupla é uma ligação covalente na qual dois 
átomos compartilham dois pares de elétrons.
A opção que apresenta as afirmativas corretas é: 
A) I, III e V C) II e V
B) III, IV e V D) I e IV
15. (Udesc/2016) A tabela periódica dos elementos químicos é uma 
das ferramentas mais úteis na Química. Por meio da tabela é 
possível prever as propriedades químicas dos elementos e dos 
compostos formados por eles. Com relação aos elementos C, 
O e Si, analise as proposições;
I. O átomo de oxigênio apresenta maior energia de ionização;
II. O átomo de carbono apresenta o maior raio atômico;
III. O átomo de silício é mais eletronegativo que o átomo de carbono;
IV. O átomo de silício apresenta maior energia de ionização;
V. O átomo de oxigênio apresenta o maior raio atômico.
Assinale a alternativa correta;
A) Somente a afirmativa V é verdadeira.
B) Somente as afirmativas I e II são verdadeiras.
C) Somente as afirmativas IV e V são verdadeiras.
D) Somente a afirmativa I é verdadeira.
E) Somente a afirmativa III é verdadeira. 
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
26
Química
Aulas ?? a ??: 
Ligações Químicas
Introdução
As ligações químicas ocorrem em 3 grandes grupos : 
Iônica, covalente e metálica. Cada uma dessas ligações se formam 
dependendo da eletronegatividade e da eletropositividade dos 
elementos que participam da ligação.
Exemplo: Elemento Eletropositivo (metal)
 + = LIGAÇÃO IÔNICA
 Elemento Eletropositivo (ametal)
 Elemento Eletronegativo (ametal)
 + = LIGAÇÃO COVALENTE
 Elemento Eletronegativo (ametal)
 Elemento Eletropositivo (metal) 
 + = LIGAÇÃO METÁLICA
 Elemento Eletropositivo (metal)
Regra do octeto
A regra do octeto diz que os elementos da tabela periódica 
se tornam estáveis quando adquirem configuração eletrônica de um 
gás nobre, ou seja, oito elétrons na camada de valência . Essa regra 
funciona muito bem para elementos representativos ( configuração 
eletrônica terminada em s ou p). 
Elementos que apresentam 1, 2 ou 3 elétrons tendem a 
perder seus elétrons se tornando cátions e os elementos que terminam 
com 5, 6 ou 7 elétrons na camada de valência tendem a ganhar 
elétrons para completar o octeto. Ela é observável em ligações 
iônicas e em ligações covalentes de moléculas simples.
Ligação iônica
A ligação iônica ocorre entre elementos como elevada 
diferença de eletronegatividade. Este tipo de ligação logo ocorre 
entre um metal ( eletropositivo ) e um ametal ( eletronegativo). 
A ligação iônica é formada pela atração do íon positivo( cátion ), 
do metal que perdeu seus elétrons, pelo íon negativo ( ânion ), do 
ametal que ganhou os elétrons . É fácil perceber que a ligação iônica 
ocorre por doação de elétrons do metal para o ametal. 
Exemplo1: 11
Na (metal) + 
17
C (ametal)
 
11
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
 
17
C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
 Na C Na + C –
 (sodio) (cloro)
Aula
05
O elemento químico sódio que apresenta apenas 1 elétron 
na sua camada de valência doa seu elétron, para o cloro, devido 
a sua elevada eletropositividade. O cloro devido a sua elevada 
eletronegatividade recebe o elétron do sódio formando um íon 
negativo, a atração entre o íon positivo e o íon negativo forma a 
ligação iônica.
A ligação iônica não ocorre apenas pela atração entre dois 
íons, mas por um aglomerado de íons formando o que chamamos 
de retículo cristalino.
 
Exemplo2: A ligação iônica formada entre o elemento Cálcio e 
o Cloro.
Pela distribuição eletrônica e utilizando a regra do octeto 
é possível perceber que o cloro necessita apenas de 1 elétron 
para atingir a regra do octeto, porém o Cálcio precisa perder dois 
elétrons, logo existe a necessidade de serem utilizados dois átomos 
de cloro para que os elementos o composto fique estabilizado. 
Observe o esquema abaixo:
20
Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
17
C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Ca
C�
C�
+ Ca2+ + 
C�
1–
C�
1–
Perceba que os elétrons da camada de valência do Cálcio 
são doados para o Cloro.
Características dos compostos Iônicos
– Alguns são solúveis na água pelo processo de solvatação.
– Apresentam elevados pontos de fusão e ebulição
– São sólidos na temperatura ambiente
– São formados por cristais chamados retículos cristalinos
– Formam compostos químicos chamados de sais, bases e óxidos 
básicos.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
27
Química
Ligação covalente
A ligação covalente ocorre pelo compartilhamento de 
elétrons, o compartilhamento ocorre devido ao baixo valor na 
diferença de eletronegatividade entre os elementos. Ela geralmente 
ocorre entre:
Hidrogênio
 + = Ligação Covalente
Hidrogênio
Hidrogênio
 + = Ligação Covalente
Ametal
Ametal
 + = Ligação Covalente
Ametal
O compartilhamento de elétrons para moléculas pequenas 
também obedece a regra do octeto, porém existem várias teorias 
que são utilizadas para justificar a formação da ligação covalente, 
à medida que ocorrem furos em uma teoria ocorre a mudança na 
visão de como a ligação foi formada, ou seja, da teoria utilizada. 
As teorias mais utilizadas são a TLV (Teoria da Ligação de ValênciA) 
e a VSPER (Teoria da repulsão dos elétrons da camada de valênciA) 
a segunda explica a geometria molecular que vai nos ajudar a 
entender a polaridade das moléculas. 
Exemplo 1:
Molécula do gás Hidrogênio (H
2
) – 1s1
H H H H
Cada átomo de hidrogênio com apenas 1 elétron fica 
estabilizado ao compartilhar o elétron com o outro átomo de 
hidrogênio, com dois elétrons na camada de valência o hidrogênio 
fica estabilizado por imitar o gás hélio que tem apenas 2 elétrons 
na camada de diferenciação.
Exemplo 2:
Molécula do gás Cloro (C
2
) – 
17
C: 1s22s22p63s23p5
Observe que cada átomo de cloro apresenta 7 elétrons na 
última camada faltando apenas 1 elétron para completar o octeto, 
então ocorre o compartilhamento de elétrons como é mostrado 
abaixo:
C� C�C� C�
 Estrutura de LewisExemplo 3:
A molécula do gás oxigênio (O
2
) – 
8
O – 1s2 2s2 2p4
Observe que cada átomo de oxigênio apresenta 6 elétrons 
na camada de valência e precisa de 2 elétrons para completar o 
octeto, então o oxigênio faz 2 compartilhamentos eletrônicos como 
mostra o esquema abaixo:
O O O O
 Estrutura de Lewis
Exemplo 4:
A molécula da água H
2
O. Observe que agora estudaremos 
ligações covalentes formadas por átomos diferentes.
1
H : 1s1
8
O : 1s22s22p4
Observe que o hidrogênio precisa apenas de mais um 
elétron enquanto que o oxigênio precisa de 2, logo ocorre o 
compartilhamento dos elétrons como mostra esquema abaixo:
H O H O
H H 
 Estrutura de Lewis
Os pares de elétrons não ligantes do oxigênio geram repulsão 
à ligação com o hidrogênio.
Exemplo 5: 
A molécula da amônia (NH
3
). Observe que distribuição 
eletrônica do nitrogênio e do hidrogênio.
7
N: 1s2 2s2 2p3
1
H: 1s1
O hidrogênio precisa apenas de 1 elétron e que o nitrogênio 
apresenta 5 elétrons precisando apenas de 3 para completar o 
octeto, então o nitrogênio fará 3 compartilhamentos, observe o 
compartilhamento abaixo.
H N H
H
N H
H
H
O par de elétrons que sobrou do nitrogênio gera repulsão 
com os elétrons ligantes empurrando as ligações para baixo segundo 
a VSEPR, que justifica a estrutura piramidal que essa molécula forma.
Exemplo 6:
A molécula do metano CH
4
, onde o carbono tem número 
atômico igual a 6 e o Hidrogênio tem 1 elétron.
6
C – 1s2 2s2 2p2 
1
H – 1s1
O carbono apresenta 4 elétrons na camada de valência, 
logo será necessário compartilhar 4 elétrons para se estabilizar 
segundo a regra do octeto.
H C H
H
H
C
H
H
H
H
 Estrutura de Lewis
Apesar de não ter pares de elétrons não ligantes as ligações 
se repelem para que a molécula ocupe maior estabilidade possível, 
formando o ângulo de 109° 28’.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
28
Química
Ligação covalente coordenada
As moléculas nem sempre obedecem a regra do octeto. 
A ligação dativa é um grande exemplo disso, esse tipo de ligação 
ocorre quando uma molécula já completou o octeto, porém pode 
doar um dos seus pares de elétrons não ligantes para formar uma 
nova ligação covalente. Como explicar segundo a TLV a estrutura 
molecular da substância ozônio (O
3
)? Observe a estrutura abaixo:
O O O O
OO
A ligação formada pelo oxigênio central com doação 
única do par de elétrons formando ligação covalente com o outro 
oxigênio que apresenta 3 pares de elétrons não ligantes é chamada 
de ligação coordenada ou dativa. Esta ligação justifica a existência 
da substância ozônio e sua importância como filtro na camada de 
ozônio.
Tente desenhar o esquema com a estrutura de Lewis para 
justificar a existência da molécula dos Gases SO
2
 e SO
3
.
Ligação metálica
A ligação metálica ocorre segundo a teoria do mar de 
elétrons. Os metais se ligam através das nuvens eletrônicas das 
suas camadas de valência formando uma rede cristalina, entre os 
núcleos dos átomos dos metais fica uma nuvem de elétrons, essa 
nuvem é chamada de mar de elétrons. 
A nuvem eletrônica e o retículo cristalino desses metais 
apresentam propriedades físicas características como:
– São excelentes condutores de corrente elétrica.
– Possuem brilho característico, são lustrosos e apresentam altos 
índices de reflexão.
– São Dúcteis pois podem ser transformados em fios.
– São maleáveis pois podem ser transformados em lâmina.
– Formam ligas com outros metais facilmente.
Alguns metais apresentam propriedades muito diferentes, 
pois as características de cada retículo cristalino depende do raio 
do átomo e outros fatores.
Exercícios de Fixação
1. (EsPCEx/2015) Compostos iônicos são aqueles que apresentam 
ligação iônica. A ligação iônica é a ligação entre íons positivos 
e negativos, unidos por forças de atração eletrostática. 
Texto adaptado de: Usberco, João e Salvador, Edgard, Química: 
química geral, vol 1, pág 225, Saraiva, 2009. 
 Sobre as propriedades e características de compostos iônicos 
são feitas as seguintes afirmativas:
I. apresentam brilho metálico;
II. apresentam elevadas temperaturas de fusão e ebulição;
III. apresentam boa condutibilidade elétrica quando em 
solução aquosa;
IV. são sólidos nas condições ambiente (25 °C e 1atm); 
V. são pouco solúveis em solventes polares como a água.
Das afirmativas apresentadas estão corretas apenas 
A) II, IV e V. D) I, IV e V.
B) II, III e IV. E) I, II e III.
C) I, III e V.
2. (EsPCEx/2015) Considere dois elementos químicos cujos átomos 
fornecem íons bivalentes isoeletrônicos, o cátion X2+ e o ânion 
Y2–. Pode-se afirmar que os elementos químicos dos átomos X 
e Y referem-se, respectivamente, a
A) 
20
Ca e 
34
Se D) 
20
Ca e 
8
O
B) 
38
Sr e 
8
O E) 
20
Ca e 
16
S
C) 
38
Sr e 
16
S
3. (EsPCEx/2011) A tabela abaixo apresenta alguns dos produtos 
químicos existentes em uma residência.
Produto
Um dos componentes 
do produto
Fórmula do 
componente
Sal de cozinha Cloreto de sódio NaC
Açúcar Sacarose C
12
H
22
O
11
Refrigerante Ácido Carbônico H
2
CO
3
Limpa-forno Hidróxido de sódio NaOH
 Assinale a alternativa correta: 
A) O cloreto de sódio é um composto iônico que apresenta 
alta solubilidade em água e, no estado sólido, apresenta 
boa condutividade elétrica.
B) A solução aquosa de sacarose é uma substância molecular 
que conduz muito bem a corrente elétrica devido à formação 
de ligações de hidrogênio entre as moléculas de sacarose e 
a água.
C) O hidróxido de sódio e o cloreto de sódio são compostos 
iônicos que, quando dissolvidos em água, sofrem dissociação, 
em que os íons formados são responsáveis pelo transporte de 
cargas.
D) Soluções aquosas de sacarose e de cloreto de sódio 
apresentam condutividade elétrica maior que aquela 
apresentada pela água destilada(purA), pois existe a 
formação de soluções eletrolíticas, em ambas as soluções.
E) O ácido carbônico é um diácido, muito estável, sendo 
considerado como ácido forte, não conduz corrente elétrica.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
29
Química
4. (EsPCEx/2010) Assinale a alternativa correta:
Dados:
Elemento Químico Número atômico
C (Carbono) z = 6
N (Nitrogênio) Z = 7
C (Cloro) Z = 17
H (Hidrogênio) Z = 1
A) A fórmula estrutural N ≡ N indica que os átomos de nitrogênio 
estão compartilhando três pares de prótons.
B) A espécie química NH
4
+ (amônio) possui duas ligações
covalentes (normais) e duas ligações covalentes dativas
(coordenadas).
C) O raio de um cátion é maior que o raio do átomo que lhe
deu origem.
D) Na molécula de CC
4
, a ligação entre o átomo de carbono
e os átomos de cloro é do tipo iônica.
E) Se em uma substância existir pelo menos uma ligação iônica, 
essa substância será classificada como um composto iônico.
5. (EsPCEx/2008) Os tipos de ligações químicas existentes nas
substâncias cloreto de sódio (NaC), gás cloro (C
2
) e água
(H
2
O) são, respectivamente:
A) iônica, covalente apolar e covalente polar
B) iônica, covalente polar e covalente apolar
C) iônica, covalente apolar e covalente apolar
D) covalente apolar, iônica e covalente polar
E) covalente polar, iônica e covalente apolar
6. Se o caráter iônico entre dois ou mais átomos de elementos
químicos diferentes é tanto maior quanto for a diferença de
eletronegatividade entre eles, a alternativa que apresenta a
substância que possui caráter iônico mais acentuado é:
Dados: 
1
H, 
9
F, 
11
Na, 
19
K, 
53
I
A) NaI D) KI
B) F2 E) KF
C) HI
7. (UFRN) O cobre metálico é bastante utilizado na confecção de
fios condutores de eletricidade. Baseado na propriedade de
condutividade elétrica dos metais pode-se afirmar a respeito
do fio de cobre, que:
A) é constituído de íons metálicospositivos em posições
ordenadas, com os elétrons de valência movimentando-se
em todo o fio.
B) é constituído de moléculas.
C) seus átomos estão unidos por ligações iônicas.
D) as forças eletrostáticas que unem os átomos de cobre no fio 
são resultantes das interações dipolo-dipolo.
E) as ligações nele existentes são covalentes.
8. Os átomos se combinam através de ligações químicas buscando 
a estabilidade eletrônica. Existem três tipos de ligações químicas,
sendo elas iônica, covalente e metálica. Diante da assertiva, os
compostos CsC e BaS são considerados substâncias
A) covalentes polares. D) metálicas.
B) iônicas. E) coloidais.
C) covalentes apolares.
9. (Udesc/2015) A condutividade elétrica de um material depende 
muito do tipo de ligação química da qual o material é formado e
do estado físico em que este se encontra. Sendo assim, materiais 
como prata, açúcar de cana (sacarosE) e sal de cozinha (cloreto 
de sódio) apresentam comportamentos distintos quanto à
condutividade elétrica. Em relação à condutividade elétrica,
assinale a alternativa correta.
A) O açúcar é uma substância iônica que não conduz bem a
eletricidade.
B) O açúcar é um bom condutor de corrente elétrica porque
possui cargas livres em seu retículo cristalino molecular.
C) O cloreto de sódio fundido não conduz corrente elétrica.
D) Um objeto de prata é bom condutor de corrente elétrica
porque apresenta elétrons livres em seu retículo cristalino
metálico.
E) O cloreto de sódio é um bom condutor de corrente elétrica
em temperaturas inferiores ao seu ponto de fusão.
10. (Cefet-MG/2015) Para a realização de uma determinada atividade 
experimental, um estudante necessitou de um material
que possuísse propriedades típicas de substâncias dúcteis,
maleáveis, insolúveis em água e boas condutoras térmicas.
Um material com essas propriedades resulta da ligação entre
átomos de
A) Cu e Zn. D) F e Xe.
B) Na e C. E) C e Si.
C) Fe e O.
11. (Unesp/2015) Além do iodeto de prata, outras substâncias
podem ser utilizadas como agentes aglutinadores para a
formação de gotas de água, tais como o cloreto de sódio, o
gás carbônico e a própria água. Considerando o tipo de força
interatômica que mantém unidas as espécies de cada agente
aglutinador, é correto classificar como substância molecular:
A) o gás carbônico e o iodeto de prata.
B) apenas o gás carbônico.
C) o gás carbônico e a água.
D) apenas a água.
E) a água e o cloreto de sódio.
12. (G1 – IFCE/2014) Em 2014, fará 60 anos o prêmio Nobel de
Química de Linus Pauling por seu trabalho sobre a natureza das 
ligações químicas. Pauling calculou a eletronegatividade dos
elementos químicos e, através desses valores, é possível prever
se uma ligação será iônica ou covalente. Em um composto
formado, sendo X o cátion, Y o ânion e X
2
Y
3
 a sua fórmula,
os prováveis números de elétrons na última camada dos átomos 
X e Y, no estado fundamental, são, respectivamente,
A) 2 e 5.
B) 2 e 3.
C) 3 e 6.
D) 3 e 2.
E) 3 e 4.
13. (UFG/2014) A série americana intitulada Breaking Bad vem
sendo apresentada no Brasil e relata a história de um professor 
de Química. Na abertura da série, dois símbolos químicos são
destacados em relação às duas primeiras letras de cada palavra 
do título da série. Considerando a regra do octeto, a substância
química formada pela ligação entre os dois elementos é a:
A) Ba
2
Br
2
B) Ba
2
Br
3
C) Ba
2
Br
D) BaBr
3
E) BaBr
2
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
30
Química
14. (UPF/2015) As interações entre os constituintes das substâncias 
e a relação que há com as propriedades dessas substâncias 
explicam a diversidade de materiais que compõem o Universo. 
 Essa diversidade decorre da existência de diferentes estruturas 
químicas e, no estudo da Química, um, dentre outros objetivos, 
é compreender as propriedades das substâncias e suas interações 
visando à formação de novas substâncias. Considerando a 
informação apresentada, assinale a alternativa incorreta. 
A) Sólidos covalentes são formados por constituintes moleculares 
mantidos unidos por ligação covalente entre os átomos 
vizinhos do retículo cristalino. Formam uma rede tridimensional 
contínua que se prolonga até o limite físico do sólido. 
B) Sólidos metálicos são constituídos por átomos de metais unidos 
por uma nuvem de elétrons resultante da menor atração dos 
núcleos pelos elétrons mais externos e menos energéticos. 
C) Sólidos moleculares são constituídos por moléculas que 
se unem nessa fase sólida por forças intermoleculares. 
As ligações covalentes estão presentes entre os átomos da 
molécula, mas não entre as moléculas. 
D) Sólidos iônicos são mantidos pela interação eletrostática 
entre cátions e ânions. A ligação iônica é muito forte, o que 
justifica a elevada temperatura de fusão dos sólidos de suas 
substâncias. 
E) Sólidos cristalinos são aqueles que, apesar da interação 
forte entre os constituintes que os mantêm na fase mais 
condensada (mais agregadA), não apresentam estruturas 
ordenadas.
15. (UFRGS/2016) A grande utilização dos metais demonstra 
sua importância para a humanidade e decorre do fato de 
as substâncias metálicas apresentarem um conjunto de 
propriedades que lhes são características.
 Considere as informações abaixo que justificam, de forma 
adequada, propriedades típicas dos metais, com base no 
modelo do mar de elétrons.
I. Metais apresentam, geralmente, elevados pontos de fusão 
devido à grande estabilidade do retículo cristalino metálico;
II. A boa condução de calor ocorre, pois o aquecimento 
aumenta a vibração dos íons positivos, possibilitando 
que eles capturem os elétrons livres, o que provoca a 
desestruturação do retículo cristalino metálico e possibilita 
a propagação do calor;
III. A boa condução de eletricidade é explicável, pois a aplicação 
de uma diferença de potencial provoca uma movimentação 
ordenada dos elétrons livres.
Quais estão corretas? 
A) Apenas I. D) Apenas I e III.
B) Apenas II. E) I, II e III.
C) Apenas III.
 
Aulas ?? a ??: 
Geometria Molecular (VSEPR) e 
Polaridade
Introdução a VSEPR – 
Geometria e Polaridade
 As estruturas moleculares são definidas pelo número de ligações 
covalentes que elas formam, o tipo de ligação e a repulsão entre essas 
ligações e os elétrons não ligantes pertencentes a um átomo central. 
A seguir é mostrada uma sequência de moléculas para que você possa 
utilizar a teoria de repulsão dos pares de elétrons da camada de valência 
e predizer a estrutura de cada composto e sua respectiva geometria.
Aula
06
A geometria molecular também demonstra a polaridade 
das moléculas pela soma dos vetores ( momento dipolo) que 
cada molécula apresenta. Um vetor momento dipolo aponta para 
o átomo mais eletronegativo, pois a nuvem eletrônica de um 
átomo é deslocada no sentido do elemento mais eletropositivo 
para o mais eletronegativo. Uma molécula é chamada de apolar 
quando µr = 0 e é dita polar quando a soma dos vetores µr ≠ 0. 
A polaridade nos ajuda a entender o motivo de substâncias terem 
afinidade umas com as outras para formar misturas homogêneas 
( semelhante dissolve semelhantE). Um composto que apresenta 
moléculas polares dissolve outro composto também polar, a mesma 
ideia segue para moléculas apolares. Quando uma substância de 
moléculas apolares é misturada com outra de moléculas polares é 
formada uma mistura heterogênea, o que justifica porque o o óleo 
não se dissolve na água.
Geometria linear
Exemplo 1: CO
2
 
 
C OO
u u
ur = 0 (apolar)
 
Geometria Linear, pois os átomos estão dispostos numa 
linha, observe que não há pares de elétrons não ligantes no átomo 
central – átomo central de hibridação sp. Se um dos oxigênios fosse 
substituído por outro elemento, a molécula acima se torna polar.
Geometria trigonal planar
Exemplo 2: BF
3
B
F
F F
u
u
u
ur = 0 (apolar)
Geometria Trigonal Planar, pois os átomos de flúor estão 
dispostos como um triângulo, o ângulo de ligação entre os átomos 
de flúor é de 120° e a hibridação doConstante de hidrólise ................................................................................................................................................................................................52
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................52
aula 12: Produto dE solubilidadE
Produto de Solubilidade (Kps) ......................................................................................................................................................................................55
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................55
aula 13: noçõEs dE EntalPia
Noções de entalpia .....................................................................................................................................................................................................58
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................59
aula 14: fatorEs QuE influEnciam na EntalPia
Fatores que Influenciam na entalpia ...........................................................................................................................................................................62
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................64
aula 15: lEis dE hEss
Leis De Hess ................................................................................................................................................................................................................67
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................67
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
aula 16: EntroPia dE EnErgia liVrE
Entropia(s) ..................................................................................................................................................................................................................71
Energia livre (G) ..........................................................................................................................................................................................................71
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................71
aula 17: cinética
Conceito de velocidade de reação ..............................................................................................................................................................................73
Teoria das colisões e do complexo ativado .................................................................................................................................................................74
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................75
aula 18: cinética Química
Fatores que influenciam na velocidade .......................................................................................................................................................................78
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................80
aula 19: lEi dE VElocidadE E ordEns dE rEação
Introdução ..................................................................................................................................................................................................................83
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................83
aula 20: radioatiVidadE
Introdução ..................................................................................................................................................................................................................86
Histórico da radioatividade .........................................................................................................................................................................................87
Tipos de radiação ........................................................................................................................................................................................................87
Leis da radioatividade .................................................................................................................................................................................................87
Emissão gama (Y) .......................................................................................................................................................................................................88
Danos ao ser humano .................................................................................................................................................................................................88
Elementos radioativos naturais ....................................................................................................................................................................................88
Séries ou famílias radioativas ......................................................................................................................................................................................88
Reações nucleares .......................................................................................................................................................................................................89
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................90
aula 21: cinética das radiaçõEs
Introdução ..................................................................................................................................................................................................................93
Vida média (Vm) ..........................................................................................................................................................................................................93
Exercícios ...................................................................................................................................................................................................................94
aula 22: Pilha E corrosão
Eletroquímica – pilhas.................................................................................................................................................................................................96
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................átomo central é sp2.
 
Exemplo 3: Metanal H
2
CO.
C
O
H H
u
u
u
µr ≠ 0
Observe que a molécula também tem geometria trigonal 
planar, porém agora ela é polar, pois os vetores tem como resultado 
um vetor para cima, o ângulo de ligação é de 120°
Geometria tetraédrica
Exemplo 4: H
2
O
O
H H
u u
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
31
Química
A molécula de água tem forma angular, porém se 
considerarmos os pares de elétrons não ligantes veremos que ela 
apresenta geometria tetraédrica como mostrado abaixo:
O
H
H
O ângulo de ligação entre os hidrogênios é de 104° 30’ e o 
átomo de oxigênio apresenta hibridação sp3.
Exemplo 5: Amônia (NH
3
)
A amônia também é uma molécula polar, pois apresenta 
µr ≠ 0 e geometria piramidal trigonal se considerarmos apenas as 
ligações, porém devido à presença do par de elétrons não ligantes 
podemos dizer que a molécula tem geometria tetraédrica.
N
H
H
H
u
u
u
N
H
H
H
 
Os ângulos de ligação entre os hidrogênios da amônia são de 
107,8° e o átomo de hidrogênio também se encontra hibridizado 
na forma sp3.
Exemplo 6: metano (CH
4
)
O metano apresenta o átomo central hibridizando sp3, 
você já deve ter percebido que todas as moléculas que apresentam 
estrutura tetraédrica apresentam a hibridação sp3. A molécula do 
metano é apolar como é mostrada abaixo.
C
H
H
H
H
 
O metano tem ângulo de ligação de 109°28’. Esta substância 
é um gás na temperatura ambiente e é cerca de 20 vezes mais 
estufa que o CO
2
Geometria bipiramidal trigonal
Exemplo 7: Tetrafluoreto de enxofre (SF
4
)
O enxofre pode fazer duas ligações seguindo a regra do 
octeto, porém devido apresentar a terceria camada ele realiza uma 
expansão do seu octeto sendo uma das grandes exceções estudadas 
na aula anterior, sobrando um par de elétrons formando a estrutura 
chamada de gangorra. 
S
F
F
F
F
É fácil perceber que a molécula acima é polar, pois os 
momentos dipolo dos enxofres das laterais não são anulados. 
A molécula apresenta forma chamada de Gangorra, porém sua 
geometria é bipiramidal trigonal e o átomo central apresenta 
Hibridação sp3d. Outra molécula que apresenta a mesma geometria 
é o PCl
5
 (Pentacloreto de difósforo).
P
C�
C�
C�
C�
C�
O composto acima também apresenta geometria bipidamidal 
trigonal e hibridação sp3d, seu ângulo axial é de 90° e os equatoriais 
tem valor de 120°. Essa molécula é apolar, pois todos os vetores, 
momento dipolo, se anulam.
Geometria octaédrica
Exemplo 8: Hexafluoreto de enxofre.
 
Essa substância é utilizada para encher bolas de tênis, ela é 
mais densa que o ar. Essa substância é apolar.
S
F
F
FF
FF
O átomo central apresenta hibridação sp3d2 apresentando 
geometria octaédrica. Outra molécula que também apresenta essa 
geometria é o tetraflureto de enxofre que está representado a seguir. 
X e
FF
F F
Desconsiderando os pares de elétrons essa estrutura tem 
geometria quadrado planar, porém considerando os dois pares de 
elétrons não ligantes a estrutura apresenta geometria octaédrica, 
no xenônio também ocorre hibridação sp3d2.
Forças Intermoleculares
As forças intermoleculares justificam o motivo das substâncias 
serem sólidas, líquidas ou gasosas na temperatura ambiente, 
também justificam a volatilidade de alguns líquidos e a diferença de 
ebulição entre os compostos moleculares. As forças intermoleculares 
podem ser de 3 tipos diferentes: Dipolo Induzido – Dipolo Induzido, 
Dipolo – Dipolo e Ligação de Hidrogênio.
Dipolo Induzido – Dipolo Induzido 
(Forças de London)
Ocorre entre moléculas apolares e é um força de interação 
fraca, moléculas pequenas de baixo peso molecular na temperatura 
ambiente são gases. A interação dipolo induzido é observada quando 
o composto está nos estados líquido ou sólido. A interação dipolo 
induzido também é chamada de força de London. A distorção da 
nuvem eletrônica que promove a atração entre as moléculas, quando 
a nuvem eletrônica de uma molécula sofre distorção gerando um 
lado positivo e o outro negativo na própria molécula, a molécula 
vizinha também distorce a sua nuvem eletrônica gerando uma atração 
entre as moléculas, porém logo ocorre dissipação da distorção e as 
moléculas voltam a ter a nuvem eletrônica bem distribuída em torno 
da molécula. 
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
32
Química
Algumas moléculas apolares podem estar no estado sólido 
ou líquido, pois apesar de serem apolares o tamanho da molécula 
permite várias interações entre elas reforçando a proximidade 
entre as mesmas, porém sólidos formados por moléculas apolares 
apresentam baixos pontos de fusão e ebulição.
Dipolo - Dipolo
Ocorre quando entre moléculas polares, onde a região 
positiva de uma molécula atrai a região negativa da outra. Devido às 
moléculas já apresentarem polos na molécula esse tipo de interação 
é mais forte que as Forças de London, logo as substâncias formadas 
por moléculas pequenas com esse tipo de interação apresentam 
maiores pontos de fusão e ebulição que as moléculas apolares de 
pequena massa molar.
Observe a molécula de HC, que apresenta eletronegatividade 
maior no cloro, logo a nuvem eletrônica é distorcida no sentido 
do cloro tornando este lado negativo e o lado que apresenta o 
hidrogênio passa a ser positivo pois fica deficiente de elétrons, logo 
o lado positivo de uma molécula atrai o lado negativo da outra.
Ligação de hidrogênio
A ligação de hidrogênio ocorre em moléculas que 
apresentam Hidrogênio (H) Ligado aos elementos flúor, oxigênio 
ou nitrogênio. A distorção da nuvem eletrônica é tão intensa 
nas moléculas que apresentam esse tipo de interação que as 
propriedades físicas, como ponto de fusão e ebulição são muito 
maiores que nos outros compostos. Os compostos mostrados como 
exemplo frequentemente são o ácido fluorídrico (HF), a água (H
2
O) 
e a amônia (NH
3
).
Uma substância que apresenta várias hidroxilas apresentará 
muitas ligações de hidrogênio, por isso algumas moléculas de 
substâncias orgânicas apresentam elevada viscosidade.
Exercícios de Fixação
01. (EsPCEx/2016) Compostos contendo enxofre estão presentes, 
em certo grau, em atmosferas naturais não poluídas, cuja 
origem pode ser: decomposição de matéria orgânica por 
bactérias, incêndio de florestas, gases vulcânicos etc. No 
entanto, em ambientes urbanos e industriais, como resultado 
da atividade humana, as concentrações desses compostos é 
alta. Dentre os compostos de enxofre, o dióxido de enxofre 
(SO
2
) é considerado o mais prejudicial à saúde, especialmente 
para pessoas com dificuldade respiratória. 
 
Adaptado de BROWN, T.L. et al, Química a Ciência Central. 
9ª ed, Ed. Pearson, São Paulo, 2007.
 Em relação ao composto SO
2
 e sua estrutura molecular, pode-se 
afirmar que se trata de um composto que apresenta
A) ligações covalentes polares e estrutura com geometria 
espacial angular.
B) ligações covalentes apolares e estrutura com geometria 
espacial linear.
C) ligações iônicas polares e estrutura com geometria espacial 
trigonal plana.
D) ligações covalentes apolares e estrutura com geometria 
espacial piramidal. 
E) ligações iônicas polares e estrutura com geometria espacial 
linear.
02. (EsPCEx/2014) As substâncias ozônio (O
3
); dióxido de carbono 
(CO
2
); dióxido de enxofre (SO
2
); água (H
2
O) e cianeto de 
hidrogênio (HCN) são exemplos que representam moléculas 
triatômicas. Dentre elas, as que apresentam geometria 
molecular linear são, apenas, 
A) cianeto de hidrogênio e dióxido de carbono. 
B) água e cianeto de hidrogênio. 
C) ozônio e água. 
D) dióxido de enxofre e dióxido de carbono. 
E) ozônio e dióxido de enxofre.
03. (EsPCEx/2010) O íon nitrato (NO
3
–), a molécula de amônia 
(NH
3
), a molécula de dióxido de enxofre (SO
2
) e a molécula de 
ácido bromídrico(HBr) apresentam, respectivamente, a seguinte 
geometria:
Elemento Químico Número atômico
N (Nitrogênio) Z = 7O (Oxigênio) Z = 8
H (Hidrogênio) Z = 1
S (EnxofrE) Z = 16
Br(Bromo) Z = 35
 
A) piramidal; trigonal plana; linear; angular. 
B) trigonal plana; piramidal; angular; linear.
C) piramidal; trigonal plana; angular; linear.
D) trigonal plana; piramidal; trigonal plana; linear.
E) piramidal; linear; trigonal plana; tetraédrica.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
33
Química
04. (EsPCEx/2018) Quando ocorre a combustão completa de 
quaisquer hidrocarbonetos, há a produção dos compostos 
gás carbônico (CO
2
) e água (H
2
O). Acerca dessas substâncias 
afirma-se que: 
I. as moléculas CO
2
 e H
2
O apresentam a mesma geometria 
molecular;
II. a temperatura de ebulição da água é maior que a do CO
2
, 
pois as moléculas de água na fase líquida se unem por ligação 
de hidrogênio, interação intermolecular extremamente 
intensa;
III. a molécula de CO
2
 é polar e a de água é apolar;
IV. a temperatura de fusão do CO
2
 é maior que a da água, 
pois, diferentemente da água, a molécula de CO
2
 apresenta 
fortes interações intermoleculares por apresentar geometria 
angular;
V. o número de oxidação (Nox) do carbono na molécula de 
CO
2
 é +4.
Estão corretas apenas as afirmativas
A) I, II e IV. D) III e IV.
B) II, III e IV. E) II e V.
C) I, III e V. 
05. (EsPCEx/2015) O carvão e os derivados do petróleo são 
utilizados como combustíveis para gerar energia para 
maquinários industriais. A queima destes combustíveis libera 
grande quantidade de gás carbônico como produto. Em relação 
ao gás carbônico, são feitas as seguintes afirmativas: 
I. é um composto covalente de geometria molecular linear;
II. apresenta geometria molecular angular e ligações triplas, 
por possuir um átomo de oxigênio ligado a um carbono;
III. é um composto apolar. 
Das afirmativas apresentadas está(ão) correta(as)
A) apenas II. D) apenas II e III. 
B) apenas I e II. E) todas.
C) apenas I e III. 
06. (EsPCEx (Aman) 2018) Conversores catalíticos (catalisadores) 
de automóveis são utilizados para reduzir a emissão de 
poluentes tóxicos. Poluentes de elevada toxicidade são 
convertidos a compostos menos tóxicos. Nesses conversores, 
os gases resultantes da combustão no motor e o ar passam 
por substâncias catalisadoras. Essas substâncias aceleram, por 
exemplo, a conversão de monóxido de carbono (CO) em dióxido 
de carbono (CO
2
) e a decomposição de óxidos de nitrogênio 
como o NO, N
2
O e o NO
2
 (denominados NOx) em gás nitrogênio 
(N
2
) e gás oxigênio (O
2
). Referente às substâncias citadas no 
texto e às características de catalisadoras, são feitas as seguintes 
afirmativas:
I. a decomposição catalítica de óxidos de nitrogênio 
produzindo o gás oxigênio e o gás nitrogênio é classificada 
como uma reação de oxidorredução;
II. o CO
2
 é um óxido ácido que, ao reagir com água, forma o 
ácido carbônico;
III. catalisadores são substâncias que iniciam as reações químicas 
que seriam impossíveis sem eles, aumentando a velocidade 
e também a energia de ativação da reação;
IV. o CO é um óxido básico que, ao reagir com água, forma uma 
base;
V. a molécula do gás carbônico (CO
2
) apresenta geometria 
espacial angular.
 Das afirmativas feitas estão corretas apenas a 
A) I e II. D) I, III e V. 
B) II e V. E) II, IV e V.
C) III e IV. 
07. (EsPCEx/2011) São dadas as Tabelas abaixo. A Tabela I apresenta 
a correspondência entre as substâncias representadas pelas 
letras x, m, r e z e suas respectivas temperaturas de ebulição. 
A Tabela II mostra os elementos químicos (H, F, C, Br e I) e suas 
respectivas massas atômicas.
 TABELA I
Substância Temperatura de ebulição (°C)
x 20
m – 35
r – 67
z – 85
 TABELA II
Elemento Massa Atômica (u)
H-(Hidrogênio) 1
F-(Flúor) 19
C-(Cloro) 35,5
Br-(Bromo) 80
I-(Iodo) 127
 Com base nas Tabelas acima, são feitas as seguintes afirmações: 
I. As substâncias correspondentes a x, m, r e z são, 
respectivamente, HF, HI, HBr e HC;
II. As moléculas de HC, HBr e HI são unidas por forças do tipo 
pontes ou ligações de hidrogênio;
III. Das substâncias em questão, o HI apresenta a maior 
temperatura de ebulição, tendo em vista possuir a maior 
massa molar. 
Das afirmações feitas, está(ão) correta(s) apenas: 
A) I. 
B) II. 
C) III. 
D) I e III. 
E) II e III.
08. (EsPCEx/2011) Em uma tabela, são dados 4(quatro) compostos 
orgânicos, representados pelos algarismos 1, 2, 3 e 4, 
e seus respectivos pontos de ebulição, à pressão de 1 atm. 
Esses compostos são propan-1-ol, ácido etanoico, butano e 
metoxietano, não necessariamente nessa ordem. 
Composto Ponto de ebulição (°C)
1 – 0,5
2 7,9
3 97,0
4 118,0
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
34
Química
 Sobre os compostos e a tabela anterior são feitas as seguintes 
afirmações:
I. Os compostos 1, 2, 3 e 4 são respectivamente butano, 
metoxietano, propan-1-ol e ácido etanoico;
II. As moléculas do propan-1-ol, por apresentarem o grupo 
carboxila em sua estrutura, possuem interações moleculares 
mais fortes do que as moléculas do ácido etanoico;
III. O composto orgânico propan-1-ol é um álcool insolúvel em 
água, pois suas moléculas fazem ligações predominantemente 
do tipo dipolo induzido-dipolo induzido;
IV. O composto butano tem o menor ponto de ebulição, 
pois suas moléculas se unem por forças do tipo dipolo 
induzido-dipolo induzido, que são pouco intensas;
V. O composto metoxietano é um éster que apresenta em sua 
estrutura um átomo de oxigênio.
Das afirmações feitas está(ão) corretas: 
A) apenas I e III.
B) apenas I, II e IV.
C) apenas I e IV.
D) apenas II, III e V.
E) todas.
9. (EsPCEx/2009) O dissulfeto de carbono, CS
2
, é um líquido 
incolor, volátil, que pode ser produzido em erupções vulcânicas. 
Sobre essa substância, considere as seguintes afirmações:
I. A geometria da molécula do dissulfeto de carbono é igual 
à geometria da molécula da água;
II. O dissulfeto de carbono é um líquido totalmente solúvel em 
água, nas condições ambientes;
III. As interações entre as moléculas do dissulfeto de carbono 
são do tipo dipolo induzido dipolo induzido.
Elemento Químico Número atômico
C (Carbono) Z = 6
H (Hidrogênio) Z = 1
O (Oxigênio) Z = 8
S (EnxofrE) Z = 16
 Das afirmações feitas, está(ão) correta(s) 
A) apenas III. 
B) apenas II e III. 
C) apenas I e II.
D) apenas II. 
E) todas.
10. (EsPCEx) Dado o quadro abaixo:
Substância e fase 
de agregação
Momento dipolar 
resultante da 
molécula(µr)
Angulo de 
ligação
CO
2(s)
µ
r
 = 0 180º
H
2
O
(I)
µ
r
 ≠ 0 104º5'
NH
3(I)
µ
r
 ≠ 0 107º
CC
4(I)
µ
r
 = 0 109º28'
I
2(s)
µ
r
 = 0 180º
 A alternativa que relaciona corretamente a molécula da 
substância, a polaridade dessa molécula, a forma geométrica 
dessa molécula e o tipo de força intermolecular dessa 
substância, nessa ordem, é: 
A) CO
2
, apolar, linear e dipolo permanente-dipolo permanente
B) H
2
O, polar, linear e ligações de hidrogênio
C) NH
3
, polar, piramidal e ligações de hidrogênio 
D) CC
4
, apolar, tetraédrica e ligações de hidrogênio 
E) I
2
, polar, angular e dipolo induzido-dipolo induzido
11. (Fuvest/2019) A reação de água com ácido clorídrico produz o 
ânion cloreto e o cátion hidrônio. A estrutura que representa 
corretamente o cátion hidrônio é 
A) 
H
H
O
H
 D) 
OH
 
 
B) H+ E) 
H
H
O
H
C) H
H
O
H 
 
12. (UFRGS/2018) Considerando a geometria molecular de algumas 
moléculas e íons, assinale a alternativa que lista apenas as 
espécies com geometria trigonal plana. 
A) CO
2
, SO
2
, SO
3
 
B) O
3
, NH
3
, NO–
3
 
C) NO–
3
, O
3
, CO
2
 
D) NH
3
, BF
3
, SO
3
 
E) SO
3
, NO–
3
, BF
3
 
13. (UPF/2018) O quadro a seguir indica características referentes 
às substâncias A, B, C e D ao serem testadas em relação à 
propriedade de condutividade elétrica.
Considere: 25º C, 1 atm.
A) Na fase sólida, não conduz corrente elétrica, mas, ao se 
dissolver em água deionizada, conduz a corrente elétrica.
B) Líquido que mesmo ao se dissolver em água deionizada não 
conduz a corrente elétrica.
C) Na fase sólida, conduz corrente elétrica. Nãose dissolve em 
água.
D) Na fase sólida, não conduz corrente elétrica, e, ao se dissolver 
em água deionizada, também não conduz a corrente elétrica.
E) Na fase sólida conduz corrente elétrica.
14. Considerando as substâncias etanol, cloreto de sódio, zinco 
metálico e sacarose, marque a opção que indica a correlação 
correta entre substância e característica indicada no quadro. 
A) A – etanol; B – cloreto de sódio; C – sacarose; D – zinco 
metálico. 
B) A – cloreto de sódio; B – sacarose; C – zinco metálico; 
D – etanol. 
C) A – zinco metálico; B – etanol; C – cloreto de sódio; 
D – sacarose.
D) A – sacarose; B - etanol; C – zinco metálico; D – cloreto de 
sódio.
E) A – cloreto de sódio; B – etanol; C – zinco metálico; 
D – sacarose.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
35
Química
15. A tabela abaixo relaciona as substâncias às suas aplicações. 
Substância Aplicação
NH
3
Produtos de limpeza.
CH
4
 Matéria-prima para produção de outros compostos.
SO
2
Antisséptico, desinfetante.
 A alternativa que relaciona as substâncias com a sua geometria 
molecular é, respectivamente: 
A) trigonal plana, tetraédrica e angular. 
B) trigonal plana, piramidal e linear. 
C) piramidal, tetraédrica e linear. 
D) piramidal, tetraédrica e angular. 
E) trigonal plana, piramidal e angular.
16. (Udesc/2015) A tabela periódica dos elementos químicos é, 
sem dúvida, uma ferramenta bastante útil para prever certas 
características e propriedades dos elementos químicos. Um 
exemplo disto é a previsão do comportamento dos átomos e dos 
compostos químicos por eles formados, ou ainda o porquê de 
certos átomos serem extremamente reativos, enquanto outros 
são praticamente inertes. 
 Com base na tabela periódica dos elementos, assinale a 
alternativa correta. 
A) Os íons cobalto (2+) possuem 02 (dois) elétrons em sua 
camada de valência sendo este metal considerado de 
transição. 
B) Os metais pertencentes ao grupo 1 formam compostos 
iônicos com íons fluoreto devido à elevada diferença de 
eletronegatividade entre estas espécies químicas. 
C) O raio atômico aumenta de cima para baixo e da esquerda 
para a direita, sendo que os não metais possuem grandes 
raios devido a sua eletronegatividade. 
D) A energia empregada na remoção do elétron da camada de 
valência dos átomos de césio é maior que nos átomos de 
cloro, devido à maior eletronegatividade deste último. 
E) O fósforo pertence ao terceiro período, podendo formar o 
composto PC3
 de geometria trigonal plana. 
17. (UFSM/2015) Certamente você já estourou pipoca no 
micro-ondas ou já aqueceu algum alimento utilizando esse 
eletrodoméstico. Você sabe como isso ocorre? O micro-ondas 
emite uma radiação eletromagnética com comprimento de 
onda maior que o da luz e menor que o das ondas de rádio. À 
medida que as ondas passam pelas moléculas de água, estas 
absorvem a radiação e movimentam-se mais rapidamente. Ao 
colidirem com moléculas vizinhas, transferem a elas parte de 
sua agitação térmica e, assim, o alimento vai sendo aquecido.
 Moléculas polares são capazes de absorver as micro-ondas e 
transformar essa energia em agitação térmica.
CISCATO, Carlos A. M.; PEREIRA, Fernando P. Planeta Química. 
São Paulo: Ática, 2008, p. 89-90. (adaptado)
 Então, analise as afirmações:
I. A molécula de água é polar, pois sua geometria é angular; 
assim, apresenta capacidade de dissolver substâncias polares, 
como o sal de cozinha e o óleo utilizados para o cozimento 
de macarrão, formando uma mistura heterogênea com duas 
fases distintas;
II. A água é uma substância simples, formada por elementos 
com diferentes valores de eletronegatividade;
III. O compartilhamento de elétrons entre os átomos de 
hidrogênio e oxigênio na molécula de água ocorre através 
de ligações do tipo covalente;
IV. A água apresenta ponto de ebulição (PE) maior que a 
amônia, pois as forças intermoleculares na água são maiores 
que na amônia.
Estão corretas 
A) apenas I e II. D) apenas II e IV.
B) apenas I e III. E) apenas III e IV.
C) apenas II e III. 
18. (PUCPR/2015) O ácido fosfórico possui uma ampla gama de 
utilizações, entre as quais podemos destacar a fabricação de 
fosfatos e superfosfatos (utilizados como fertilizantes agrícolas), 
fabricação de produtos para remoção de ferrugem, além de 
estar presente em refrigerantes do tipo cola, agindo, neste caso, 
como acidulante (responsável pelo sabor ácido característico). 
Sobre a unidade elementar do ácido fosfórico são feitas as 
seguintes afirmações:
I. O número de oxidação do fósforo é igual a +5;
II. As ligações estabelecidas entre os átomos formadores da 
molécula de ácido fosfórico são do tipo covalente polar;
III. O átomo de fósforo expande sua camada de valência 
acomodando dez elétrons nesta;
IV. A geometria estabelecida ao redor do átomo de fósforo é 
do tipo piramidal;
V. Apresenta apenas forças intermoleculares do tipo dipolo 
permanente.
 São corretas: 
A) I, II e IV apenas. D) I, II e III apenas.
B) I, III e IV apenas. E) III, IV e V apenas.
C) II, III e V apenas. 
19. (UFG/2014) Considerando-se o modelo de repulsão dos pares de 
elétrons da camada de valência (do inglês, VSEPR), as moléculas 
que apresentam geometria linear, trigonal plana, piramidal e 
tetraédrica são, respectivamente, 
A) SO2
, PF
3
, NH
3
 e CH
4
 D) CO
2
, PF
3
, NH
3
 e CC
4
B) BeH
2
, BF
3
, PF
3
 e SiH
4
 E) BeH
2
, BF
3
, NH
3
 e SF
4
C) SO
2
, BF
3
, PF
3
 e CH
4
 
20. (Mackenzie/2015) Os gases do efeito estufa envolvem a Terra 
e fazem parte da atmosfera. Estes gases absorvem parte da 
radiação infravermelha refletida pela superfície terrestre, 
impedindo que a radiação escape para o espaço e aquecendo a 
superfície da Terra. Atualmente são seis os gases considerados 
como causadores do efeito estufa: dióxido de carbono (CO
2
), 
metano (CH
4
), óxido nitroso (N
2
O), clorofluorcarbonetos 
(CFCs), hidrofluorcarbonetos (HFCs) e hexafluoreto de enxofre 
(SF
6
).Segundo o Painel Intergovernamental de mudanças do 
Clima, o é o principal “culpado” pelo aquecimento global, 
sendo o gás mais emitido (aproximadamente 77%) pelas 
atividades humanas. No Brasil, cerca de 75% das emissões 
de gases do efeito estufa são causadas pelo desmatamento, 
sendo o principal alvo a ser mitigado pelas políticas 
públicas. No mundo, as emissões de CO
2
 provenientes do 
desmatamento equivalem a 17% do total. O hexafluoreto de 
enxofre (SF
6
) é o gás com maior poder de aquecimento global, 
sendo 23.900 vezes mais ativo no efeito estufa do que o CO
2
. 
Em conjunto, os gases fluoretados são responsáveis por das 
emissões totais de gases do efeito estufa.
http://www.institutocarbonobrasil.org.br/mudancas_ 
climaticas/gases_do_efeito_estufa
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
36
Química
 A respeito dos gases citados no texto, de acordo com a teoria da 
repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência (VSEPR), 
é correto afirmar que as moléculas
 Dados: números atômicos (Z) : H = 1, C = 6, N = 7, O = 8, 
F = 9 e S = 16.
A) do metano e do gás carbônico apresentam geometria 
tetraédrica. 
B) do óxido nitroso e do gás carbônico apresentam geometria 
angular. 
C) do hexafluoreto de enxofre apresentam geometria linear. 
D) do metano apresentam geometria tetraédrica e as do gás 
carbônico são lineares. 
E) do óxido nitroso têm geometria angular e as do metano são 
lineares. 
Aulas ?? a ??: 
Concentração das Soluções e 
Coeficientes de Solubilidade
Coeficiente de solubilidade
O coeficiente de solubilidade nos ajuda a entender quanto de 
um determinado soluto podemos dissolver em uma massa de solvente 
conhecida, é importante entender que o coeficiente de solubilidade 
é sensível à variação de temperatura, podendo ser classificado 
em solubilidade endotérmica (quando ocorre aumento da 
temperatura aumenta a solubilidadE) e em solubilidade exotérmica 
(quando ocorre aumento da temperatura e diminui a solubilidadE). 
As soluções também podem ser classificadas segundo o coeficientede solubilidade em insaturada (quando não atingiu o máximo de 
soluto possível de dissolver em determinada quantidade de solventE), 
saturada (quando o coeficiente de solubilidade é atingido) e 
supersaturada( quando a quantidade de soluto dissolvida é maior 
que o permitido pelo coeficiente de solubilidadE).
Curvas de solubilidade
Mostra o estudo gráfico da variação do coeficiente de 
solubilidade mediante a variação de temperatura.
200
150
100
50
20 40 60 80 100
Temperatura / °C
So
lu
b
ili
d
ad
e 
(g
 s
o
lu
to
 /
 1
00
 g
 H
2O
)
0
250
KNO
3
NaNO
3
Na
2
SO
4
Pb(NO
3
)
2
Ce
2
(SO
4
)
3
KBr
KC�
NaC�
Observações:
• As curvas ascendentes são aquelas que com o aumento da 
temperatura ocorre um aumento da solubilidade.
• Os sais que apresentam pontos de inflexão como no sal sulfato 
de sódio-Na
2
SO
4
, apresentam saída de água do cristal de sais 
hidratados.
• O sulfato de cério Ce
2
(SO
4
)
3
 apresenta solubilidade exotérmica.
Aula
07
Medidas de Concentração 
Concentração Comum
C
m
V
= 1
Observação: 
O índice 1 indica a massa do soluto e V o volume da solução, 
unidade g/L.
Densidade
d
m
V
=
Observação: 
A unidade da medida é g/cm3, quando não é observado 
índice como o m da densidade indica a massa da solução (m = 
m
1
 + m
2
).
Concentração molar ou em quantidade de matéria
M
n
V
ou M
m
M V
= =
⋅
1 1
1
A unidade é mol/L ou molar a concentração molar relaciona 
a quantidade de partículas do soluto por litro da solução.
Título
O título é uma relação percentual entre a massa do soluto 
e a massa da solução.
T
m
m
ou T
m
m m
= =
+
1 1
1 2
O título tem valor menor que 1 e maior que zero, o título 
percentual é dado pelo produto do título por 100%.
Observação: 
Existe também o título em volume
T
V
V V
v =
+
1
1 2
O percentual em volume é utilizado em soluções em que o 
soluto também é líquido como o álcool de farmácia que tem valores 
indicativos de 46%, 64% ou 96% em volume de etanol. 
Partes por milhão
1
1
106
ppm
parte
partes
=
Em soluções aquosas podemos dizer que 1ppm = 1mg/L em 
concentração, pois a densidade da água.
Fração molar
A fração molar é uma relação percentual em mol do soluto 
ou do solvente em relação a solução:
x
n
n n
ou x
n
n n
1
1
1 2
2
2
1 2
=
+
=
+
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
37
Química
Observação:
x
1
 + x
2
 = 1. A fração molar é uma grandeza admensional.
Molalidade
w
n mol
m Kg
ou W
m
M m
= ( )
( ) =
⋅
1
2
1
1 2
1000
A molalidade indica a quantidade de partículas por Kg de 
solvente, sua unidade é o molal. 
Observação: 1 molal = 1mol/Kg.
Relação entre as medidas de concentração
Relação 1: C = M · M
1
Relação 2: C = 1000 d · T
Relação 3: M · M
1
 = 1000 d · T
Exercícios de Fixação
01. O rótulo de uma garrafa de água mineral apresenta a seguinte 
descrição:
 Composição química provável (mg/L): 
bicarbonato de bário = 0,38; 
bicarbonato de estrôncio = 0,03; 
bicarbonato de cálcio = 66,33; 
bicarbonato de magnésio = 50,18; 
bicarbonato de potássio = 2,05; 
bicarbonato de sódio = 3,04; 
nitrato de sódio = 0,82; 
cloreto de sódio = 0,35.
Características físico-químicas: 
pH medido a 25 °C = 7,8; 
temperatura da água na fonte = 18 °C; 
condutividade elétrica a 25 °C = 1,45 · 10–4 mhos/cm; 
resíduo de evaporação a 180 °C = 85,00 mg/L; 
radioatividade na fonte a 20 °C e 760 mm Hg = 15,64 maches.
 A respeito da água mineral citada, de sua composição e 
características, são feitas as seguintes afirmativas:
I. Esta água apresenta caráter básico nas condições citadas;
II. A água mineral citada pode ser classificada como uma 
solução, em razão da presença de substâncias dissolvidas;
III. Todas as substâncias químicas presentes na composição 
provável apresentada são da função inorgânica sal.
Das afirmativas feitas estão corretas:
A) apenas II. D) apenas II e III. 
B) apenas I e II. E) todas.
C) apenas I e III. 
02. (EsPCEx/2008) Uma garrafa de água mineral tem no seu rótulo 
a seguinte composição, em mg/L:
Bicarbonato 100,0 Magnésio 3,26
Cálcio 22,0 Potássio 2,70
Sódio 8,98 Cloreto 0,73
Nitrato 4,11 Fluoreto 0,34
Sulfato 6,00
 Sabe-se que a massa molar do íon sulfato (SO
4
2–) é de 96 g/mol. 
A quantidade de mols de íons sulfato contida em 16 L dessa 
água mineral é:
A) 25 · 10–3 mols D) 25 · 1023 mols
B) 150 · 102 mols E) 6,0 · 1023 mols
C) 1 · 10–3 mols 
03. (IME/2017) A figura a seguir representa as curvas de solubilidade 
de duas substâncias A e B.
 Com base na figura, pode-se afirmar que: 
A) No ponto 1, as soluções apresentam a mesma temperatura, 
mas as solubilidades de A e B são diferentes. 
B) A solução da substância A está supersaturada no ponto 2.
C) As soluções são instáveis no ponto 3.
D) As curvas de solubilidade não indicam mudanças na estrutura 
dos solutos.
E) A solubilidade da substância B segue o perfil esperado para 
a solubilidade de gases em água.
04. (EBM-SP/2017) 
 
140
120
100
80
60
40
20
80604020
 O conhecimento da solubilidade de sais em água é importante para 
a realização de atividades em laboratórios e nos procedimentos 
médicos que envolvam a utilização desses compostos químicos. 
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
38
Química
A dissolução dessas substâncias químicas em água é 
influenciada pela temperatura, como mostra o gráfico que 
apresenta as curvas de solubilidade do nitrato de potássio, 
KNO
3(s) 
do cromato de potássio K
2
CrO
4(s)
, do cloreto de sódio, 
NaC
(s)
 e do sulfato de cério, Ce(SO
4
)
2(s)
.
 A análise do gráfico permite afirmar: 
A) O processo de dissolução dos sais constituídos pelos metais 
alcalinos, em água, é endotérmico. 
B) A mistura de 120 g de cromato de potássio com 200 g de 
água forma uma solução saturada a 60 °C.
C) O coeficiente de solubilidade do sulfato de cério aumenta 
com o aquecimento do sistema aquoso.
D) A solubilidade do nitrato de potássio é maior do que a do 
cromato de potássio a temperatura de 20 °C.
E) O nitrato de potássio e o cloreto de sódio apresentam o 
mesmo coeficiente de solubilidade a 40 °C.
05. (Acafe/2016) O cloreto de potássio é um sal que adicionado ao 
cloreto de sódio é vendido comercialmente como “sal light”, 
com baixo teor de sódio. Dezoito gramas de cloreto de potássio 
estão dissolvidos em 200 g de água e armazenados em um 
frasco aberto sob temperatura constante de 60 °C.
 (Considere a solubilidade do cloreto de potássio a 60 °C igual 
a 45 g/100 g de água.) 
 Qual a massa mínima e aproximada de água que deve ser 
evaporada para iniciar a cristalização do soluto? 
A) 160 g
B) 120 g
C) 40 g
D) 80 g
06. (UFPB/2011) O óxido de cálcio apresenta baixa solubilidade em 
água, como mostrado na tabela abaixo:
Temperatura (°C)
Solubilidade de CaO 
em água (mol/L)
10 0,023
80 0,013
 Considerando as características das soluções aquosas e as 
informações da tabela, é correto afirmar: 
A) Uma solução 0,023 mol/L de CaO a 10 ºC é insaturada. 
B) Uma solução 0,023 mol/L de CaO a 10 ºC contém excesso 
de soluto dissolvido. 
C) Uma solução 0,013 mol/L de CaO a 80 ºC é saturada. 
D) A dissolução de CaO em água é endotérmica. 
E) A dissolução de 0,013 mol de CaO em 1 L, a 80 ºC, forma 
uma solução supersaturada. 
07. (IFBA/2018) A solução de hipoclorito de sódio (NaOC) em água 
é chamada comercialmente de água sanitária. O rótulo 
de determinada água sanitária apresentou as seguintes 
informações:
 Solução = 20% m/m
Densidade = 1,10 g/mol
 Com base nessas informações, a concentração da solução 
comercial desse NaOC será: 
A) 1,10 mol/L D) 2,95 mol/L
B) 2,00 mol/L E) 3,50 mol/L
C) 3,00 mol/L 
08. (Unesp/2018) De acordo com o Relatório Anual de 2016 da 
Qualidade da Água, publicado pela Sabesp, a concentração de 
cloro na água potável da rede de distribuição deve estar entre 
0,2 mg/L, limite mínimo, e 5,0 mg/L, limite máximo.
 Considerando que a densidade da água potável seja igual à da 
água pura, calcula-se que o valor médio desses limites, expresso 
em partes por milhão, seja 
A) 5,2ppm.
B) 18 ppm.
C) 2,6 ppm.
D) 26 ppm.
E) 1,8 ppm.
09. (Enem (Libras)/2017) A ingestão de vitamina C (ou ácido 
ascórbico; massa molar igual a 176 g/mol) é recomendada para 
evitar o escorbuto, além de contribuir para a saúde de dentes e 
gengivas e auxiliar na absorção de ferro pelo organismo. Uma das 
formas de ingerir ácido ascórbico é por meio dos comprimidos 
efervescentes, os quais contêm cerca de 0,006 mol de ácido 
ascórbico por comprimido. Outra possibilidade é o suco de 
laranja, que contém cerca de 0,07 g de ácido ascórbico para 
cada 200 mL de suco.
 O número de litros de suco de laranja que corresponde à 
quantidade de ácido ascórbico presente em um comprimido 
efervescente é mais próximo de 
A) 0,0002
B) 0,03
C) 0,3
D) 1
E) 3
10. (IFPE/2017) Uma forma de tratamento da insuficiência renal é 
a diálise, que funciona como substituta dos rins, eliminando as 
substâncias tóxicas e o excesso de água do organismo. Há duas 
modalidades de diálise: a hemodiálise e a diálise peritoneal. 
Na diálise peritoneal, um cateter é colocado no abdome 
do paciente, através do qual é introduzida uma solução 
polieletrolítica. Uma determinada solução para diálise peritoneal 
apresenta, em cada 100 mL de volume, 4,5 g de glicose 
(C
6
H
12
O
6
) e 0,585 g de cloreto de sódio (NaC). 
 Dados: massa molar (g/mol): C = 12, H = 1, O = 16, Na = 23 
e C = 35,5.
 Assinale a alternativa com as concentrações em mol/L da glicose 
e do cloreto de sódio, respectivamente, na solução para diálise 
peritoneal descrita. 
A) 0,25 e 0,10 D) 0,25 e 0,20
B) 0,50 e 0,10 E) 0,20 e 0,50
C) 0,50 e 0,20 
11. (Enem (Libras)/2017) Um pediatra prescreveu um medicamento, 
na forma de suspensão oral, para uma criança pesando 
16 kg. De acordo com o receituário, a posologia seria de 2 gotas 
por kg da criança, em cada dose. Ao adquirir o medicamento 
em uma farmácia, o responsável pela criança foi informado 
que o medicamento disponível continha o princípio ativo em 
uma concentração diferente daquela prescrita pelo médico, 
conforme mostrado no quadro.
Medicamento
Concentração do princípio 
ativo (mg/gotA)
Prescrito 5,0
Disponível comercialmente 4,0
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
39
Química
 Quantas gotas do medicamento adquirido a criança deve 
ingerir de modo que mantenha a quantidade de princípio ativo 
receitada? 
A) 13 
B) 26 
C) 32 
D) 40
E) 128
• Texto para a próxima questão.
Disponível em: .
O gluconato de cálcio (massa molar = 430 g/mol) é 
um medicamento destinado principalmente ao tratamento da 
deficiência de cálcio. Na forma de solução injetável 10%, ou seja, 
100 mg/mL, este medicamento é destinado ao tratamento da 
hipocalcemia aguda.
Disponível em: . Adaptado.
 
12. (Unesp/2017) Considere que a constante de Avogadro seja 
6,0 × 1023 mol–1 e que uma pessoa receba uma dose de 10 
mL de uma solução injetável de gluconato de cálcio a 10%. 
O número total de íons Ca2+ que entrará no organismo dessa 
pessoa após ela receber essa dose será 
A) 7,1 × 1022. D) 1,4 × 1021.
B) 1,0 × 1023. E) 4,3 × 1024.
C) 5,5 × 1025. 
• Texto para a próxima questão.
Recentemente as denúncias das Operações da Polícia 
Federal contra as fraudes em frigoríficos reacenderam os debates 
sobre o uso de aditivos alimentares e segurança alimentar. 
Dentre os diversos grupos de aditivos alimentares, estão os 
acidulantes, definidos pela ANVISA como “substância que 
aumenta a acidez ou confere um sabor ácido aos alimentos” 
(ANVISA, Portaria 540/1997). São exemplos de acidulantes o 
ácido fosfórico, o ácido cítrico e o ácido acético. 
13. (IFSul/2017) O vinagre é uma solução de aproximadamente 
7% (em massA) de ácido acético, com densidade de 1 g × mL–1. 
Sabendo-se que a massa molecular desse ácido é 60 g × mol–1, 
quantos mols de ácido acético tem-se em 2,4 litros desse 
vinagre? 
A) 3,4 
B) 2,8 
C) 0,34 
D) 0,28
14. (PUC-RS/2016) Para responder à questão, analise o texto e a 
estrutura a seguir.
 Uma das preocupações do Comitê Olímpico Internacional é 
combater o doping de atletas nas Olimpíadas. Para isso, uma 
série de análises é realizada rotineiramente com amostras de 
urina colhidas dos atletas. Nessas análises, uma das substâncias 
pesquisadas é o THG, que é um esteroide anabolizante. 
Os métodos de análise são extremamente sensíveis, sendo 
possível detectar THG em uma concentração tão baixa como 
1 ppb (uma parte por bilhão). Isso significa uma concentração 
em que há um bilionésimo de grama de THG para cada grama 
de amostra.
 De acordo com as informações anteriores, assinale a alternativa 
correta. 
A) A molécula de THG apresenta grupo hidróxido, o que lhe 
confere caráter básico. 
B) A cadeia carbônica do THG é cíclica, ramificada e tem 
17 átomos de carbono. 
C) Uma amostra de urina com 1 ppb de THG tem cerca de 
1 bilhão de moléculas de THG. 
D) Na água pura, com pH 7, a concentração de íons H+ é de 
100 ppb.
E) O THG apresenta características químicas típicas de cetonas, 
alcenos e álcoois.
15. (UPE-SSA 2/2016) O glifosfato (C
3
H
8
NO
5
P) é bastante utilizado no 
cultivo da soja, um dos pilares do agronegócio mundial. Em 2015, 
a Organização Mundial de Saúde (OMS) classificou o produto 
como “provavelmente cancerígeno para seres humanos”, 
o que causou eventual efervescência no mercado e interferiu 
na legislação dos países. No Brasil, o limite de glifosfato aceito 
é de 10 ppm. As concentrações de glifostato, informadas nos 
rótulos de três produtos comercializados para a cultura da soja, 
estão indicadas no quadro a seguir:
Produto Concentração de glifostato
I 480 g/L
II 2,80 × 10–4 M
III 0,9 g/mL
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
40
Química
Considerando que todos os produtos recomendam diluição de 
1 para 100 L antes da aplicação na lavoura da soja, está(ão) de 
acordo com a legislação atual apenas.
Dados: C = 12 g/mol; H = 1 g/mol; N = 14 g/mol; O = 16 g/mol; 
P = 31 g/mol.
A) I. D) I e II.
B) II. E) II e III.
C) III.
16. (UFJF-Pism 2/2016) O ibuprofeno (C
13
H
18
O
2
) é um fármaco bem
conhecido e amplamente utilizado, pertencente à classe dos
anti-inflamatórios não esteroidais. Cerca de 90% do ibuprofeno 
ministrado diariamente é excretado pela urina. Sabendo que
um paciente ingeriu cerca de 2400 mg de ibuprofeno/dia qual
a concentração (em mol/L) deste fármaco presente na urina de 
24 horas cujo volume total foi de aproximadamente 2 L?
A) 6,0 × 10–3 D) 1,1 × 10–3
B) 3,2 × 10–3 E) 5,2 × 10–3
C) 2,5 × 10–3
Aulas ?? a ??: 
Diluição e Mistura de Soluções
Diluição
C
m
V
m C V
i
i
i i
=
=
1
1
C
m
V
m C V
f
f
f f
=
=
1
1
C V C Vi i f f=
Juntando os dois segundos membros das equipes, ficamos com:
Recipiente
com suco
concentrado
Recipiente
com suco
diluído
10 mL
50 mL
100 mL
10 mL
50 mL
100 mL
A relação anterior também vale para molaridade e título.
Mistura de soluções sem reação
m
F
 = m
1
 + m
2
n
F
 = n
1
 + n
2
C
F
 · V
F
 = C
1
 · V
1
 + C
2
· V
2
M
F
 · V
F
 = M
1
 · V
1
 + M
2
· V
2
Onde:
m = massa (g)
C = concentração comum (g/L)
V = volume (L)
n = número de mols
M = concentração molar (mol/L)
Aula
08
Titulação
A mistura de soluções com reação pode ser de quatro tipos, 
que são: acidimetria, alcalimetria, volumetria de precipitação e 
volumetria de oxirredução, o método consiste em analisar uma 
reação química e na tentativa de balancear o meio igualando o 
número de mols das duas substâncias que reagem.
Exemplo:
50 mL de uma solução de HC de concentração desconhecida foi 
titulada com 20 mL de uma solução de NaOH de concentração 
0,2 mol/L, qual a concentração da solução ácida.
1º Passo: Observar a reação de neutralização:
HC
(aq)
 + NaOH
(aq)
 → NaC
(aq)
 + H
2
O
()
Tendo a equação balanceada teremos:
M
Ácido
 · V
Ácido
 = M
Base
 . V
Base
Assim, substituindo os valores encontramos a concentração 
desconhecida:
M
A
 · 50 mL = 0,2 mol/L · 20 mL, logo a molaridade é
M
A= 0,08 mol/L
Exercícios de Fixação
01. (EsPCEx) Em uma aula prática de química, o professor forneceu 
a um grupo de alunos 100 mL de uma solução aquosa de
hidróxido de sódio de concentração 1,25 mol · L–1. Em seguida
solicitou que os alunos realizassem um procedimento de diluição 
e transformassem essa solução inicial em uma solução final de
concentração 0,05 mol · L–1. Para obtenção da concentração
final nessa diluição, o volume de água destilada que deve ser
adicionado é de:
A) 2400 mL
B) 2000 mL
C) 1200 mL
D) 700 mL
E) 200 mL
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
41
Química
02. (EsPCEx) Um químico trabalhando em seu laboratório resolveu 
preparar uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) numa 
concentração adequada, para posterior utilização em análises 
titulométricas.
 Consultando seu estoque verificou a existência de uma 
solução de NaOH de concentração 0,01 mol · L–1, inadequada 
a seus propósitos. Para a preparação da solução de NaOH na 
concentração adequada, pipetou dez mililitros (10 mL) dessa 
solução aquosa de NaOH estocada e, em seguida, transferiu 
o volume pipetado para um balão volumétrico de 1000 mL de 
capacidade, completando seu volume com água pura. 
 Considerando que o experimento ocorreu nas condições 
de 25 °C e 1 atm e que o hidróxido de sódio se encontrava 
completamente dissociado, o pH dessa solução resultante final 
preparada pelo químico será:
A) 1 
B) 2 
C) 8 
D) 9 
E) 10 
03. (EsPCEx/2015) Em análises quantitativas, por meio do 
conhecimento da concentração de uma das espécies, 
pode-se determinar a concentração e, por conseguinte, a 
massa de outra espécie.Um exemplo, é o uso do nitrato 
de prata (AgNO
3
) nos ensaios de determinação do teor de 
íons cloreto, em análises de água mineral. Nesse processo 
ocorre uma reação entre os íons prata e os íons cloreto,com 
consequente precipitação de cloreto de prata (AgC) e de 
outras espécies que podem ser quantificadas.Analogamente, 
sais que contêm íons cloreto, como o cloreto de sódio (NaC), 
podem ser usados na determinação quantitativa de íons 
prata em soluções de AgNO
3
, conforme descreve a equação: 
Para reagir estequiometricamente, precipitando na forma 
de AgC, todos os íons prata presentes em 20,0 mL de 
solução 0,1 mol · L–1 de AgNO
3
 (completamente dissociado), 
a massa necessária de cloreto de sódio será de:
Dados:
 Massas atômicas: Na = 23 u; C = 35,5 u; Ag = 108 u; N = 14 
u; O = 16 u
A) 0,062 g
B) 0,117 g
C) 0,258 g
D) 0,567 g
E) 0,644 g
04. (EsPCEx/2011) Foram misturados 100 mL de solução aquosa 
0,5 mol · L–1 de sulfato de potássio (K
2
SO
4
) com 100 mL de 
solução aquosa 0,4 mol · L–1 de sulfato de alumínio (A
2
(SO
4
)
3
), 
admitindo-se a solubilidade total das espécies. A concentração 
em mol · L–1 dos íons sulfato ( SO
4
2–) presentes na solução final:
A) 0,28 mol · L–1 
B) 0,36 mol · L–1 
C) 0,40 mol · L–1 
D) 0,63 mol · L–1 
E) 0,85 mol · L–1
05. (UCS/2016) A titulação é um processo clássico de análise 
química quantitativa. Nesse tipo de análise, a quantidade da 
espécie de interesse pode ser determinada por meio do volume 
de uma solução de concentração conhecida (denominada 
titulantE) que foi gasto para reagir completamente com um 
volume predeterminado de amostra, na presença de um 
indicador apropriado (denominada titulado).
 A titulação de 50 mL de uma solução aquosa de ácido 
clorídrico, com uma solução aquosa de hidróxido de sódio de 
concentração molar igual a 0,1 mol/L utilizando fenolftaleína 
como indicador, está representada no gráfico a seguir.
 Considerando as informações do enunciado e do gráfico, 
assinale a alternativa correta. 
A) O número de mols do ácido, no ponto indicado pela seta, 
é duas vezes maior que o número de mols da base. 
B) O pH do meio torna-se ácido após a adição de 30 mL de 
titulante. 
C) A concentração molar do ácido é igual a 0,05 mol/L.
D) O titulado torna-se incolor ao término da análise.
E) O sal formado durante a titulação sofre hidrólise básica.
06. (PUC-RJ/2016) Uma solução aquosa de nitrato de prata 
(0,050 mol · L–1) é usada para se determinar, por titulação, 
a concentração de cloreto em uma amostra aquosa. Exatos 
10,00 mL da solução titulante foram requeridos para reagir 
com os íons C– presentes em 50,00 mL de amostra. Assinale 
a concentração, em mol · L–1, de cloreto, considerando que 
nenhum outro íon na solução da amostra reagiria com o 
titulante.
Dado: Ag+
(aq)
 + C–
(aq)
 → AgC
(s)
A) 0,005 D) 0,050
B) 0,010 E) 0,100
C) 0,025
07. (PUC-PR/2015) O hidróxido de cálcio – Ca(OH)
2
 –, também 
conhecido como cal hidratada ou cal extinta, trata-se de um 
importante insumo utilizado na indústria da construção civil. 
Para verificar o grau de pureza (em massA) de uma amostra 
de hidróxido de cálcio, um laboratorista pesou 5,0 gramas 
deste e dissolveu completamente em 200 mL de solução de 
ácido clorídrico 1 mol/L. O excesso de ácido foi titulado com 
uma solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L na presença de 
fenolftaleína, sendo gastos 200 mL até completa neutralização. 
O grau de pureza da amostra analisada, expresso em 
porcentagem em massa, é de: 
A) 78%
B) 82%
C) 86%
D) 90%
E) 74%
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
42
Química
08. (Udesc/2015) Considere a determinação da capacidade 
antiácida de um medicamento cujo princípio ativo é carbonato 
de sódio, que pode ser feita pela reação com ácido clorídrico. 
Um comprimido de 1,8656 g foi triturado e dissolvido em 
água, necessitando de 22,0 mL de HC 0,400 mol/L–1 para 
ser completamente neutralizado. Assinale a alternativa que 
corresponde à porcentagem em massa de carbonato de sódio 
no comprimido. 
A) 12,50% D) 14,15%
B) 19,57% E) 50,00%
C) 25,00% 
09. (Mackenzie/2014) Na neutralização de 30 mL de uma solução 
de soda cáustica (hidróxido de sódio comercial), foram gastos 
20 mL de uma solução 0,5 mol/L de ácido sulfúrico, até a 
mudança de coloração de um indicador ácido-base adequado 
para a faixa de pH do ponto de viragem desse processo. 
Desse modo, é correto afirmar que as concentrações molares 
da amostra de soda cáustica e do sal formado nessa reação de 
neutralização são, respectivamente, 
A) 0,01 mol/L e 0,20 mol/L. 
B) 0,01 mol/L e 0,02 mol/L. 
C) 0,02 mol/L e 0,02 mol/L. 
D) 0,66 mol/L e 0,20 mol/L. 
E) 0,66 mol/L e 0,02 mol/L. 
10. (Fatec/2014) Uma indústria compra soda cáustica com teor de 
pureza de 80% em NaOH. Antes de mandar o material para 
o estoque, chama o técnico em Química para verificar se a 
informação procede.
 No laboratório, ele dissolve 1 g do material em água, obtendo 
10 mL de solução. Utilizando um indicador apropriado, realiza 
uma titulação, gastando 20 mL de HC, a 0,5 mol/L.
Dados:
Massas molares (g/mol): NaOH = 40 e HC = 36,5
Reação: NaOH + HC → NaC + H
2
O
Sobre o resultado da titulação, é correto afirmar que a 
informação 
A) não procede, pois o grau de pureza é de 40%.
B) não procede, pois o grau de pureza é de 60%.
C) procede, pois o grau de pureza é de 80%.
D) procede, pois o teor de impurezas é de 80%.
E) procede, pois o teor de impurezas é de 40%.
11. (EsPCEx (Aman)/2013) Uma amostra de 5 g de hidróxido de 
sódio (NaOH) impuro foi dissolvida em água suficiente para formar 
1 L de solução.
 Uma alíquota de 10 mL dessa solução aquosa consumiu, numa 
titulação, 20 mL de solução aquosa de ácido clorídrico (HC) 
de concentração igual a 0,05 mol · L–1.
 Admitindo-se que as impurezas do NaOH não reagiram com 
nenhuma substância presente no meio reacional, o grau de 
pureza, em porcentagem, de NaOH na amostra é 
Dados: 
Elemento
químico
Na
(Sódio)
H
(Hidrogênio)
O
(Oxigênio)
C
(Cloro)
Massa
atômica
23 u 1 u 16 u 35,5 u
A) 10% D) 65% 
B) 25% E) 80% 
C) 40% 
12. (UFF/2012) Uma amostra de oxalato de sódio puro, pesando 
0,268 g, é dissolvida em água. Adiciona-se ácido sulfúrico 
e a solução é titulada a 70 °C, requerendo 40,00 mL de 
uma solução de permanganato de potássio. O ponto final 
da titulação é ultrapassado e uma titulação do excessoé 
realizada, gastando-se para a operação 5,00 mL de solução 
de ácido oxálico 0,2 mol/L. A reação que se processa, não 
balanceada, é: 
C
2
O
4
= + MnO
4
– + H+ → Mn2+ + CO
2
 + H
2
O
 Pode-se afirmar que a molaridade da solução de permanganato 
de potássio é:
Dados: C = 12; O = 16; Na = 23. 
A) 0,01 
B) 0,02 
C) 0,03 
D) 0,05 
E) 0,08
13. (Fatec/2006) Ácido cítrico reage com hidróxido de sódio 
segundo a equação:
H2C C
O
OH
HOC C
O
OH
+ 3 NaOH � 3 H
2
O + 
H2C C
O
OH
H2C C
O
ONa
HOC C
O
ONa
H2C C
O
ONa
 ácido cítrico citrato de sódio
 Considere que a acidez de um certo suco de laranja provenha 
apenas do ácido cítrico. Uma alíquota de 5,0 mL desse suco 
foi titulada com NaOH 0,1 mol/L, consumindo-se 6,0 mL 
da solução básica para completa neutralização da amostra 
analisada.
 Levando em conta estas informações e a equação química 
apresentada, é correto afirmar que a concentração de ácido 
cítrico no referido suco, em mol/L, é: 
A) 2,0 × 10–4
B) 6,0 × 10–4
C) 1,0 × 10–2
D) 1,2 × 10–2
E) 4,0 × 10–2
14. (UFU/2001) Soluções aquosas de HC e de CH
3
COOH, ambos 
em concentração 0,1 mol/L, apresentam [H+] livre iguais a 0,1 e 
1,34 × 10–3 mol/L, respectivamente. Para a neutralização 
completa de 10 mL das soluções de HC e de CH
3
COOH com 
solução de NaOH 0,05 mol/L, serão gastos, respectivamente, 
A) 20 mL e 0,268 mL. 
B) 20 mL e 20 mL. 
C) 10 mL e 1,07 mL. 
D) 5 mL e 0,268 mL.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
43
Química
Aulas ?? a ??: 
Equilíbrio Químico e Princípio 
de Le Chatelier
Noção de equilíbrio químico
Quando um processo alcança o equilíbrio químico, as 
velocidades de suas reações direta e inversa se igualam, e as 
concentrações dos componentes se tornam constantes com o 
tempo. Pode-se escrever:
V
direta 
= V
inversa
Quando se observa uma reação que alcançou o equilíbrio, 
tem-se a impressão que a reação cessou, parou de ocorrer. 
Na verdade, a reação não cessa, e sim, iguala a velocidade da reação 
direta com a inversa.
Os equilíbrios químicos são classificados em:
• homogêneos: quando todos os componentes formam um 
sistema homogêneo (uma única fasE).
• heterogêneos: ocorre quando os componentes da reação estão 
em fases distintas, constituindo um sistema heterogêneo.
Constante de equilíbrio
Seja a reação genérica (suposta elementar) abaixo:
aA bB nN mMg g
direta
inversa
g g( ) ( ) ( ) ( )+  →←  +
A reação direta tem velocidade:
V
dir
 = k
d
 · [A]a [B]b
E a reação inversa tem velocidade:
V
inv
 = k
i
 · [N]n [M]m
Como no equilíbrio V
dir
 = V
inv
 (item anterior), então:
k
d
 · [A]a · [B]b = k
i
 · [N]n [M]m
Rearranjando, temos:
k
k
N M
A B
d
i
n m
a b= [ ] ⋅[ ]
[ ] ⋅ [ ]
A razão 
k
k
d
i
 é também constante, conhecida por k
c
 (constante 
de equilíbrio em função das concentrações). Logo, k
N M
A B
c
n m
a b== [ ] ⋅[ ]
[ ] ⋅ [ ] , 
onde [ ] é a concentração em mol/L.
Aula
09
Atenção:
Em equilíbrios envolvendo gases (onde encontramos a 
maior parte dos exemplos), a constante de equilíbrio é às vezes 
expressa em termos das pressões parciais dos componentes gasosos. 
Essa constante é conhecida como k
p
.
k
P P
P P
p
N
n
M
m
A
a
B
b=
( ) ⋅ ( )
( ) ⋅ ( )
onde P
x
 é a pressão parcial do componente gasoso.
Relação entre kp e kc
k k RTp c
n= ⋅( )∆
Onde:
R = 0,082 atm ⋅ L/mol ⋅ K (constante universal dos gases)
Dn = (n + m) – (a + b) = variação do número de moles
T = t(ºC) + 273 (Temperatura em Kelvin)
 (coeficientes) gasosos.
Observações:
• Não entram na expressão de k
c
 as substâncias na fase sólida, 
os líquidos puros e o solvente.
• Na expressão do k
p
, só entram os gases do equilíbrio.
• k
p
 e k
c
 só variam se a temperatura variar.
• Chama-se quociente reacional (Q) à relação calculada usando-se a 
mesma expressão da constante de equilíbrio k sem a necessidade 
do sistema estar em equilíbrio. Comparando-se os valores, temos:
– Se Q = k: o sistema em questão já se encontra em equilíbrio.
– Se Q k: o sistema deve tender aos reagentes a fim de atingir 
o equilíbrio.
Operações com a constante de equilíbrio
• Ao se multiplicar uma equação química por um número n, a 
constante ficará elevada a n.
• Ao se inverter uma equação química, a constante também será 
invertida.
• Ao somarmos duas ou mais equações, a constante da equação 
resultante será o produto das constantes das equações somadas.
Cálculos com equilíbrio
Grau de equilíbrio (a)
Um importante conceito para os cálculos com equilíbrio é 
o grau de equilíbrio, simbolizado por a (alfA):
a =
nº de moles que reagiram até atingir o equilíbrio
nº de moles iniciais de reagentes
Obviamente, 0é aumentada 
(ou o seu volume é reduzido) o princípio de Le Chatelier sugere 
que o equilíbrio se desloque de modo a tentar reduzir novamente 
a pressão, ou seja, que o equilíbrio se desloque para o lado que 
exerça menor pressão. O lado (direito ou esquerdo) que exerce 
menor pressão é que possui menor número de moles gasosos (dados 
pelos coeficientes). Assim, fica a regra: o aumento da pressão 
por redução do volume desloca o equilíbrio para o lado de 
menor número de moles gasosos, ou ainda, de menor volume 
gasoso (basta contar os coeficientes gasosos em ambos os 
lados da reação). 
Veja o exemplo: 
N
2(g)
+ 3 H
2(g)
  2 NH
3(g)
Nessa situação, o aumento de pressão por redução de 
volume desloca o equilíbrio para a direita, favorecendo a formação 
de produtos, pois há 4 moles de gás nos reagentes e apenas 2 moles 
de gás nos produtos.
Adição de gás inerte
A adição de um gás inerte a um sistema gasoso eleva a 
pressão total do sistema, mas diminui na mesma proporção a fração 
molar dos componentes da reação. Pela expressão P
parcial
 = X
gás
 ⋅ P
total
, 
percebe-se que essa operação não altera as pressões parciais dos 
componentes da reação. Como as pressões parciais são utilizadas 
para calcular o quociente reacional Q, o sistema nem chega a sair 
do equilíbrio, pois o valor de Q não se diferencia do valor de k. 
Assim, a posição de equilíbrio não é modificada.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
45
Química
Uso de catalisador
O uso de um catalisador aumenta a velocidade de uma 
reação, faz com que o equilíbrio seja alcançado em um tempo 
menor, mas não altera a posição de equilíbrio, pois o catalisador 
acelera as reações direta e inversa na mesma proporção. Veja a 
curva de consumo de um reagente em um processo catalisado e 
não catalisado.
Reação não
catalisada
Tempo
C
on
ce
nt
ra
çã
o 
do
 r
ea
ge
nt
e
Reação
catalisada
Exercícios de Fixação
01. Os corais fixam-se sobre uma base de carbonato de cálcio 
(CaCO
3
), produzido por eles mesmos.
 O carbonato de cálcio em contato com a água do mar e com o 
gás carbônico dissolvido pode estabelecer o seguinte equilíbrio 
químico para a formação do hidrogenocarbonato de cálcio:
CaCO
3(s)
 + CO
2(g)
 + H
2
O ()  Ca(HCO
3
)
2(aq)
 Considerando um sistema fechado onde ocorre o equilíbrio 
químico da reação mostrada, assinale a alternativa correta.
A) Um aumento na concentração de carbonato causará um 
deslocamento do equilíbrio no sentido inverso da reação, 
no sentido dos reagentes.
B) A diminuição da concentração do gás carbônico não causará 
o deslocamento do equilíbrio químico da reação.
C) Um aumento na concentração do gás carbônico causará um 
deslocamento do equilíbrio no sentido direto da reação, o 
de formação do produto.
D) Um aumento na concentração de carbonato causará, 
simultaneamente, um deslocamento do equilíbrio nos dois 
sentidos da reação.
E) Um aumento na concentração do gás carbônico causará um 
deslocamento do equilíbrio no sentido inverso da reação, 
no sentido dos reagentes.
02. (EsPCEx/2012) Considere a seguinte reação química em 
equilíbrio num sistema fechado a uma temperatura constante:
1H
2
O
(g)
 + 1 C
(s)
 + 31,4 kcal  1 CO
(g)
 + 1 H
2(g)
 A respeito dessa reação, são feitas as seguintes afirmações:
I. A reação direta trata-se de um processo exotérmico;
II. O denominador da expressão da constante de equilíbrio em 
termos de concentração molar (k
C
) é igual a [H
2
O] · [C];
III. Se for adicionado mais monóxido de carbono (CO
(g)
) ao meio 
reacional, o equilíbrio será deslocado para a esquerda, no 
sentido dos reagentes;
IV. O aumento na pressão total sobre esse sistema não provoca 
deslocamento de equilíbrio.
 Das afirmações feitas, utilizando os dados anteriores, está(ão) 
correta(s):
A) Todas. D) Apenas III.
B) Apenas I e II. E) Apenas IV.
C) Apenas II e IV. 
03. (UFG/2014) As reações a seguir são fundamentais para o 
equilíbrio ácido-base em mamíferos.
CO
2
 + H
2
O  H
2
CO
3
  H+ + HCO
3
–
 Com base nessas reações, conclui-se que um primata, 
introduzido em uma atmosfera rica em CO
2
, após a absorção 
desse gás, apresentará, como resposta fisiológica imediata, uma 
A) hiperventilação devido à resposta bulbar decorrente do 
aumento da concentração de íons H+ no líquido intracelular. 
B) hiperventilação devido à resposta renal decorrente do aumento 
da concentração de íons HCO
3
– no ultrafiltrado glomerular. 
C) hipoventilação devido à resposta bulbar decorrente do 
aumento da concentração de H
2
CO
3
 no líquido intracelular. 
D) hipoventilação devido à resposta pulmonar decorrente do 
aumento da concentração de HCO
3
– nos alvéolos. 
E) hipoventilação devido à resposta renal decorrente do 
aumento H+ no ultrafiltrado glomerular.
04. (FMP/2018) O galinho do tempo é um bibelô, na forma de um 
pequeno galo, que, dependendo das condições meteorológicas 
daquele instante, pode mudar de cor, passando de azul para 
rosa e vice-versa. O íon [CoC
4
]
(aq)
2– apresenta cor azul e o íon 
[Co(H
2
O)
6
]
aq)
2– apresenta cor rosa. A equação envolvida nesse 
processo é representada por
[CoC
4
]
(aq)
2– + 6 H
2
O
()
  [Co(H
2
O)
6
]
(aq)
2+ + 4 C–
(aq)
 Segundo o princípio de Le Chatelier, a cor do “galinho” em um 
dia de sol e a expressão da constante de equilíbrio de ionização 
são, respectivamente, 
A) azul e K
CoC
Co H O C
=
[ ]



[ ]


 ⋅  
−
+ −


4
2
2 6
2 4
( )
B) azul e K
Co H O C
CoC
=
[ ]


 ⋅  
[ ]



+ −
−
( )2 6
2 4
4
2


C) rosa e K
CoC H O
Co H O C
=
[ ]


 ⋅[ ]
[ ]


 ⋅  
−
+ −


4
2
2
6
2 6
2 4
( )
D) rosa e K
Co H O C
CoC H O
=
[ ]


 ⋅  
[ ]


 ⋅[ ]
+ −
−
( )2 6
2 4
4
2
2
6


E) azul e K
Co H O C
CoC H O
=
[ ]


 ⋅  
[ ]


 ⋅[ ]
+ −
−
( )2 6
2 4
4
2
2
6


IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
46
Química
05. (UFJF-Pism 3/2017) Considere os seguintes equilíbrios que 
envolvem CO
2(g)
 e suas constantes de equilíbrio correspondentes:
CO CO O K
CO O CO K
2 2 1
2 2 2
1 2
2 2
(g) (g) (g)
(g) (g) (g)


+
+
 Marque a alternativa que correlaciona as duas constantes de 
equilíbrio das duas reações anteriores.
A) K
2
 = 1/(K
1
)2 D) K
2
 = 1/K
1
B) K
2
 = (K
1
)2 E) K
2
 = (K
1
)1/2
C) K
2
 = K
1 
06. (Fac. Albert Einstein – Medicin/2017) O trióxido de enxofre (SO
3
) 
é obtido a partir da reação do dióxido de enxofre (SO
2
) com o 
gás oxigênio (O
2
) representada pelo equilíbrio a seguir.
2SO
2(g)
 + O
2(g)
  2SO
3(g)
 DHθ = –198 kJ 
 A constante de equilíbrio, k
C
 para esse processo a 1000 °C é 
igual a 280. A respeito dessa reação, foram feitas as seguintes 
afirmações:
I. A constante de equilíbrio da síntese do SO
3
 a 200 °C deve 
ser menor que 280;
II. Se na condição de equilíbrio a 1000 °C a concentração de 
O
2
 é de 0,1 mol · L–1 e a concentração de é de SO
2
 então a 
concentração de 0,01 mol · L–1, é de 2,8 mol · L–1;
III. Se, atingida a condição de equilíbrio, o volume do recipiente 
for reduzido sem alteração na temperatura, não haverá 
alteração no valor da constante de equilíbrio, mas haverá 
aumento no rendimento de formação do SO
3
;
IV. Essa é uma reação de oxirredução, em que o dióxido de 
enxofre é o agente redutor.
 Estão corretas apenas as afirmações: 
A) II e IV. 
B) I e III. 
C) I e IV. 
D) III e IV.
07. (UFRGS/2017) Observe a figura abaixo, sobre o perfil de energia 
de uma reação em fase gasosa.
 Considere as seguintes afirmações a respeito dessa reação.
I. A posição de equilíbrio é deslocada a favor dos produtos, 
sob aumento de temperatura;
II. A posição de equilíbrio é deslocada a favor dos reagentes, 
sob aumento de pressão;
III. A velocidade da reação inversa aumenta com a temperatura.
Quais estão corretas? 
A) Apenas I. D) Apenas I e II.
B) Apenas II. E) I, II e III.
C) Apenas III. 
08. (Acafe/2017) Considere os seguintes equilíbrios químicos 
hipotéticos e suas respectivasconstantes de equilíbrio (k) sob 
temperatura de 400 K.
AB
A
A
(g) (g) (g)
(g) (g) (g)
(g) (g)
3 4
2 2 3
2 2
3 2
4
+ ↔
+ ↔
+ +
BC AB C K
B AB K
B
I
II
CC AB C K
C BC K
g III
IV
2 4
2 2
2
2
( ) (g)
(g) (g) (g)B
↔
+ ↔
 Com base nas informações fornecidas e nos conceitos químicos, 
assinale a alternativa que melhor representa o valor de K
IV
.
A) K
K
K K
IV
III
I II
=
⋅2
 C) K
K
K K
IV
III
I II
=
+2
B) K
K
K K
IV
III
I II
=
⋅( )2
 D) K
K
K K
IV
III
I II
=
+( )2
09. (PUC-SP/2017) Uma das reações utilizadas para a demonstração 
de deslocamento de equilíbrio, devido à mudança de cor, é a 
representada pela equação a seguir:
2 24
2
2 7
2
2CrO H Cr O H Oaq aq aq( ) ( ) ( ) ( )
− + −+ + 
 sendo que, o cromato (Cr
2
O
7
2–) possui cor amarela e o dicromato 
possui cor alaranjada.
Sobre esse equilíbrio foram feitas as seguintes afirmações:
I. A adição de HC provoca o deslocamento do equilíbrio para 
a direita;
II. A adição de NaOH resulta na cor alaranjada da solução;
III. A adição de HC provoca o efeito do íon comum;
IV. A adição de dicromato de potássio não desloca o equilíbrio.
 As afirmações corretas são: 
A) I e II. 
B) II e IV. 
C) I e III. 
D) III e IV. 
10. (IME/2017) Considere a reação, em equilíbrio, de produção do 
alvejante gasoso dióxido de cloro, que ocorre em um sistema 
reacional:
C
2(g)
 + 2 NaCO
2(s)
  2CO
2(g)
 + 2NaC
(s)
 Nessa situação, assinale a alternativa correta. 
A) A adição de mais clorito de sódio ao sistema desloca o 
equilíbrio da reação, de forma a produzir mais alvejante 
gasoso.
B) A razão entre as constantes de equilíbrio k
P
/k
C
 é igual 
a 0,0820568 · T, em que T é a temperatura do sistema 
reacional, medida em Kelvin. 
C) A retirada parcial de cloreto de sódio do sistema desloca o equilíbrio 
da reação, de forma a produzir menos alvejante gasoso. 
D) A constante de equilíbrio k
P
 é igual à constante de equilíbrio k
C
.
E) Para duas diferentes temperaturas do sistema reacional, 
desde que elevadas e compatíveis com a manutenção do 
equilíbrio, o valor numérico da constante de equilíbrio k
P
 
é o mesmo, mantendo inalterada a produção de alvejante 
gasoso.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
47
Química
11. (PUC-SP/2017) Durante uma transformação química 
as concentrações das substâncias participantes foram 
determinadas ao longo do tempo. O gráfico a seguir resume 
os dados obtidos ao longo do experimento.
A respeito do experimento, foram feitas algumas afirmações:
I. A e B são reagentes e C é o produto da reação estudada;
II. A reação química estudada é corretamente representada 
pela equação: B + 2C → A;
III. Não houve consumo completo dos reagentes, sendo atingido 
o equilíbrio químico;
IV. A constante de equilíbrio dessa reação, no sentido da 
formação de A, nas condições do experimento é menor do 
que 1.
Estão corretas apenas as afirmações: 
A) I e IV. 
B) II e III. 
C) II e IV. 
D) III e IV. 
• Texto para a próxima questão.
O estireno, matéria-prima indispensável para a produção do 
poliestireno, é obtido industrialmente pela desidrogenação catalítica 
do etilbenzeno, que se dá por meio do seguinte equilíbrio químico:
12. (Unesp/2017) Analisando-se a equação de obtenção do estireno 
e considerando o princípio de Le Chatelier, é correto afirmar 
que: 
A) A entalpia da reação aumenta com o emprego do catalisador. 
B) A entalpia da reação diminui com o emprego do catalisador. 
C) O aumento de temperatura favorece a formação de estireno. 
D) O aumento de pressão não interfere na formação de estireno. 
E) O aumento de temperatura não interfere na formação de 
estireno. 
13. (Udesc/2016) Cinética química é a parte da Química que estuda 
a velocidade das reações, a influência das concentrações de 
produtos e os reagentes na velocidade, assim como a influência 
de outros fatores, como temperatura, presença de catalisador, 
inibidor etc. Em Termodinâmica, estuda-se o equilíbrio entre 
espécies químicas em uma reação, assim como fatores que 
influenciam o deslocamento desse equilíbrio, que podem ser 
variados de forma a maximizar ou minimizar a obtenção de um 
determinado composto.
 Sobre essas duas importantes áreas da Química, analise as 
proposições.
I. A influência da concentração dos reagentes sobre a 
velocidade de uma reação é dada pela sua lei de velocidade, 
que é uma expressão matemática que sempre envolve a 
concentração de todos os reagentes, cada um elevado ao 
seu coeficiente estequiométrico;
II. A posição de um dado equilíbrio químico – o lado para o 
qual ele se encontra majoritariamente deslocado – pode 
ser deduzida a partir da lei de velocidade para qualquer 
equilíbrio químico;
III. Reações lentas são reações necessariamente deslocadas para 
os reagentes. Já reações rápidas se processam com consumo 
total dos reagentes e de maneira quase imediata;
IV. À pressão constante, o aumento da temperatura tem sempre 
uma influência de aumentar a velocidade de uma reação, 
mas o efeito desse aumento sobre o deslocamento do 
equilíbrio depende, primordialmente, da variação de entalpia 
para a reação na faixa de temperatura avaliada. 
V. Tempo de meia vida é o tempo necessário para que a 
concentração de um reagente caia a metade de seu valor 
inicial, correspondendo ao tempo de equilíbrio da reação, 
que é definido como o tempo necessário para que metade 
dos produtos se transforme em reagente. 
Assinale a alternativa correta. 
A) Somente a afirmativa III é verdadeira.
B) Somente a afirmativa IV é verdadeira.
C) Somente as afirmativas I e V são verdadeiras.
D) Somente as afirmativas I, II e IV são verdadeiras.
E) Somente as afirmativas I, III e V são verdadeiras.
14. (ITA/2016) Quantidades iguais de H
2(g)
 e I
2(g)
 foram colocadas 
em um frasco, com todo o sistema à temperatura T, resultando 
na pressão total de 1 bar. Verificou-se que a produção de HI
(g)
 
cuja pressão parcial foi de 22,8 kPa. Assinale a alternativa que 
apresenta o valor que mais se aproxima do valor correto da 
constante de equilíbrio desta reação. 
A) 0,295 D) 0,590
B) 0,350 E) 0,700
C) 0,490
Aulas ?? a ??: 
Equilíbrio Iônico da Água
Equilíbrio Iônico da Água
A água sofre uma reação chamada autoionização. 
Ela ocorre em pequena escala, pois, a cada 500 milhões de 
moléculas, apenas uma sofre autoionização. A reação é:
2 32H O H O OHaq aq( ) ( )
+ −+
ou simplificadamente:
H O H OHaq aq2 ( ) ( )
+ −+
Aula
10
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
48
Química
A constante de equilíbrio K
c
 é expressa por:
K
H OH
H O
K H O H OH k H OHw=
⋅
⇒ ⋅ = ⋅ ⇒ =   ⋅  
+ −
+ − + −[ ] [ ]
[ ]
[ ] [ ] [ ]
2
2
Veja que [H
2
O] é incorporada à constante de equilíbrio K
c
, 
gerando uma nova constante, K
w
. Isto ocorre porque nos equilíbrios 
em solução aquosa, a [H
2
O] é praticamente constante (≈ 55,6 mol/L).
Então, a 25°C:
K H OH a Cc =   ⋅   = ⋅ °+ − −1 0 10 2514, .
Observe que K
w
 (w = water = água, em inglês), como toda 
constante de equilíbrio, depende da temperatura. Logo, o valor de 
K
w
 = 1,0·10–14 somente pode ser usado em temperatura de 25 ºC. 
Caso a temperatura seja omitida nos enunciados das questões, 
aceitaremos que o problema esteja sob temperatura de 25 °C.
Desenvolveremos nosso estudo sob temperatura de 25 ºC. 
Assim, podemos dividir os sistemas em três categorias:
• Em soluções neutras, temos [H+] = [OH–].
Como K
w
 = [H+] . [OH–] = 1,0 . 10–14
⇒ [H+] = [OH–] = 10–7 mol/L
• Em soluções ácidas, temos [H+] > [OH–].
Logo: [H+] >10–7 e [OH–] 10–7 mol/L
Para se evitar o uso de potências negativas de 10, criou-se, 
há cerca de 100 anos, o conceito de pH (também chamado de 
potencial hidrogeniônico) e pOH (também chamado de potencial 
hidroxiliônico).
Assim, teremos:
pH = –log[H+]
 e
pOH = –log[OH–]
Atualmente, o conceito está ampliado: qualquer grandeza 
X que seja expressa em potências negativas de 10 pode ter seupX calculado da mesma forma que se fez em pH e pOH. 
Assim, podemos utilizar pK
w
, e mais adiante, pK
a
 e pK
b
.
Perceba que, se [H+] = 10–n M, tem-se pH = n.
Resumidamente, temos:
[H+ OH– pH pOH
Solução neuTra = 10–7M = 10–7M = 7 = 7
solução ácida > 10–7M 10–7M > 7 > 7
Observação:
1) Como podemos demonstrar, o valor da soma pH + pOH é
igual a 14, sob temperatura de 25 ºC. A demonstração é
feita utilizando-se a relação K
w
 = [H+] · [OH–] = 1,0 · 10–14
e aplicando-se a função logaritmo na expressão anterior.
Peça ao seu professor para finalizar esse raciocínio.
2) Quanto mais ácida uma solução, menor o seu valor de pH.
O aumento de pH sugere um aumento de basicidade e
diminuição de acidez.
3) Alguns produtos de uso cotidiano têm valores de pH bem
definidos: o amoníaco (pH perto de 11), o leite de magnésia
(em torno de 10) e água sanitária (pH próximo de 9) são alcalinos,
enquanto que o leite de vaca (pH cerca de 6,6) e o vinagre
(pH 3) são produtos ácidos. Veja a figura a seguir.
Aumento de basicídade
solução 0,1M de ácido
muriático (HCI) água pura
leite de
magnésia
solução 0,1M de soda
cáustica (NaOH)
Escala de
pH (a 25ºC)
vinagre leite de vaca água
sanitária
amoníaco
Aumento de acidez
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Ácidos e bases; KA e KB; lei de diluição
Ionização de ácidos
Ácidos são espécies químicas que, em solução aquosa, 
ionizam-se e liberam como único cátion o íon H
3
O+. Alguns ácidos 
são fortes, ou seja, ionizam-se completamente (100%). Outros, 
como o HCN, são ácidos fracos e forma-se um equilíbrio entre 
as moléculas que se ionizaram com as que não se ionizaram. 
A equação química é:
HCN
(aq)
 + H
2
O
()
 
 
H
3
O+
(aq)
 + CN–
(aq)
A constante que expressa esse equilíbrio é dada por:
K
H O CN
HCN H O
c =
  ⋅  
[ ]⋅[ ]
+ −
3
2
Lembrando que [H
2
O] é praticamente constante nos 
equilíbrios em solução aquosa, e chamando [H
3
O+] simplesmente 
por [H+], temos:
K H O
H CN
HCN
c ⋅ [ ] =
  ⋅  
[ ]
+ −
2
Como o produto de duas constantes, K
c
 · [H
2
O], também é 
constante, a constante de equilíbrio será finalmente chamada de 
K
a
 (constante de acidez ou de ionização):
K
H CN
HCN
a =
  ⋅  
[ ]
+ −
Note que, quanto mais forte um ácido, mais ionizado ele 
deve ser e maior o valor da constante Ka (o que também significa 
menor valor de pK
A
).
Observação:
Para o caso de ácidos polipróticos (com mais de um hidrogênio 
ionizável), a ionização ocorre em etapas, e é mais fraca para cada 
etapa subsequente. Veja o exemplo do ácido fosfórico:
H PO H O H O H POaq aq aq3 4 2 3 2 4( ) ( ) ( ) ( )+ ++ − K
a1
 = 2 · 10−3
H PO H O H O H POaq aq aq2 4 2 3 2 4
2
( ) ( ) ( ) ( )
− + −+ + K
a2
 = 6 · 10−8
HPO H O H O POaq aq aq4
2
2 3 4
3
( ) ( ) ( ) ( )
− + −+ + K
a3
 = 1 · 10−13
Perceba que ka
1
 > ka
2
 > ka
3
.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
49
Química
Ionização de bases
As bases, formadas por ligações iônicas se dissociam 
completamente em solução aquosa. Outras se ionizam, segundo 
a teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, gerando íons OH–. Veja o 
exemplo de NH
3
:
NH H O NH OHaq aq aq3 2 4( ) ( ) ( ) ( )+ ++ −
Seguindo o mesmo desenvolvimento realizado para os 
ácidos, as bases fracas devem possuir uma constante de ionização K
b
, 
expressa por:
K
NH OH
NH
b =
  ⋅  
[ ]
+ −
4
3
Da mesma forma que o raciocínio anterior para os ácidos, 
podemos afirmar que, quanto mais forte a base, mais a própria se 
ioniza e maior o valor de K
b
.
Lei da diluição de Ostwald
É a equação que, matematicamente, expressa a relação entre 
a constante de equilíbrio K (K
a
 ou K
B
) com o grau de ionização a e 
com a concentração molar do ácido ou da base.
Sua dedução faz uso da tabela estequiométrica de equilíbrio 
(como exemplo, usaremos a ionização do ácido). Imagine uma 
solução contendo n moles de um ácido fraco HA, num volume total 
de solução de V litros, onde o ácido apresenta grau de ionização a. Veja:
HA  H+ + A–
No início n – –
Reação / Formação – x +x +x
No equilíbrio (n – x) +x +x
O valor de x pode ser eliminado em função do grau de 
ionização:
α α= ⇒ = ⋅
x
n
x n
A constante de equilíbrio K
a
 pode ser expressa por:
K
H A
HA
n
V
n
V
n n
V
Ka a=
  ⋅  
[ ] =
⋅



⋅ ⋅



− ⋅



⇒ =
+ −
α α
α
nn
V
⋅
⋅ −( )
α
α
2
1
A relação (n/V) é a concentração molar do ácido. Como 
a dedução é feita para ionizações de ácidos, mas pode ser usada 
também em ionizações de bases, usaremos simplesmente k. 
Portanto:
k =
⋅
−( )
� α
α
2
1
A expressão ainda pode ser simplificada. Como trabalharemos 
com ácidos e bases fracas, o grau de ionização a é muito pequeno 
(não supera 10%) e o termo (1 – a) é praticamente igual a 1. 
Assim:
k = ⋅� α2
A expressão anterior é a Lei da Diluição de Ostwald e 
pode ser utilizada tanto em questões teóricas como em questões 
envolvendo cálculos.
Efeito do íon comum
Um equilíbrio de ionização de um ácido fraco ou de uma 
base fraca (ou qualquer outro equilíbrio envolvendo íons) pode 
ser influenciado pela adição de um eletrólito forte (como os 
sais, os ácidos fortes ou bases fortes) e solúvel. Na verdade, o 
efeito do íon comum é uma consequência direta do Princípio de 
Le Chatelier. Veja, como exemplo, o equilíbrio de ionização do ácido 
fluorídrico (HF):
HF H O H O Faq aq aq( ) ( ) ( ) ( )+ ++ −
2 3
Lembre-se que o ácido é fraco. Se for adicionado à 
solução de HF um sal contendo o mesmo ânion (o íon comum), 
como o fluoreto de sódio NaF, a concentração de F.– aumenta e o 
equilíbrio, pelo Princípio de Le Chatelier, se desloca para a esquerda, 
favorecendo a formação de mais moléculas de HF não ionizadas. 
Exercícios de Fixação
01. (EsPCEx/2016) Um químico trabalhando em seu laboratório 
resolveu preparar uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) 
em uma concentração adequada, para posterior utilização 
em análises titulométricas. Consultando seu estoque verificou 
a existência de uma solução de NaOH de concentração 
0,01 mol · L–1, inadequada a seus propósitos. Para a preparação 
da solução de NaOH na concentração adequada, pipetou dez 
mililitros (10 mL) dessa solução aquosa de NaOH estocada 
e, em seguida, transferiu o volume pipetado para um balão 
volumétrico de 1000 mL de capacidade, completando seu 
volume com água pura. Considerando que o experimento 
ocorreu nas condições de 25 °C e 1 atm e que o hidróxido de 
sódio se encontrava completamente dissociado, o pH dessa 
solução resultante final preparada pelo químico será:
A) 1 D) 9
B) 2 E) 10
C) 8 
02. (EsPCEx/2015) O rótulo de uma garrafa de água mineral 
apresenta a seguinte descrição:
Composição química provável (mg/L): bicarbonato de 
bário = 0,38; bicarbonato de estrôncio = 0,03; bicarbonato de 
cálcio = 66,33; bicarbonato de magnésio = 50,18; bicarbonato 
de potássio = 2,05; bicarbonato de sódio = 3,04; nitrato de 
sódio = 0,82; cloreto de sódio = 0,35.
Características físico-químicas: pH medido a 25 °C = 7,8; 
temperatura da água na fonte = 18 °C; condutividade elétrica 
a 25 °C = 1,45 · 10–4 mhos/cm; resíduo de evaporação a 
180 °C = 85,00 mg/L; radioatividade na fonte a 20 °C e 
760 mm Hg = 15,64 maches.
A respeito da água mineral citada, de sua composição e 
características, são feitas as seguintes afirmativas:
I. Esta água apresenta caráter básico nas condições citadas;
II. A água mineral citada pode ser classificada como uma 
solução, em razão da presença de substâncias dissolvidas;
III. Todas as substâncias químicas presentes na composição 
provável apresentada são da função inorgânica sal.
Das afirmativas feitas, estão corretas:
A) apenas II. D) apenas II e III.
B) apenas I e II. E) todas.
C) apenas I e III.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
50
Química
03. (EsPCEx/2014) Na indústria de alimentos, para se evitar que 
a massa de pães e biscoitos fique com aspecto amarelado, 
utiliza-se como aditivo, um ácido orgânico fraco monoprótico, 
o propanoico. Considerando102
aula 23: ElEtrólisE
Eletrólise .................................................................................................................................................................................................................. 106
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 107
aula 24: rEVisão i
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 110
aula 25: rEVisão ii
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 114
Química ii 
aulas 01 E 02: matéria E EnErgia
Matéria e suas propriedades .................................................................................................................................................................................... 119
Energia ..................................................................................................................................................................................................................... 119
Sistema .................................................................................................................................................................................................................... 119
Propriedades da matéria .......................................................................................................................................................................................... 120
Matéria e seus estados físicos .................................................................................................................................................................................. 123
Matéria e suas transformações ................................................................................................................................................................................ 125
Ponto de fusão ......................................................................................................................................................................................................... 126
Ponto de solidificação .............................................................................................................................................................................................. 126
Vaporização ............................................................................................................................................................................................................ 127
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 129
aulas 03 E 04: substâncias E misturas
Conceito de Moléculas e Aglomerados Iônicos ........................................................................................................................................................ 131
Substância simples ................................................................................................................................................................................................... 131
Substância composta ou Composto químico ............................................................................................................................................................ 132
Alotropia .................................................................................................................................................................................................................. 132
Misturas ................................................................................................................................................................................................................... 133
Tipos de mistura ....................................................................................................................................................................................................... 133
Sistema Homogêneo e Heterogêneo ........................................................................................................................................................................ 134
Fase .......................................................................................................................................................................................................................... 134
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 135
aulas 05 E 06: introdução à Química orgânica
Alguns eventos da história da química orgânica ...................................................................................................................................................... 137
Classificação dos átomos de carbono ...................................................................................................................................................................... 139
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 141
aulas 07 E 08: hidrocarbonEtos
Introdução ............................................................................................................................................................................................................... 143
Alcanos ou Parafinas ................................................................................................................................................................................................ 143
Alcenos, Alquenos ou Olefinas ................................................................................................................................................................................. 144
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
Alcinos ou Alquinos.................................................................................................................................................................................................. 145
Alcadienos ou Dienos ............................................................................................................................................................................................... 145
Cicloalcanos, Cicloparafinas ou Ciclanos ................................................................................................................................................................. 146
Cicloalcenos, Cicloalquenos ou Ciclenos .................................................................................................................................................................. 147
Aromáticos ............................................................................................................................................................................................................... 147
Nomenclatura de Hidrocarbonetos Ramificados, Hidrocarbonetos alifáticos saturados ........................................................................................... 148
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................a constante de ionização do ácido 
propanoico igual a 1,0 · 10–5 e as condições de temperatura e 
pressão de 25 ºC e 1 atm, o pH aproximado de uma solução 
de concentração 0,001 mol · L–1 desse ácido é
A) 2 D) 7
B) 4 E) 8
C) 6
04. (EsPCEx/2013) Considere uma solução aquosa de HC 
de concentração 0,1 mol · L–1 completamente dissociado 
(grau de dissociação: a = 100 %). Tomando-se apenas 1,0 mL 
dessa solução e adicionando-se 9,0 mL de água pura, produz-se 
uma nova solução. O valor do potencial hidrogeniônico (pH) 
dessa nova solução será de
A) 1,0 
B) 2,0 
C) 3,0 
D) 4,0
E) 5,0
05. (EsPCEx/2011) Uma solução aquosa, à temperatura de 25 ºC, 
apresenta um potencial hidrogeniônico (pH) igual a 6. A 
concentração em mol · L–1 de íons OH1–, e seu potencial 
hidroxiliônico (pOH) nesta solução são, respectivamente:
Dados: K
w
 = 10–14 (mol · L–1)2
A) 10–6, 8 
B) 10–8, 8 
C) 10–7, 7 
D) 10–5, 9
E) 10–10, 4
Exercícios Propostos
01. (EsPCEx/2009) Assinale a alternativa correta.
A) Ácido é toda substância que, em solução aquosa, sofre 
dissociação iônica, liberando como único cátion o H–1.
B) O hidróxido de sódio, em solução aquosa, sofre ionização, 
liberando como único tipo de cátion o H+1.
C) Óxidos anfóteros não reagem com ácidos ou com bases.
D) Os peróxidos apresentam na sua estrutura o grupo (O
2
)–2, 
no qual cada átomo de oxigênio apresenta número de 
oxidação (NOX) igual a –4.
E) Sais são compostos capazes de se dissociar na água liberando 
íons, mesmo que em pequena porcentagem, dos quais pelo 
menos um cátion é diferente de H
3
O+ e pelo menos um ânion 
é diferente de OH–.
02. (EsPCEx/2008) Em duas provetas contendo água, isenta de íons, 
são dissolvidas quantidades suficientes de óxido de cálcio, na 
proveta 1, e de dióxido de carbono, na proveta 2, para mudar 
o caráter ácido base da água. Após a dissolução, as soluções 
contidas nas provetas 1 e 2 apresentam, respectivamente, 
caráter:
A) básico e ácido
B) básico e básico
C) ácido e básico
D) ácido e ácido
E) neutro e ácido
03. (UFG/2014) As reações a seguir são fundamentais para o 
equilíbrio ácido-base em mamíferos.
CO H O H CO H HCO2 2 2 3 3+ ++ − 
Com base nessas reações, conclui-se que um primata, 
introduzido em uma atmosfera rica em CO
2
, após a absorção 
desse gás, apresentará, como resposta fisiológica imediata, uma 
A) hiperventilação devido à resposta bulbar decorrente do 
aumento da concentração de íons H+ no líquido intracelular. 
B) hiperventilação devido à resposta renal decorrente do 
aumento da concentração de íons HCO–
3
 no ultrafiltrado 
glomerular. 
C) hipoventilação devido à resposta bulbar decorrente do 
aumento da concentração de H
2
CO
3
 no líquido intracelular. 
D) hipoventilação devido à resposta pulmonar decorrente do 
aumento da concentração de HCO–
3
 nos alvéolos. 
E) hipoventilação devido à resposta renal decorrente do 
aumento H+ no ultrafiltrado glomerular. 
04. (UFRGS/2018) Considere as seguintes afirmações sobre o 
comportamento de ácidos em solução aquosa.
I. O grau de ionização de um ácido fraco, como o ácido acético, 
aumenta com o aumento da diluição;
II. A maior concentração de um ácido forte acarreta maior grau 
de ionização e maior constante de ionização;
III. A segunda constante de ionização de um ácido poliprótico 
é sempre menor que a primeira constante.
Quais estão corretas? 
A) Apenas I. 
B) Apenas II. 
C) Apenas III. 
D) Apenas I e III.
E) I, II e III.
05. (Uerj-Simulado/2018) O cianeto de hidrogênio (HCN) é um gás 
extremamente tóxico, que sofre ionização ao ser dissolvido em 
água, conforme a reação:
HCN H CNaq aq aq( ) ( ) ( ) + −+
Em um experimento, preparou-se uma solução aquosa de 
HCN na concentração de 0,1 mol · L–1 e grau de ionização 
igual a 0,5%
A concentração de íons cianeto nessa solução, em mol · L–1, 
é igual a: 
A) 2,5 × 10–4 
B) 5,0 × 10–4 
C) 2,5 × 10–2
D) 5,0 × 10–2
06. (Mackenzie/2017) Certo ácido diprótico fraco de concentração 
igual a 1 mol · L–1 apresenta, no equilíbrio, grau de ionização 
de ordem de 2%. Considerando-se tais informações, é correto 
afirmar que a concentração em mol · L–1 dos íons H+ e o 
potencial hidroxiliônico da solução são, respectivamente,
Dados: log
10
 2 = 0,3; log
10
 4 = 0,6; log
10
 6 = 0,78 e log
10
 8 = 0,9
A) 2 · 10–2 e 1,4 
B) 2 · 10–2 e 12,3 
C) 2 · 10–3 e 1,4
D) 4 · 10–2 e 1,4
E) 4 · 10–2 e 12,6
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
51
Química
07. (PUC-SP/2017) Uma das reações utilizadas para a demonstração 
de deslocamento de equilíbrio, devido à mudança de cor, 
é a representada pela equação a seguir:
2 24
2
2 7
2
2CrO H Cr O H Oaq aq aq( ) ( ) ( ) ( )
− + −+ + 
sendo que, o cromato CrO4
2−( ) possui cor amarela e o dicromato 
Cr O2 7
2−( ) possui cor alaranjada.
Sobre esse equilíbrio foram feitas as seguintes afirmações:
I. A adição de HC provoca o deslocamento do equilíbrio para 
a direita;
II. A adição de NaOH resulta na cor alaranjada da solução;
III. A adição de HC provoca o efeito do íon comum;
IV. A adição de dicromato de potássio não desloca o equilíbrio.
As afirmações corretas são: 
A) I e II C) I e III
B) II e IV D) III e IV
08. (EBMSP/2017) Os ácidos metanoico, etanoico e benzoico são 
substâncias químicas que, em soluções aquosas, ionizam-se 
transferindo o próton H+ para a molécula de água. A reação de 
ionização é reversível e a maior ou menor capacidade na doação 
do próton pelo ácido carboxílico está relacionada à estabilidade 
da base conjugada e a polaridade e força da ligação O – H, 
fatores que dependem do átomo ou do grupo de átomos ligado 
ao carbono da carboxila. Os valores das constantes de equilíbrio 
dos ácidos, apresentados na tabela, servem para prever a força 
relativa dos ácidos.
Ácido 
carboxílico
Fórmula 
condensada
Constante de 
equilíbrio, 
Ka, 25 ºC
Ácido metanoico HCOOH 1,8 · 10–4
Ácido etanoico H
3
CCOOH 1,8 · 10–5
Ácido benzoico C
6
H
5
COOH 6,3 · 10–5
Considerando-se essas informações associadas aos 
conhecimentos sobre equilíbrio químico e admitindo-se o 
valor do produto iônico da água, K
w
, igual a 1,0 · 10–14, é 
correto afirmar: 
A) A base conjugada do ácido metanoico é mais forte do que 
a base conjugada do ácido etanoico. 
B) O ácido etanoico libera o próton H+ mais facilmente do que 
os ácidos metanoico e benzoico. 
C) A substituição do átomo de hidrogênio ligado ao carbono 
no ácido metanoico pelo grupo fenil, –C
6
H
5
, implica no 
aumento do caráter ácido. 
D) O valor da constante de equilíbrio, K
b
, para o ânion benzoato, 
C
6
H
5
COO–
(aq)
 base conjugada do ácido benzoico, é de, 
aproximadamente,1,6 · 10–10.
E) A concentração de íons na solução aquosa do ácido 
benzoico é menor do que na do ácido etanoico, admitindo-
se soluções com a mesma concentração molar.
09. (UFRGS/2017) A tabela a seguir relaciona as constantes de 
acidez de alguns ácidos fracos.
Ácido Constante
HCN 4,9 × 10–10
HCOOH 1,8 × 10–4
CH
3
COOH 1,8 × 10–5
A respeito das soluções aquosas dos sais sódicos dos ácidos 
fracos, sob condições de concentrações idênticas, pode-se 
afirmar que a ordem crescente de pH é 
A) cianetoreagir com a própria água. Essa reação é conhecida por hidrólise. 
Na verdade, só sofrem hidrólise em solução aquosa os 
cátions originados de bases fracas (e de bases de baixa solubilidade, 
que alguns autores preferem chamá-las de fracas) e os ânions 
originados de ácidos fracos (como HCN, HF, H
2
CO
3
 e HNO
2
).
Observe alguns casos:
I. O cátion NH+
4
 proveniente da base fraca NH
3
, hidrolisa e torna 
o meio ácido, de acordo com a seguinte equação:
NH+
4(aq)
 + H
2
O
()
  H
3
O+
(aq)
 + NH
3(aq)
II. O ânion CN–, proveniente de um ácido fraco, hidrolisa e torna o 
meio básico. Veja a equação:
CN–
(aq)
 + H
2
O
()
  OH–
(aq)
 + HCN
(aq)
No entanto, quando o íon é proveniente de um ácido forte, 
como C.– (que vem do HC), sua hidrólise é inexistente e pode-se 
dizer que assume comportamento inerte. Veja:
C–
(aq)
 + H
2
O
()
 → não há reação.
Da mesma forma, cátions como Na+ e Ca2+, provenientes de 
bases fortes e solúveis, também assumem comportamento inerte e 
não modificam o pH de suas soluções:
Na+
(aq)
 + H
2
O
()
 → não há reação.
Lembrando que os sais são provenientes de reações entre 
ácidos e bases, em que o cátion do sal vem da base e o ânion do 
sal vem do ácido, esses comportamentos podem ser resumidos ao 
dividirmos os sais em quatro categorias:
Aula
11
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
52
Química
I. Sais originados de bases fortes e ácidos fortes
Não sofrem hidrólise. Apresentam comportamento neutro em 
solução aquosa e suas soluções possuem pH neutro (pH = 7). 
Exemplos:
NaC, KNO
3
, CaBr
2
, K, Na
2
SO
4
 e Ba(CO
3
)
2
II. Sais originados de bases fracas e ácidos fortes
Aqui estão inclusos os sais cujo cátion vem de bases fracas, 
como NH+
4
 ou de bases de baixa solubilidade, como A3+ e 
Cu2+. Apresentam hidrólise do cátion e tornam o meio ácido 
com pH 7.
Exemplos:
NaCN, K+CH
3
COO–, Ca(NO
2
)
2
, Na
2
CO
3
 e KHCO
3
IV. Sais originados de “bases fracas” e ácidos fracos
Ambos os íons hidrolisam e não se pode prever antecipadamente 
se o meio será ácido ou básico. O que se pode afirmar é que o 
pH final não deve ser muito diferente de 7 (pH ≅ 7). 
Exemplos:
NH+
4
CH–, NH+
4
NO–
2
, NH+
4
CH
3
COO–, CH
3
NH+
3
CN–
Constante de hidrólise
Quando um íon sofre hidrólise, o processo é um equilíbrio 
com uma constante (k
h
), que pode ser expressa com qualquer 
constante de equilíbrio (lembre-se que a [H
2
O] é considerada 
constante e não aparece na expressão):
I. Para a hidrólise de um ânion, como cianeto:
CN–
(aq)
 + H
2
O
()
  OH–
(aq)
 + HCN
(aq)
a constante é expressa por:
k
OH HCN
CN
h =
  ⋅[ ]
 
−
−
II. Para a hidrólise de um cátion, como amônio:
NH+
4(aq)
 + H
2
O
()
  H
3
O+
(aq)
 + NH
3(aq)
a constante é expressa por:
k
H O NH
NH
h =
  ⋅[ ]
 
+
+
3 3
4
Dessa forma, para cada grupo de sais do resumo anterior, 
pode-se também utilizar uma constante de hidrólise. Assim:
I. Sais originados de bases fracas e ácidos fortes
Há hidrólise do cátion da base fraca: k
k
k
h
w
b
=
II. Sais originados de bases fortes e ácidos fracos
Há hidrólise do ânion do ácido fraco: k
k
k
h
w
a
=
III. Sais originados de bases fracas e ácidos fracos
Há hidrólise de ambos os íons: k
k
k k
h
w
a b
=
⋅
Não esqueça ainda que, nas questões envolvendo cálculos 
com hidrólise, pode-se utilizar a Lei de Ostwald, vista na aula 
anterior.
Exercícios de Fixação
01. (PUC-SP/2017) Os indicadores ácido-base são substâncias cuja 
cor se altera em uma faixa específica de pH. A tabela a seguir 
apresenta a faixa de viragem (mudança de cor) de alguns 
indicadores ácido-base.
Indicador
Cor em pH
abaixo da 
viragem
Intervalo
aproximado 
de pH
de mudança 
de cor
Cor em pH
acima da 
viragem
Violeta de 
metila
Amarelo 0,0 – 1,6 Azul-púrpura
Alaranjado 
de metila
Vermelho 3,1 – 4,4 Amarelo
Azul de 
bromotimol
Amarelo 6,0 – 7,6 Azul
Fenolftaleína Incolor 8,2 – 10,0 Rosa-carmim
Amarelo de 
alizarina R
Amarelo 10,3 – 12,0 Vermelho
A partir da análise dessa tabela, um técnico executou um 
procedimento para distinguir algumas soluções.
Para diferenciar uma solução de HC de concentração 
1,0 mol · L–1, de uma solução de HC de concentração 
0,01 mol · L–1 ele utilizou o indicador X. Para diferenciar uma 
solução de bicarbonato de sódio (NaHCO
3
) de concentração 
0,01 mol · L–1 de uma solução de cloreto de amônio (NH
4
C) 
de concentração 0,01 mol · L–1, ele utilizou o indicador Y. 
Para diferenciar uma solução de amoníaco (NH
3
) de concentração 
1,0 × 10–3 mol · L–1 de uma solução de hidróxido de sódio 
(NaOH) de concentração 0,1 mol · L–1 ele utilizou o indicador Z.
A alternativa que apresenta os indicadores X, Y e Z adequados 
para cada um dos procedimentos propostos pelo técnico é:
Dados:
Constante de ionização (K
A
) do H
2
CO
3
 = 4 × 10–7;
Constante de ionização (K
B
) do NH
3
 = 2 × 10–5;
Constante de ionização (K
w
) do H
2
O = 1 × 10–14.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
53
Química
X Y Z
A) Violeta de metila
Azul 
de bromotimol
Amarelo 
de alizarina R
B) Violeta de metila Fenolftaleína
Azul 
de bromotimol
C)
Alaranjado 
de metila
Azul de 
bromotimol
Fenolftaleína
D)
Alaranjado 
de metila
Violeta de metila
Amarelo 
de alizarina R
02. (UFJF-Pism/2017) Um caminhão (...), com 17,6 metros cúbicos
de ácido sulfúrico colidiu com outro caminhão, (...), provocando 
o vazamento de todo o ácido. O produto percorreu o sistema de 
drenagem e atingiu o córrego Piçarrão. O ácido fi cou contido
em uma pequena parte do córrego, (...), o que possibilitou aos
técnicos a neutralização do produto.
Disponível em: .
Acesso em: 26 out 2016.
Para minimizar os problemas ambientais causados pelo acidente 
descrito, indique qual dos seguintes sais pode ser utilizado para 
neutralizar o ácido sulfúrico: 
A) Cloreto de sódio
B) Cloreto de amônio
C) Carbonato de cálcio
D) Sulfato de magnésio
E) Brometo de potássio
03. (Enem-PPL/2017) Alguns profi ssionais burlam a fi scalização
quando adicionam quantidades controladas de solução
aquosa de hidróxido de sódio a tambores de leite de validade
vencida. Assim que o teor de acidez, em termos de ácido
lático, encontra-se na faixa permitida pela legislação, o
leite adulterado passa a ser comercializado. A reação entre
o hidróxido de sódio e o ácido lático pode ser representada
pela equação química:
CH
3
CH(OH)COOH
(aq)
 + NaOH
(aq)
→ CH
3
CH(OH)COONa
(aq)
 + H
2
O
()
A consequência dessa adulteração é o(A) 
A) aumento do pH do leite.
B) diluição signifi cativa do leite.
C) precipitação do lactato de sódio.
D) diminuição da concentração de sais.
E) aumento da concentração dos íons H+.
04. (Enem/2017) Diversos produtos naturais podem ser obtidos de 
plantas por processo de extração. O lapachol é da classe das
naftoquinonas. Sua estrutura apresenta uma hidroxila enólica
(pK
a
 = 6,0) que permite que este composto seja isolado da
serragem dos ipês por extração com solução adequada, seguida 
de fi ltração simples. Considere que pK
a
 = –log K
a
, em que K
a
 é
a constante ácida da reação de ionização do lapachol.
O
OH
Lapachol
O
COSTA, P. R. R. et al. Ácidos e bases em química orgânica. 
Porto Alegre: Bookman, 2005. Adaptado.
Qual solução deve ser usada para extração do lapachol da 
serragem do ipê com maior efi ciência? 
A) Solução de Na
2
CO
3
 para formar um sal de lapachol.
B) Solução-tampão ácido acético/acetato de sódio (pH = 4,5).
C) Solução de NaC a fi m de aumentar a força iônica do meio.
D) Solução de Na
2
SO
4
 para formar um par iônico com lapachol. 
E) Solução de HC a fi m de extraí-lo por meio de reação
ácido-base.
05. (Mackenzie/2017) Um aluno preparou três soluções aquosas,
a 25 ºC,de acordo com a fi gura a seguir.
KNO
3
+
H
2
O
NaCN
+
H
2
O
NH
4
Br
+
H
2
O
Conhecedor dos conceitos de hidrólise salina, o aluno fez as 
seguintes afi rmações:
I. A solução de nitrato de potássio apresenta caráter neutro;
II. O cianeto de sódio sofre ionização em água, produzindo
uma solução básica;
III. Ao verifi car o pH da solução de brometo de amônio, a 25
ºC, conclui-se que K
b
 > K
a
;
IV. NH H O NH OH Haq4 2 4(aq) ( ) ( ) (aq)
+ ++ +  representa a hidrólise do 
cátion amônio.
Estão corretas somente as afi rmações: 
A) I e II D) II e III
B) I, II e III E) I, II e IV
C) I e IV
Exercícios Propostos
01. (PUC-PR/2016) O ácido permangânico é um composto instável, 
de cor branca, extremamente corrosivo, o qual oxida em
soluções aquosas. Já o hidróxido de ferro III é uma base insolúvel 
em água que, em conjunto com outras substâncias, pode servir,
por exemplo, em medicina para ajudar a tratar anemias.
Disponível em: .
Dados: massas atômicas em (g/mol): H = 1, O = 16, Mn = 55, 
Fe = 56.
No que diz respeito aos ácidos e bases, assinale a alternativa 
correta.
A) O nox do manganês no sal possui valor igual a 6.
B) Quando utilizado 300 g do ácido, são consumidos 95 g da
base e 5,54 mols de água, respectivamente.
C) O sal resultante desta reação possui caráter neutro em solução, 
visto que provém de um ácido forte e uma base forte.
D) A proporção da quantidade de mol da reação balanceada
para o ácido, base, sal e água é, respectivamente, 3 : 1 : 1 : 3.
E) O hidróxido de ferro III atua de maneira efetiva no tratamento
da anemia, não necessitando de outras substâncias para o
referido tratamento.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
54
Química
02. (PUC-PR/2016) O sulfato de potássio e o permanganato de 
potássio são duas importantes substâncias. O sulfato de 
potássio é utilizado na agricultura como um dos constituintes 
dos fertilizantes, pois ajuda na adubação das culturas que estão 
com carência de potássio, ao passo que o permanganato de 
potássio é utilizado no tratamento da catapora, pois ajuda a 
secar os ferimentos causados pela doença. A reação a seguir 
mostra uma maneira de produzir o sulfato de potássio a partir 
do permanganato de potássio. Considerando as informações 
apresentadas e a análise da reação não balanceada, assinale a 
alternativa correta.
Dados: massas atômicas em (g/mol): H = 1, O = 16, S = 32, 
K = 39, Mn = 55.
KMnO
4(aq)
 + H
2
SO
4(aq)
 + H
2
O
2(aq)
 → K
2
SO
4(aq)
 + H
2
O
() + MnSO
4(aq)
 + O
2(aq)
A) O permanganato de potássio ajuda na cura da catapora, 
pois é um importante agente redutor. 
B) Todo o oxigênio produzido provém do ácido sulfúrico e do 
permanganato de potássio. 
C) Considerando a reação balanceada, seriam necessários 44,8  
de permanganato de potássio na CNTP para produzir 
aproximadamente 30 × 1023 íons de gás oxigênio. 
D) O sulfato de potássio é utilizado na agricultura para ajudar 
na correção do pH do solo, pois é um sal de caráter básico. 
E) Na reação balanceada, a soma dos menores coeficientes 
inteiros é de 26.
03. A água consumida na maioria das cidades brasileiras é obtida 
pelo tratamento da água de mananciais. A parte inicial do 
tratamento consiste no peneiramento e sedimentação de 
partículas maiores. Na etapa seguinte, dissolvem-se na água 
carbonato de sódio e, em seguida, sulfato de alumínio. O 
resultado é a precipitação de hidróxido de alumínio, que é 
pouco solúvel em água, o qual leva consigo as partículas 
poluentes menores. Posteriormente, a água passa por um 
processo de desinfecção e, finalmente, é disponibilizada para 
o consumo. 
No processo descrito, a precipitação de hidróxido de alumínio 
é viabilizada porque 
A) a dissolução do alumínio resfria a solução. 
B) o excesso de sódio impossibilita sua solubilização. 
C) oxidação provocada pelo sulfato produz hidroxilas. 
D) as partículas contaminantes menores atraem essa substância. 
E) o equilíbrio químico do carbonato em água torna o meio 
alcalino. 
04. (PUC-PR/2016) Os efeitos tóxicos do dióxido de carbono exigem 
a sua remoção contínua de espaços fechados. A reação entre 
hidróxido de lítio e de dióxido de carbono é usada para remover 
o gás de naves espaciais e submarinos. O filtro utilizado nestes 
equipamentos é basicamente composto de hidróxido lítio. 
O ar seria direcionado para o filtro através de ventiladores, ao 
entrar em contato com o hidróxido de lítio presente nos filtros 
ocorre a reação com o dióxido de carbono existente no ar. 
A reação global é exotérmica, formando carbonato de lítio 
sólido e água no estado gasoso.
Disponível em: .
Analisando o texto e a reação não balanceada, assinale a 
alternativa correta.
CO
2(g)
 + LiOH
(s)
 Li
2
CO
3(s)
 + H
2
O
(v)
A) A reação entre o gás carbônico e hidróxido de lítio forma 
um sal com pOHé 
A) 1 – 2 – 3 – 4
B) 4 – 3 – 2 – 1
C) 4 – 2 – 1 – 3
D) 4 – 1 – 2 – 3
E) 2 – 1 – 3 – 4
09. (UPE/2015) Há um lago na Tanzânia
África, com um segredo mortal:
ele transforma qualquer animal que 
o toca em pedra. O raro fenômeno
é causado pela composição química 
do lago. Suas águas possuem um
pH extremamente alcalino, entre
9 e 10,5, sendo tão cáustico que
pode queimar a pele e os olhos dos animais não adaptados a ele.
A alcalinidade da água vem dos minerais que correm para o
lago a partir das colinas circundantes.
Disponível em: . Adaptado.
Entre os componentes listados a seguir, qual se adapta como 
constituinte natural para contribuir com as características 
citadas no texto? 
A) NaBr D) Na
2
SO
4
B) NaC E) NaNO
3
C) Na
2
CO
3
10. (Cefet-MG/2014) Um professor de Química propôs a
manipulação de um indicador ácido-base que se comportasse
da seguinte maneira:
pH Cor da solução
7 vermelha
As cores das soluções aquosas de NaCN, NaC e NH
4
C, 
na presença desse indicador, são, respectivamente 
A) amarela, alaranjada e vermelha.
B) amarela, vermelha e alaranjada.
C) vermelha, alaranjada e amarela.
D) alaranjada, amarela e vermelha.
E) alaranjada, amarela e alaranjada.
Aulas ?? a ??: 
Produto de Solubilidade
Produto de Solubilidade (Kps)
Imagine que se deseja dissolver certa quantidade de um 
soluto iônico de baixa solubilidade, como o cloreto de prata, 
AgC, em determinada quantidade de água. Como a solubilidade 
do sal é pequena, com pouco soluto adicionado à solução, ela já 
se encontra saturada e tudo a mais que se tente dissolver irá 
formar corpo de fundo (precipitado). Veja o esquema:
Aula
12
Ocorre que existe um equilíbrio dinâmico entre o sal 
precipitado que está tentando se dissolver e o sal dissolvido que 
procura precipitar. Logo, podemos escrever:
AgC
(s)
  AgC
(aq)
Contudo, como o composto é iônico, tudo que está 
dissolvido está totalmente dissociado. Logo, a melhor forma de 
expressar esse equilíbrio é:
AgC
(s)
  Ag+
(aq)
 + C–
(aq)
A constante para esse equilíbrio, como qualquer outra, 
deveria contemplar reagentes e produtos. Mas, como o reagente 
é sólido e sua concentração é constante, seu valor já deve estar 
incluído na constante de equilíbrio final, que realmente será expressa. 
Como se trata de um equilíbrio de solubilidade, a constante desse 
equilíbrio será a constante do produto de solubilidade (K
ps
):
K
ps
 = [Ag+] · [C–]
Evidentemente, a expressão de K
ps
 depende da proporção 
de cátions e ânions na formulação do composto. Observe outros 
exemplos:
Para o PbC
2
: K
ps
 = [Pb2+] · [C–]2
Para o Fe(OH)
3
: K
ps
 = [Fe3+] · [OH–]3
Para o Ca
3
(PO
4
)
2
: K Ca POps =   ⋅  
+ −2 3
4
3 2
Como se usa Kps
O valor de Kps de uma substância é utilizado para se prever 
a precipitação de determinado soluto. Para isso, é usado o conceito 
de Q
ps
, que corresponde à mesma expressão de K
ps
 embora 
sem a necessidade da solução estar saturada. A comparação 
entre o valor calculado de Q
ps
 e o valor tabelado de K
ps
 nos mostra 
se houve ou não a precipitação de certo soluto. Veja:
I. Se Q
ps
 K
ps
: haverá precipitação até que a solução volte ao
ponto de saturação, ou seja, torne-se saturada com precipitado. 
(matematicamente, diz-se que a precipitação ocorre até que
Q
ps
 volte a se igualar ao K
ps
).
Exercícios de Fixação
01. As águas dos oceanos apresentam uma alta concentração de
íons e pH entre 8,0 e 8,3. Dentre esses íons, estão em equilíbrio 
as espécies carbonato CO3
2−( ) e bicarbonato (HO–
3
) representado
pela equação química:
HCO CO Haq aq aq3 3
2
( ) ( ) ( )
− − ++
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
56
Química
As águas dos rios, ao contrário, apresentam concentrações muito 
baixas de íons e substâncias básicas, com um pH em torno de 6. 
A alteração signifi cativa do pH das águas dos rios e oceanos 
pode mudar suas composições químicas, por precipitação de 
espécies dissolvidas ou redissolução de espécies presentes nos 
sólidos suspensos ou nos sedimentos. 
A composição dos oceanos é menos afetada pelo lançamento 
de efl uentes ácidos, pois os oceanos,
A) contêm grande quantidade de cloreto de sódio.
B) contêm um volume de água pura menor que o dos rios.
C) possuem pH ácido, não sendo afetados pela adição de outros
ácidos.
D) têm a formação dos íons carbonato favorecida pela adição
de ácido.
E) apresentam um equilíbrio entre os íons carbonato e
bicarbonato, que atuam como sistema-tampão.
02. (PUC-RJ/2015) Ao se misturarem 100 mL de solução aquosa
0,100 mol L–1 de ácido propanoico (K
a
 = 1,3 × 105) com 50 mL
de solução aquosa da base forte NaOH (0,100 mol L–1) tem-se
uma solução
A) com pH maior do que 7.0.
B) cujo pH praticamente não se altera após a adição de 10 mL
de água.
C) cujo pH cai bruscamente ao se adicionarem 20 mL de solução 
aquosa 0,050 mol L–1 do ácido clorídrico (ácido fortE).
D) de onde se precipita o sal NaC ao se adicionarem 20 mL
de solução aquosa 0,050 mol L–1 do ácido clorídrico (ácido
fortE).
E) em que o íon em maior quantidade é o OH–1.
03. (UPE/2013) Um estudo interessante acerca do impacto da chuva 
ácida sobre lagos da região das Montanhas Adirondack, área de
Nova Iorque, revelou que lagos sobre áreas ricas em calcário são 
menos suscetíveis à acidifi cação. O carbonato de cálcio presente 
no solo dessas regiões reage com os íons hidrônio presentes na 
água, provenientes em grande parte da chuva ácida, levando
à formação de um sistema HCO H CO CO3
1
2 3 2
− / / .
Disponível em: . Adaptado.
Três afi rmações são feitas a respeito do fenômeno citado no 
texto anterior.
I. O carbonato de cálcio diminui a acidez da chuva ácida por
ser um sal insolúvel em água;
II. O solo também pode atuar como um tampão e resistir
às mudanças em pH, mas essa capacidade tamponante
depende dos seus constituintes;
III. Uma reação química existente nesse processo é representada
por CaCO H O Ca HCO H O3 3
2
3
1
2(s) (aq) (aq) (aq)+ → + ++ + −
( ) 
Quanto ao referido impacto da chuva ácida, está correto o 
que se afi rma em: 
A) I
B) II
C) III
D) I e II
E) II e III
04. (UFG/2013) Alguns princípios ativos de medicamentos
são bases fracas e, para serem absorvidos pelo organismo
humano, obedecem, como um dos parâmetros, a equação
de Henderson-Hasselbach. Essa equação determina a
razão molar entre forma protonada e não protonada do
Princípio Ativo dependendo do pH do meio. A forma não
protonada é aquela que tem maior capacidade de atravessar
as membranas celulares durante o processo de absorção.
A equação de Henderson-Hasselbach adaptada para bases
fracas é representada a seguir.
log10
protonada
não protonada
[ ]
[ ] = −pK pHa
Nessa equação, pK
a
 é a constante de dissociação do Princípio 
Ativo.
Considerando-se essa equação, um medicamento caracterizado 
como base fraca, com pK
a
 de 4,5, terá maior absorção 
A) no estômago, com pH de 1,5.
B) na bexiga, com pH de 2,5.
C) no túbulo coletor do néfron, com pH de 3,5.
D) na pele, com pH de 4,5.
E) no duodeno, com pH de 6,5.
05. (Uern/2013) A solução-tampão é geralmente uma mistura de um 
ácido fraco com o sal desse ácido, ou uma base fraca com o sal 
dessa base. Essa solução tem por fi nalidade evitar que ocorram 
variações muito grandes no pH ou no pOH de uma solução.
A efi cácia da solução-tampão pode ser vista no sangue, em
que, mesmo com a adição de ácido ou base em pequenas
quantidades ao plasma sanguíneo, praticamente não há
alteração no pH.
Disponível em: .
Um litro de solução contém 1,24 g de ácido carbônico e 16,8 g de 
bicarbonato de sódio. Sabendo-seque K
a
 = 2 · 10–7, determine 
o pOH dessa solução-tampão.
(Considere: log 2 = 0,3)
A) 7,7 D) 6,3
B) 7,4 E) 6,9
C) 6,6
Exercícios Propostos
01. (UFF/2012) As soluções-tampão apresentam a notável
propriedade de resistir a uma modifi cação de pH por efeito de
diluição ou adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases 
fortes. As soluções tampão têm uma enorme importância, pois
elas servem para preparar soluções com pH defi nido ou para
manter o pH em torno de um valor desejado.
Suponha uma solução-tampão obtida pela mistura de
acetato de potássio e ácido acético. Ambos na concentração
de 1,0 mol/L. Considere que para esse caso o valor de
K
a
 é 1,0 10–5 e K
w
 = 1,0 × 10–14.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
57
Química
Pode-se afirmar que, após adição de 5,0 mL de NaOH 1,0 mol/L 
a 10,0 mL do tampão, o pH da solução resultante 
A) é igual ao valor do pK
a
.
B) é igual ao valor do pK
b
.
C) é maior do que o valor do pK
b
.
D) é a metade do valor do pK
a
.
E) é maior do que o valor do pK
a
.
02. (PUC-RJ/2012) O tampão acetato pode ser preparado pela 
mistura, em solução, de acetato de sódio anidro (CH
3
COONA) 
e ácido acético (CH
3
COOH). O pH desse tampão pode variar 
de 4,0 a 5,4 de acordo com a proporção dessa mistura.
Sobre o tampão acetato, é errado afirmar que: 
A) O pH do tampão acetato depende da proporção entre o 
ácido acético e seu sal. 
B) O pH da solução-tampão nunca se altera após a adição de 
ácido forte. 
C) O tampão acetato é característico da faixa ácida de pH. 
D) O pH da solução-tampão praticamente não se altera após 
a adição de pequena quantidade de água. 
E) A adição de NaOH ao tampão aumenta a concentração de 
acetato no meio. 
03. (UFRGS/2018) O sulfato de cálcio CaSO
4
 possui produto de 
solubilidade igual a 9 × 10–6 Se uma quantidade suficientemente 
grande de sulfato de cálcio for adicionada a um recipiente 
contendo 1 litro de água, qual será, ao se atingir o equilíbrio, 
a concentração, em mol L–1, esperada de Ca2+ em solução 
aquosa? 
A) 9 × 10–6 D) 1,5 × 10–3
B) 4,5 × 10–6 E) 3,0 × 10–3
C) 3,0 × 10–6
04. (Acafe/2017) O hidróxido de alumínio pode ser usado em 
medicamentos para o combate de acidez estomacal, pois este 
reage com o ácido clorídrico presente no estômago em uma 
reação de neutralização.
A alternativa que contém a [OH–] em mol/L de uma solução 
aquosa saturada de hidróxido de alumínio, sob a temperatura 
de 25 ºC, é:
Dados: constante do produto de solubilidade do hidróxido de 
alumínio a 25 ºC = 1,0 · 10–33.
A) 3 10
1 000
27
9 4⋅ ⋅− .
mol L C) 10
1 000
3
9 4− ⋅
.
mol L
B) 10
1 000
27
9 4− ⋅
.
mol L D) 3 10
1 000
3
9 4⋅ ⋅− .
mol L
05. (UFRGS/2016) O equilíbrio de solubilidade do cloreto de prata 
é expresso pela reação AgC Ag C  (s) (aq) (aq) ,
+ −+ cuja constante 
de equilíbrio tem o valor 1,7 × 10–10.
Sobre esse equilíbrio, é correto afirmar que: 
A) Uma solução em que [Ag+] = [C–] = 1,0 × 10–5 mol · L–1 será 
uma solução supersaturada. 
B) A adição de cloreto de prata sólido a uma solução saturada 
de AgC irá aumentar a concentração de cátions prata. 
C) A adição de cloreto de sódio a uma solução saturada de 
AgC irá diminuir a concentração de cátions prata. 
D) A adição de nitrato de prata a uma solução supersaturada 
de AgC irá diminuir a quantidade de AgC precipitado. 
E) A mistura de um dado volume de uma solução em que 
[Ag+] = 1,0 × 10–6 mol · L–1, com um volume igual de uma 
solução em que [C–] = 1,0 × 10–6 mol · L–1, irá produzir 
precipitação de AgC. 
06. (Acafe/2016) Com base nos conceitos sobre solubilidade, 
analise as afirmações a seguir.
I. Nitrato de prata e cromato de potássio podem ser considerados 
sais solúveis em água;
II. Não haverá precipitação de sulfato de bário em uma mistura 
de 250 mL de solução 4 · 10–4 mol/L de sulfato de sódio com 
250 mL de solução 4 · 10–5 mol/L de cloreto de bário;
III. Cloreto de sódio, cloreto de cálcio e cloreto de prata são 
sais solúveis em água;
IV. Uma solução saturada de hidróxido de alumínio possui maior 
pH que uma solução saturada de hidróxido de ferro III.
Dados: para resolução dessa questão considere temperatura 
de 25 ºC. Constante do produto de solubilidade (K
s
) do 
hidróxido de alumínio, hidróxido de ferro III e sulfato de bário, 
respectivamente: 1,3 · 10–33, 4 · 10–38 e 1 · 10–10.
Todas as afirmações corretas estão em: 
A) II, III e IV. C) I e IV. 
B) I, II e IV. D) I e III. 
07. (UFSM/2015) O sulfato de bário é um sal de grande importância 
na indústria farmacêutica. Ele é utilizado como contraste em 
radiografias do sistema digestório, permitindo que o intestino 
apareça no exame radiográfico, visto que esse sal absorve os 
Raios-X.
PERUZZO, Francisco M.; CANTO, Eduardo L. 
Química na Abordagem do Cotidiano, vol. 2. 
São Paulo: Moderna, 2009, p.438. Adaptado.
O sulfato de bário é industrialmente produzido por meio da 
reação a seguir, sendo o ácido adicionado em excesso para 
garantir a conversão total para o sal não tóxico (sulfato de 
bário).
BaCO H SO BaSO H O COs s g3 2 4 4 2 2( ) ( ) ( ) ( ) ( )+ + + 
Para a produção do sal, foram misturados, no reator, 2 mols 
de carbonato de bário e 5 mols de ácido sulfúrico. Sabe-se 
que o produto de solubilidade dos sais é 8 × 10–8 (BaCO
3
) e 
1 × 10–10 (BaSO
4
).
Afirma-se, então:
I. O sulfato de bário é menos solúvel que o carbonato de bário;
II. O volume de CO
2
 liberado na produção do sal, nas condições 
normais de pressão e temperatura (CNTP), é igual a 22,4 L;
III. A massa de ácido sulfúrico em excesso, na produção do sal, 
é de 294 g.
Está(ão) correta(s): 
A) apenas I. D) apenas I e III.
B) apenas II. E) apenas II e III.
C) apenas I e II. 
08. (UFU/2015) Para verificar se em uma amostra de água existem 
traços de íon cloreto, um estudante, no laboratório de química, 
decidiu adicionar, lenta e continuamente, nitrato de prata, 
AgNO
3
, 0,01 mol/L. É sabido que o produto de solubilidade do 
AgC é 2 × 10–10. Teoricamente, o estudante previu que haveria 
A) precipitação do cloreto de prata se a concentração do íon 
cloreto fosse maior ou igual a 2 × 10–8 mol/L.
B) efervescência, com liberação de gás carbônico, se a 
concentração do íon cloreto fosse menor ou igual a 
2 × 10–10 mol/L.
C) liberação de odor característico, se o nitrato, ao reagir com o 
cloreto de concentração 10–2 mol/L, liberasse o gás amônia. 
D) mudança de cor da solução, indicando a presença de íon 
cloreto com concentração igual a 0,01 mol/L.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
58
Química
9. (Acafe/2014) Cálculo renal também, conhecido como pedra nos 
rins, são formações sólidas contendo várias espécies químicas, 
entre elas o fosfato de cálcio, que se acumula nos rins, causando 
enfermidades.
Assinale a alternativa que contém a concentração dos íons Ca2+ 
em uma solução aquosa saturada de fosfato de cálcio.
Considere que a temperatura seja constante e o produto de 
solubilidade (K
PS
) do fosfato de cálcio em água seja 1,08 · 10–33.
A) 3 · 10–7 mol/L 
B) 1 · 10–7 mol/L 
C) 2 · 10–7 mol/L
D) 27 · 10–7 mol/L
10. (PUC-RJ/2014) Carbonato de cobalto é um sal muito pouco 
solúvel em água e, quando saturado na presença de corpo de 
fundo, a fase sólida se encontra em equilíbrio com os seus íons 
no meio aquoso.
CoCO Co COs3
2
3
2
( ) (aq) (aq) + −+
Sendo o produto de solubilidade do carbonato de cobalto, 
a 25 ºC, igual a 1,0 × 10–10 a solubilidade do sal, em mol L–1, 
nessa temperatura é 
A) 1,0 × 10–10 
B) 1,0 × 10–9 
C) 2,0 × 10–8
D) 1,0 × 10–8
E) 1,0 × 10–5
Aulas ?? a ??: 
Noções de Entalpia
Noções de entalpia
Termoquímica é a parte da Química que estuda as trocas 
de calor entre sistema e vizinhança (meio ambientE), tanto para 
processos físicos (como as mudanças de estado físico e os processos 
de dissolução de sais) quanto para processos químicos (como as 
reações químicas de um modo geral).
As unidades mais utilizadas para as transferências de 
calor são a caloria, cujo símbolo é cal, e o joule,cujo símbolo é J. 
Respeitando a equivalência entre múltiplos e submúltiplos dessas 
unidades, podemos escrever:
1 cal = 4,18 J e 1 kcal = 4,18 kJ
Classificação das reações
A classificação das reações químicas e dos processos físicos 
em relação à quantidade de calor liberada ou absorvida é dada por:
Exotérmicos: referem-se aos processos, sejam físicos ou 
químicos, que perdem calor para o meio ambiente, ou seja, liberam 
calor para a vizinhança. Exemplo: a queima de um combustível ou 
o congelamento da água líquida.
Endotérmicos: referem-se aos processos, sejam físicos 
ou químicos, que absorvem calor do meio ambiente. Exemplo: 
a decomposição da água em H
2
 e O
2
 ou a evaporação da água 
líquida.
Aula
13
Entalpia (H)
Entalpia é conteúdo de calor de um sistema medido em 
condições de pressão constante. Quando nos referirmos a uma 
reação química, que ocorre em grande parte das vezes, a definição 
de entalpia deve ser ampliada para o conteúdo de calor medido em 
condições de pressão e temperatura constantes.
Na verdade, não realizamos a medida dos valores absolutos 
de entalpia, e sim, das variações de entalpia (DH). Portanto:
∆H H H H H cfinal inicial produto reagente
varia o de
entalpia
çã
 = − = − = aalor de rea oçã
Observe o gráfico de entalpia para uma reação exotérmica, 
como, por exemplo, a formação do HC:
H
2(g)
 + C
2(g)
 → 2HC
(g)
 + 184 kJ
Note que o calor liberado para a formação de 2 mols de 
HC
(g)
 é de 184 kJ. Vamos ao gráfico:
Caminho da reação
Calor liberado
∆H = −184 kJ
2HC�(g)
H
2(g) 
+ C�2(g)HREAG.
H
HPROD.
DH = H
produto
 – H
reagente
 = – 184 kJ.
Repare que DH é negativo porque H
produto
 H
reagente
.
Assim, para uma reação endotérmica, temos:
DH > 0
Observações:
1. Uma outra forma de se medir a quantidade de calor trocado
num processo é a variação de energia interna (DE ou DU), que 
corresponde ao calor trocado em condições de temperatura e
volume constantes (para processos químicos). A variação de
energia interna se relaciona com a variação de entalpia através 
da 1ª Lei da Termodinâmica:
DH = DE + , onde é o trabalho realizado pela expansão (ou
compressão) dos gases na reação, e pode ser calculado como:
• = P · DV = Dn · R · T, para sistemas onde haja, ao menos,
um componente gasoso, sendo Dn a variação dos números 
de moles gasosos (coefi cientes) no processo.
• ≅ 0, para processos onde não há gases.
2. Nas mudanças de fase de agregação (estado físico) de uma
substância, as trocas de calor ocorrem da seguinte forma:
Sólido Líquido Gasoso
Endo Endo
Exo Exo
Calorimetria
Capacidade calorífi ca
A capacidade calorífi ca nos diz quanto calor é absorvido 
por grau Celsius de aumento da temperatura. Sua importância em 
calorimetria é nos permitir determinar a quantidade de energia 
transferida a partir da variação de temperatura, que é facilmente 
mensurável. A capacidade calorífi ca de um calorímetro é uma 
quantidade empírica e é medida em um experimento diferente.
A capacidade calorífi ca de uma substância pura (C) pode 
ser expressa em função da quantidade existente da substância. 
Se expressarmos em função da massa da amostra, teremos a 
capacidade calorífica específica (também chamada de calor 
específi co e aqui representada por C
s
). Se a expressão é realizada 
em função da quantidade de matéria da substância, teremos a 
capacidade calorífi ca molar (aqui representada por C
m
). Assim, 
podemos resumir:
C
C
m
e C
C
n
S m= =
onde m é a massa da amostra e n é o número de moles 
da amostra.
Na equação matemática básica da calorimetria, sabemos 
que: q = C · DT. Diante do exposto anteriormente, podemos afi rmar 
que:
q = m · C
S
 · DT ou q = n · C
m
 · DT
Em um calorímetro típico, a capacidade calorífi ca é expressa 
para um conjunto complexo de substâncias e materiais, como isopor, 
vidro e uma certa quantidade de água. Portanto, sua capacidade 
calorífi ca (Ccal) deve ser calculada experimentalmente para cada 
situação particular. 
Quando se utiliza a capacidade calorífi ca de um calorímetro, 
não se expressa essa grandeza por mol ou por massa, e sim em 
unidade de energia por variação de temperatura, como kJ/ºC, ou 
ainda, kcal/ ºC.
Quando se trata de uma reação química, as partículas 
reacionais constituem o sistema, e tudo o mais ao redor constitui a 
sua vizinhança (ou ambientE). É na vizinhança onde se realizam as 
medidas necessárias, como, por exemplo, as medidas de variação 
de temperatura. Assim, podemos considerar que o calorímetro seja 
a vizinhança de um sistema reacional qualquer, e, dessa forma, deve 
aquecer (se a reação liberar calor) ou resfriar (caso a reação absorva 
calor). Podemos, enfi m, utilizar a expressão: q = – q
cal
, que nos diz 
que o calor liberado (ou absorvido) pela reação deve ser absorvido 
(ou liberado) pelo calorímetro, que atua como vizinhança.
Observações:
• Existem calorímetros que promovem reações em condições
de pressão constante (os mais comuns). Nesse caso, o calor
transferido pela reação (q) será igual à variação de entalpia (DH)
da reação. Outros calorímetros promovem reações em condições 
de volume constante (como as bombas calorimétricas).
Nessa situação, normalmente utilizada para reações com gases, 
o calor trocado pela reação é igual à variação de energia interna
(DE ou DU).
• Na imensa maioria dos casos, o valor do calor trocado em
condições de pressão constante (DH) é bem próximo do valor
do calor trocado em condições de volume constante (DE).
Exercícios de Fixação
01. (EsPCEx/2010) Considere o gráfico a seguir da reação
representada pela equação química:
N
2(g)
 + 3H
2(g)
→ 2NH
3(g)
caminho da reação
+80
0
N
2(g)
 + 3H
2(g)
2NH
3(g)
–22
En
er
gi
a 
(K
ca
l)
complexo ativado
Relativo ao gráfi co envolvendo essa reação e suas informações, 
são feitas as seguintes afi rmações:
I. O valor da energia envolvida por um mol de NH
3
 formado
é 22 kcal;
II. O valor da energia de ativação dessa reação é 80 kcal;
III. O processo que envolve a reação N
2(g)
 + 3 H
2(g)
→ 2 NH
3(g)
é endotérmico.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
60
Química
Das afirmações feitas, está(ão) correta(s)
A) apenas III.
B) apenas II e III.
C) apenas I e II.
D) apenas II.
E) todas.
02. (EsPCEx) Em condições adequadas, a água vaporiza-se,
passando do estado líquido para vapor.
Considerando o processo de vaporização da água, nas
condições fornecidas:
H
2
O
()
 → H
2
O
(v)
DH = +44 kJ/mol
A quantidade de calor necessária para provocar a vaporização 
de 900 mL de água líquida nesse processo é:
Dados: Densidade da água = 1,0 g/mL;
Massas atômicas: H = 1 u; O = 16 u.
A) 3000 kJ
B) 1500 kJ
C) 2200 kJ
D) 2000 KJ
E) 1800 kJ
03. (UFPB) O desenvolvimento econômico está associado ao
aumento do consumo de energia, cuja produção, em parte,
é oriunda de processos químicos. Com objetivo de facilitar a
compreensão desse tipo de produção, um professor de Química 
delegou a um grupo de alunos a tarefa de realizar experimentos 
que envolvessem liberação ou absorção de energia. O grupo
realizou cada experimento, misturando as substâncias e
medindo a temperatura, conforme ilustração a seguir:
Posteriormente, o grupo apresentou os resultados através do 
gráfico a seguir
Após o cumprimento da tarefa, os alunos devem concluir que 
o(s) experimento(s) 
A) A e B são exotérmicos, por isso não produzem energia.
B) C e D são endotérmicos, por isso produzem energia.
C) D é exotérmico, porisso produz energia.
D) C é endotérmico, por isso não produz energia.
E) A é endotérmico, por isso produz energia.
04. (UFG) Em um recipiente com paredes perfeitamente condutoras 
de calor encontra-se uma solução altamente concentrada de
ácido clorídrico à temperatura de 27 °C e à pressão atmosférica. 
Certa quantidade de pó de magnésio é colocada na solução e,
imediatamente depois, o recipiente é tampado com um pistão
de massa desprezível, que fica em contato com a superfície do
líquido e que pode deslizar sem atrito ao longo do recipiente.
Quando a situação de equilíbrio é alcançada, observa-se
que o magnésio reagiu completamente com o ácido e que o
pistão levantou-se em relação à superfície da solução devido
à produção de gás. Sabendo que no processo todo o sistema
realizou um trabalho de 240 J, e considerando o gás produzido 
como ideal, conclui-se que a massa, em gramas, de magnésio
inicialmente colocada na solução foi:
Dados: R ≈ 8,0 J/K mol; Mg = 24,30.
A) 0,243 D) 1,215
B) 0,486 E) 2,430
C) 0,729
05. (UFG – ModificadA) Na digestão, os alimentos são modificados 
quimicamente pelo organismo, transformando-se em moléculas 
que reagem no interior das células para que a energia seja
liberada. A equação química, não balanceada, a seguir,
representa a oxidação completa de um mol da substância
tributirina, também conhecida como butirina, presente em
certos alimentos.
C
15
H
26
O
6
 + O
2
 → CO
2
 + H
2
O DH = – 8120 kJ/mol
Considerando-se que toda a energia da reação esteja disponível 
para a realização de trabalho mecânico, quantos mols de O
2
 
são necessários para que uma pessoa levante uma caixa de 
20,3 kg do chão até uma altura h = 2,0 m?
Dados: g = 10 m/s2 
A) 2,03 × 10–4 D) 18,50 × 10–4
B) 4,06 × 10–4 E) 20,00 × 10–4
C) 9,25 × 10–4
Exercícios Propostos
01. (Unesp) Diariamente podemos observar que reações
químicas e fenômenos físicos implicam em variações de energia.
Analise cada um dos seguintes processos, sob pressão atmosférica.
I. A combustão completa do metano (CH
4
) produzindo CO
2
 e
H
2
O;
II. O derretimento de um iceberg;
III. O impacto de um tijolo no solo ao cair de uma altura h.
Em relação aos processos analisados, pode-se afirmar que:
A) I é exotérmico, II e III são endotérmicos.
B) I e III são exotérmicos e II é endotérmico.
C) I e II são exotérmicos e III é endotérmico.
D) I, II e III são exotérmicos.
E) I, II e III são endotérmicos.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
61
Química
02. (IME/2017) Um isótopo de cromo, de massa atômica 54, 
constitui 53% da massa de um óxido formado exclusivamente 
pelo isótopo e por oxigênio. A partir dessa informação, pode-se 
estimar que a fórmula mínima do óxido e o calor específico do 
cromo-54 são: 
A) CrO
3
 e 0,12 cal/(g · ºC) D) Cr
2
O
3
 e 0,16 cal/(g · ºC) 
B) CrO
3
 e 0,18 cal/(g · ºC) E) Cr
4
O e 0,18 cal/(g · ºC)
C) Cr
2
O
6
 e 0,12 cal/(g · ºC) 
03. (Unisc/2015) Uma reação química normalmente envolve 
aspectos energéticos e cinéticos. Interprete o gráfico a seguir, 
que ilustra uma reação hipotética desenvolvida na presença e 
na ausência de catalisador e indique a alternativa verdadeira.
 
A) A reação é exotérmica com energia de ativação sem o 
catalisador de 30 kcal.
B) A reação é endotérmica com energia do complexo ativado 
sem catalisador de 43 kcal.
C) A reação apresenta uma energia de ativação de 30 kcal sem 
catalisador e 17 kcal com o catalisador. 
D) A reação é endotérmica e tem um DH = –30 kcal.
E) A energia de ativação da reação diminui em 17 kcal com a 
utilização do catalisador.
04. (Udesc/2016) A Termoquímica estuda a energia e o calor 
associados a reações químicas e/ou transformações físicas de 
substâncias ou misturas. Com relação a conceitos, usados nessa 
área da química, assinale a alternativa incorreta 
A) A quebra de ligação química é um processo endotérmico. Já a 
formação de ligações são processos exotérmicos. Dessa forma, 
a variação de entalpia para uma reação química vai depender do 
balanço energético entre quebra e formação de novas ligações. 
B) A variação de energia que acompanha qualquer 
transformação deve ser igual e oposta à energia que 
acompanha o processo inverso.
C) A entalpia H de um processo pode ser definida como o 
calor envolvido no mesmo, medido à pressão constante. 
A variação de entalpia do processo permite classificá-lo como 
endotérmico, quando absorve energia na forma de calor, ou 
exotérmico, quando libera energia. 
D) O fenômeno de ebulição e o de fusão de uma substância 
são exemplos de processos físicos endotérmicos. 
E) A Lei de Hess afirma que a variação de energia deve ser 
diferente, dependendo se um processo ocorrer em uma ou 
em várias etapas.
05. (UFG/2014) A butirina está presente na manteiga e é utilizada na 
produção de margarina. Suponha que nos processos metabólicos 
toda a energia liberada na oxidação da butirina seja convertida 
em calor. Nessa situação, quantos mols de butirina são necessários 
para aumentar de 2 °C a temperatura corporal de um homem de 
101,5 kg e a que classe de moléculas pertence a butirina?
Dados: C
Homem
 = 1,0 cal/(g ºC); 1 cal ≈ 4,0 J.
A) 0,1 e lipídio. 
B) 0,4 e lipídio. 
C) 0,1 e proteína. 
D) 0,4 e proteína.
E) 0,4 e carboidrato. 
06. (UPE-SSA 2/2016) Um fenômeno raro no Nordeste chamou 
a atenção de moradores de Ouricuri, no Sertão do Estado. 
No final da tarde da última terça-feira de 2014 caiu granizo na 
localidade, por cerca de dez minutos. Quando o dia amanheceu, 
foi possível observar vapores, sendo formados do granizo 
depositado no chão.
Disponível em: . 
Acesso em: junho 2015.
 Considerando as informações dessa notícia, o que ocorria com 
o granizo ao amanhecer? 
A) Um processo exotérmico.
B) Um processo endotérmico.
C) Um processo isotérmico.
D) Uma reação de primeira ordem.
E) Uma reação de segunda ordem.
07. (FCMMG/2017) Este diagrama registra as energias envolvidas 
na formação da água sólida, líquida e gasosa, bem como outras 
transformações.
 
 Analisando o diagrama, assinale a alternativa incorreta: 
A) O calor de fusão de 3,0 mols de água é de 87,3 kcal.
B) O valor da energia da ligação H — H é de 104,2 kcal.
C) A entalpia de formação de 36 g de água sólida é de 
– 194,8 kcal.
D) A dissociação de 1,0 mol de água no estado gasoso, nas 
condições ambientes, absorve 290,9 kcal.
E) A quebra da molécula de água formando gás hidrogênio e 
oxigênio é um processo exotérmico.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
62
Química
08. (Unesp/2017) O esquema representa um calorímetro utilizado
para a determinação do valor energético dos alimentos.
agitador
+ -
terminais elétricos para
ignição da amostra
termômetro
recipiente
termicamente isolado
câmara de reação
água
cápsula contendo a
amostra
Disponível em: . Adaptado.
A tabela nutricional de determinado tipo de azeite de oliva traz 
a seguinte informação: “Uma porção de 13 mL (1 colher de 
sopA) equivale a 108 kcal.
Considere que o calor específi co da água seja 1 kcal · kg–1 · ºC–1 e 
que todo o calor liberado na combustão do azeite seja transferido 
para a água. Ao serem queimados 2,6 mL desse azeite, em um 
calorímetro contendo 500 g de água, inicialmente a 20,0 ºC e à 
pressão constante, a temperatura da água lida no termômetro 
deverá atingir a marca de 
A) 21,6 ºC C) 45,2 ºC
B) 33,2 ºC D) 63,2 ºC
09. (ITA/2017) Em relação às funções termodinâmicas de estado
de um sistema, assinale a proposição errada.
A) A variação de energia interna é nula na expansão de n mols
de um gás ideal à temperatura constante.
B) A variação de energia interna é maior do que zero em um
processo endotérmico a volume constante.
C) A variação de entalpia é nula em um processo de várias
etapas em que os estados inicial e fi nal são os mesmos.
D) A variação de entropia é maior do que zero em um processo 
endotérmico à pressão constante.
E) A variação de entropia é nula quando n mols de um gás
ideal sofrem expansão livre contrapressão externa nula.
10. (UEG/2016) Uma pessoa consome diariamente 5 copos de 200 mL
de água a uma temperatura de 16 ºC por 30 dias e, por vias
metabólicas, o organismo deve manter a temperatura corporal 
a aproximadamente 36 ºC. Nesse período, supondo um caso
ideal, para elevar a temperatura da água até a temperatura
corporal, o total de energia consumida pelo organismo, em
kcal, será de aproximadamente:
Dados para a água: calor específi co = 1 cal/g ºC; densidade = 1 g/ml. 
A) 20
B) 80
C) 120
D) 350
E) 600
Aulas ?? a ??: 
Fatores que Infl uenciam na Entalpia
Fatores que Infl uenciam na entalpia
Quantidade de reagentes e produtos
A quantidade de calor liberada ou absorvida em uma reação 
química ou fenômeno físico é proporcional à quantidade de reagentes 
(ou produtos) que são consumidos (ou formados) no processo. 
Veja o exemplo para a formação de 2 mol de amônia gasosa:
N
2(g)
 + 3H
2(g)
→ 2NH
3(g)
 DH = – 92 kJ
Essa notação indica que, para a formação de 2 mol 
de amônia (NH
3
) na fase gasosa, são liberados 92 kJ de calor. 
Evidentemente, se ocorresse a formação de 4 mol de amônia 
gasosa, a quantidade de calor liberado seria também o dobro. 
Observe:
2N
2(g)
 + 6H
2(g)
→ 4NH
3(g)
 DH = – 184 kJ
Estados físicos de reagentes e produtos
O estado físico de certo reagente ou determinado produto 
em uma reação química pode alterar a variação de entalpia da 
reação. Sabe-se que uma substância em fase gasosa possui maior 
conteúdo energético que, em fase líquida, (devido à maior energia 
cinética das partículas no estado gasoso, que resulta em maior 
agitação molecular), e que uma substância em fase líquida possui 
maior conteúdo energético que em fase sólida:
H
gasoso
 > H
líquido
 > H
sólido
Veja o gráfi co de entalpia para a reação exotérmica de 
produção de monóxido de carbono gasoso e água (que pode ser 
gasosa, líquida ou sólidA), a partir de gás carbônico e gás hidrogênio.
CO
2(g)
 + H
2(g)
→ CO
(g)
 + H
2
O
Sabemos que as três reações diferenciam-se, em relação 
ao calor liberado, pelo estado físico da água (um dos produtos 
da reação). Lembre-se que a água em fase gasosa é a de maior 
entalpia e situa-se acima das outras duas fases no gráfi co. Esse fato 
é importante quando avaliamos a variação de entalpia.
x
y
zCO
(g)
+ H2O(g)
CO
2(g)
 + H
2(g)
CO
(g)
 + H2O(�)
CO
(g)
 + H2O(s)
H
Aula
14
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
63
Química
Note que x 0).
• Se nada for mencionado no problema, admite-se que a
substância, ou todas as substâncias de uma reação, estejam
no estado padrão.
Alguns H’s importantes
Calor, entalpia ou H de formação
É a quantidade de calor liberada ou absorvida para formar 
1 mol de uma substância, a partir de seus elementos constituintes, 
na forma de substâncias simples, no estado padrão, a 25 °C.
Observe os três exemplos a seguir, em que o DH é 
denominado calor de formação:
C
(graf.)
 + O
2(g)
→ CO
2(g)
DHf = –393,5 kJ/mol
Na
(s)
 + 1
2
C
2(g)
→ NaC
(s)
DHf = –411,1 kJ/mol
3C
(graf.)
 + 6H
2(g)
 + 3O
2(g)
→ C
6
H
12
O
6(s)
 DHf = –1268 kJ/mol
Observe agora dois exemplos em que o DH da reação não 
pode ser denominado calor de formação:
• C
(diam.)
 + 2H
2(g)
→ CH
4(g)
DH = –77,6 kJ/mol (nesse caso, a espécie 
C
(diam.)
 não corresponde ao estado padrão).
• N
2(g)
 + 3H
2(g)
→ 2NH
3(g)
 DH = –92 kJ (nesse caso, foram
formados 2 mol do produto).
Os valores tabelados dos calores de formação das 
substâncias podem ser utilizados para calcularmos o DH de 
outras reações em que essas substâncias participem, de acordo 
com a seguinte relação:
DH
reação
 = Σ DHf
prod.
 – Σ DHf
reag.
Calor, entalpia ou H de combustão
É a quantidade de calor liberada para queimar 1 mol de uma 
substância, estando todos os componentes da reação no estado 
padrão a 25 ºC.
Quando se afi rmar que, para o gás metano, DHc (calor de 
combustão) é igual a –890 kJ/mol, entendemos que a reação de 
1 mol de CH
4(g)
 com 2 moles de O
2(g)
 produzindo 1 mol de CO
2(g)
 e
2 moles de H
2
O
()
 libera 890 kJ, a 25 ºC.
Veja a equação termoquímica correspondente:
CH
4(g)
 + O
2(g)
→ CO
2(g)
 + 2H
2
O
()
→ DH
c
 = – 890 kJ/mol.
Observação:
• Na verdade, todo DH recebe a denominação da reação ou
processo a que está associado. Num processo como a fusão da 
água, H
2
O
(s)
→ H
2
O
()
, o DH recebe o nome de calor ou entalpia
de fusão. Assim, teremos calor de neutralização (para reações
de neutralização entre ácidos e bases), calor de dissolução (para 
a dissolução de substâncias em água, por exemplo) etc.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
64
Química
Exercícios de Fixação
01. (EsPCEx) Algumas viaturas militares administrativas possuem
motores à combustão que utilizam como combustível a
gasolina. A queima (combustão) de combustíveis como a
gasolina, nos motores à combustão, fornece a energia essencial 
para o funcionamento dessas viaturas militares. Considerando
uma gasolina na condição padrão (25 °C e 1 atm), composta
apenas por n-octano (C
8
H
18
) e que a sua combustão seja
completa (formação exclusiva de CO
2
 e H
2
O gasosos como
produtos), são feitas as seguintes afirmativas:
Dados:
Entalpias de formação (DHf°)
H
2
O
(g)
CO
2(g)
C
8
H
18()
– 242 kJ/mol – 394 kJ/mol – 250 kJ/mol
Massas Atômicas
C H O
12 u 1 u 16 u
I. a combustão da gasolina (C
8
H
18
) é uma reação exotérmica;
II. na combustão completa de 1 mol de gasolina, são liberados 
16 mols de gás carbônico (CO
2
);
III. a entalpia de combustão (calor de combustão) dessa gasolina
é – 5080 kJ/mol (DHc = –5080 kJ/mol);
IV. o calor liberado na combustão de 57 g de gasolina é de 1270 kJ.
Das afirmativas apresentadas, estão corretas apenas a:
A) I, II e III. D) II e IV.
B) I, III e IV. E) I e III.
C) I e II.
02. (EsPCEx) Uma das aplicações da trinitroglicerina,cuja fórmula
é C
3
H
3
N
3
O
9
, é a confecção de explosivos. Sua decomposição
enérgica gera como produtos os gases nitrogênio, dióxido de
carbono e oxigênio, além de água, conforme mostra a equação 
da reação a seguir: 
4 C
3
H
3
N
3
O
9()
 → 6 N
2(g)
 + 12 CO
2(g)
 + 1 O
2(g)
 + 10 H
2
O
()
Além de explosivo, a trinitroglicerina também é utilizada como 
princípio ativo de medicamentos no tratamento de angina, 
uma doença que acomete o coração. Medicamentos usados 
no tratamento da angina usam uma dose padrão de 0,6 mg 
de trinitroglicerina na formulação. Considerando os dados 
termoquímicos da reação a 25 °C e 1 atm e supondo que essa 
massa de trinitroglicerina sofra uma reação de decomposição 
completa, a energia liberada seria aproximadamente de:
 Dados: massas atômicas: C = 12 u; H = 1 u; N = 14 u; O = 16 u. 
DH
f
 (H
2
O) = –286 kJ/mol; DH
f
 (CO
2
) = –394 kJ/mol;
DH
f
 (C
3
H
5
N
3
O
9
) = –353,6 kJ/mol.
A) 4,1 J
B) 789,2 J
C) 1432,3 J
D) 5,3 kJ
E) 362,7 kJ
• Texto para a questão 03 e 04.
Reações conhecidas pelo nome de Termita são 
comumente utilizadas em granadas incendiárias para destruição 
de artefatos, como peças de morteiro, por atingir temperaturas 
altíssimas devido à intensa quantidade de calor liberada e por 
produzir ferro metálico na alma das peças, inutilizando-as. 
Uma reação de Termita muito comum envolve a mistura entre 
alumínio metálico e óxido de ferro III, na proporção adequada, 
e gera como produtos o ferro metálico e o óxido de alumínio, 
além de calor, conforme mostra a equação da reação:
2 A
(s)
 + Fe
2
O
3(s)
 → 2 Fe
(s)
 + A
2
O
3(s)
 + calor
Reação de Termita
Dados:
Massas Atômicas: A = 27 u; Fe = 56 u e O = 16 u.
Entalpia Padrão de Formação: DH0
f
A
2
O
3
 = –1675,7 kJ · mol–1;
DH0
f
Fe
2
O
3
 = – 824,2 kJ · mol–1; DH0
f
A0 = 0 kJ · mol–1;
DH0
f
A0 = 0 kJ · mol–1
03. Considerando que para a inutilização de uma peça de morteiro 
seja necessária a produção de 336 g de ferro metálico na alma
da peça e admitindo-se o alumínio como reagente limitante
e o rendimento da reação de 100% em relação ao alumínio,
a proporção em porcentagem de massa de alumínio metálico
que deve compor 900 g da mistura de termita supracitada
(alumínio metálico e óxido de ferro III) em uma granada
incendiária, visando à inutilização desta peça de morteiro, é de:
A) 3%
B) 18%
C) 32%
D) 43%
E) 56%
04. Considerando a equação de reação de Termita apresentada e os
valores de entalpia (calor) padrão das substâncias componentes 
da mistura, a variação de entalpia da reação de Termita é de
A) DH0 = + 2111,2 kJ
B) DH0 = = – 1030,7 kJ
C) DH0 = – 851,5 kJ
D) DH0 = – 332,2 kJ
E) DH0 = – 1421,6 kJ
05. (PUC-RS/2015) O isoctano líquido (C
8
H
18
) e o gás hidrogênio
são importantes combustíveis. O primeiro está presente na
gasolina; o segundo, na propulsão de foguetes.
As entalpias aproximadas de formação do gás carbônico,
do vapor de água e do isoctano líquido (C
8
H
18
) são,
respectivamente, –393, –242 e –259 kJ/mol.
A partir desses dados, o calor liberado na combustão de 1 kg
de hidrogênio gasoso é, aproximadamente, ________ vezes
maior do que o calor liberado na combustão de 1 kg de isoctano 
líquido.
A) 0,4
B) 0,9
C) 2,7
D) 33,0
E) 53,2
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
65
Química
Exercícios Propostos
01. (Mackenzie/2017) O etanol, produzido por meio da fermentação 
do açúcar extraído da cana-de-açúcar, é um combustível
renovável extremamente difundido no território nacional, e
possui entalpia-padrão de combustão de –1368 kJ · mol–1.
Considerando-se os dados fornecidos na tabela abaixo, é
correto afirmar que a entalpia-padrão de formação do etanol
é de
Substância H0
f (kJ · mol–1)
CO
2(g)
–394
H
2
O
()
–286
A) +278 kJ · mol–1
B) +3014 kJ · mol–1
C) +1646 kJ · mol–1
D) –278 kJ · mol–1
E) –3014 kJ · mol–1
02. (Acafe) No jornal Folha de São Paulo, de 16 de setembro de
2011, foi publicada uma reportagem sobre o Shopping Center
Norte de São Paulo – SP: “[...] Segundo a Cetesb, foi encontrado
gás metano no terreno, que serviu como depósito de lixo na
década de 1980, antes da construção do shopping [...]”.
Dados: CH
4
 = 16 g/mol; Entalpia de combustão do metano =
– 889,5 kJ/mol.
Com base no texto anterior e nos conceitos químicos, analise 
as afirmações a seguir.
I. O gás metano é uma molécula apolar, possui estrutura
tetraédrica e fórmula molecular CH
4
;
II. O gás metano é um dos principais gases presentes no biogás;
III. A energia liberada na combustão de 100 kg de metano é
+5,56 –106 kJ, aproximadamente;
IV. Caso a concentração do gás metano na região do shopping
seja elevada, há o risco de ocorrer explosões.
Assinale a alternativa correta.
A) Apenas a afirmação III está correta.
B) Apenas I, II e IV estão corretas.
C) Apenas I e IV estão corretas.
D) Todas as afirmações estão corretas.
03. (UEFS/2017)
Substância
Entalpia da formação
(kJ · mol–1)
C
2
H
5
OH
()
, etanol –277,8
CO
2(g)
–393,5
O
2
0
H
2
O
()
–286,0
Um motociclista foi de Salvador-BA para Feira de Santana-BA, 
percorrendo no total 110,0 km. Para percorrer o trajeto, sua 
motocicleta flex consumiu 5 litros de etanol (C
2
H
5
OH
(), d = 0,8 g · cm–3)
etanol tendo um consumo médio de 22,0 km/L.
 Com base nos dados de entalpia de formação de algumas 
substâncias, o calor envolvido na combustão completa por litro 
de etanol foi, em kJ, aproximadamente, 
A) –1367
B) +1367
C) –18200
D) +10936
E) –23780
04. (EsPCex/2018) A reação de combustão completa do etanol
(C
2
H
5
OH) produz gás carbônico (CO
2
) e água (H
2
O). Dada a
tabela abaixo, de calores de formação das espécies químicas,
e considerando a reação de combustão completa desse álcool, 
são feitas as seguintes afirmativas:
Composto AHf
0 (kJ · mol–1) (25 °C, 1 atm)
C
2
H
5
OH
()
–278
CO
2(g)
–394
H
2
O
()
–286
I. O agente oxidante dessa reação é o O
2
;
II. O coeficiente estequiométrico da água, após o balanceamento
da equação, é 2;
III. Considerando a densidade do etanol 0,8 g/mL (25 ºC; 1
atm), a combustão completa de 1150 mL desse composto
libera aproximadamente 27360 kJ;
IV. A quantidade de calor liberada na combustão de 1 mol de
etanol é de 278 kJ · mol–1.
Das afirmativas feitas estão corretas apenas:
A) II, III, e IV. D) II e IV.
B) I e II. E) I e III.
C) III e IV.
05. (Mackenzie/2016) Considerando a reação de combustão
completa de 1 mol de gás butano no estado-padrão e as
informações existentes da tabela abaixo, assinale a alternativa
que descreve a afirmação correta.
Substância
Entalpias-padrão de formação
(kJ · mol–1)
C
4
H
10(g)
–125,7
CO
2(g)
–393,5
H
2
O
()
–285,8
A) O valor da variação de entalpia desse processo é igual a
–679,3 kJ.
B) O somatório dos coeficientes estequiométricos para a
equação que representa esse processo é de 26.
C) A entalpia dos produtos é menor do que a entalpia dos
reagentes, pois o processo é classificado termoquimicamente 
como endotérmico.
D) O carbono existente no CO
2
 encontra-se em seu estado
intermediário de oxidação, possuindo nox +2.
E) O valor da energia liberado nesse processo é de 2877,3 kJ.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
66
Química
06. (ITA/2016) Considere as entalpias padrão de formação dos
seguintes compostos:
CH
4(g)
O
2(g)
CO
4(g)
H
2
O
(g)
DH
f
°/kJ · mol–1 –74,81 Zero –393,51 –285,83
Sabendo que a capacidade calorífica da água, à pressão 
constante, vale 75,9 J · mol–1 e que sua entalpia de vaporização 
é igual a 40,66 kJ · mol–1, assinale a alternativa que melhor 
corresponda ao número de mols de metano necessários para 
vaporizar 1 L de água pura, cuja temperatura inicial é 25 ºC, 
ao nível do mar. 
A) 1,0
B) 2,0
C) 2,9
D) 3,8
07. (Mackenzie/2015) O cicloexano (C
6
H
12
) é um hidrocarboneto
líquido à temperatura ambiente, insolúvel em água, que
pode ser obtido pela redução com hidrogênio, na presença
de um catalisador e pressão adequados, a partir do benzeno,
apresentando valor de entalpia-padrão de formação igual
a –156 kJ · mol–1. Sabendo-se que as entalpias padrãode
formação, da água líquida e do dióxido de carbono gasoso
são, respectivamente, –286 kJ · mol–1 e –394 kJ · mol–1 pode-
se afirmar que a entalpia-padrão de combustão do cicloexano 
é de
A) –524 kJ · mol–1 
B) –836 kJ · mol–1 
C) –3924 kJ · mol–1
D) –4236 kJ · mol–1
E) – 6000 kJ · mol–1
08. (PUC-SP/2013) O estudo da energia reticular de um retículo
cristalino iônico envolve a análise do ciclo de Born-Haber.
O diagrama de entalpia a seguir exemplifica o ciclo de Born-Haber
do cloreto de potássio (KC).
A partir da análise do diagrama, é incorreto afirmar que 
A) a entalpia de sublimação do potássio é de 89 kJ/mol.
B) a entalpia de ligação C — C é de 244 kJ/mol.
C) a entalpia de formação do KC
(s)
 é de –717 kJ/mol.
D) o potencial de ionização do K
(g)
 é de 418 kJ/mol.
E) a reação entre o metal potássio e o gás cloro é exotérmica.
09. (PUC-RS/2015) O isoctano líquido (C
8
H
18
) e o gás hidrogênio
são importantes combustíveis. O primeiro está presente na
gasolina; o segundo, na propulsão de foguetes.
As entalpias aproximadas de formação do gás carbônico, 
do vapor de água e do isoctano líquido (C
8
H
18
) são, 
respectivamente, –393, –242 e –259 kJ/mol. 
A partir desses dados, o calor liberado na combustão de 1 kg 
de hidrogênio gasoso é, aproximadamente, ________ vezes 
maior do que o calor liberado na combustão de 1 kg de isoctano 
líquido. 
A) 0,4
B) 0,9
C) 2,7
D) 33,0
E) 53,2
10. (UPE/2014) Um grupo de pesquisa da Universidade de Michigan, 
nos Estados Unidos, usou um tipo de fungo e de bactéria
para produzir isobutanol. Segundo os pesquisadores, esse
biocombustível teria maior compatibilidade com a gasolina que 
com o etanol.
Disponível em: . Adaptado.
A tabela a seguir apresenta o calor-padrão de formação 
(DH
f
0) dos combustíveis citados, do gás carbônico e da água.
Considere que os combustíveis apresentam a mesma densidade.
Substância DHf
0 (kJ/mol)
Água líquida (H
2
O) –286
Etanol (C
2
H
6
O) –1368
Gás carbônico –394
Gasolina (C
8
H
18
) –5471
Isobutanol (C
4
H
10
O) –355
Dados: Massas atômicas (em u): H = 1; C = 12; O = 16.
São feitas três afirmativas sobre a utilização desses 
biocombustíveis. Analise-as.
I. Na queima completa de massas iguais, o isobutanol libera
mais energia que o etanol;
II. A maior compatibilidade do isobutanol com a gasolina se
deve a sua menor polaridade comparada ao etanol;
III. Uma das desvantagens do uso do isobutanol adicionado
à gasolina reside no fato de ele ser mais miscível com a
água, quando comparado ao etanol, aumentando o risco
de adulteração.
Está correto, apenas, o que se afirma em 
A) I
B) II
C) III
D) I e II
E) II e III
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
67
Química
Aulas ?? a ??: 
Leis de Hess
Leis De Hess
Também conhecida como lei da soma dos calores, a lei de 
Hess é a base fundamental para a compreensão da Termoquímica. 
Ela se fundamenta no fato de que a entalpia (H) é uma função de 
estado, ou seja, o valor de DH para um processo depende apenas 
do estado atual do sistema, não importando como esse estado foi 
alcançado. Assim, podemos dizer, mais facilmente, que o valor de 
DH de um processo depende apenas dos estados final e inicial, não 
importando as etapas intermediárias. Se um processo ocorreu em 
etapas, então teremos:
Alguns comentários são necessários para que se consiga utilizar 
com critério a lei de Hess:
1. Se uma equação termoquímica é multiplicada por um
número, o seu DH também será multiplicado pelo mesmo
número (afinal, a variação de entalpia é uma propriedade
extensiva do material reagentE).
2. Ao se inverter uma equação termoquímica, o valor de seu
DH também será invertido (muda de sinal).
Observações:
• Entalpia de dissolução de compostos iônicos (DHsol
).
A dissolução de compostos iônicos pode ser interpretada,
teoricamente, como a soma de duas etapas bem definidas:
• Entalpia reticular (DH
ret
): e a energia necessária para a quebra
do retículo iônico até que os iôns sejam levados à fase
gasosa. Como envolve o rompimento de ligações, e uma
grandeza endotérmica;
• Entalpia de hidratação ou solvatação (DH
hiD
): envolve a energia
liberada para que os íons gasosos sejam solvatados pelas
moléculas do solvente, formando a camada de solvatação.
Como se dá pela aproximação de espécies, cujos polos têm
sinais contrários, é uma grandeza exotérmica.
Pela Lei de Hess, podemos escrever: DH
sol
 = DH
red
 + DH
hid
.
• Se |H
ret
| > |H
hid
|, então H
SOL
 > 0
(dissolução endotérmicA)
• Se |H
ret
| 0 (endotérmico)
• Ligação formada (nos produtos) → DH150
aulas 09 E 10: Estudo dos Ácidos
Introdução ............................................................................................................................................................................................................... 152
Regra prática para determinação da força de um ácido ........................................................................................................................................... 153
Fórmula estrutural ................................................................................................................................................................................................... 153
Formulação e Nomenclatura .................................................................................................................................................................................... 154
Ionização dos ácidos ................................................................................................................................................................................................ 155
Nomenclatura dos ânions ........................................................................................................................................................................................ 155
Hidrogeno ânions ..................................................................................................................................................................................................... 155
Aplicações dos principais ácidos do cotidiano ......................................................................................................................................................... 156
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 158
aulas 11 E 12: Estudo das basEs
Introdução ............................................................................................................................................................................................................... 160
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 163
aulas 13 E 14: Estudo dos sais
Introdução ............................................................................................................................................................................................................... 165
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 173
aulas 15 E 16: Estudo dos óxidos E concEitos modErnos
Óxidos ...................................................................................................................................................................................................................... 175
Teoria de Brönsted-Lowry ........................................................................................................................................................................................ 177
Teoria de Lewis ........................................................................................................................................................................................................ 177
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 177
aulas 17 E 18: balancEamEnto dE EQuaçõEs dE oxirrEdução
Introdução ............................................................................................................................................................................................................... 179
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 180
aulas 19 E 20: rEaçõEs inorgânicas
Introdução ............................................................................................................................................................................................................... 182
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 183
aulas 21 E 22: funçõEs oxigEnadas
Álcoois ..................................................................................................................................................................................................................... 186
Fenóis ....................................................................................................................................................................................................................... 186
Enóis ........................................................................................................................................................................................................................ 187
Aldeídos ................................................................................................................................................................................................................... 187
Cetonas .................................................................................................................................................................................................................... 187
Éteres ....................................................................................................................................................................................................................... 188
Ácidos carboxílicos................................................................................................................................................................................................... 188
Ésteres ..................................................................................................................................................................................................................... 188
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 189
aulas 23 E 24: funçõEs nitrogEnadas
Aminas ..................................................................................................................................................................................................................... 192
Amidas ..................................................................................................................................................................................................................... 192
Nitrocompostos ........................................................................................................................................................................................................ 193
Nitrilas ..................................................................................................................................................................................................................... 193
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................(kJ · mol–1)
Tipo de ligação Energia (kJ · mol–1) Tipo de ligação Energia (kJ · mol–1)
C — C 348 H — O 463
C — H 413 O == O 495
C == O 799 C — O 358
A) 2,11 · 105 kJ
B) 3,45 · 103 kJ
C) 8,38 · 105 kJ
D) 4,11 · 104 kJ
E) 0,99 · 104 kJ
03. (EsPCEx) Considerando os dados termoquímicos empíricos de
energia de ligação das espécies, a entalpia da reação de síntese 
do fosgênio é
Dados:
Energia de ligação Fórmula estrutural do fosgênio:
C == O
C
CC == O 745 kJ/mol
C O 1080 kJ/mol
C — C 328 kJ/mol
C — C 243 kJ/mol
A) +522 KJ
B) –78 kJ
C) –300 kJ
D) +100 kJ
E) –141 kJ
04. (EsPCEx) São dadas as seguintes informações relativas às reações
que ocorrem à temperatura de 25 °C e à pressão de 1 atm.
I. 4 Fe
(s)
 + 12 H
2
O
()
 → 4 Fe(OH)
3(s)
 + 6 H
2(g)
 DH = +643,96
kJ
II. 6 H
2
O
()
 + 2 Fe
2
O
3(s)
 → 4 Fe(OH)
3(s)
DH = +577,38 
kJ
III. 6 H
2(g)
 + 3 O
2(g)
 → 6 H
2
O
()
DH = –1714,98 
kJ
Com base nesses dados, é possível afirmar que, quando há 
produção de somente 1(um) mol de óxido de ferro III, a partir 
de substâncias simples, ocorre
A) absorção de 1012,6 kJ.
B) liberação de 1012,6 kJ.
C) absorção de 824,2 kJ.
D) liberação de 824,2 kJ.
E) liberação de 577,38 kJ.
05. (EsPCEx) O diborano (B
2
H
6
) é um hidreto de boro altamente
reativo, considerado um possível combustível de foguetes em
programas espaciais. O cálculo da energia envolvida na síntese 
de um mol de diborano pode ser feito utilizando-se a Lei de Hess 
e conhecendo-se as reações e calores envolvidos nas reações,
conforme as equações abaixo:
I. 2 B
(s)
 + 3/2 O
2 (g)
 → B
2
O
3(s)
 + 1273 kJ
II. B
2
H
6(g)
 + 3 O
2(g)
 – 2035 kJ → B
2
O
3(s)
 + 3 H
2
O
(v)
III. H
2(g)
 + 1/2 O
2(g)
 → H
2
O
(g)
 + 242 kJ
A respeito das reações e do calor envolvido no processo de 
síntese, é correto afirmar que
A) a reação II é exotérmica e o DH = –3550 kJ.
B) as três reações são exotérmicas e o DH = –520 kJ.
C) a reação II é endotérmica e o DH = –36 kJ.
D) a reação II é exotérmica e o DH = +3550 kJ.
E) as três reações são exotérmicas e o DH = +36 kJ.
Exercícios Propostos
01. (Fac. Pequeno Príncipe – Medic/2016) O corpo humano
necessita de energia para a realização de suas funções vitais.
Os carboidratos são fontes rápidas de energia e são degradados 
por enzimas digestivas e controlados principalmente pelo
intestino até chegar à corrente sanguínea, visto que o organismo 
não é capaz de absorver moléculas maiores. A glicose usada
na alimentação também é chamada de “açúcar no sangue”,
pois é o açúcar mais simples que circula em nossas veias.
No sangue humano, sua concentração é mantida entre 80 mg
e 120 mg por 100 mL, pela ação de hormônios secretados pelo 
pâncreas. Se por doença ou falta prolongada de alimentação
essa concentração diminuir (hipoglicemiA), a pessoa deverá
receber soro glicosado; se, pelo contrário, a concentração
de glicose no sangue aumentar (hiperglicemiA), a pessoa
apresentará os sintomas da doença conhecida como diabetes
e deverá receber medicamentos, como a insulina.
A seguir é apresentada a equação química que representa a
combustão da glicose.
C
6
H
12
O
6(aq)
 + 6 O
2(g)
 → 6 CO
2(g)
 + 6 H
2
O
(g)
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
69
Química
Considerando as entalpias de reação em KJ/mol
6 C
(s)
 + 3 O
2(g)
 + 6 H
2(g)
 → C
6
H
12
O
6(aq)
DH
1
 = –1263
H
2(g)
 + 1/2 O
2(g)
 → H
2
O
(II)
DH
2
 = –286
CO
2(g)
 → C
(s)
 + O
2(g)
DH
3
 = 394
Dados: C = 12; H = 1; O = 16.
A energia liberada pelo organismo na ingestão de 10 g de 
glicose é: 
A) 156,5 kJ D) 236,4 kJ
B) 1565 kJ E) 2817 kJ
C) 2364 kJ
02. (UCS/2016) O 1,2-dicloroetano ocupa posição de destaque
na indústria química americana. Trata-se de um líquido
oleoso e incolor, de odor forte, inflamável e altamente tóxico.
É empregado na produção do cloreto de vinila que, por sua
vez, é utilizado na produção do PVC, matéria-prima para a
fabricação de dutos e tubos rígidos para água e esgoto.
A equação química que descreve, simplificadamente, o processo
de obtenção industrial do 1,2-dicloroetano a partir da reação
de adição de gás cloro ao eteno, encontra-se representada
abaixo.
C
2
H
4(g)
 + C
2(g)
 → C
2
H
4
C
2()
Disponível em: . Acesso em: 3 set. 2015. Adaptado.
 Dados:
Ligação Energia de ligação (kJ/mol)
C — H 413,4
C — C 327,2
C — C 346,8
C == C 614,2
C — C 242,6
A variação de entalpia da reação anterior é igual a 
A) –144,4 kJ/mol
B) –230,6 kJ/mol
C) –363,8 kJ/mol
D) +428,2 kJ/mol
E) +445,0 kJ/mol
03. (Unimontes/2014) Um inseto conhecido como besouro
bombardeiro consegue afugentar seus predadores lançando
sobre eles um “aerossol químico”, um vapor na forma de
fina névoa. Esse aerossol resulta de uma reação química entre
as substâncias hidroquinona, C
6
H
4
(OH)
2
, e o peróxido de
hidrogênio, H
2
O
2
, catalisada por uma enzima. Além do efeito
térmico da reação, a quinona, C
6
H
4
O
2
, produzida atua como
repelente contra outros insetos e animais. A reação de formação 
do aerossol químico pode ser representada pela equação:
C
6
H
4
(OH)
2(aq)
 + H
2
O
2(aq)
 → C
6
H
4
O
2(aq)
 + 2 H
2
O
()
Considere as reações representadas pelas equações I, II e III: 
I. C
6
H
4
(OH)
2(aq)
 → C
6
H
4
O
2(aq)
 + H
2(g)
 DHº = 177 kJ
II. H
2
O
2(aq)
 → H
2
O
()
 + 1/2 O
2(s) 
DHº = –94,6 kJ
III. H
2(g)
 + 1/2 O
2(g)
 → H
2
O
()
DHº = –286 kJ
Relacionando as equações I, II e III, pode-se afirmar que, para 
afugentar os predadores, o besouro bombardeiro libera uma 
quantidade de calor equivalente a 
A) 557,6 kJ C) 368,4 kJ
B) 203,6 kJ D) 407,2 kJ
04. (EsPCEx) Considere, no quadro abaixo, as seguintes entalpias
de combustão nas condições-padrão (25 °C e 1 atm), expressas 
em kJ · mol–1.
Fórmula molecular e 
fase de agregação
DHº (combustão)
C
grafita(s)
–393,3
H
2(g)
–285,8
C
4
H
10(g)
–2878,6
A alternativa que corresponde ao valor da entalpia da reação 
abaixo, nas condições-padrão, é:
4 C
grafita(s)
 + 5 H
2(g)
 → C
4
H
10(g)
A) +68,6 kJ · mol–1 D) +174,4 kJ · mol–1
B) –123,6 kJ · mol–1 E) –352,5 kJ · mol–1
C) +248,8 kJ · mol–1
05. (Unigranrio – Medicina/2017) Cálculos de entalpias reacionais
são em alguns casos efetuados por meio das energias de
ligação das moléculas envolvidas, onde o saldo de energias de
ligação rompidas e refeitas é considerado nesse procedimento. 
Alguns valores de energia de ligação entre alguns átomos são
fornecidos no quadro abaixo:
Ligação Energia de ligação (kJ/mol)
C — H 413
O == O 494
C == O 804
C — H 463
Considere a reação de combustão completa do metano 
representada na reação abaixo:
CH
4(g)
 + 2 O
2(g)
 → CO
2(g)
 + 2 H
2
O
(v)
A entalpia reacional, em kJ/mol, para a combustão de um mol 
de metano segundo a reação será de
A) –820 D) +360
B) –360 E) +820
C) +106
06. (PUC-SP/2012) Para projetar um reator, um engenheiro precisa 
conhecer a energia envolvida na reação de hidrogenação do
acetileno para a formação do etano
C
2
H
2(g)
 + 2 H
2(g)
 → C
2
H
6(g)
Embora não tenha encontrado esse dado tabelado, ele 
encontrou as seguintes entalpias padrão de combustão:
C
2
H
2(g)
 + 5/2 O
2(g)
 → 2 CO
2(g)
 + H
2
O
()
DHºc = –1301 kJ/mol
C
2
H
6(g)
 + 7/2 O
2(g)
 → 2 CO
2(g)
 + 3 H
2
O
()
DHºc = –1561 kJ/mol
H
2(g)
 + 1/2 O
2(g)
 → H
2
O
()
DHºc = –286 kJ/mol
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
70
Química
A energia liberada na obtenção de 12,0 t de etano a partir 
dessa reação de hidrogenação é de 
A) 312 kJ D) 1,04 · 108 kJ
B) 260 kJ E) 1,04 · 107 kJ
C) 1,25 · 108 kJ
07. (UPF/2017) Analise a representação da equação simplificada e
não balanceada da reação química do sequestro de oxigênio
pela hidrazina.
H
2
N – NH
2(g)
 + O
2(g)
 → N
2(g)
 + H
2
O
(g)
Pode-se realizar uma estimativa da variação da entalpia dessa 
reação a partir dos dados de entalpia das ligações químicas 
(energia de ligação) envolvidas no processo, a pressão 
constante, conforme informações apresentadasno quadro a 
seguir:
Ligação Energia de ligação (kJ/mol–1)
N — H 389
N — N 163
N == N 514
N ≡≡ N 946
O — O 134
O == O 498
O — H 464
Acerca da reação de sequestro de oxigênio pela hidrazina e 
das informações apresentadas no quadro, analise as seguintes 
afirmativas:
I. A variação da entalpia para a reação, envolvendo um mol
de hidrazina, é –585 kJ mol–1, tratando-se de uma reação
exotérmica;
II. A hidrazina é classificada como uma base de Lewis devido
ao fato de seus átomos de nitrogênio apresentarem pares
de elétrons disponíveis;
III. A molécula de água apresenta geometria angular;
IV. A variação da entalpia para a reação, envolvendo um mol
de hidrazina, é +343 kJ mol–1, tratando-se de uma reação
endotérmica.
Está correto apenas o que se afirma em: 
A) I e III D) II, III e IV
B) I, II e III E) II e III
C) II e IV
08. (IFBA/2016) Observe, a seguir, algumas equações termoquímicas:
C
(grafitE)
 + O
2(g)
 → CO
2(g)
DH = –394 kJ mol–1
S
(rômbico)
 + O
2(g)
 → SO
2(g)
DH = –297 kJ mol–1
CS
2()
 + 3 O
2(g)
 → 2 SO
2(g)
 + CO
2(g)
 DH = –1077 kJ mol–1
Com base nas informações anteriores, complete as lacunas, 
tornando a afirmação a seguir verdadeira.
A entalpia de formação do CS
2()
, a partir de seus elementos
formadores, tem DH = __________, sendo, portanto, uma 
reação __________. 
A) +89 kJ mol–1, endotérmica.
B) +389 kJ mol–1, endotérmica.
C) +1768 kJ mol–1, endotérmica.
D) –1768 kJ mol–1, exotérmica.
E) –2065 kJ mol–1, exotérmica.
09. (EBM-SP/2016)
C
2
H
6
O
()
 + 3 O
2(g)
 → 2 CO
2(g)
 + 3H
2
O
()
 DHº = 1367 kJ/mol
O calor liberado em uma reação química, a exemplo da
reação de combustão do etanol representada pela equação
termoquímica, está associado, entre outros fatores, à diferença 
entre a energia necessária para a ruptura de ligações químicas
das substâncias reagentes e a energia liberada na formação de 
novas ligações intra e intermoleculares nos produtos.
As análises das informações associadas aos conhecimentos da 
termoquímica permitem afirmar: 
A) A quantidade de energia armazenada nas moléculas de
etanol é igual à energia liberada durante a sua combustão.
B) O calor associado à combustão total de 1,8 · 1024 moléculas 
de etanol, C
2
H
6
O
()
 é de, aproximadamente, –2734 kJ.
C) O estado físico das substâncias químicas envolvidas no
processo de combustão não interfere no valor da entalpia
da reação.
D) O processo de ruptura de ligações químicas existentes
entre os átomos que constituem as substâncias reagentes é
endotérmico.
E) A energia necessária para a ruptura das ligações presentes
nas moléculas de etanol e gás oxigênio é maior do que a
energia liberada na formação de ligações no dióxido de
carbono e água.
10. (Mackenzie/2014) O craqueamento (craking) é a denominação 
técnica de processos químicos na indústria por meio dos
quais moléculas mais complexas são quebradas em moléculas
mais simples. O princípio básico desse tipo de processo é o
rompimento das ligações carbono-carbono pela adição de calor 
e/ou catalisador. Um exemplo da aplicação do craqueamento
é a transformação do dodecano em dois compostos de
menor massa molar, hexano e propeno (propileno), conforme
exemplificado, simplificadamente, pela equação química a
seguir:
C12
H
26()
 → C
6
H
14()
 + 2 C
3
H
6(g)
São dadas as equações termoquímicas de combustão completa, 
no estado-padrão para três hidrocarbonetos:
C
12
H
26() + 37/2 O
2(g)
 → 12 CO
2(g)
 + 13 H
2
O
() DHºc = –7513,0 kJ/
mol
C
6
H
14(g)
 + 19/2 O
2(g)
 → 6 CO
2(g)
 + 7 H
2
O
() DHºc = –4163,0 kJ/
mol
C
3
H
6(g)
 + 9/2 O
2(g)
 → 3 CO
2(g)
 + 3 H
2
O
() DHºc = –2220,0 kJ/
mol
Utilizando a Lei de Hess, pode-se afirmar que o valor da variação 
de entalpia-padrão para o craqueamento do dodecano em 
hexano e propeno, será 
A) –13896,0 kJ/mol
B) –1130,0 kJ/mol
C) +1090,0 kJ/mol
D) +1130,0 kJ/mol
E) +13896,0 kJ/mol
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
71
Química
Aulas ?? a ??: 
Entropia de Energia Livre
Entropia(s)
É a medida da desordem (desorganização) ou casualidade 
de um sistema. Quanto maior a desordem, maior a entropia 
desse sistema. Como já aconteceu com a entalpia, não estaremos 
interessados em entropia, cujo à entalpia, não estaremos 
interessados em entalpia num processo (DS).
Para se ter um padrão de referência nos cálculos de entropia 
(como fizemos com a entalpiA) enunciaremos o terceiro princípio 
da termodinâmica:
“A entropia de uma substância na forma de um cristal 
perfeito, em que as partículas que o constituem, na temperatura 
de zero Kelvin, é igual a zero.”
Note que o 3º princípio estabelece que o valor zero na 
medida da entropia só é alcançado se tivermos a substância na 
forma de um cristal perfeito, na temperatura de zero absoluto, onde 
se presume não existir mais agitação molecular alguma. Perceba a 
diferença de critério para se estabelecer o padrão de entalpia (H) e de 
entropia (S): enquanto é zero para uma substância simples em seu 
estado-padrão (temperatura de 25 ºC, pressão de 1 atm e forma 
alotrópica mais estável) e entropia necessita seguir o 3º princípio, 
já enunciado.
Diante do exposto, podemos concluir que a entropia 
absoluta de uma substância em certas condições de temperatura e 
pressão (utilizaremos 25 ºC e 1 atm) é sempre um valor positivo, já 
que a desordem relacionada é sempre maior que aquela medida na 
temperatura de zero absoluto. Observe algumas entropias absolutas 
a 25 ºC, expressas em J/mol · K:
Substância Entropia absoluta (Sº)
A
2
O
3(S)
51,0
Br
2()
152,2
Br
2(S)
245,4
C
(grafitE)
5,69
C
(diamantE)
2,4
NO
(g)
210,6
O
2(g)
205,0
Se dispusermos da entropia de cada substância de uma 
reação podemos calcular a variação de entropia da referida reação. 
A expressão a ser utilizada é:
DS
reação
 = ∑
prod.
 – ∑
reag.
S° S°
Reacionado à entropia, também é enunciado o segundo 
princípio da termodinâmica.
“Em qualquer processo espontâneo, existe sempre um 
aumento na entropia do Universo.”
Note que a 2ª Lei estabelecida que ocorre um aumento na 
entropia (desordem) do conjunto Universo, e não necessariamente 
do sistema onde ocorre o processo espontâneo. Lembre-se que o 
conjunto Universo é formado pelo sistema junto com a vizinhança 
(ao meio ambientE). 
Aula
16
É devido a este princípio, que você já deve ter lido, que o 
Universo tende a um estado mais desorganizado, mais caótico. 
Assim, concluímos que existem processos espontâneos em que não 
há aumento da entropia do sistema.
Exemplo: Abaixo de 0 ºC, a água líquida congela (sob 
pressão de 1 atm). Este processo é espontâneo, apesar de haver 
diminuição de entropia (aumento da organização) devido à 
formação da fase sólida.
Energia livre (G)
Existem dois parâmetros para se determinar a espontaneidade 
de uma reação:
• Entalpia (DH)
• Entropia (DS)
Esses fatores serão relacionados algebricamente utilizando 
ideias já conhecidas. A partir da 2ª Lei, enunciada agora a pouco, 
podemos escrever: DS
univer.
 = DS
sist.
 + DS
viz.
.
O sistema corresponde ao nosso objeto de estudo, enquanto 
na vizinhança não há ocorrência de processo algum.
De acordo com a 2ª Lei da Termodinâmica, para todo 
processo espontâneo, é valido afirmar que DS
univ.
 > 0 (a entropia do 
universo aumentA). Depois de utilizarmos alguns dos argumentos 
matemáticos que fogem ao nosso momento, a desigualdade 
anterior, válido para todo processo espontâneo, toma a seguinte 
forma:
– (DH
sist.
 – T · DS
sist.
) > 0
Esta relação deve ser válida, é bom lembrar, para todo 
processo espontâneo.
Definindo a grandeza Termodinâmica. G = H – T · S, e em 
termos de variação, DG = DH – T · DS, vemos que esta equação 
simples, proposta por Gibbs, nos dá uma relação para esses 
parâmetros, onde DG é a variação da energia livre de Gibbs. Veja 
agora a espontaneidade de um processo:
Se DG > 0 (positivo) → processo não espontâneo
Se DGnão 
expansivo) realizado por um processo. Matemática, DG = – 
máx.
2. O valor de DG em uma reação pode ser calculado a partir dos 
valores DG
formação 
(como feito no DH). 
 Os valores de DGf são tabelados da mesma forma que os valores 
de DH, ou seja, substâncias simples no estado-padrão têm 
DGf = 0. Portanto:
DG
reação
 = ∑DG
prod.
 – ∑DG
reag.
f f
Exercícios de Fixação
01. (Uece/2016) Josiah Willard Gibbs (1839-1903) foi um pesquisador 
norte-americano que contribuiu para a determinação da energia 
livre de um sistema termodinâmico através de uma lei que é 
associada ao seu nome. Em se tratando de energia livre e de 
entropia, analise as seguintes proposições:
I. A energia livre pode ser positiva ou negativa, mas nunca 
pode ser nula;
II. A energia livre é a totalidade de energia de um sistema 
termodinâmico, que pode ser usada para a realização de 
trabalho útil;
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
72
Química
III. Toda a reação exotérmica é espontânea;
IV. A variação de entropia de uma reação espontânea pode ser 
negativa;
V. Em certas reações químicas a variação de entalpia coincide 
com a variação da energia interna.
 É correto o que se afirma somente em 
A) I e II. C) I, III e V.
B) III e IV. D) II, IV e V. 
02. (IME/2016) Um sistema A transfere, naturalmente, uma 
determinada quantidade de energia, na forma de calor, para 
um sistema B, que envolve totalmente A. Assinale a única 
alternativa correta. 
A) A entropia do Universo decrescerá. 
B) A entropia do sistema A crescerá. 
C) O aumento da entropia do sistema B será maior do que o 
decréscimo da entropia do sistema A. 
D) O aumento da entropia do sistema B será menor do que o 
decréscimo da entropia do sistema A. 
E) O aumento da entropia do sistema B será necessariamente 
igual ao decréscimo da entropia do sistema A. 
03. (ITA/2016) No estado-padrão, é de 0,240 V o potencial da pilha 
cuja reação pode ser descrita pela seguinte equação química:
2 NO + 1/2 O
2
 + H
2
O → 2HNO
2
 Assinale a alternativa que apresenta o valor da energia livre 
padrão da reação, em kJ · mol–1.
A) –11,6 D) –46,3
B) –23,2 E) –69,5
C) –34,8
04. (UFPE/2013) As aplicações das leis da Termodinâmica em 
Química são importantes para estabelecer quais processos 
químicos, dentre aqueles possíveis, são espontâneos. A 
quantificação dessas leis leva, por exemplo, aos valores de 
–237,1 e –16,5 kJ·mol–1 para a energia livre de Gibbs padrão de 
formação de H
2
O
() e NH
3(g)
 em 298 K, respectivamente. Sobre 
essas aplicações, analise as proposições abaixo. 
( ) A Primeira Lei da Termodinâmica proibe o seguinte 
processo: Na+
(aq)
 + NO–
3(aq)
 → NaNO
3(s)
.
( ) A variação de entropia na reação 2 O
3(g)
 → 3 O
2(g)
 favorece 
a formação de produto. 
( ) Processos em que há um aumento da entropia são 
espontâneos. 
( ) A variação da energia livre de Gibbs padrão (D
r
G0) para 
a reação N
2(g)
 + 3 H
2(g)
  2 NH
3(g)
, em equilíbrio químico, 
é sempre nula quando a temperatura e a pressão forem 
constantes. 
( ) A reação química 4 H
2(g)
 + 2 O
2(g)
 → 2 H
2
O
()
 é espontânea 
em 298 K e 105 Pa (ou 1 bar). 
05. (UFRGS/2013) Apesar de o papel queimar com muita facilidade, 
não se observa a queima de uma folha de papel, sozinha, sem 
que se coloque fogo. Considere as seguintes afirmações a 
respeito da reação de combustão do papel.
I. Essa reação não é termodinamicamente espontânea;
II. A energia de ativação deve ser maior que a energia térmica 
disponível para as moléculas, na temperatura ambiente;
III. A variação de entalpia é negativa.
 Quais estão corretas? 
A) Apenas I. D) Apenas I e III. 
B) Apenas II. E) Apenas II e III.
C) Apenas III. 
Exercícios Propostos
01. (Uespi/2012) A sacarose, C
12
H
22
O
11
, também conhecida como 
açúcar de mesa ou açúcar comum comercial, é encontrada na 
cana-de-çúcar e na beterraba. No Brasil, a sacarose é obtida 
por cristalização do caldo de cana e utilizada na alimentação, 
na fabricação de álcool etc. A combustão da sacarose produz 
dióxido de carbono e água, conforme a equação a seguir:
C
12
H
22
O
11(s)
 + 12 O
2(g)
 → x CO
2(g)
 + y H
2
O
()
 DG = –5796 kJ/mol
 Com relação a esta reação, é correto afirmar que os coeficientes 
x e y são, respectivamente: 
A) 6 e 10 e a reação é espontânea. 
B) 8 e 6 e a reação é não-espontânea. 
C) 11 e 12 e a reação é espontânea. 
D) 12 e 11 e a reação é espontânea. 
E) 8 e 11 e a reação é não-espontânea. 
02. (UFRN) Um béquer de vidro, com meio litro de capacidade, em 
condições normais de temperatura e pressão, contém 300 mL 
de água líquida e 100 g de gelo em cubos. Durante o processo 
de fusão do gelo nas condições do sistema descrito no texto 
(273 K e 1,0 atm) deve ocorrer:
A) aumento de entropia e diminuição de entalpia.
B) diminuição de entalpia e de entropia.
C) diminuição de entropia e aumento de entalpia.
D) aumento de entalpia e de entropia.
03. (AFBJ) Para a reação de dissociação de 1 mol de N
2
O
4
 gasoso 
produzindo NO
2
 gasoso, a variação de entalpia é +58 kJ, 
enquanto a variação de entropia é de 175 J/K. Admitindo 
que os valores anteriores não variem com a temperatura, 
determine a temperatura a partir da qual a reação ocorrerá 
espontaneamente.
A) 58,4 ºC
B) 58,4 K
C) 331,4 ºC
D) 273 K
E) 129,3 ºC
04. (AFBJ) Sobre os conceitos de entropia e espontaneidade de 
processos, julgue os itens a seguir.
I. Na queima do metano produzindo água líquida, a variação 
de entalpia é negativa, assim como a variação de entropia;
II. A entropia absoluta do óxido nítrico (NO) deve ser inferior 
à entropia absoluta do dióxido de nitrogênio (NO
2
);
III. Todo processo espontâneo é necessariamente exotérmico;
IV. Se um processo espontâneo ocorre em sistema isolado, a 
sua entropia deve, necessariamente, aumentar.
 Estão corretas, apenas:
A) Todas estão corretas. 
B) I, II e IV. 
C) I, II e III
D) I e II 
E) III e IV
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
73
Química
05. Considere os processos abaixo.
I. evaporação da água;
II. queima da pólvora;
III. dissolução do açúcar em água.
A) Todos são endotérmicos, e o último ocorre com maior 
variação de entropia.
B) Todos são exotérmicos, e o segundo ocorre com maior 
variação de entalpia.
C) I e III são exotérmicos e ocorrem sem variação de entropia.
D) I é endotérmico e ocorre com aumento de entropia.
E) Todos ocorrem com diminuição de entropia.
06. (ITA) Considere as reações representadas pelas seguintes 
equações químicas:
I. C
(s)
 + 2H
2(g)
 → CH
4(g)
II. N
2
O
(g)
 → N
2(g)
 + 1/2O
2(g)
III. 2NI
3(S)
 → N
2(g)
 + 3I
3(g)
IV. 2O
3(g)
 → 3O
2(g)
 Assinale a opção que apresenta a(s) reação(ões) química(s) na(s) 
qual(is) há uma variação negativa de entropia.
A) Apenas I. 
B) Apenas II e IV. 
C) Apenas II, III e IV.
D) Apenas III.
E) Apenas IV.
07. (UFPI) A reação de queima do álcool no motor do automóvel 
é representada pela equação termoquímica.
C
2
H
5
OH
(g)
 + 3O
2(g)
 → 2CO
2(g)
 + 3H
2
O
() DH = – 1234,76 kJ/mol
 Marque a alternativa correta.
A) A reação é de natureza endotérmica.
B) A variação de energia interna (DE) é igual à variação de 
entalpia (DH).
C) O conteúdo energético (DH) não depende da temperatura 
ambiente.
D) A variação de entropia da reação é positiva.
E) A eficiência da reação não depende do consumo de oxigênio.
08. (Uece) Para avaliar o “grau de desordem” de um sistema, 
os cientistas idealizam uma grandeza denominada entropia, 
usualmente designada por S, tal que: 
I. Aumento de desordem → aumento de entropia
 DS > 0, S
final
 > S
inicial
II. Aumento de ordem → diminuição de entropia
 DS2
 = –310,6 kcal mol–1
DS de formação do C
2
H
2
 = –0,048 kcal mol–1
 Escolha entre as alternativas relacionadas, na figura a seguir, 
as que completam, adequadamente, a afirmação:
 A 25 ºC e 1 atm, DH de formação de C
2
H
2
 é ..., DG é portanto 
o processo é ...
H kcal mol–1 H kcal mol–1 H kcal mol–1
A) + 54,1 – 68,4 Espontânea
B) – 54,1 + 68,4 Não espontânea
C) + 54,1 + 68,4 Não espontânea
D) – 54,1 – 55,3 Espontânea
E) + 54,1 + 55,3 Não espontânea
Aulas ?? a ??: 
Cinética
Conceito de velocidade de reação
O que é cinética química?
É a parte da Química que estuda as velocidades de reação 
e os fatores que nelas influem.
No cotidiano, sabe-se que existem reações que gostaríamos 
de acelerá-las, torná-las mais rápidas: é o caso da formação do 
petróleo. Não seria maravilhoso se pudéssemos formar petróleo 
em apenas 1 dia, ao invés de milhões de anos?
Inversamente, também há reações que desejamos que 
fiquem mais lentas, como a ferrugem.
Aqui veremos os conceitos de velocidade de reação e alguns 
fatores que influenciam estas velocidades. 
Noções de velocidade de reação
Velocidade média de reação em relação a um componente
Seja a reação genérica: pP + qQ → mM + nN, onde as letras 
maiúsculas significam os componentes (reagentes ou produtos) e 
as minúsculas representam os coeficientes.
Então:
Velocidade média:
• (Em relação a P): V
P
t
P = − ∆
∆
[ ]
 
Podemos realizar raciocínio semelhante em relação aos 
outros componentes. Veja:
• (Em relação a Q): V
Q
t
Q = − ∆
∆
[ ]
 
• (Em relação a M): V
M
t
M = + ∆
∆
[ ]
• (Em relação a N): V
N
t
N = + ∆
∆
[ ]
Aula
17
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
74
Química
Estes valores de velocidade média acima não necessariamente 
coincidem, devido à proporção entre os coeficientes. Isto vai gerar 
um novo conceito. Veja:
Velocidade média de uma reação
Na reação genérica, pP + qQ → mM + nN, temos:
velocidade média da reação:
↓
= −
⋅
= −
⋅
= +
⋅
= +
⋅
∆
∆
∆
∆
∆
∆
∆
∆
[ ] [ ] [ ] [ ]Q
p t
Q
q t
M
m t
N
n t
V
reação
ou ainda:
= = = =V
p
V
q
V
m
V
n
P Q M NV
reação
Velocidade instantânea
Normalmente, expressamos a velocidade de determinada 
reação como sendo aquela que ocorre naquele exato instante, 
e não em relação a um intervalo de tempo determinado. Essa 
notação refere-se à velocidade instantânea. A partir desse momento, 
sempre que nos referirmos à velocidade de uma reação sem menção 
alguma em particular, será a velocidade instantânea. 
Sua definição matemática, para uma reação qualquer é:
v
reag
t t
inst = −



= 



=lim
[ ]
lim
[ ]∆
∆
∆
∆
Prod
= coeficiente angular da reta tangente à curva no ponto =
= 
cateto oposto
cateto adjacente
do tri ngulo ret ngulo formado pelaâ â
rreta gente curva no pontotan à




Graficamente, a velocidade instantânea no tempo t, para 
uma curva mostrando a concentração de um produto em função 
do tempo, é dada pela inclinação (coeficiente angular) da reta tangente r. 
Veja:
Teoria das colisões e do complexo ativado
Como ocorrem as reações químicas?
Vejamos a reação H
2(g)
 + I
2(g)
 → 2HI
(g)
, ocorrendo em altas
temperaturas (em torno de 500°C). A teoria das colisões nos mostra 
que só haverá reação quando as partículas reagentes (moléculas, 
íons etc.) se chocarem. Mas não é qualquer colisão que gera reação 
química. Para uma colisão ser efetiva ou eficaz (conseguir realmente 
formar produtos) devemos ter:
• Geometria favorável: orientação espacial apropriada.
• Energia suficiente: choques com pouca energia não geram
reações químicas.
Outro fator que também deve influenciar na ocorrência e na 
velocidade de uma reação é a frequência de colisões: quanto maior 
o número de colisões na unidade de tempo, maior a velocidade
das reações.
Esquematicamente, o processo ocorre da seguinte forma:
1) Os reagentes, H
2
 e I
2
, moléculas gasosas que se movem em grandes 
velocidades, podem, em algum momento, se aproximar:
H
H I
I
2) Uma vez conseguindo a aproximação, pode ocorrer uma colisão 
(quando a colisão forma produtos, é dita efetiva ou eficaz).
A colisão deve ter energia suficiente e geometria favorável:
I
I
H
H
3) Ao final, os produtos formados (duas moléculas de 2HI gasosas)
se afastam, prosseguindo em movimento com alta velocidade
I I
H
H
Um aperfeiçoamento da Teoria das Colisões é a teoria do 
complexo ativado. Esta nos sugere que, ao colidirem, as partículas 
reagentes busquem a formação de uma espécie intermediária 
instável, de mais alta energia, chamada estado de transição ou 
complexo ativado. Após a formação do complexo ativado os 
produtos finalmente são gerados. Observe o esquema abaixo.
1) É o mesmo passo inicial do esquema anterior, ou seja, os
reagentes, H
2
 e I
2
, moléculas gasosas que se movem em grandes 
velocidades, podem, em algum momento, se aproximar e colidir:
H
H I
I
2) Ocorre a formação de um estado de transição, também conhecido 
como complexo ativado, uma espécie de menor estabilidade que 
reagentes e produtos, e portanto, de maior energia. A formação 
do complexo ativo será determinante para a velocidade de uma
reação, e a energia necessária para alcançá-lo é denominada
energia de ativação.
I
IH
H
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
75
Química
3) Finalmente, o complexo ativado é desfeito e os produtos são
formados. Observe que, no complexo ativado, as ligações dos
reagentes ainda não foram completamente desfeitas nem as dos 
produtos foram totalmente formadas:
I
H
I
H
Grafi camente, temos a seguinte interpretação.
complexo ativado
Energia de ativação
E
at
 = 40 kcal/mol
Entalpia (kcal)
H
H
2
 + I
2
Caminho da reação
2 HI
reagentes
H produtos
Note que existe uma “barreira energética” a ser vencida para a 
formação do complexo ativado, chamada de energia de ativação 
(E
at
). Podemos usar a seguinte defi nição:
“Energia de ativação é a energia mínima necessária para que 
ocorra uma colisão efetiva entre as partículas reagentes visando 
à formação de produtos”.
Observações:
1) Normalmente reações mais rápidas são as de menores
valores em suas energias de ativação.
2) A função do catalisador é criar um novo caminho reacional 
de mais baixa energia de ativação, sem ser consumido
durante o processo e sem alterar o valor de DH da reação.
Observações:
1. Uma reação é dita de autocatálise quando um de seus
produtos atua como catalisador. A reação inicia lenta.
A medida que os produtos vão aparecendo, ela vai
tornando-se mais rápida.
2. Inibidor, antigamente chamado catalisador negativo, é uma
substância que tem ação inversa à de um catalisador, ou seja, 
diminui a velocidade da reação. Alguns autores justifi cam
tal fato alegando que o inibidor cria uma reação paralela à
reação principal, diminuindo a velocidade desta última pela 
redução da frequência de colisões da reação original. Veja
que o inibidor é consumido na reação em que participa.
A função principal dos inibidores, porém, se encontra na
ação como conservante de alimentos, bebidas, cosméticos
e toda espécie de produtos perecíveis.
Dois conservantes são muito usados para esses fi ns:
• Benzoato de sódio (comercialmente chamado de nipagin)
C
O
O
1-
Na
1+
• Tetraborato de sódio Na2B4O7, conhecido como nipazol
3. Promotores ou ativadores são substâncias que aumentam
a eficácia do processo catalítico, sem contudo atuarem
isoladamente na reação original. Assim, só atuam na presença
de um catalisador já existente. A síntese da amônia pode ser
catalisada por ferro. Se adicionarmos ao ferro K
2
O, a ação
catalítica do ferro será mais efi ciente. Então, dizemos que o K
2
O
atua como promotor ou ativador.
4. Veneno é uma espécie química que diminui a atividade catalítica,
podendo até mesmo anulá-la por completo. Como exemplo,
podemos utilizar arsênio junto ao ferro do exemplo anterior. Ele
diminui a efi ciência do catalisador e portanto é chamado veneno 
(ou anticatalisador).
Exercícios de Fixação
01. (EsPCEx/2014) “Uma amostra de açúcar exposta ao oxigênio
do ar pode demorarmuito tempo para reagir.
Entretanto, em nosso organismo, o açúcar é consumido em
poucos segundos quando entra em contato com o oxigênio.
Tal fato se deve à presença de enzimas que agem sobre as
moléculas do açúcar, criando estruturas que reagem mais
facilmente com o oxigênio ...”.
Referência: adaptado de Usberco e Salvador,
Química, vol 2, FTD, SP, pág 377, 2009.
Baseado no texto acima, a alternativa que justifi ca corretamente 
a ação química dessas enzimas é:
A) As enzimas atuam como inibidoras da reação, por ocasionarem
a diminuição da energia de ativação do processo e, 
consequentemente, acelerarem a reação entre o açúcar e o 
oxigênio.
B) As enzimas atuam como inibidoras da reação, por
ocasionarem o aumento da energia de ativação do processo
e, consequentemente, acelerarem a reação entre o açúcar
e o oxigênio.
C) As enzimas atuam como catalisadores da reação, por
ocasionarem o aumento da energia de ativação do processo, 
fornecendo mais energia para a realização da reação entre
o açúcar e o oxigênio.
D) As enzimas atuam como catalisadores da reação, por
ocasionarem a diminuição da energia de ativação do
processo, provendo rotas alternativas de reação menos
energéticas, acelerando a reação entre o açúcar e o oxigênio.
E) As enzimas atuam como catalisadores da reação, por
ocasionarem a diminuição da energia de ativação do processo 
ao inibirem a ação oxidante do oxigênio, desacelerando a
reação entre o açúcar e o oxigênio.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
76
Química
02. A água que forma os oceanos gotejou das nuvens, depois
que a temperatura elevada no interior da jovem Terra retirou
átomos de oxigênio e hidrogênio de rochas constituídas de
compostos, como a mica. As moléculas então formadas foram
levadas à superfície em rios de lava, depois foram liberadas
como vapor d’água, formando grandes nuvens. Desse modo,
nossos oceanos já foram um dia nossas rochas. Sendo dados
a reação de formação da água e o gráfico representativo do
caminho da reação, ou seja,
2 H
2(g)
 + O
2(g)
H H
O
O
H
complexo
ativado
2 H
2
O
(g)
produtos
H
reagentes
energia
complexo
ativado
energia de ativação
2 H
2
O
caminho da reação
2 H
2
 + O
2
Assinale a alternativa correta. 
A) A reação de formação da água é endotérmica.
B) A adição de um catalisador aumenta a velocidade de
formação da água, pois diminui a entalpia de reação.
C) Quanto maior a frequência de colisões efetivas entre as
moléculas de H
2
 e O
2
 maior a velocidade da reação.
D) A velocidade de decomposição de H
2(g)
 é metade da
velocidade de decomposição de O
2(g)
.
E) A velocidade de decomposição de O
2(g)
 é o dobro da
velocidade de formação de H
2
O
(g)
.
03. (EsPCEx/2010) Considere a equação balanceada:
4 NH
3
 + 5 O
2
 → 4 NO + 6 H
2
O
Admita a variação de concentração em mol por litro (mol · L–1) do 
monóxido de nitrogênio(NO) em função do tempo em segundos 
(s), conforme os dados, da tabela a seguir:
[NO] (mol · L –1) 0 0,15 0,25 0,31 0,34
Tempo (s) 0 180 360 540 720
A velocidade média, em função do monóxido de nitrogênio (NO), 
e a velocidade média da reação anteriormente representada, no 
intervalo de tempo de 6 a 9 minutos (min), são, respectivamente, em 
mol · l–1 · min–1:
A) 2 · 10 –2 e 5 · 10 –3
B) 5 · 10 –2 e 2 · 10 –2
C) 3 · 10 –2 e 2 · 10 –2
D) 2 · 10 –2 e 5 · 10 –3
E) 2 · 10 –3 e 8 · 10 –2
04. (EsPCEx/2005) Em um conversor catalítico, usado nos
automóveis para reduzir a emissão de poluentes, os gases
resultantes da combustão do motor e o ar passam por
substâncias catalisadoras, que aceleram a transformação de
CO em CO
2
 e a decomposição de óxidos de nitrogênio em
N
2
 e O
2
.
Em relação às substâncias citadas no texto é correto afirmar que
A) catalisadores são substâncias que iniciam as reações que,
sem eles, não seriam possíveis e o gás carbônico é um dos
causadores do efeito estufa.
B) catalisadores propiciam à reação um mecanismo alternativo 
com menor energia de ativação e o monóxido de carbono
é um óxido ácido responsável pela chuva ácida.
C) catalisadores são substâncias que participam das etapas
intermediárias das reações, sendo recuperados integralmente 
no final do processo e o gás oxigênio é o composto mais
abundante no ar atmosférico.
D) catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade
das reações, sem, no entanto, delas participarem,
provocando apenas a diminuição da energia de ativação
e o gás nitrogênio é uma substância tóxica, em qualquer
concentração.
E) catalisadores são substâncias que participam das etapas
intermediárias das reações, provocando um aumento da
velocidade, em consequência da diminuição da energia de
ativação e o gás carbônico é um dos responsáveis pela chuva
ácida.
5. O gráfico a seguir mostra como a concentração do substrato
afeta a taxa de reação química.
Taxa máxima
Reação com enzima
Reação sem enzima
Concentração do substrato
Ta
xa
 d
e 
re
aç
ão
O modo de ação das enzimas e a análise do gráfico permitem 
concluir que
A) todas as moléculas de enzimas estão unidas às moléculas
de substrato quando a reação catalisada atinge a taxa
máxima.
B) com uma mesma concentração de substrato, a taxa de
reação com enzima é menor que a taxa de reação sem
enzima.
C) a reação sem enzima possui energia de ativação menor do
que a reação com enzima.
D) o aumento da taxa de reação com enzima é inversamente
proporcional ao aumento da concentração do substrato.
E) a concentração do substrato não interfere na taxa de reação
com enzimas porque estas são inespecíficas.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
77
Química
06. (EsPCEx (Aman)/2018) A gasolina é um combustível 
constituído por uma mistura de diversos compostos químicos, 
principalmente hidrocarbonetos. Estes compostos apresentam 
volatilidade elevada e geram facilmente vapores inflamáveis. Em 
um motor automotivo, a mistura de ar e vapores inflamáveis de 
gasolina é comprimida por um pistão dentro de um cilindro e 
posteriormente sofre ignição por uma centelha elétrica (faíscA) 
produzida pela vela do motor.
Adaptado de: BROWN, Theodore; L. LEMAY, H. Eugene;
BURSTEN, Bruce E. Química a Ciência Central, 9ª edição,
Editora Prentice-Hall, 2005, pág. 926.
 Pode-se afirmar que a centelha elétrica produzida pela vela do 
veículo neste evento tem a função química de 
A) catalisar a reação por meio da mudança na estrutura química dos 
produtos, saindo contudo recuperada intacta ao final do processo.
B) propiciar o contato entre os reagentes gasolina e oxigênio do 
ar (O
2
), baixando a temperatura do sistema para ocorrência 
de reação química.
C) fornecer a energia de ativação necessária para ocorrência 
da reação química de combustão.
D) manter estável a estrutura dos hidrocarbonetos presentes 
na gasolina.
E) permitir a abertura da válvula de admissão do pistão para 
entrada de ar no interior do motor.
07. (EsPCEx (Aman)/2017) Conversores catalíticos de automóveis 
são utilizados para reduzir a emissão de poluentes. Os gases 
resultantes da combustão no motor e o ar passam por 
substâncias catalisadoras que aceleram a transformação de 
monóxido de carbono (CO) em dióxido de carbono (CO
2
) e a 
decomposição de óxidos de nitrogênio (genericamente N
x
O
y
) 
em gás nitrogênio (N
2
) e gás oxigênio (O
2
).
 Em relação ao uso de catalisadores e as substâncias citadas no 
texto, são feitas as seguintes afirmações:
I. As reações de decomposição dos óxidos de nitrogênio a 
gás oxigênio e a gás nitrogênio ocorrem com variação no 
número de oxidação das espécies;
II. O CO
2
 é um óxido ácido que quando reage com a água 
forma o ácido carbônico;
III. Catalisadores são substâncias que iniciam as reações 
químicas que seriam impossíveis sem eles, aumentando a 
velocidade e também a energia de ativação da reação;
IV. O monóxido de carbono é um óxido básico que ao reagir 
com a água forma uma base;
V. A molécula do gás carbônico apresenta geometria espacial 
angular.
 Das afirmativas feitas estão corretas apenas: 
A) I e II. D) I, III e V.
B) II e V. E) II, IVe V.
C) III e IV.
• Texto para a próxima questão.
O SONHO DE MENDELEIEV
Djabir modificou a doutrina dos quatro elementos de 
Aristóteles, especialmente no tocante aos metais. Segundo 
ele, os metais eram formados de dois elementos: enxofre e 
mercúrio. O enxofre (“a pedra da queima”) era caracterizado 
pelo princípio da combustibilidade. O mercúrio continha o 
princípio idealizado das propriedades metálicas. Quando esses 
dois princípios eram combinados em quantidades diferentes, 
formavam metais diferentes. Assim o metal inferior chumbo 
podia ser separado em mercúrio e enxofre, os quais, se 
recombinados nas proporções corretas, podiam-se tornar ouro.
STRATHERN, Paul. O Sonho de Mendeleiev: a verdadeira história da química.
Rio de Janeiro: Zahar, 2000. p. 42.
08. (FMP/2018) Na combustibilidade do enxofre, mencionada 
no texto, é obtido um produto que é amplamente utilizado 
nas indústrias como branqueador, desinfetante, conservante 
de alimentos e, principalmente, na produção de bebidas 
alcoólicas como na do vinho, atuando em sua esterilização 
com a finalidade de inibir a ação de leveduras.
 Considerando-se que em uma indústria de bebidas alcoólicas 
foram queimados 57,6 kg de enxofre em uma hora, a 
velocidade do produto gasoso formado, em mol · s–1, será de
Dados: S = 32; O = 16.
A) 0,5
B) 0,4
C) 0,1
D) 0,2
E) 0,3
09. (EsPCEx (Aman)/2017) Conversores catalíticos de automóveis 
são utilizados para reduzir a emissão de poluentes. Os gases 
resultantes da combustão no motor e o ar passam por 
substâncias catalisadoras que aceleram a transformação de 
monóxido de carbono (CO) em dióxido de carbono (CO
2
) e a 
decomposição de óxidos de nitrogênio (genericamente N
x
O
y
) 
em gás nitrogênio (N
2
) e gás oxigênio (O
2
).
 Em relação ao uso de catalisadores e as substâncias citadas no 
texto, são feitas as seguintes afirmações:
I. As reações de decomposição dos óxidos de nitrogênio a 
gás oxigênio e a gás nitrogênio ocorrem com variação no 
número de oxidação das espécies;
II. O CO
2
 é um óxido ácido que quando reage com a água 
forma o ácido carbônico;
III. Catalisadores são substâncias que iniciam as reações 
químicas que seriam impossíveis sem eles, aumentando a 
velocidade e também a energia de ativação da reação;
IV. O monóxido de carbono é um óxido básico que ao reagir 
com a água forma uma base;
V. A molécula do gás carbônico apresenta geometria espacial 
angular.
Das afirmativas feitas estão corretas apenas: 
A) I e II. 
B) II e V. 
C) III e IV.
D) I, III e V.
E) II, IV e V.
10. (IFBA/2017) Os gases butano e propano são os principais 
componentes do gás de cozinha (GLP - Gás Liquefeito de Petróleo). 
A combustão do butano (C
4
H
10
) correspondente à equação:
C
4
H
10
 + O
2
 → CO
2
 + H
2
O + Energia
 Se a velocidade da reação for 0,1 mols butano-minuto qual a 
massa de CO
2
 produzida em 1 hora? 
A) 1.056 g 
B) 176 g 
C) 17,6 g
D) 132 g
E) 26,4 g
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
78
Química
11. A reação química genérica X → Y tem lei de velocidade de primeira
ordem em relação ao reagente X. À medida que a reação ocorre
a uma temperatura constante, é errado afirmar que
A) a constante de velocidade da reação não se altera.
B) o tempo de meia-vida do reagente X permanece constante. 
C) a energia de ativação da reação não se altera.
D) a velocidade da reação permanece constante.
E) a ordem de reação não se altera.
12. Os gases butano e propano são os principais componentes do
gás de cozinha (GLP – Gás Liquefeito de Petróleo). A combustão
do butano (C
4
H
10
) correspondente à equação:
C
4
H
10
 + O
2
 → CO
2
 + H
2
O + Energia
Se a velocidade da reação for 0,1 mols butano-minuto qual a 
massa de CO
2
 produzida em 1 hora? 
A) 1.056 g D) 132 g
B) 176 g E) 26,4 g
C) 17,6 g
13. O gráfico a seguir representa a variação das concentrações
das substâncias X, Y e Z durante a reação em que elas tomam
parte.
Concentração
x
y
z
Tempo
A equação que representa a reação é: 
A) X + Z → Y D) Y → X + Z
B) X + Y → Z E) Z → X + Y
C) X → Y + Z
14. Preparar o sagrado cafezinho de todos os dias, assar o pão
de queijo e reunir a família para almoçar no domingo. Tarefas
simples e do cotidiano ficarão mais caras a partir desta semana. 
O preço do gás de cozinha será reajustado pelas distribuidoras
pela segunda vez este ano, com isso, cozinhar ficará mais caro. 
A equação química que mostra a queima do butano (gás de
cozinhA), em nossas residências é:
C H O 4CO 54 10(g) 2(g) 2(g)+ +→13
2
2H O( )
O quadro a seguir ilustra a variação da concentração do gás 
butano em mols/L em função do tempo:
[C
4
H
10(g)
](mol/L) 22,4 20,8 18,2 16,6 15,4 14,9
Tempo (horas) 0 1 2 3 4 5
As velocidades médias da queima do gás de cozinha nos 
intervalos entre 0 a 5 e 1 a 3 horas são respectivamente: 
A) –1,5 mols/L · h e –2,1 mols/L · h
B) 1,5 mols/L e 2,1 mol/L · h
C) 1,5 mol/L · h e –2,1 mols/ L · h
D) 2,1 mols/L · h e 1,5 mols/L · h
E) –1,5 mols/L · h e 2,1 mols/L · h
15. O fenômeno chamado Smog Fotoquímico é catalisado por luz
solar e é reconhecido como um conjunto de reações químicas
que ocorrem nas atmosferas das regiões metropolitanas.
Os reagentes originais mais importantes nas ocorrências do
Smog Fotoquímico são o óxido nítrico (NO
x
), os hidrocarbonetos
e os compostos orgânicos voláteis (COVs), que são poluentes
emitidos no ar, provenientes da queima incompleta dos motores 
de combustão interna e de outras fontes.
A reação desses compostos na presença de luz solar é apresentada 
a seguir.
COVs + NO
x
 + O
2
 + luz solar → mistura de O
3
, HNO
3
, compostos
orgânicos.
Como se observa, um dos produtos da reação do Smog
Fotoquímico é o HNO
3
, que pode contribuir para a formação
de chuva ácida. O uso de catalisadores metálicos colocados no 
sistema de exaustão de veículos movidos a gasolina, antes do 
tubo de escape, contribui para a redução da emissão de NO
x
.
Com base no texto e levando em conta que o HNO
3
 é o
produto formado, considere as afirmativas a seguir.
I. Se uma amostra de 100,00 mL de chuva ácida possui
pH 4,00, o volume de solução de NaOH 0,01 mol/L para
consumir o ácido é de 1,00 mL;
II. A reação 2NO
x
 → N
2
 + xO
2
 catalisada por Rh (ródio
metálico), que ocorre no sistema de exaustão de veículos,
é um tipo de reação catalítica heterogênea;
III. A precipitação de chuvas ácidas é capaz de dissolver o
alumínio na forma de A (OH)
3
 retido em sedimentos e
rochas;
IV. A precipitação de chuvas ácidas em solos contendo CaCO
3
aumenta o pH do solo.
Assinale a alternativa correta. 
A) Somente as afirmativas I e II são corretas.
B) Somente as afirmativas I e IV são corretas.
C) Somente as afirmativas III e IV são corretas.
D) Somente as afirmativas I, II e III são corretas
E) Somente as afirmativas II, III e IV
Aulas ?? a ??: 
Cinética Química
Fatores que influenciam na velocidade
Vários fatores podem exercer influência na velocidade das 
reações. Alguns, no entanto, são mais importantes pois atuam em 
quase todos os tipos de reações. Esses serão analisados com maior 
riqueza de detalhes.
Influência da concentração dos reagentes
O aumento na concentração dos reagentes em reações 
que ocorram em solução líquida ou gasosa gera o aumento 
na possibilidade de colisões entre as partículas reagentes e 
aumentando, portanto, a frequência de colisões. Assim, a velocidade 
dessas reações também será aumentada.
Na verdade, é uma conclusão natural. Um pedaço de 
ferro metálico será consumido mais rapidamente se colocado em 
um ácido clorídrico 5M do que se colocado no mesmo ácido em 
concentração 1M.
Aula
18
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
79
Química
Infl uência da temperatura
O aumento na temperatura de ocorrência de uma reação 
química aumenta a energia do sistema e provoca um aumento na 
frequência de colisões. Esse fato já seria sufi ciente para explicar 
porque o aumento da temperatura aumenta a velocidade de 
uma reação química. No entanto, uma explicação melhor pode 
ser colocada pela análise das curvas de distribuiçãode Maxwell-
Boltzmann, cujo perfi l é mostrado a seguir:
T
1
N
úm
er
o 
de
 p
ar
tíc
ul
as
T
2
T
1
 T
1
. Uma maior temperatura implica em maior 
agitação de partículas e, portanto, maior energia cinética. Uma 
maior energia cinética, por sua vez, implica em maior número 
de partículas com energia superior à energia de ativação, 
gerando mais colisões efetivas e, fi nalmente, possibilitando maior 
velocidade de reação.
Observações:
1) Um aumento de 10°C na temperatura geralmente duplica
a velocidade das reações químicas. Isso é conhecido como
regra de van’t Hoff.
• Quando se comparam reações submetidas às mesmas
condições operacionais (temperatura, pressão e concentração), 
a reação que mais é infl uenciada pela temperatura é a de
maior energia de ativação. Esse fato pode ser comprovado
ao se analisar o número de partículas com energia superior à
energia de ativação no gráfi co de Maxwell-Boltzmann.
Infl uência da pressão (para reagentes em fase 
gasosa)
O aumento da pressão, quando se trata de reagentes em 
fase gasosa, tem comportamento semelhante ao do aumento da 
concentração. Aumentar a pressão de um gás signifi ca submetê-
lo a um menor volume, e portanto, com maior possibilidade de 
colisões entre as partículas reagentes. Isso gera um aumento 
na frequência de colisões, sem alterar a energia envolvida 
nessas colisões. Mesmo assim, há um consequente aumento na 
velocidade das reações.
Infl uência da superfície de contato (para 
reagentes em fase sólida)
O aumento da área superfi cial de um sólido aumenta 
o número de partículas em condições de sofrerem colisões,
possibilitando maior chance de ocorrência de colisões efetivas.
Assim, teremos maior frequência de colisões ao se aumentar a
superfície de contato de um sólido. Mais uma vez, tem-se uma
conclusão bem cotidiana: um comprimido efervescente reage
mais rapidamente quando pulverizado (em pó, com maior área
superfi cial) do que inteiro.
Infl uência do catalisador
A presença de catalisadores aumenta a velocidade das 
reações pois o catalisador é uma espécie química que cria um 
novo caminho reacional de mais baixa energia de ativação e, 
consequentemente, de maior velocidade nas mesmas condições 
operacionais.
São características clássicas de um catalisador:
1) Apesar de criar um novo mecanismo reacional de mais baixa
energia de ativação, o catalisador não é consumido no processo
global. Nas catálises homogêneas, o catalisador é consumido em 
suas etapas iniciais e regenerado ao fi nal.
2) As reações que ocorrem na presença de catalisadores não
modifi cam os valores de seu DH, DS e DG, pois os mesmos são
funções de estado.
3) O catalisador não modifi ca a posição de equilíbrio, pois acelera
as reações direta e inversa com a mesma intensidade. Por isso,
um catalisador efi ciente para uma determinada reação direta
também será efi ciente em sua reação inversa.
Veja o gráfi co de uma reação exotérmica, que ocorre em 
uma única etapa, mostrando a infl uência do catalisador:
H (entalpia)
E
at
 sem catalisador
E
at
 com catalisador
reagentes
produtos
curva sem catalisador
caminho da reação
∆HC) Deixar o sistema em repouso por mais tempo.
D) Colocar a mistura água e vinagre em contato com o prato,
mas lavá-lo rapidamente com excesso de água.
E) Adicionar mais vinagre à mistura e aquecer o sistema.
05. (PUC/2017) Para mostrar a diferença da rapidez da reação entre 
ferro e ácido clorídrico, foi utilizado o ferro em limalha e em
barra. Pingando dez gotas de ácido clorídrico 1,0 mol · L–1 em
cada material de ferro, espera-se que a reação seja
A) mais rápida no ferro em barra porque a superfície de contato 
é menor.
B) mais rápida no ferro em limalha porque a superfície de
contato é maior.
C) igual, pois a concentração e a quantidade do ácido foram
iguais.
D) mais lenta no ferro em limalha porque a superfície de contato 
é menor.
E) mais lenta no ferro em barra porque a superfície de contato
é maior.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
81
Química
06. Em uma seleção realizada por uma indústria, para chegarem à
etapa final, os candidatos deveriam elaborar quatro afirmativas 
sobre o gráfico apresentado a seguir e acertar, pelo menos, três 
delas.
E
2
E
1
E
3
230 kJ
158 kJ
Caminho da Reação
Energia
320 kJ
Um dos candidatos construiu as seguintes afirmações:
I. A reação pode ser catalisada, com formação do complexo
ativado, quando se atinge a energia de 320 kJ;
II. O valor da quantidade de energia E
3
 determina a variação
de entalpia (DH) da reação, que é de –52 kJ;
III. A reação é endotérmica, pois ocorre mediante aumento de
energia no sistema;
IV. A energia denominada no gráfico de E
2
 é chamada de
energia de ativação que, para essa reação, é de 182 kJ.
Quanto à passagem para a etapa final da seleção, esse 
candidato foi 
A) aprovado, pois acertou as afirmações I, II e IV.
B) aprovado, pois acertou as afirmações II, III e IV.
C) reprovado, pois acertou, apenas, a afirmação II.
D) reprovado, pois acertou, apenas, as afirmações I e III.
E) reprovado, pois acertou, apenas, as afirmações II e IV.
07. Colocamos um pedaço de palha de aço em cima de uma
pia e a seu lado um prego de mesma massa. Notamos que a
palha de aço enferruja com relativa rapidez enquanto que o
prego, nas mesmas condições, enferrujará mais lentamente.
Os dois materiais têm praticamente a mesma composição, mas
enferrujam com velocidades diferentes. Isso ocorre devido a um 
fator que influencia na velocidade dessa reação, que é
A) temperatura.
B) concentração dos reagentes.
C) pressão no sistema.
D) superfície de contato.
E) presença de catalisadores.
8. (PUC-Camp/2017) Para mostrar a diferença da rapidez da
reação entre ferro e ácido clorídrico, foi utilizado o ferro em
limalha e em barra. Pingando dez gotas de ácido clorídrico 1,0
mol · L–1 em cada material de ferro, espera-se que a reação seja 
A) mais rápida no ferro em barra porque a superfície de contato 
é menor.
B) mais rápida no ferro em limalha porque a superfície de
contato é maior.
C) igual, pois a concentração e a quantidade do ácido foram
iguais.
D) mais lenta no ferro em limalha porque a superfície de contato 
é menor.
E) mais lenta no ferro em barra porque a superfície de contato
é maior.
09. (Udesc/2016) Cinética química é a parte da Química que estuda 
a velocidade das reações, a influência das concentrações de
produtos e os reagentes na velocidade, assim como a influência 
de outros fatores, como temperatura, presença de catalisador,
inibidor, etc. Em termodinâmica estuda-se o equilíbrio entre
espécies químicas em uma reação, assim como fatores que
influenciam o deslocamento desse equilíbrio, que podem ser
variados de forma a maximizar ou minimizar a obtenção de um 
determinado composto.
Sobre essas duas importantes áreas da Química, analise as
proposições.
I. A influência da concentração dos reagentes sobre a
velocidade de uma reação é dada pela sua lei de velocidade, 
que é uma expressão matemática que sempre envolve a
concentração de todos os reagentes, cada um elevado ao
seu coeficiente estequiométrico;
II. A posição de um dado equilíbrio químico – o lado para o
qual ele se encontra majoritariamente deslocado – pode ser
deduzida a partir da lei de velocidade para qualquer equilíbrio
químico;
III. Reações lentas são reações necessariamente deslocadas para
os reagentes. Já reações rápidas se processam com consumo 
total dos reagentes e de maneira quase imediata;
IV. À pressão constante, o aumento da temperatura tem sempre 
uma influência de aumentar a velocidade de uma reação,
mas o efeito desse aumento sobre o deslocamento do
equilíbrio depende, primordialmente, da variação de entalpia 
para a reação na faixa de temperatura avaliada;
V. Tempo de meia vida é o tempo necessário para que a
concentração de um reagente caia a metade de seu valor
inicial, correspondendo ao tempo de equilíbrio da reação,
que é definido como o tempo necessário para que metade
dos produtos se transforme em reagente.
Assinale a alternativa correta. 
A) Somente a afirmativa III é verdadeira.
B) Somente a afirmativa IV é verdadeira.
C) Somente as afirmativas I e V são verdadeiras.
D) Somente as afirmativas I, II e IV são verdadeiras.
E) Somente as afirmativas I, III e V são verdadeiras.
10. (PUC-MG/2007) A fabricação industrial do ácido sulfúrico
(H2
SO
4
) é realizada a partir de enxofre, oxigênio e água, em 3
etapas, representadas pelo diagrama energético a seguir:
2ª etapa
3ª etapa
Caminho da reação
H
2
SO
4
S
(s) 
+ O
2(g)
Energia
1ª etapa
É correto afirmar:
A) A reação de fabricação do ácido sulfúrico é endotérmica.
B) A primeira etapa da reação é mais lenta que a segunda etapa
da reação.
C) A segunda etapa da reação é mais lenta que a terceira etapa
da reação.
D) A velocidade da reação não depende da temperatura.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
82
Química
11. (Acafe/2016) Baseado nos conceitos sobre cinética das reações
químicas, analise as afirmações a seguir.
I. Catálise heterogênea pode ser caracterizada quando existe
uma superfície de contato visível entre os reagentes e o
catalisador;
II. A energia de ativação (E
A
) varia com a concentração dos
reagentes;
III. A constante de velocidade (k) pode variar com a temperatura;
IV. A energia de ativação (E
A
) varia com a temperatura do
sistema.
Todas as afirmações corretas estão em: 
A) I, II e IV.
B) I, III e IV.
C) I e III.
D) II e III.
E) I, II, III e IV.
12. (PUC-SP/2015) Considere uma reação genérica em que os
reagentes D e G transformam-se no produto J. A cinética
dessa reação pode ser estudada a partir do gráfico a seguir
que representa a entalpia de reagentes e produtos, bem como
das espécies intermediárias formadas durante o processo. No
gráfico, estão representados os caminhos da reação na presença 
e na ausência de catalisador.
Gráfico Cinética Química e a Influência Catalisador
Caminho da Reação
x
zJ
y
D + G
En
er
gi
a
Um aluno ao analisar esse gráfico fez algumas afirmações a 
respeito da reação D + G → J: 
I. z representa a variação de entalpia (DH) dessa reação;
II. y representa a energia de ativação dessa reação na presença 
de catalisador;
III. x + z representa a energia de ativação dessa reação na
ausência de catalisador.
IV. Essa reação corresponde a um processo endotérmico.
 Estão corretas apenas as afirmações 
A) I e II. D) II e IV.
B) I e III. E) I, III e IV.
C) II e III.
13. (UFPR/2015) A reação de hidrólise da acetilcolina, esquematizada 
a seguir, é fundamental na transmissão de impulsos nervosos nos 
seres vivos. A reação é promovida pela enzima acetilcolinesterase 
(AChE).
ColinaAcetilcolina
AChE
O
N N
OH HO
OO
Ácido acético
Considere as seguintes afirmativas sobre o papel de AChE nessa 
reação:
I. AChE é catalisador da reação;
II. AChE aumenta a energia de ativação da reação;
III. AChE promove caminhos reacionais alternativos;
IV. AChE inibe a formação de intermediários.
Assinale a alternativa correta. 
A) Somente as afirmativas I, II e IV são verdadeiras.
B) Somente as afirmativas I, II e III são verdadeiras.
C) Somente as afirmativas III e IV são verdadeiras.
D) Somente as afirmativas II e IV são verdadeiras.E) Somente as afirmativas I e III são verdadeiras.
14. (Mackenzie) Um aluno, querendo verificar os conceitos de
cinética-química discutidos na escola, dirigiu-se a uma drogaria 
e comprou alguns comprimidos efervescentes, os quais
continham, de acordo com o rótulo do produto, massas iguais
de bicarbonato de sódio. Ao chegar a sua casa realizou a mistura 
desses comprimidos com água usando diferentes métodos. Após 
a observação do fenômeno de liberação gasosa, até que toda
a massa de cada comprimido tivesse sido dissolvida em água,
o aluno elaborou a seguinte tabela:
Método
Estado do 
Comprimido
Temperatura 
da água
Tempo da 
reação
1 Inteiro 10 °C 50 s
2 Triturado 60 °C 15 s
3 Inteiro 60 °C 25 s
4 Triturado 10 °C 30 s
De acordo com os resultados obtidos e mostrados na tabela 
anterior, o aluno fez as seguintes afirmações:
I. Ao comparar somente os métodos 1 e 2 fica impossível
determinar qual dos dois fatores variados (estado do 
comprimido e temperatura da águA), aumentou mais a 
velocidade da reação;
II. A mudança da condição da água, de fria para quente, faz
com que, qualquer que seja o estado do comprimido, a
velocidade da reação caia pela metade;
III. A influência da temperatura da água é maior do que a influência
do estado do comprimido, no aumento da velocidade da
reação.
Das afirmações anteriores, é correto dizer que o aluno errou 
A) apenas na afirmação I.
B) apenas na afirmação II.
C) apenas na afirmação III.
D) apenas nas afirmações II e III.
E) em todas as afirmações.
15. A cinética química é a parte da Química que trata das
velocidades das reações. Macroscopicamente, os resultados
de estudos cinéticos permitem a modelagem de sistemas
complexos, tais como processos que ocorrem na atmosfera ou
até mesmo no corpo humano. O estudo de catalisadores, que
são cruciais para a indústria química e para o desenvolvimento
de novos combustíveis, também é um ramo da cinética química. 
Sobre esse tema, leia atentamente as proposições a seguir.
I. A energia de ativação de uma reação é uma medida da
energia cinética mínima necessária às espécies, para que
reajam quando elas colidirem;
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
83
Química
II. Em uma reação que ocorre em múltiplas etapas, as etapas
que ocorrem mais rapidamente serão determinantes para a
velocidade da reação global;
III. Um catalisador é uma substância que modifi ca o mecanismo 
de reação, provendo uma rota alternativa com energia de
ativação drasticamente aumentada para a reação, o que
diminui assim a velocidade da reação;
IV. Uma reação ocorre, geralmente, como resultado de uma
série de etapas chamadas de reações elementares. Em uma
reação elementar, a molecularidade é defi nida pelo número 
de partículas (moléculas, átomos ou íons) de reagente
envolvidas em uma reação elementar;
V. A constante de velocidade de uma reação pode ser obtida
pela medida da constante de equilíbrio da reação. A relação 
entre as constantes de equilíbrio da reação direta e inversa,
quando estas são iguais, fornece o valor da constante de
velocidade.
Assinale a alternativa correta.
A) Somente as afi rmativas II e IV são verdadeiras.
B) Somente as afi rmativas II e V são verdadeiras.
C) Somente as afi rmativas IV e V são verdadeiras.
D) Somente as afi rmativas I e III são verdadeiras.
E) Somente as afi rmativas I e IV são verdadeiras.
Aulas ?? a ??: 
Lei de Velocidade e Ordens de Reação
Introdução
Foi estudado que para haver reação química é necessário que 
ocorra a colisão entre as partículas reagentes, ou seja, a velocidade 
de uma reação depende da frequência de colisões entre as moléculas. 
Quanto maior a frequência de choques maior a probabilidade de uma 
colisão ser efetiva. Esse efeito nos mostra que a velocidade depende 
da concentração das espécies reagentes. Pensando dessa forma, 
ainda no século passado, dois cientistas noruegueses, Guldberg e 
Waage, enunciaram a lei da ação das massas, que procura explicar 
o comportamento da velocidade de reações menos complexas
em função da concentração dos reagentes a cada instante.
Eles propuseram que, para cada temperatura dada, a velocidade de 
uma reação deveria ser proporcional ao produto das concentrações 
dos reagentes, estando cada um elevado a um expoente
determinado a partir de dados experimentais.
Matematicamente, a exposição anterior fi ca mais clara. 
Observe a reação genérica aA + bB → produtos. Nessa situação, a 
lei de velocidade poderia ser escrita como:
v = k ⋅ [A]a ⋅ [B]b
Onde:
• k → constante de velocidade que só depende da temperatura.
• a e b → expoentes determinados experimentalmente.
Os expoentes a e b serão denominados de ordens de 
reação em relação a cada reagente, e a soma dos expoentes será 
chamada ordem global de reação. Assim, teremos reações de 
1ª ordem (quando o expoente for igual a 1), de 2ª ordem (quando 
o expoente for igual a 2), de ordem zero etc. Resumindo, usando
o mesmo exemplo anterior, temos:
• a → ordem de reação em relação ao reagente A.
• b → ordem de reação em relação ao reagente B.
• (a + b) → ordem global de reação.
Aula
19
Observação:
A ordem de reação pode ser um valor inteiro, fracionário, 
negativo, ou ainda, zero. Tudo depende dos dados experimentais.
Mecanismos de reação
Como já foi visto, a lei de velocidade é baseada em dados 
experimentais. Buscando uma explicação teórica para mostrar como 
determinada reação possui uma lei de velocidade em particular, 
são propostos os mecanismos de uma reação. Logicamente, não 
estudaremos os mecanismos um por um, e sim, divididos em grupos 
com semelhanças em suas aplicações. Veja:
Reação elementar (simples)
É aquela que se processa em única etapa. Em uma reação 
elementar, os expoentes de lei de velocidade são iguais aos 
coefi cientes da equação balanceada.
Reação não elementar
É aquela que se processa em mais de uma etapa. Não importa 
quantas etapas a reação tenha, a etapa determinante da velocidade 
é a etapa lenta do processo. Nesse caso, a lei de velocidade será 
dada pelos reagentes e pelos coefi cientes da etapa lenta e não da 
reação global.
Observação:
Molecularidade é defi nido como o número de partículas 
reagentes (moléculas, íons etc) que colidem em uma reação 
elementar ou em uma etapa de uma reação não elementar. 
Caso a reação ocorra em mais de uma etapa, não se defi ne a sua 
molecularidade.
Exercícios de Fixação
01. (EsPCEx/2011) Os dados da tabela a seguir, obtidos
experimentalmente em idênticas condições, referem-se à reação:
3 A + 2 B → C + 2 D
Experiência
Concentração de A
[A] em mol · L–1
Concentração de B
[B] em mol · L–1
Velocidade v em 
mol · L–1 · min–1
1 2,5 5,0 5,0
2 5,0 5,0 20,0
3 5,0 10,0 20,0
Baseando-se na tabela, são feitas as seguintes afi rmações:
I. A reação é elementar;
II. A expressão da velocidade da reação é v = K·[A]
3 
· [B]
2
;
III. A expressão da velocidade da reação é v = K·[A]
2
 · [B]
0
;
IV. Dobrando-se a concentração de B, o valor da velocidade da
reação não se altera;
V. A ordem da reação em relação a B é 1 (1ª ordem).
Das afi rmações feitas, utilizando os dados anteriores, estão 
corretas apenas:
A) I e II. D) III e IV.
B) I, II e III. E) III, IV e V.
C) II e III.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
84
Química
02. (EsPCEx/2009) Considere a sequência de reações associadas ao
processo de oxidação do dióxido de enxofre.
ETAPA 1 SO2 (g) + NO2 (g) SO3 (g) + NO(g) LENTA
ETAPA 2 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g) RÁPIDA
A alternativa que apresenta corretamente o catalisador e a 
expressão da lei da velocidade para a reação global é:
A) catalisador NO e v = k · [SO
2
]2 · [O
2
]
B) catalisador NO
2
 e v = k · [SO
2
]2 · [O
2
]
C) catalisador NO
2
 e v = k · [SO
2
] · [NO
2
]
D) catalisador NO e v = k · [SO
2
] · [NO
2
]
E) catalisador O
2
 e v = k · [SO
2
] · [NO
2
]
03. (EsPCEx/2008) A tabela a seguir indica valores das velocidades
da reação (v) em três experimentos e as correspondentes
concentrações em mol/L dos reagentes X e Y em idênticas
condições.
Experimento v(mol · L–1 · min–1)[X] [Y]
1 0,3 0,1 0,1
2 0,6 0,2 0,1
3 2,4 0,2 0,2
O processo químico é representado pela equação a seguir, na 
qual a, b e c representam seus coeficientes.
aX + bY → cZ
A equação da velocidade desse processo é:
A) v = k [X]
2
[Y]
B) v = k [X]
C) v = k [Y]
D) v = k [X][Y]2
E) v = k [X][Y]
04. (PUC-SP/2017) O fluoreto de nitrila (NO
2
F) é um composto
explosivo que pode ser obtido a partir da reação do dióxido
de nitrogênio (NO
2
) com gás flúor (F
2
), descrita pela equação.
2NO
2(g)
 + F
2(g)
 → 2 NO
2
F
(g)
A tabela a seguir sintetiza os dados experimentais obtidos de 
um estudo cinético da reação.
Experimento
[NO2] em 
mol · L–1
[F2] em mol 
· L–1
V inicial em 
mol · L–1 · s–1
1 0,005 0,001 2 · 10–4
2 0,010 0,002 8 · 10–4
3 0,020 0,005 4 · 10–3
A expressão da equação da velocidade nas condições dos 
experimentos é 
A) v = k[NO
2
]
B) v = k [NO
2
][F
2
]
C) v = k [NO
2
]2[F
2
]
D) v = k[F
2
]
E) v = k [F
2
]2
05. (UFRGS/2017) Uma reação genérica em fase aquosa apresenta 
a cinética descrita a seguir.
3A + B → 2C V = k[A]2[B]
A velocidade dessa reação foi determinada em dependência das 
concentrações dos reagentes, conforme os dados relacionados 
a seguir.
[A](mol L–1) [B](mol L–1) v (mol L–1 min–1) 
0,01 0,01 3,0 · 10–5
0,02 0,01 x
0,01 0,02 6,0 · 10–5
0,02 0,02 y
Assinale, respectivamente, os valores de x e y que completam 
a tabela de modo adequado. 
A) 6,0 · 10–5 e 9,0 · 10–5
B) 6,0 · 10–5 e 12,0 · 10–5 
C) 12,0 · 10–5 e 12,0 · 10–5
D) 12,0 · 10–5 e 24,0 · 10–5
E) 18,0 · 10–5 e 24,0 · 10–5
06. (UEFS/2017)
1ª Etapa (lentA): 2 NO
(g)
 + H
2(g)
 → N
2
O
(g)
 + H
2
O
(g)
2ª Etapa (rápidA): N
2
O
(g)
 + H
2(g)
 → N
2(g)
 + H
2
O
(g)
O monóxido de nitrogênio ou óxido nítrico (NO) é um dos
principais poluentes do ar atmosférico. As emissões desse
gás, considerando a origem antropogênica, são resultados
da queima, a altas temperaturas, de combustíveis fósseis em
indústrias e em veículos automotores. Uma alternativa para
reduzir a emissão de NO para a atmosfera é a sua decomposição 
em um conversor catalítico. Uma reação de decomposição do
NO é quando este reage com gás hidrogênio, produzindo gás
nitrogênio e vapor de água conforme as etapas em destaque.
Ao realizar algumas vezes a reação do NO com H
2
, alterando a
concentração de um ou de ambos os reagentes à temperatura
constante, foram obtidos os seguintes dados:
[NO] mol/L [H2] mol/L
Taxa de 
desenvolvimento 
(mol/L · h)
1 · 10–3 1 · 10–3 3 · 10–5
1 · 10–3 2 · 10–3 6 · 10–5
2 · 10–3 2 · 10–3 24 · 10–5
Com base nessas informações, é correto afirmar:
A) O valor da constante k para a reação global é igual a 300.
B) A taxa de desenvolvimento da reação global depende de
todas as etapas.
C) Ao se duplicar a concentração de H
2
 e reduzir à metade
a concentração de NO, a taxa de desenvolvimento não se
altera.
D) Ao se duplicar a concentração de ambos os reagentes, NO
e H
2
, a taxa de desenvolvimento da reação torna-se quatro
vezes maior.
E) Quando ambas as concentrações de NO e de H
2
 forem iguais 
a 3 · 10–3 mol/L, a taxa de desenvolvimento será igual a
81 · 10–5 mol/L · h.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
85
Química
07. (Unirio) Em um laboratório, foram efetuadas diversas
experiências para a reação:
2H
2(g)
 + 2NO
(g)
 → N
2(g)
 + 2H
2
O
(g)
Com os resultados das velocidades iniciais obtidos, montou-se 
a seguinte tabela:
Exper. [H2] [NO] V(mol · L–1 · S–1)
1 0,10 0,10 0,10
2 0,20 0,10 0,20
3 0,10 0,20 0,40
4 0,30 0,10 0,30
5 0,10 0,30 0,90
Baseando-se na tabela anterior, podemos afirmar que a lei de 
velocidade para a reação é: 
A) V = K · [H
2
]
B) V = K · [NO]
C) V = K · [H
2
] [NO]
D) V = K · [H
2
]2 [NO]
E) V = K · [H
2
] [NO]2
08. (UFPR) Costuma-se representar a velocidade v de um processo
químico através de equações que têm a forma v = k[A]x[B]y[C]t,
onde k é uma constante de proporcionalidade, [A], [B] e [C] são
as concentrações das espécies participantes da reação e x, y e t
são números que podem ser inteiros ou fracionários, positivos,
negativos ou zero. A reação de decomposição de peróxido de
hidrogênio em presença de permanganato ocorre em meio ácido,
tendo iodeto como catalisador. A equação não balanceada é
mostrada na figura.
a MnO b H O c H
d O e
aq aq aq
I
I
g s
aq
aq
4 2 2
2
− ++ +  →
 → +
−
−
( ) ( ) ( )
( )
( )
( )
á HH O f Mnl q aq2
2
( ) ( )í + +
Experimento
[MnO4
–]/
(mol/L)
[H2O2]/
(mol/L)
[I–]
(mol/L)
Velocidade
(mol/L · s)
1 2,5 × 10–3 2,5 × 10–3 1,0 × 10–5 4,0 × 10–5
2 5,0 × 10–3 2,5 × 10–3 1,0 × 10–5 8,0 × 10–5
3 2,5 × 10–3 5,0 × 10–3 1,0 × 10–5 8,0 × 10–5
4 2,5 × 10–3 2,5 × 10–3 2,0 × 10–5 8,0 × 10–5
Nos experimentos de 1 a 4, a velocidade da reação anterior 
foi estudada em função da variação das concentrações do 
permanganato [MnO
4
]–, do peróxido de hidrogênio [H
2
O
2
] e do 
catalisador iodeto [I–]. O quadro a seguir mostra os resultados 
obtidos com base nas informações anteriores, é correto afirmar:
A) A velocidade da reação independe da concentração do
catalisador iodeto. 
B) A velocidade da reação é diretamente proporcional ao dobro 
concentração de permanganato.
C) O peróxido de hidrogênio (H
2
O
2
) funciona como agente redutor. 
D) Os menores coeficientes estequiométricos inteiros a, b e c
são iguais a 2, 8 e 6, respectivamente.
E) Os valores de x, y e t, que aparecem na equação de
velocidade, são determinados experimentalmente e
nem sempre coincidem com os valores dos coeficientes
estequiométricos da reação em estudo.
09. Para otimizar as condições de um processo industrial que
depende de uma reação de soluções aquosas de três diferentes 
reagentes para a formação de um produto, um engenheiro
químico realizou um experimento que consistiu em uma série
de reações nas mesmas condições de temperatura e agitação.
Os resultados são apresentados na tabela:
Experimento
Reagente 
A 
mol · L–1
Reagente 
B 
mol · L–1
Reagente 
C 
mol · L–1
Velocidade 
da reação 
mol · L–1 · s–1
I x y z v
II 2x y z 2v
III x 2y z 4v
IV x y 2z v
Após a realização dos experimentos, o engenheiro pode concluir 
corretamente que a ordem global da reação estudada é igual a 
A) 1 D) 4
B) 2 E) 5
C) 3
10. (PUC-SP) Considere o experimento realizado para estudar
a reação de Ca e de Li com água: pesou-se 0,05 g de cada
metal e fez-se separadamente a reação com água em excesso.
Mediu-se o volume de hidrogênio liberado a cada 15 segundos. 
Com os dados obtidos, construiu-se o gráfico a seguir:
Sabendo-se que o volume molar do H‚ nas condições do 
experimento é de 24 litros, assinale a afirmativa incorreta.
A) A curva A refere-se ao Li e a curva B ao Ca.
B) As velocidades das duas reações não são constantes.
C) A velocidade média de produção de hidrogênio é maior na
reação de Ca com água.
D) a relação entre as quantidades de Li e de Ca, em mols, deverá
ser de 2:1, para produzir a mesma massa de hidrogênio.
E) a relação entre as massas de Ca e de Li deverá ser de 20:7,
para que, em iguais condições de T e P, os volumes de
hidrogênio liberados sejam iguais.
11. O tempo de meia-vida é definido como o tempo necessário
para que a concentração inicial de reagente seja reduzida à
metade. Uma reação química do tipo A → B tem a concentração
do reagente A e a velocidade instantânea de decomposição
monitoradas ao longo do tempo, resultando na tabela a seguir.
t (min) [A] (mol L–1) v (mol L–1 min–1) 
0 1,20 0,0832
5 0,85 0,0590
10 0,60 0,0416
15 0,42 0,0294
20 0,30 0,0208
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
86
Química
A ordem dessa reação e o tempo de meia-vida do reagente A 
são, respectivamente,
A) ordem zero, 5 minutos. 
B) primeira ordem, 5 minutos. 
C) primeira ordem, 10 minutos.
D) segunda ordem, 5 minutos.
E) segunda ordem, 10 minutos
12. A amônia é um produto industrial de grande relevância, sendo
matéria-prima para a produção de fertilizantes. A amônia
é obtida em larga escala pelo processo Haber em que são
empregados nitrogênio e hidrogênio sob alta pressão a 450 ºC.
A equação que representa194
aulas 25 E 26: outras funçõEs orgânicas
Haletos de ácido ...................................................................................................................................................................................................... 196
Ácidos sulfônicos .................................................................................................................................................................................................... 197
Anidridos.................................................................................................................................................................................................................. 197
Compostos organometálicos ................................................................................................................................................................................... 197
Tiocompostos ........................................................................................................................................................................................................... 197
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 198
aulas 27 E 28: cÁlculos Químicos
Determinação de Fórmulas ...................................................................................................................................................................................... 203
Leis Ponderais .......................................................................................................................................................................................................... 205
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 206
aulas 29 E 30: Estudo dos gasEs
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 211
aulas 31 E 32: isomEria Plana
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 214
aulas 33 E 34: isomEria EsPacial
Isomeria Óptica ........................................................................................................................................................................................................ 218
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 221
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
aulas 35 E 36: EstEQuiomEtria
Conceito ................................................................................................................................................................................................................... 224
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 225
aulas 37 E 38: rEaçõEs orgânicas – PartE 1
Adição em alcinos .................................................................................................................................................................................................... 228
Adição em ciclanos .................................................................................................................................................................................................. 229
Reação de eliminação .............................................................................................................................................................................................. 231
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 232
aulas 39 E 40: rEaçõEs orgânicas – PartE 2
Substituição e Oxirredução ...................................................................................................................................................................................... 234
Substituição em aromáticos ..................................................................................................................................................................................... 235
Reações de oxidação................................................................................................................................................................................................ 237
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 240
aulas 41 E 42: ExErcícios
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 242
aulas 43 E 44: ExErcícios
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 245
aulas 45 E 46: ExErcícios
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 247
aulas 47 E 48: ExErcícios
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 250
aulas 49 E 50: ExErcícios
Exercícios ................................................................................................................................................................................................................ 252
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
5
Química
Aula 01: 
Introdução ao Estudo da 
Estrutura Atômica
Modelos Atômicos
Introdução
A ideia sobre o átomo surgia na Grécia Antiga a partir de 
dois fi lósofos gregos materialistas, Leucipo e Demócrito, ambos da 
cidade de Abdera. Eles acreditavam que a matéria podia ser dividida 
até chegar a grãos muito pequenos, menores que qualquer grão 
de areia da praia, onde a matéria não poderia mais ser dividida. 
Assim surgiu a palavra átomo (A = não/ tomos = divisível), porém 
esse conceito atômico é puramente fi losófi co, não se enquadra no 
perfi l de ciência, pois não é regido por experimentos.
John Dalton (Modelo da Bola de Bilhar)
Em 1886, o célebre cientista Jonh Dalton formulou o 
primeiro modelo atômico científi co da humanidade baseado em 
experimentos com leis ponderais. Através de trabalhos com massa 
formulou-se a chamada Lei das Proporções Múltiplas, também 
conhecida como Lei de Dalton. 
Lei das Prorporções Múltiplas
Quando ocorrem duas reações químicas formando produtos 
diferentes, porém com os mesmos reagentes, fi xando a massa de 
um dos reagentes existirá uma proporção fi xa de números inteiros 
e pequenos para a massa do outro reagente.
Exemplo: 
Reação 1
Enxofre + Oxigênio → dióxido de enxofre
32 g 32 g 64 g
Reação 2
Enxofre + Oxigênio → trióxido de enxofre
32 g 48 g 80 g
Observe que a massao processo é N
2(g)
 + 3H
2(g)
 → 2NH
3(g)
,
sendo que o Kc dessa reação a 25 ºC é de 3,5 · 108, enquanto
que o Kc medido a 450 ºC é de 0,16.
Sobre a reação de síntese da amônia foram feitas as seguintes
afirmações.
I. Trata-se de uma reação de oxidorredução em que o gás
hidrogênio é o agente redutor;
II. Trata-se de um processo endotérmico e por isso é realizado
em alta temperatura;
III. Alterar a pressão dos reagentes modifica o valor de Kc;
IV. A 450 ºC a velocidade de formação de amônia seria bem
maior do que a 25 ºC considerando-se que as pressões
parciais dos reagentes no início da reação fossem as mesmas 
em ambas as temperaturas.
Estão corretas apenas as afirmações 
A) I e II.
B) II e IV.
C) III e IV.
D) I e III.
E) I e IV.
13. A combustão completa da vela, sem o ajuste dos coeficientes
estequiométricos, pode ser representada genericamente pela
equação:
C
20
H
42(g)
 + O
2(g)
 → CO
2(g)
 + H
2
O
(g)
Considerando que vários fatores podem interferir na rapidez de 
uma reação química, analise as afirmações a seguir e marque 
(V) para verdadeiro e (F) para falso:
( ) Fatores como o aumento da temperatura e da concentração
dos reagentes influenciam na rapidez de uma reação e
sempre a tornam mais lenta.
( ) Para a combustão completa de 1 mol da parafina (C
20
H
42(g)
) 
serão liberados 880,2 g de CO
2(g)
 para a atmosfera.
( ) Para que uma reação ocorra, é necessário que haja colisão 
entre as moléculas, orientação favorável e energia suficiente.
( ) No processo descrito, se a vela for coberta com um 
recipiente, é possível que a chama se apague.
( ) Ao aumentar a superfície de contato dos reagentes, 
a rapidez da reação não será afetada, o que implica maior 
tempo de reação.
 Dados: C = 12,01; O = 16,00.
A sequência correta de preenchimento dos parênteses, de cima 
para baixo, é:
A) V – F – F – F – V
B) F – V – V – F – F
C) F – V – V – V – F
D) V – F – V – F – F
E) F – V – F – V – F
14. A reação química entre dois reagentes ocorre de tal forma
que, ao se triplicar a concentração do reagente A, mantendo-
se fixa a concentração do reagente B, observa-se o aumento
de nove vezes na velocidade inicial de reação. Por outro lado,
a variação da concentração do reagente B não acarreta
mudança da velocidade inicial da reação. Assim, é correto
afirmar que a equação geral da lei de velocidade da reação,
onde v é a velocidade inicial e k é a constante de velocidade, é: 
A) v = k
B) v = k [reagente A]
C) v = k [reagente A]2
D) v = k [reagente A]3
E) v = k [reagente A] [reagente B]
15. (EsPCEx/2018) O estudo da velocidade das reações é muito
importante para as indústrias químicas, pois conhecê-la permite 
a proposição de mecanismos para uma maior produção. A
tabela abaixo apresenta os resultados experimentais obtidos
para um estudo cinético de uma reação química genérica
elementar.
aA + bB + χC → D + E
Experimento [A] [B] [C] Velocidade (mol · L–1 · s–1)
1 0,10 0,10 0,10 4 · 10–4
2 0,20 0,10 0,10 8 · 10–4
3 0,10 0,20 0,10 8 · 10–4
4 0,10 0,10 0,20 1,6 · 10–3
A partir dos resultados experimentais apresentados na tabela, 
pode se afirmar que a expressão da equação da lei da velocidade 
(V) para essa reação química é:
A) V = k[A]1[B]1[C]2.
B) V = k[A]2[B]1[C]2.
C) V = k[A]2[B]2[C]1.
D) V = k[A]1[B]1[C]1.
E) V = k[A]0[B]1[C]1.
Aulas ?? a ??: 
Radioatividade
Introdução
Radioatividade é a emissão espontânea de partículas e(ou) 
radiações de núcleos instáveis, dando origem a outros núcleos, que 
podem ser estáveis ou ainda instáveis.
Um núcleo instável emite partículas e(ou) radiações até se 
tornar um núcleo estável. Observe o esquema:
Núcleo instável (pai) Outro núcleo instável (filho) Núcleo estável (filho)
neutrino
neutrino
γ γ
αα
β β
Aula
20
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
87
Química
Observação:
A radioatividade é um fenômeno exclusivamente nuclear, não 
sendo afetada por fatores externos como temperatura, pressão etc.
Histórico da radioatividade
1895 – Roentgen, trabalhando com ampolas de Crookes, descobre
 os raios X.
1896 – Becquerel, trabalhando com o sulfato duplo de potássio e
 uranila K
2
 (UO
2
) (CO
4
)
2
, descobre a radioatividade.
1898 – Marie Curie e Pierre Curie descobrem o polônio e o rádio.
1899 – Rutherford descobre que o túrio emite radiação.
1900 – Pierre Curie classifi ca os raios alfa e beta provenientes de 
 emanações radioativas do rádio.
1900 – Vilhard descobre um terceiro tipo de emanação radioativa,
a radiação gama.
Tipos de radiação
A palavra “radiação” é genérica e engloba a radiação 
alfa (a), a radiação beta (b) e a radiação (γ), que são identifi cados quando 
se submete uma emissão radioativa a um campo eletromagnético.
bloco de chumbo
grande desvio
não sofre desvio
pequeno desvio
chapa fotográfica
fonte
radioativa
campo
eletromagnético β
γ
α
−
+
Experimento feito no vácuo.
Radiação ou emissão alfa (2
4 α)
• Partículas constituídas por dois prótons e dois nêutrons.
• Núcleo do átomo de Hélio (4
2
He2+).
• Carga relativa: + 2.
• Massa relativa: 4.
• Velocidade média: 20.000 km/s (3.000 a 30.000 km/s).
• Poder de penetração: muito baixo.
• Poder ionizante: muito alto.
Observação:
+2
4 α + 2e– → átomo de Hélio
+2
4 α + 2e– átomo de Hélio
+
+
nn
+
+
nn + 2e–
átomo de Hélio
partícula a
Radiação ou emissão beta (– 1
0β)
• São elétrons acelerados emitidos por alguns núcleos instáveis.
• Carga relativa: – 1.
• Massa relativa:
1
1840
.
• Velocidade: 70.000 a 290.000 km/s.
• Poder de penetração: moderado.
• Poder ionizante: menor que a alfa.
Como é possível sair elétrons do núcleo?
A explicação mais aceita é a de que o nêutron pode se transformar 
em próton, elétron e neutrino, de acordo com a equação abaixo:
1n → 1P + 1b + 1n
1 0 01
00 +1 –1
Fica no 
núcleo
Sai acelerado
Sai acelerado
Radiação ou emissão gama ( 0
0 γ )
• A radiação gama não é constituída por partículas, mas por ondas
eletromagnéticas semelhantes à luz e aos raios X, porém de maior 
energia.
• Velocidade: 300.000 km/s (Velocidade da luz).
• Poder de penetração: muito alto.
• Poder Ionizante: baixo.
• A radiação gama (γ), em geral, acompanha as radiações a e b.
Observe o resumo esquemático a seguir.
Radiação
REPrEsEn-
tação
NaturEZa
PodEr dE 
PEnEtração 
rElatiVo
PodEr dE 
ioniZação 
rElatiVo
VElocidadE 
rElatiVa
à da luZ (c)
PodEr dE 
PEnEtração 
“absoluto”
Alfa
2
4
2
4α ou He
2 prótons + 
2 nêutrons
1 10.000 5 a 10% 2 a 8 cm no ar
Beta
− −1
0
1
0β ou e Elétron 100 100 40 a 95%
1 cm no 
alumínio
1 mm no 
chumbo
Gama γ ou 0
0
γ
Onda eletro-
magnética
de alta 
energia
10.000 1 100%
20 cm no 
aço 5 cm no 
chumbo
Observação:
O poder de ionização é em relação à ionização dos gases.
Leis da radioatividade
1ª Lei da radioatividade
Em 1911, Frederick Soddy enunciou a 1ª Lei da radioatividade:
• Quando um núcleo emite uma partícula alfa (a), seu número
atômico diminui de duas unidades e seu número de massa
diminui de quatro unidades.
Esquematicamente, temos:
Z
A
Z
AX Y→ + −
−
2
4
2
4α
Exemplo: 92
235
2
4
90
231U Th→ +α
O átomo de 235U, ao emitir uma partícula alfa, sofre uma 
desintegração radioativa e se transforma em um átomo de 231Th. 
Portanto, um elemento químico ao emitir uma partícula alfa (a) 
transforma-se em outro elemento químico localizado dois lugares 
antes na Tabela Periódica.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
88
Química
2ª Lei da radioatividade
Em 1913, o cientista Soddy, simultaneamente com outros 
dois cientistas, Russel e Fajans, enunciaram a 2ª Lei da radioatividade, 
que fi cou conhecida como Lei de Soddy – Fajans – Russel:
• Quando um núcleo emite uma partícula beta (b), seu
número atômico aumenta de uma unidade e seu número de massa 
não se altera.
Esquematicamente, temos:
Z
A
Z
AX Y→ +− +1
0
1β
Exemplo: 88
228
89
228
1
0Ra Ac→ + − β
Conclusão: quando um elemento emite uma partícula beta (b), 
forma-se outro elemento situado uma quadrícula depois na Tabela 
Periódica.
Observação:
Por comodidade, não se costuma representar o neutrinode enxofre utilizada é igual nas duas 
reações. E que para a massa de oxigênio existe uma proporção de 2 : 3. 
Como esses números nunca se fragmentam, Dalton formulou 
três conhecidos postulados sobre o átomo:
I. Átomos de um mesmo elemento são idênticos em tamanho e
massa;
II. Átomos diferentes apresentam massas diferentes;
III. Nas reações químicas os átomos são reorganizados, não sendo
criados nem destruídos, formando novos compostos;
IV. Um composto é formado pela combinação de átomos.
Formulando estes postulados o átomo para Dalton era 
como esferas, neutras, maciças, indivisíveis, indestrutíveis e de 
massa constante.
Aula
01
Disponível em: .
Dalton também teve como auxílio na criação de seus 
postulados as Leis Ponderais de Lavoisier (Lei da conservação da MassA) 
e de Proust (Lei das Proporções Fixas).
Joseph John Thomson 
(Modelo do Pudim com Passas)
Em 1897 foi descoberta a primeira partícula subatômica, 
renovando as ideias sobre o átomo e sua estrutura. Jonh Thomson 
provou a existência de uma partícula negativa no átomo, o elétron. 
Por volta dos anos de 1856, William Crooks havia desenvolvido 
um experimento com uma ampola de gases rarefeitos sobre efeito 
de altas tensões (cerca de 10.000 V). Os gases apresentavam uma 
certa emissão de raios que se propagavam em linha reta devido sua 
alta velocidade e produziam sombras ao se depararem com objetos 
opacos. Os raios eram provenientes do cátodo sendo chamados 
de raios catódicos. Thomson aprimorou o experimento de Crooks 
tentando entender a natureza desses raios. Ele expôs os raios 
catódicos sobre efeitos de campos elétricos e magnéticos e encontrou 
uma relação entre a massa e a carga da partícula, provando, assim, 
que os raios catódicos tinham natureza negativa, pois desviavam 
sua trajetória para o sentido positivo dos campos elétricos e que 
apresentam massa, pois ao colocar uma pequena hélice dentro 
do tubo, esses raios movimentavam-na. Thomson repetiu o 
experimento com vários eletrodos e gases diferentes, encontrando 
sempre a mesma relação entre a carga e a massa do elétron 
(e/m = 1,758805 · 1011 C/kg) provando que essas partículas 
negativas estavam presentes em todos os átomos, logo estava 
provada a existência da primeira partícula subatômica descoberta 
pelo homem, o elétron.pelo homem, o elétron.
A conclusão de Thomson sobre o átomo, foi de que esse 
era formado por uma massa gelatinosa e positiva com elétrons 
incrustados em sua superfície espalhados de forma homogênea. 
Isso explicava os eventos elétricos como a eletrização por atrito, 
porém não explicava os fenômenos radioativos que estariam em 
visão da ciência nos anos de 1900.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
6
Química
Ernest Rutherford (Modelo Planetário)
No ano de 1908, Ernest Rutherford estudava a emissão de 
radiações sobre fi níssima folhas metálicas, com o experimento da 
emissão da radiação a, em particular. Sobre uma fi níssima folha de 
ouro, observou fenômenos que iriam em contradição ao modelo 
proposto por J.J. Thomson. 
Rutherfod havia isolado três tipos de radiações sobre efeito 
de campos elétricos.
Tela fl uorescente
Tipo 
radiação
Composição Símbolo
Massa 
relativa*
Carga 
relativa
Propriedades
a (alfA)
Núcleos de 
hélio 2
4He 7350 2+ Fracamente 
penetrante
b (betA) Elétrons −1
0e 1 1– Moderadamente 
penetrante
γ (gamA)
Radiação 
eletromagnética 
de alta energia
hv 0 0
Fortemente 
penetrante
As partículas alfa são as mais pesadas e ionizantes, 
ao incidirem, sobre a fi níssima folha de ouro rodeada por folha 
de chapa fotográfica (ZnS– sulfeto de zinco), passaram em 
grande quantidade, porém algumas poucas apresentavam a 
trajetória desviada ou até mesmo voltavam, como se fossem balas 
richocheteadas. Rutherfod fi cou admirado com o feito, uma vez 
que todas as partículas deveriam atravessar o átomo sofrendo um 
leve desvio de trajetória segundo o modelo proposto por Thomson. 
As conclusões de Rutherfod foram:
I. O átomo apresenta grandes espaços vazios, pois as partículas
alfa passaram em grande quantidade;
II. Existe um ponto pequeno de massa concentrada e positivo,
o núcleo, pois as partículas alfa, que também são positivas,
sofrem desvios de trajetória ao passar próximo ao núcleo;
III. Os elétrons de carga negativa ficam ao redor do átomo
neutralizando a carga do núcleo.
O modelo de Rutherford não foi aceito devido contrariar a 
física clássica de Maxwel. Segundo a Física clássica, o elétron perderia 
energia e cada vez mais se aproximaria do núcleo tornando inevitável 
o encontro dos dois. A equipe de Rutherfod continuou seus
experimentos e conseguiu encontrar uma relação entre o raio do
núcleo e o raio do átomo (R
átomo
 = 10 000 × R
núcleo
) aproximadamente.
Niels Bohr (Quantização do elétron em 
órbitas de energiA)
Em 1912, Niels Bohr teve a notória ideia de considerar que 
os elétrons giram em órbitas de energia quantizada, ou seja, os 
elétrons giram ao redor do núcleo sem perder energia. Ele adotou 
várias demonstrações matemáticas para o átomo de hidrogênio. 
Defi nindo possíveis níveis de energia para os elétrons que foram, 
chamados de camadas eletrônicas. Bohr observou que quando gases 
rarefeitos estavam sobre efeito de altas tensões emitiam luz, porém 
essa luz emitida, quando separada por um prisma, apresentava 
espectro descontínuo, ou seja, não apresentava todas as cores nos 
espectros visíveis, como mostra a fi gura:
A interpretação do modelo de Bohr consistiu em três postulados:
I. Um elétron não emite energia enquanto permanecer numa
mesma órbita e, portanto, não deve sofrer desaceleração;
II. Quando um elétron passa de uma órbita a outra, irradiou
ou absorveu energia. Se ele se moveu em direção ao núcleo,
houve emissão de energia e, se ele se afastou do núcleo, houve
absorção de energia;
III. Para um elétron que gira ao redor do núcleo a sua força centrífuga
deve ser igual a sua força centrípeta.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
7
Química
Com isso, Bohr quantizou o átomo e explicou a emissão de 
cores diferentes quando elementos químicos são postos em chama, 
o elemento químico estrôncio, por exemplo, ao entrar em contato
com a chama, produz chama avermelhada. O elétron absorve
energia da chama, salta para níveis mais externos de energia, e
ao voltar, emite comprimentos de onda característicos que podem
estar no visível ou não.
Energia
Energia crescente
e- e-
e- e-
Onda eletromagnética
(luz)
Energia liberada
Núcleo
E
1
E
1
E
1
E
2
E
2
E
2
Energia absorvida
E
1
E
2
Representação atômica
Represetação simbólica de um átomo
Número de
massa
Número atômico
A
ZX
Símbolo químico
Os elementos químicos
caracterizam-se pelo
número atômico (Z).
A: indica o número de partículas existentes no núcleo do átomo 
(A = Z + N).
Z: indica o número de prótons presentes no núcleo, também 
caracteriza elementos químicos, átomos com o mesmo número 
de prótons pertencem ao mesmo elemento químico, átomos com 
número de prótons diferentes são elementos químicos diferentes.
N: indica o número de nêutrons presentes no núcleo.
Observação: quando os átomos estão no seu estado fundamental, 
o número de prótons é igual ao número de elétrons, e o átomo
encontra-se neutro, pois o número de partículas positivas é igual
ao número de partículas negativas.
Isótopos
Átomos com mesmo número de prótons e diferentes 
números de massa, consequentemente, diferentes números de 
nêutrons.
Ex.:
6
C12 e 
6
C14
Isóbaros
Átomos com mesmo número de massa e diferente número 
de prótons, consequentemente, diferentes números de nêutrons.
Ex.:
7
N14 e 
6
C14
Isótonos
Átomos com mesmo número de nêutrons e diferente 
número de prótons, e consequentemente, diferentes números de 
massa.
Ex.:
1
H3 e 
2
He4
Exercícios de Fixação
01. (UPE-SSA 1/2017) Muitas informações veiculadas na Internet
contêm erros científi cos. Um exemplo disso pode ser verifi cado 
em determinado blog sobre oensino de Química cujo conteúdo
é transcrito a seguir:
MODELOS ATÔMICOS
Os modelos atômicos são diferentes ideias, que surgiram 
durante o desenvolvimento da história da ciência, na tentativa 
de explicar a composição íntima da matéria. O primeiro modelo 
atômico da Era moderna foi proposto por John Dalton, que 
considerava os átomos como esferas maciças e indivisíveis. 
A descoberta dos elétrons, partículas subatômicas de carga 
elétrica positiva, fez os cientistas provarem que o átomo era 
divisível, abrindo espaço para uma nova ideia, um modelo que 
fi cou conhecido como pudim de passas, atribuído ao físico 
Ernest Rutherford. Esse modelo durou alguns anos, até que 
o cientista Niels Böhr propôs um modelo no qual os elétrons
giravam ao redor de um núcleo com energia variável, ao
percorrer uma órbita fi xa. A partir desses elétrons, os átomos
poderiam se unir para formar compostos em um fenômeno
conhecido como ligação química, que ocorria em busca de
aumentar a energia do sistema e com isso adquirir estabilidade. 
Quantos erros científi cos são encontrados no texto? 
A) Um
B) Dois
C) Três
D) Quatro
E) Cinco
02. (Udesc/2016) Considerando os modelos atômicos mais relevantes, 
dentro de uma perspectiva histórica e científi ca, assinale a
alternativa correta.
A) Até a descoberta da radioatividade, o átomo era tido
como indivisível (Dalton). O modelo que o sucedeu foi de
Thomson, que propunha o átomo ser formado por uma
massa carregada positivamente com os elétrons distribuídos
nela.
B) No modelo de Dalton, o átomo era constituído por um
núcleo carregado positivamente e uma eletrosfera. O
modelo seguinte foi o de Bohr que introduziu a ideia de
que os elétrons ocupam orbitais com energias defi nidas,
este modelo se assemelha ao modelo do Sistema Solar.
C) No modelo atômico de Dalton, o átomo era tido como
indivisível. O modelo sucessor foi o de Rutherford, no
qual o átomo era constituído de um núcleo carregado
negativamente e uma eletrosfera.
D) O modelo de Dalton propunha que o átomo era formado
por uma massa carregada positivamente com os elétrons
distribuídos nela. O modelo seguinte foi o de Rutherford,
no qual o átomo era constituído de um núcleo carregado
positivamente e uma eletrosfera.
E) No modelo atômico de Dalton, os elétrons ocupam orbitais
com energias defi nidas, este modelo se assemelha ao do
Sistema Solar. O modelo que o sucedeu foi o de Thomson,
que propunha o átomo ser formado por uma massa
carregada positivamente com os elétrons distribuídos nela.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
8
Química
03. (IFCE/2016) Os filósofos gregos foram os responsáveis pela
criação do termo “átomo”, que significa não divisível. O átomo 
seria a menor parte da matéria, ou seja, não poderia ser mais
dividida. Entretanto, esse conceito não é mais aceito. Diante
dessa assertiva, sobre os átomos, é correto afirmar-se que:
A) Possuem partículas sem carga conhecidas por elétrons.
B) Não podem ser desintegrados.
C) Possuem partículas negativas chamadas de nêutrons.
D) Apresentam o núcleo formado somente por prótons.
E) Apresentam duas regiões distintas: núcleo e eletrosfera.
04. (UEFS/2016) Os modelos atômicos foram sendo modificados
ao longo do tempo, a partir de evidências experimentais, a
exemplo dos modelos de Thomson, proposto com base em
experimentos com tubo de raios catódicos e o de Rutherford,
que, ao fazer incidir partículas alfa, a, sobre lâminas de ouro,
observou que a maioria das partículas atravessava a lâmina,
algumas desviavam e poucas eram refletidas.
A partir das considerações do texto, é correto destacar:
A) As partículas subatômicas de cargas elétricas opostas estão
localizadas no núcleo do átomo, segundo Thomson.
B) O modelo de Thomson considera que o átomo é constituído
por elétrons que ocupam diferentes níveis de energia.
C) O núcleo do átomo é denso e positivo com um tamanho
muito menor do que o do seu raio atômico, de acordo com
Rutherford.
D) As experiências com raios catódicos evidenciaram a
presença de partículas de carga elétrica positiva nos
átomos dos gases analisados.
E) O experimento conduzido por Rutherford permitiu concluir
que as partículas positivas e negativas constituintes dos
átomos têm massas iguais.
05. (Unesp/2016) Em 1913, Niels Böhr (1885-1962) propôs um
modelo que fornecia uma explicação para a origem dos
espectros atômicos. Nesse modelo, Bohr introduziu uma série
de postulados, dentre os quais, a energia do elétron só pode
assumir certos valores discretos, ocupando níveis de energia
permitidos ao redor do núcleo atômico.
Considerando o modelo de Böhr, os diferentes espectros
atômicos podem ser explicados em função
A) do recebimento de elétrons por diferentes elementos.
B) da perda de elétrons por diferentes elementos.
C) das diferentes transições eletrônicas, que variam de elemento
para elemento.
D) da promoção de diferentes elétrons para níveis mais energéticos. 
E) da instabilidade nuclear de diferentes elementos.
• Texto para a próxima questão.
No interior do tubo da lâmpada fluorescente existem 
átomos de argônio e átomos de mercúrio. Quando a lâmpada 
está em funcionamento, os átomos de Ar ionizados chocam-se 
com os átomos de Hg. A cada choque, o átomo de Hg recebe 
determinada quantidade de energia que faz com que seus 
elétrons passem de um nível de energia para outro, afastando-se 
do núcleo. Ao retornar ao seu nível de origem, os elétrons do 
átomo de Hg emitem grande quantidade de energia na forma 
de radiação ultravioleta. Esses raios não são visíveis, porém eles 
excitam os elétrons do átomo de P presente na lateral do tubo, 
que absorvem energia e emitem luz visível para o ambiente. 
06. (IFSul/2016) O modelo atômico capaz de explicar o
funcionamento da lâmpada fluorescente é:
A) Modelo de Dalton
B) Modelo de Thomson
C) Modelo de Rutherford
D) Modelo de Böhr
E) Modelo de Somerfeld
07. (UEL/2015) Gaarder discute a questão da existência de uma
“substância básica”, a partir da qual tudo é feito. Considerando 
o átomo como “substância básica”, atribua (V) para verdadeiro
ou (F) para falso às afirmativas a seguir.
( ) De acordo com o modelo atômico de Rutherford, o átomo 
é constituído por duas regiões distintas: o núcleo e a 
eletrosfera.
( ) Thomson propôs um modelo que descrevia o átomo como 
uma esfera carregada positivamente, na qual estariam 
incrustados os elétrons, com carga negativa.
( ) No experimento orientado por Rutherford, o desvio das 
partículas alfa era resultado da sua aproximação com 
cargas negativas presentes no núcleo do átomo.
( ) Ao considerar a carga das partículas básicas (prótons, 
elétrons e nêutrons), em um átomo neutro, o número de 
prótons deve ser superior ao de elétrons.
( ) Os átomos de um mesmo elemento químico devem 
apresentar o mesmo número atômico.
Assinale a alternativa que contém, de cima para baixo, 
a sequência correta. 
A) V – V – F – F – V
B) V – F – V – F – V
C) V – F – F – V – F
D) F – V – V – V – F
E) F – F – F – V – V
08. (UPE/2015) Na Segunda Guerra Mundial, as Forças Aliadas
executaram uma ação de guerra para resgatar uma garrafa de
cerveja contendo água deuterada (D
2
O), que Niels Bohr deixou,
por engano, no seu laboratório.
Sobre esse tema, analise as afirmativas a seguir:
I. A ação militar justifica-se porque o deutério pode sofrer
fissão nuclear, sendo utilizado na confecção da bomba
atômica;
II. A água deuterada e a água pura (H
2
O) são substâncias
compostas constituídas pelos mesmos elementos químicos;
III. A garrafa com água deuterada, encontrada no laboratório de
Bohr, tem massa maior que uma garrafa idêntica contendo
o mesmo volume de água pura (H
2
O).
Está correto o que se afirma em:
A) I, apenas.
B) I e II, apenas.
C) I e III, apenas
D) II e III, apenas.
E) I, II e III.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
9
Química
09. (Udesc/2015) Os fundamentos da estrutura da matéria e da
atomística baseados em resultados experimentais tiveram
sua origem com John Dalton, no início do século XIX. Desde
então, no transcorrer de aproximadamente cem anos,outros
cientistas, tais como J. J. Thomson, E. Rutherford e N. Bohr,
deram contribuições marcantes de como possivelmente o
átomo estaria estruturado. Com base nas ideias propostas por
esses cientistas, marque (V) para verdadeiro e (F) para falso.
( ) Rutherford foi o primeiro cientista a propor a ideia de
que os átomos eram, na verdade, grandes espaços vazios 
constituídos por um centro pequeno, positivo e denso com 
elétrons girando ao seu redor. 
( ) Thomson utilizou uma analogia inusitada ao comparar um 
átomo com um “pudim de passas”, em que estas seriam 
prótons incrustados em uma massa uniforme de elétrons 
dando origem à atual eletrosfera. 
( ) Dalton comparou os átomos a esferas maciças, perfeitas 
e indivisíveis, tais como “bolas de bilhar”. A partir deste 
estudo surgiu o termo “átomo” que significa “sem partes” 
ou “indivisível”. 
( ) O modelo atômico de Bohr foi o primeiro a envolver 
conceitos de mecânica quântica, em que a eletrosfera 
possuía apenas algumas regiões acessíveis denominadas 
níveis de energia, sendo ao elétron proibido a 
movimentação entre estas regiões. 
( ) Rutherford utilizou em seu famoso experimento uma 
fonte radioativa que emitia descargas elétricas em uma 
fina folha de ouro, além de um anteparo para detectar a 
direção tomada pelos elétrons.
Assinale a alternativa correta, de cima para baixo. 
A) F – V – V – V – F
B) V – V – F – V – F
C) F – V – V – F – V
D) V – F – F – F – F
E) V – F – F – F – V
10. (PUC-PR/2015) Com o passar do tempo, os modelos atômicos
sofreram várias mudanças, pois novas ideias surgiam sobre
o átomo. Considerando os modelos atômicos existentes,
assinale a alternativa correta.
A) Para Dalton, átomos iguais possuem massas iguais e
átomos diferentes possuem massas diferentes, teoria
aceita nos dias atuais.
B) No modelo de Rutherford, temos no átomo duas regiões
bem definidas: núcleo e eletrosfera, a qual é dividida em
níveis e subníveis.
C) O modelo atômico de Thomson chamava-se “modelo do
pudim de passas”, no qual os prótons seriam as passas e
os elétrons, o pudim.
D) Para Sommerfeld, se um elétron está na camada L, este
possui uma órbita circular e três órbitas elípticas.
E) Para Bohr, quando um elétron recebe energia, este passa
para uma camada mais afastada do núcleo; cessada a
energia recebida, o elétron retorna a sua camada inicial,
emitindo essa energia na forma de onda eletromagnética.
11. (Udesc/2015) Há 130 anos nascia, em Copenhague, o cientista
dinamarquês Niels Henrick Davis Bohr, cujos trabalhos
contribuíram decisivamente para a compreensão da estrutura
atômica e da Física Quântica. A respeito do modelo atômico
de Bohr, assinale a alternativa correta.
A) Os átomos são, na verdade, grandes espaços vazios
constituídos por duas regiões distintas: uma com núcleo
pequeno, positivo e denso, e outra com elétrons se
movimentando ao redor do núcleo.
B) Os elétrons que circundam o núcleo atômico possuem
energia quantizada, podendo assumir quaisquer valores.
C) É considerado o modelo atômico vigente e o mais aceito
pela comunidade científica.
D) Os saltos quânticos decorrentes da interação fóton-núcleo
são previstos nesta teoria, explicando a emissão de cores
quando certos íons metálicos são postos em uma chama
(excitação térmicA).
E) Os átomos são estruturas compostas por um núcleo pequeno
e carregado positivamente, cercado por elétrons girando em 
órbitas circulares.
12. (FGV/2014) Uma nova e promissora classe de materiais
supercondutores tem como base o composto diboreto de
zircônio e vanádio. Esse composto é sintetizado a partir de um
sal de zircônio (IV).
Revista Pesquisa FAPESP, jun. 2013. Adaptado.
O número de prótons e de elétrons no íon Zr4+ e o número de 
elétrons na camada de valência do elemento boro no estado 
fundamental são, respectivamente:
Dados: Zr (Z = 40); B (Z = 5). 
A) 36 – 40 – 5 D) 40 – 36 – 5
B) 36 – 40 – 3 E) 40 – 36 – 3
C) 40 – 44 – 3
13. (Unesp/2014) Em 2013 comemorou-se o centenário do
modelo atômico proposto pelo físico dinamarquês Niels Bohr
para o átomo de hidrogênio, o qual incorporou o conceito de
quantização da energia, possibilitando a explicação de algumas
propriedades observadas experimentalmente. Embora o modelo 
atômico atual seja diferente, em muitos aspectos, daquele
proposto por Bohr, a incorporação do conceito de quantização 
foi fundamental para o seu desenvolvimento.
Com respeito ao modelo atômico para o átomo de hidrogênio 
proposto por Bohr em 1913, é correto afirmar que:
A) o espectro de emissão do átomo de H é explicado por meio
da emissão de energia pelo elétron em seu movimento
dentro de cada órbita estável ao redor do núcleo do átomo.
B) o movimento do elétron ao redor do núcleo do átomo é
descrito por meio de níveis e subníveis eletrônicos.
C) o elétron se move com velocidade constante em cada uma
das órbitas circulares permitidas ao redor do núcleo do
átomo.
D) a regra do octeto é um dos conceitos fundamentais para
ocupação, pelo elétron, das órbitas ao redor do núcleo do
átomo.
E) a velocidade do elétron é variável em seu movimento em
uma órbita elíptica ao redor do núcleo do átomo.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
10
Química
14. (IFSC/2014) Rutherford bombardeou uma lâmina de ouro com
partículas alfa (positivas), proveniente do elemento químico
radioativo polônio.
Leia e analise as seguintes afirmações feitas sobre esse
experimento.
I. O átomo apresenta um núcleo positivo e uma eletrosfera
negativa;
II. No átomo prevalece o vazio, pois a maioria das partículas
alfa atravessa a lâmina de ouro sem sofrerem desvios;
III. O átomo apresenta duas regiões distintas, núcleo e
eletrosfera.
IV. O elétron possui carga elétrica positiva;
V. A massa de um átomo está concentrada na sua eletrosfera.
Assinale a alternativa correta. 
A) Apenas as afirmações III e IV são verdadeiras.
B) Apenas as afirmações II e IV são verdadeiras.
C) Apenas as afirmações I, II, e III são verdadeiras.
D) Apenas as afirmações I, II, III, e V são verdadeiras.
E) Todas as afirmações são verdadeiras.
15. (IFCE/2014) São dadas as seguintes informações relativas aos
átomos.
I. X é isóbaro de Y e isótono de Z;
II. Y tem número atômico 56, número de massa 137 e é isótopo 
de Z;
III. O número de massa de Z é 138.
O número atômico de X é:
A) 55
B) 56
C) 57
D) 58
E) 59
Aulas ?? a ??: 
Conceitos Modernos Sobre os 
Elétrons e a Eletrosfera
A. SOMMERFELD
O físico Sommerfeld havia observado que as raias espectrais de 
que Niels Bohr havia estudado eram formadas por níveis mais
finos. Então o que afirmar sobre a existência de níveis de energia 
dentro de um nível, foi a primeira sugestão da existência dos
subníveis (níveis dentro de níveis). Na visão física de Sommerfeld
a explicação para os subníveis foi a de que o elétron deveria
fazer uma órbita elíptica em sua rotação em torno do núcleo.
I = 0
Camada K
I = 0
Camada L
I = 1
Aula
02
Camada M
I = 0
I = 1
I = 2
Camada N
I = 0
I = 1
I = 2
I = 3
B. Uma nova visão sobre os elétrons
B.1. Princípio da Dualidade de De Broglie
Foi no ano de 1923 que Louis De Broglie passou a ver os 
elétrons como uma partícula-onda. Algumas ideias da 
física quântica já haviam sido comprovadas por Albert 
Einstein, onde ele afirmava que a luz era formada por 
pequenas partículas chamadas de fótons. De Broglie criou 
o princípio da dualidade, que afirmava que o elétron
em movimento está associado a uma onda característica.
λ =
⋅
h
m v
B.2. Princípio da Incerteza de Heisenberg
O Cientista Heisenberg percebeu que não era possível 
determinar a posição de um elétron sem interferir em 
sua cinética, logo formulou o princípio da incerteza 
que afirmava que é impossível determinar com exatidão 
a posição e a velocidade do elétron simultaneamente.
∆ ∆ ≥x p
h
2
C. Os Orbitais
Devido à dificuldade de calcular a posição exata de um elétron
na eletrosfera, o cientista Erwin Schrödinger percebeu que
os elétrons não giravam em órbitas circulares, na verdade
ocupavam regiões no espaço, que ele definiu comosendo
orbitais. Os orbitais são as regiões em torno do núcleo onde
há maior probabilidade de encontrar os elétrons.
Schröndinger através de cálculos estatísticos e física quântica
determinou alguns orbitais e seu volume no espaço como é
mostrado nos desenhos abaixo:
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
11
Química
 
D. Números Quânticos
 Os números quânticos indicam a posição onde o elétron se 
encontra na eletrosfera a partir de dados energéticos.
D.1. Número quântico principal (n)
 Indica a camada onde se encontra os elétrons, o 
número quântico principal só assume valores naturais 
(n = 1, 2, 3, 4...)
D.2. Número quântico secundário ou azimutal ( )
 Indica o subnível de energia onde se encontra o elétron, 
abaixo é mostrada uma tabela com o número de elétrons 
em cada subnível. O número de elétrons em cada subnível 
é dado por 4 ·  + 2, onde só assume valores iguais a 
0, 1, 2, 3, 4 ...
Subnível no quântico ( ) máximo de elétrons
s 0 2
p 1 6
d 2 10
f 3 14
D.3. Número Quântico Magnético (m ) 
 Indica em qual orbital dentro do subnível o elétron se 
encontra, observe a tabela abaixo com os valores dos 
números quânticos magnéticos.
Subníveis
Valores
de ( )
Valores 
de m
Quantidade 
de orbitais
Representação 
Gráfica
s 0 0 1 0
p 1 – 1, 0, +1 3 0 +1–1
d 2
–2, –1, 0, 
+1, +2
5 0–2 +1–1 +2
f 3
–3, –2, –1, 0, 
+1, +2, +3
7 –3 0–2 +1–1 +3+2
D.4. Número quântico Spin
 Indica a rotação dos elétrons, pois cada orbital comporta 
no máximo 2 elétrons e estes de spins opostos(Princípio 
da Exclusão de Wolfgang Pauli). Observe que no átomo 
não existem elétrons com 4 números quânticos idênticos. 
Os valores de spin podem ser iguais a –1/2 ou +1/2.
 Para preencher os elétrons nos orbitais seguimos o 
princípio de que os elétrons devem ocupar o menor 
estado energético, essa regra foi sugerida pelo cientista 
Hund sendo chamada de regra de Hund. Abaixo segue o 
preenchimento sequencial de 5 elétrons no subnível p.
 
p2
p3
p4
p5
E. Diagrama de Linus Pauling
 Linus Pauling observou o diagrama de preenchimento de 
energia dos elétrons nos subníveis e orbitais e o utilizou para 
explicar as ligações químicas, o diagrama segue abaixo mostra 
a sequencia de preenchimento dos elétrons na sequencia do 
menos energético para o mais energético, o diagrama segue 
o princípio de Aufbau.
 A sequencia de preenchimento de é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 
4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
12
Química
Exercícios de Fixação
01. (EsPCEx/2017) Quando um átomo, ou um grupo de átomos, 
perde a neutralidade elétrica, passa a ser denominado de íon. 
Sendo assim, o íon é formado quando o átomo (ou grupo de 
átomos) ganha ou perde elétrons. Logicamente, esse fato interfere 
na distribuição eletrônica da espécie química. Todavia, várias 
espécies químicas podem possuir a mesma distribuição eletrônica. 
Considere as espécies químicas listadas na tabela a seguir:
I II III IV V VI
20
Ca2+
16
S2–
9
F1–
17
C1–
38
Sr2+
24
Cr3+
 A distribuição eletrônica 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 (segundo o 
Diagrama de Linus Pauling) pode corresponder, apenas, à 
distribuição eletrônica das espécies
A) I, II, III e VI. D) I, II e IV.
B) II, III, IV e V. E) I, V e VI
C) III, IV e V.
02. (EsPCEx/2016) Munições traçantes são aquelas que possuem 
um projétil especial, contendo uma carga pirotécnica em sua 
retaguarda. Essa carga pirotécnica, após o tiro, é ignificada, 
gerando um traço de luz colorido, permitindo a visualização 
de tiros noturnos a olho nu. Essa carga pirotécnica é uma 
mistura química que pode possuir, dentre vários ingredientes, 
sais cujos íons emitem radiação de cor característica associada 
ao traço luminoso. Um tipo de munição traçante usada por um 
exército possui na sua composição química uma determinada 
substância, cuja espécie química ocasiona um traço de cor 
correspondente bastante característico.
 Com relação à espécie química componente da munição desse 
exército sabe-se:
I. A representação do elemento químico do átomo da espécie 
responsável pela coloração pertence à família dos metais 
alcalinos-terrosos da tabela periódica;
II. O átomo da espécie responsável pela coloração do traço 
possui massa de 137 u e número de nêutrons 81. Sabe-se 
também que uma das espécies apresentadas na tabela do 
item III (que mostra a relação de cor emitida característica 
conforme a espécie química e sua distribuição eletrônicA) é 
a responsável pela cor do traço da munição desse exército;
III. Tabela com espécies químicas, suas distribuições eletrônicas 
e colorações características.
Sal
Espécie 
Química
Distribuição eletrônica da espécie 
química no estado fundamental 
Coloração 
característica
Cloreto 
de cálcio
Cálcio 1s22s22p63s23p64s2 vermelha- 
-alaranjada
Cloreto 
de Bário
Bário 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2 verde
Nitrato de 
Estrôncio
Estrôncio 1s22s22p63s23p64s23d104p65s2 vermelha
Cloreto 
de cobre 
(II)
Cobre 1s22s22p63s23p64s13d10 azul
Nitrato de 
Magnésio
Magnésio 1s22s22p63s2 branca
 Considerando os dados contidos, nos itens I e II, atrelados às 
informações da tabela do item III, a munição traçante, descrita 
acima, empregada por esse exército possui traço de coloração:
A) vermelha-alaranjada. D) azul.
B) verde. E) branca.
C) vermelha.
03. (EsPCEx/2015) Considere dois elementos químicos cujos átomos 
fornecem íons bivalentes isoeletrônicos, o cátion X2+ e o ânion 
Y2–. Pode-se afirmar que os elementos químicos dos átomos 
X e Y referem-se, respectivamente, a
A) 
20
Ca e 
34
Se D) 
20
Ca e 
8
O
B) 
38
Sr e 
8
O E) 
20
Ca e 
16
S
C) 
38
Sr e 
16
S
04. (EsPCEx/2014)Um átomo neutro do elemento químico genérico 
A, ao perder 2 elétrons forma um cátion bivalente, contendo 
36 elétrons. O número atômico deste átomo A é
A) 36 D) 40
B) 42 E) 38
C) 34
05. (EsPCEx/2012) São dadas as seguintes afirmativas:
I. Joseph J. Thomson, em seu modelo atômico, descrevia 
o átomo como uma estrutura na qual a carga positiva 
permanecia no centro, constituindo o núcleo, enquanto as 
cargas negativas giravam em torno desse núcleo;
II. um átomo, no estado fundamental, que possui 20 elétrons 
na sua eletrosfera, ao perder dois elétrons, gerará um 
cátion bivalente correspondente, com configuração 
eletrônica – segundo o diagrama de Linus Pauling – igual a 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6;
III. a afinidade eletrônica (eletroafinidadE) aumenta conforme 
o raio atômico diminui. Dessa forma, devido ao seu menor 
raio atômico, o oxigênio (Z = 8) possui maior afinidade 
eletrônica do que o enxofre (Z = 16), ambos pertencentes 
à mesma família da Tabela Periódica;
IV. o raio de um íon negativo (ânion) é sempre menor que o 
raio do átomo que lhe deu origem.
 Das afirmações feitas, utilizando os dados acima, estão corretas 
apenas:
A) I e II D) I e IV
B) I e III E) II e IV
C) II e III
06. (EsPCEx/2011) A seguir são apresentadas as configurações 
eletrônicas, segundo o diagrama de Linus Pauling, nos 
seus estados fundamentais, dos átomos representados, 
respectivamente, pelos algarismos I, II, III e IV.
I. 1s22s22p6
II. 1s22s22p63s1
III. 1s22s22p63s2
IV. 1s22s22p63s23p5
 Com base nessas informações, a alternativa correta é:
A) O ganho de um elétron pelo átomo IV ocorre com absorção 
de energia.
B) Dentre os átomos apresentados, o átomo I apresenta a 
menor energia de ionização.
C) O átomo III tem maior raio atômico que o átomo II.
D) O cátion monovalente oriundo do átomo II é isoeletrônico 
em relação ao átomo III.
E) A ligação química entre o átomo II e o átomo IV é iônica.
IBRAPEM - PREPARAÇÃO É A MISSÃO
13
Química
07. Segundo Chang e Goldsby, o movimento quantizado de um 
elétron de um estado de energia para outro é análogo ao 
movimento de uma bola de tênis subindo ou descendo degraus. 
A bola pode estar em qualquer degrau, mas não entre degraus.
 Essa analogia se aplica ao modelo atômico proposto por 
A) Sommerfeld. D) Bohr.
B) Ruterford. E) Einstein
C) Heinsenberg.
08. No sétimo e oitavo períodos da Tabela Periódica,