Química geral: resolução comentada das listas 2 a 5

Química Geral Teórica e Experimental, Resolução comentada das Listas 2, 3, 4 e 5

Engenharia Civil · Profa. da disciplina · Autor: Ulysses Cesar · Turma: 1º semestre · 2026/2

Listas disponibilizadas para a turma em 08/09/2026. Cada questão traz a resposta e, em seguida, o raciocínio

passo a passo. Massas atômicas arredondadas ao inteiro mais próximo, como a Lista 4 pede: H = 1, C = 12

N = 14, O = 16, Na = 23, Mg = 24, Al = 27, P = 31, S = 32, Cl = 35, Ca = 40, Ni = 59, Cu = 64, Br = 80

Ba = 137. Onde o arredondamento muda o resultado, o valor com massa exata aparece entre parênteses.

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LISTA 2, Modelos atômicos, natureza do elétron e números quânticos

1) Raios catódicos: partícula ou onda?

Cada propriedade observada nos tubos de raios catódicos foi usada, na época de Thomson, para defender uma

das duas visões. A chave é perguntar: "o que a luz (onda) faz, e o que um corpúsculo carregado faz?"

(a) Atravessam folhas finas de metal. Apoia o modelo de onda: pensava-se que uma partícula material

não atravessaria um sólido, enquanto radiação poderia atravessá-lo (hoje sabemos que o elétron passa por

ser minúsculo em relação aos espaços entre os átomos, mas na época o argumento pesou a favor da onda).

(b) Viajam a velocidades inferiores à da luz. Apoia o modelo de partícula: toda radiação

eletromagnética viaja à velocidade da luz no vácuo; algo mais lento tem massa.

(c) Um objeto na trajetória produz sombra. Mostra que os raios se propagam em linha reta, como a

luz; foi usado a favor da onda, embora seja compatível com um feixe de partículas também.

(d) A trajetória muda entre placas carregadas. Apoia decisivamente o modelo de **partícula com

carga**: a luz não é desviada por campo elétrico; um corpúsculo carregado é. Foi este experimento (com

campos elétrico e magnético) que permitiu a Thomson medir a razão carga/massa do elétron.

2) Radiação eletromagnética com propriedades de partícula → **(d) Efeito fotoelétrico**

Quando luz incide num metal, elétrons só são ejetados se a frequência ultrapassar um limiar, e a energia

cinética deles depende da frequência, não da intensidade. Isso é inexplicável para uma onda contínua (que

acumularia energia com o tempo) e só se explica se a luz vier em pacotes, os fótons, cada um com energia

E = h·ν (Einstein, 1905). A radiação do corpo negro (a) também exigiu a quantização (Planck), mas a

evidência direta de "luz como partícula" é o efeito fotoelétrico. (b) é evidência de onda para o elétron, e

(c) trata de níveis de energia.

3) Partículas com caráter de onda → **(b) Difração dos elétrons**

Difração é um fenômeno exclusivo de ondas (interferência ao passar por fendas ou por uma rede cristalina).

Davisson e Germer (1927) observaram elétrons difratados por um cristal de níquel com o comprimento de onda

previsto por de Broglie (λ = h/mv). O espalhamento de partículas α (a) mostrou o núcleo; raios catódicos (c)

e efeito fotoelétrico (d) evidenciam partículas.

4) Número de orbitais numa subcamada = 2l + 1

l · subcamada · orbitais

0 · s · 1

2 · d · 5

1 · p · 3

3 · f · 7

O número quântico magnético mₗ vai de −l a +l, inteiros, o que dá 2l + 1 valores, um por orbital.

5) Camada n = 6

(a) Há 6 subcamadas, porque l vai de 0 a n − 1 = 5.

(b) 6s, 6p, 6d, 6f, 6g, 6h (as duas últimas não são ocupadas por nenhum átomo conhecido no estado

fundamental, mas existem como soluções da equação).

(c) Orbitais na camada = n² = 36 (1 + 3 + 5 + 7 + 9 + 11).

6) Números quânticos principal (n) e de momento angular (l)

orbital · n · l

6p · 6 · 1

3d · 3 · 2

2p · 2 · 1

5f · 5 · 3

Regra: o número é n; a letra dá l (s = 0, p = 1, d = 2, f = 3).

7) Estado fundamental ou excitado?

O estado fundamental obedece a três regras: preenchimento em ordem de energia (Aufbau), no máximo dois

elétrons por orbital com spins opostos (Pauli) e, em orbitais de mesma energia, um elétron em cada antes de

emparelhar, com spins paralelos (Hund).

(a) C, 1s² 2s² 2p² com os dois elétrons do 2p emparelhados no mesmo orbital: viola a regra de Hund

(deveriam ocupar dois orbitais, spins paralelos). É um estado excitado (permitido, mas de energia maior).

(b) N, 2p³ com ↑↓↑: um par onde deveria haver três desemparelhados. Estado excitado.

(c) Be, 1s² 2s¹ 2p¹: um elétron foi promovido do 2s para o 2p. Estado excitado (fundamental é 1s² 2s²).

(d) O, 1s² 2s² 2p⁴ com ↑↓ ↑ ↑: é exatamente o que Hund prevê para quatro elétrons em três orbitais.

Estado fundamental.

8) Configurações eletrônicas do estado fundamental

(a) Sódio (Z = 11): 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ = [Ne] 3s¹

(b) Silício (Z = 14): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p² = [Ne] 3s² 3p²

(c) Cloro (Z = 17): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ = [Ne] 3s² 3p⁵

(d) Rubídio (Z = 37): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s¹ = [Kr] 5s¹

9) Conjuntos {n, l, mₗ, mₛ} proibidos

As restrições: l vai de 0 a n − 1; mₗ vai de −l a +l; mₛ = ±½.

(a) {4, 2, −1, +½}: l = 2 < 4 (confere); mₗ = −1 está entre −2 e +2 (confere). Permitido (um elétron 4d).

(b) {5, 0, −1, +½}: l = 0 obriga mₗ = 0; mₗ = −1 é impossível. Proibido.

(c) {4, 4, −1, +½}: l tem de ser menor que n; l = 4 com n = 4 é impossível. Proibido.

10) Modelo de Rutherford → **(e)**

O experimento da folha de ouro (1911) mostrou que quase todas as partículas α atravessavam a folha e

pouquíssimas eram desviadas em grandes ângulos: a massa e a carga positiva estão concentradas num

núcleo minúsculo, e os elétrons ocupam o espaço ao redor. (a) descreve Thomson; (c) inverte as massas;

(d) troca o sinal da carga.

11) Cronologia dos modelos → **(b) 2, 4, 5, 1, 3**

Dalton, 1808 (2: esfera maciça e indivisível) → Thomson, 1897 (4: "pudim de passas", elétrons incrustados na

massa positiva) → Rutherford, 1911 (5: núcleo positivo com elétrons ao redor) → Bohr, 1913 (1: níveis de

energia quantizados) → modelo quântico de Schrödinger e Heisenberg, 1926 (3: probabilístico, orbitais).

12) Efeito fotoelétrico na charge → **(c)**

Abaixo da frequência de corte nenhum elétron é emitido, por maior que seja a intensidade (é isso que

descarta (b): intensidade alta só aumenta o número de fótons, não a energia de cada um). Em (a), a energia

mínima para arrancar o elétron chama-se função trabalho e varia com o metal; "fóton" é o quantum de luz.

Em (d) quem escapa é o elétron, não o núcleo. Em (e) a relação está invertida: função trabalho maior exige

frequência de corte maior (W = h·ν₀).

13) Efeito fotoelétrico (Einstein, Nobel de 1921) → **(e)**

É a emissão de elétrons por um metal quando a frequência da luz supera um valor característico do metal.

(a) fala em intensidade, que não é o critério; (b) descreve incandescência; (c) fóton não tem carga; (d) é

descarga elétrica pelo ar.

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LISTA 3, Tabela periódica e propriedades periódicas

Duas tendências resolvem quase tudo: num período, da esquerda para a direita, a carga nuclear efetiva

cresce, o raio diminui, a energia de ionização e a afinidade eletrônica crescem; num grupo, de cima para

baixo, entram camadas, o raio cresce e a energia de ionização cai.

1) Raio atômico em ordem decrescente

(a) Si > S > Cl, mesmo período (3º): o raio cai da esquerda para a direita.

(b) Ti > Cr > Co, mesmo período (4º), metais de transição: a queda é suave, mas segue a mesma direção

(Z = 22, 24, 27).

(c) Hg > Cd > Zn, mesmo grupo (12): o raio cresce para baixo (Zn 4º período, Cd 5º, Hg 6º).

(d) Bi > Sb > P, mesmo grupo (15): P (3º período) < Sb (5º) < Bi (6º).

2) Menor primeira energia de ionização

(a) Ca (abaixo do Mg no grupo 2: elétron de valência mais afastado, mais blindado).

(b) Na (à esquerda do Mg no 3º período: menor carga nuclear efetiva sobre o elétron 3s).

(c) Na (496 kJ/mol contra 578 kJ/mol do Al; o Al está mais à direita, mas seu elétron 3p é mais fácil de

remover que o 3s² do Mg, e ainda assim mais difícil que o 3s¹ do Na).

3) Maior afinidade eletrônica (maior liberação de energia ao receber um elétron)

(a) Iodo (−295 kJ/mol) contra telúrio (−190): o halogênio, a um elétron de fechar a camada, é mais ávido.

(b) Berílio e magnésio têm afinidade eletrônica praticamente nula ou positiva (o elétron extra teria de

entrar num subnível p vazio, de energia mais alta, porque o s está cheio). Nas tabelas, ambas são ≈ 0;

se a questão exigir uma escolha, o Be é o convencionalmente apontado, mas o ponto do exercício é

reconhecer que os metais alcalino-terrosos não têm afinidade eletrônica favorável.

(c) Enxofre (−200 kJ/mol) contra oxigênio (−141): exceção à tendência do grupo, porque o oxigênio é tão

pequeno que a repulsão entre os elétrons já presentes atrapalha a entrada do novo.

(d) Gálio (−29 a −41 kJ/mol, conforme a tabela) e índio (−29 a −37) são muito próximos; a maioria das

tabelas dá ligeira vantagem ao gálio, seguindo a tendência de o menor átomo do grupo 13 (abaixo do

boro) atrair um pouco mais o elétron. Registre o valor da tabela usada em aula.

4) Metais de transição

São os elementos dos grupos 3 a 12 (bloco d). **Háfnio (Hf, Z = 72, grupo 4), nióbio (Nb, Z = 41, grupo 5) e

cádmio (Cd, Z = 48, grupo 12) são metais de transição. Rádio é alcalino-terroso (grupo 2) e radônio**

é gás nobre (grupo 18): não são.

5) Metal, não metal ou metaloide

elemento · classe · por quê

alumínio (Al) · metal · grupo 13, condutor, forma cátion Al³⁺

carbono (C) · não metal · grupo 14, acima da diagonal dos metaloides

germânio (Ge) · metaloide · grupo 14, na diagonal (semicondutor)

arsênio (As) · metaloide · grupo 15, na diagonal

selênio (Se) · não metal · grupo 16, abaixo do enxofre, à direita da diagonal

telúrio (Te) · metaloide · grupo 16, na diagonal

A diagonal dos metaloides vai do boro ao astato: B, Si, Ge, As, Sb, Te (e, para alguns autores, Po e At).

6) (Enem 2018) Nióbio e tântalo → **C**

Nb (Z = 41, 5º período) e Ta (Z = 73, 6º período) pertencem ao grupo 5: mesma configuração de valência

(d³ s²), logo propriedades químicas semelhantes. (A) e (B) descrevem lantanídeos e actinídeos; (D) inverte os

níveis (Nb tem a camada mais externa no 5º nível e Ta no 6º) e, ainda que fosse verdade, não explicaria

semelhança; (E) são grupos 2 e 1, que não é o caso.

7) (FEI-SP) X, Y e Z

X = 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ é o sódio; Y = …3s² 3p⁵ é o cloro; Z = …3s² 3p⁶ é o argônio.

I, Correta: os três têm a camada de valência no nível 3, logo estão no 3º período.

II, Falsa: são dos grupos 1, 17 e 18.

III, Correta: X está no início do período, com a menor carga nuclear efetiva; tem o maior raio e a

maior tendência a perder elétron (eletropositividade).

IV, Correta: pela mesma razão, o sódio tem o menor potencial de ionização do 3º período.

V, Correta: 3s¹ → metal alcalino; 3s² 3p⁵ → halogênio; 3s² 3p⁶ → gás nobre.

Corretas: I, III, IV e V.

8) (Fuvest-SP) Gráfico do potencial de ionização

(a) Maior dificuldade de formar cátions = maior potencial de ionização: hélio, neônio e argônio (os picos

do gráfico; gases nobres têm camada completa).

(b) De Z = 3 (Li) a Z = 10 (Ne) estamos no mesmo período: a cada elemento entra um próton no núcleo e um

elétron na mesma camada, que blinda mal a carga adicional; a carga nuclear efetiva cresce, o raio

diminui e o elétron mais externo fica mais preso, exigindo mais energia para ser removido.

(c) Maior eletropositividade = menor potencial de ionização: potássio (K, Z = 19), o ponto mais baixo

do gráfico.

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LISTA 4, Mol, massa molar e quantidade de matéria

Ferramentas: massa molar M (g/mol) = soma das massas atômicas; n = m / M (mol); m = n · M;

1 mol = 6,0 × 10²³ entidades. Massas usadas: H 1, C 12, N 14, O 16, Na 23, Mg 24, Al 27, P 31, S 32, Cl 35

Ca 40, Ni 59, Cu 64, Br 80, Ba 137.

1) Massas moleculares

substância · fórmula · conta · M (g/mol)

a) álcool metílico · CH₄O · 12 + 4·1 + 16 · 32

b) ácido sulfúrico · H₂SO₄ · 2·1 + 32 + 4·16 · 98

c) ácido carbônico · H₂CO₃ · 2·1 + 12 + 3·16 · 62

d) gás carbônico · CO₂ · 12 + 2·16 · 44

e) hidróxido de sódio · NaOH · 23 + 16 + 1 · 40

f) fosfato de cálcio · Ca₃(PO₄)₂ · 3·40 + 2·(31 + 4·16) = 120 + 190 · 310

g) nitrato de bário · Ba(NO₃)₂ · 137 + 2·(14 + 48) · 261

h) carbonato de alumínio · Al₂(CO₃)₃ · 2·27 + 3·(12 + 48) = 54 + 180 · 234

i) hidróxido de níquel II · Ni(OH)₂ · 59 + 2·17 · 93

j) ácido nitroso · HNO₂ · 1 + 14 + 32 · 47

k) ácido bromídrico · HBr · 1 + 80 · 81

l) hidróxido de magnésio · Mg(OH)₂ · 24 + 2·17 · 58

m) hidróxido de alumínio · Al(OH)₃ · 27 + 3·17 · 78

Como montar as fórmulas: o ácido leva tantos H quantas forem as cargas negativas do ânion (sulfato SO₄²⁻ →

H₂SO₄; nitrito NO₂⁻ → HNO₂); o sal e o hidróxido cruzam as cargas (Ca²⁺ e PO₄³⁻ → Ca₃(PO₄)₂; Al³⁺ e OH⁻ →

Al(OH)₃).

2) 5 mol de H₂O + 200 g de CO₂

Massa da água: 5 mol × 18 g/mol = 90 g. Massa total = 90 + 200 = 290 g.

3) 0,75 mol de água

m = 0,75 × 18 = 13,5 g.

4) 3 mol de magnésio

m = 3 × 24 = 72 g.

5) Conversões

(a) 11,5 g de Na: n = 11,5 / 23 = 0,5 mol.

(b) 6,4 g de S: n = 6,4 / 32 = 0,2 mol.

(c) 2,5 mol de Cu: m = 2,5 × 64 = 160 g (com Cu = 63,5: 158,75 g).

(d) 14,2 g de Cl: n = 14,2 / 35 ≈ 0,41 mol (com Cl = 35,5: 0,40 mol).

6) Ácido acetilsalicílico, 45 mg

45 mg = 0,045 g. n = 0,045 / 180 = 2,5 × 10⁻⁴ mol (0,00025 mol). Se pedirem moléculas:

2,5 × 10⁻⁴ × 6,0 × 10²³ = 1,5 × 10²⁰ moléculas.

7) 4,3 g de hexano (C₆H₁₄)

M = 6·12 + 14·1 = 86 g/mol. n = 4,3 / 86 = 0,05 mol.

8) 32 mol de cobre

m = 32 × 64 = 2048 g ≈ 2,05 kg (com Cu = 63,5: 2032 g).

9) Urucum (C₂₅H₃₀O₄) em 500 g de salsicha

Limite: 0,002 g por 100 g → em 500 g: 0,002 × 5 = 0,010 g. M = 25·12 + 30·1 + 4·16 = 300 + 30 + 64 =

394 g/mol. n = 0,010 / 394 ≈ 2,5 × 10⁻⁵ mol.

10) Assinatura a grafite, 1 mg

Grafite é carbono: 1 mg = 0,001 g; n = 0,001 / 12 ≈ 8,3 × 10⁻⁵ mol (cerca de 5 × 10¹⁹ átomos).

11) 19 mol de NaOH

m = 19 × 40 = 760 g.

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LISTA 5, Estequiometria I (gabarito da professora conferido: 1B 2D 3C 4A 5C 6D 7C 8D 9A 10B)

Método único para todas: (1) equação balanceada; (2) converter o dado em mol; (3) usar a proporção dos

coeficientes; (4) converter o mol pedido em massa (× M) ou volume (× 22,4 L nas CNTP, × 24 L nas

condições ambientes).

1) 2 HF + CaO → H₂O + CaF₂ → **B (1,5 mol)**

Proporção 2 HF : 1 CaO. Para 3 mol de HF: 3 × (1/2) = 1,5 mol de CaO.

2) CO + 2 H₂ → CH₃OH → **D (4,8 mol)**

Proporção 2 H₂ : 1 CH₃OH. Para 2,4 mol de metanol: 2,4 × 2 = 4,8 mol de H₂.

3) SO₃ + H₂O → H₂SO₄ → **C (19,6 g)**

M(SO₃) = 32 + 48 = 80 g/mol → 16 g = 0,2 mol. Proporção 1 : 1 → 0,2 mol de H₂SO₄ × 98 g/mol = 19,6 g.

4) H₂SO₄ + CaCO₃ → CaSO₄ + H₂O + CO₂ → **A (544 g)**

400 g de CaCO₃ / 100 = 4 mol. Proporção 1 : 1 → 4 mol de CaSO₄ × 136 = 544 g.

5) C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O → **C (60 g)**

M(C₃H₈) = 36 + 8 = 44 g/mol → 20 g = 0,4545 mol. Proporção 1 : 3 → 1,364 mol de CO₂ × 44 = 60 g.

Atalho: 44 g de propano dão 132 g de CO₂; regra de três com 20 g → 60 g.

6) C₂H₆O + 3 O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O → **D (440 g)**

M(C₂H₆O) = 24 + 6 + 16 = 46 g/mol → 230 g = 5 mol. Proporção 1 : 2 → 10 mol de CO₂ × 44 = 440 g.

7) MgCO₃ → MgO + CO₂ → **C (56,0 L)**

210 g / 84 = 2,5 mol de MgCO₃ → 2,5 mol de CO₂ × 22,4 L/mol = 56,0 L (CNTP).

8) Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂ → **D (50 g)**

30 L de CO / 22,4 = 1,339 mol. Proporção 3 CO : 2 Fe → 1,339 × (2/3) = 0,893 mol de Fe × 56 = 50 g.

9) 3 NO₂ + H₂O → 2 HNO₃ + NO → **A (60 g)**

32 L de NO₂ / 22,4 = 1,429 mol. Proporção 3 : 2 → 0,952 mol de HNO₃ × 63 = 60 g.

10) C₂H₅OH + O₂ → CH₃COOH + H₂O → **B (12 L)**

30 g de ácido acético / 60 = 0,5 mol. Proporção 1 O₂ : 1 CH₃COOH → 0,5 mol de O₂ × 24 L/mol (condições

ambientes) = 12 L.

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Erros que estas listas costumam provocar (e como evitá-los)

Esquecer de balancear ou usar a proporção invertida (Lista 5, questões 8 e 9: o coeficiente do produto vai

no numerador). Escreva "mol dado × (coef. pedido / coef. dado)".

Usar 22,4 L quando o enunciado diz "condições ambientes" (24 L), questão 10.

Trocar massa molar por massa atômica em compostos com parênteses: em Ca₃(PO₄)₂ o índice 2 multiplica

tudo dentro do parêntese.

Nas propriedades periódicas, confundir "maior afinidade eletrônica" com "mais negativa": as duas

expressões querem dizer o mesmo (mais energia liberada).

Ler o gráfico da Fuvest como se fosse de raio: é de potencial de ionização; picos são gases nobres, vales

são alcalinos.