SUMÁRIO
CAPÍTULO I
Relações de Massa..............................................................................................................................02
Sessão leitura........................................................................................................................................03
Exercícios de Fixção..............................................................................................................................04
CAPÍTULO II
Reações Químicas...............................................................................................................................07
Sessão Leitura.......................................................................................................................................09
Exercícios de Fixação............................................................................................................................11
Pintou no ENEM....................................................................................................................................15
CAPÍTULO III
Leis Ponderais.....................................................................................................................................16
Sessão leitura........................................................................................................................................16
Exercícios de Fixação............................................................................................................................17
CAPÍTULO IV
Balanceamento das Equações Químicas..........................................................................................18
Sessão Leitura.......................................................................................................................................19
Exercícios de Fixação............................................................................................................................20
CAPÍTULO V
Estudo dos Gases...............................................................................................................................23
Sessão Leitura.......................................................................................................................................25
Exercícios de Fixação............................................................................................................................26
Pintou no ENEM....................................................................................................................................28
CAPÍTULO VI
Cálculos Estequiométricos.................................................................................................................29
Sessão Leitura.......................................................................................................................................33
Exercícios de Fixação............................................................................................................................35
REFERÊNCIAS...............................................................................................................................................43
2
Capítulo 1
1. Relações de massa
A química possibilitou a humanidade uma
melhora substancial em sua qualidade de vida,
pois a partir de seus princípios foram criados
medicamentos, combustíveis, alimentos, tecidos,
polímeros, etc. No entanto, para que a Química
fosse economicamente viável, tivemos que
aprender a manuseá-la e quantifica-la. A
quantificação nos permitiu saber exatamente o
quanto gastar de reagentes e o quando produzir.
Muitas vezes é preciso determinar também o
número de átomos ou de moléculas das
substâncias que reagem ou são produzidas. Para
isso, um primeiro passo é conhecer a massa dos
átomos.
Observação: Os elementos químicos consistem
em dois ou mais isótopos. Por isso, as massas
atômicas dos elementos que vemos nas tabelas
periódicas são médias ponderadas das massas
dos seus respectivos isótopos.
1.3.Massa Molecular
Se conhecermos as massas atômicas dos
átomos constituintes de uma molécula,
podemos calcular a massa dessa molécula.
A massa molecular (às vezes chamada de
peso molecular) é a soma das massas
atômicas (em u) dos átomos da molécula.
Por exemplo, a massa molecular da água
(H2O) é:
2 x (massa atômica do H) + massa atômica do O
2 x (1,008 u) + 16,00 u = 18,02 u
1.1.Unidade de massa atômica (u)
Em 1961, na Conferência da União Internacional
de Química Pura e Aplicada (IUPAC), adotou-se
como padrão de massas atômicas o isótopo 12
do elemento carbono (12C), ao qual se
convencionou atribuir o valor exato de 12
unidades de massa atômica.
Uma unidade de massa atômica (1 u)
corresponde a 1/12 de massa de um átomo de
isótopo 12 do carbono.
Temos de multiplicar a massa atômica de
cada elemento pelo número de átomos
desse elemento presente na molécula e,
depois, somar as contribuições de todos os
elementos.
Exemplo:
Calcular a massa molecular:
NaCl, C12H22O11, COCl2, HCL, H2SO4.
1.4.Número de Avogadro
Amedeo Avogadro foi o primeiro cientista a
conceber a ideia de que uma amostra de um
elemento, com massa em gramas igual à
sua massa atômica, apresenta sempre o
mesmo número de átomos. Esse número foi
denominado Número de
Avogadro
e
seu
valor é aproximadamente
23
igual a 6,02 x 10 .
Exemplo: Em 342g de sacarose há 6,02 x 10
desta substância.
1.2.Massa Atômica (MA)
Massa atômica é o número que indica quantas
vezes a massa de um átomo de um determinado
elemento é mais pesada que 1u, ou seja, 1/12 do
átomo de 12C.
Exemplo: O oxigênio tem massa atômica de 16u,
portanto é mais pesado 16 vezes em relação à
1/12 de um átomo de carbono-12.
1.5.Mol
O mol é definido como a quantidade de
matéria de um sistema que contém 6,02 x
23
10 unidades elementares. Pela definição,
qualquer quantidade de matéria que
23
contenha 6,02 x 10 entidades é 1 mol.
Assim, pode-se ter 1 mol de átomos, de
moléculas, de íons, de prótons, de elétrons
etc.
23
3
1.6.Massa Molar
É a massa equivalente a 1 mol (6,02 x 1023
entidades) de determinada espécie química. Sua
unidade é g/mol.
Exemplo: A massa atômica do carbono é 12u,
portanto a massa de 1 mol de C é 12g. Ou seja,
a massa molar de C é 12g/mol.
A massa molar nada mais é que a massa da
substância
por
unidade
de
quantidade
de
matéria. Portanto:
, onde n=nº de mols, m=massa da
substância, M=massa molar.
LEMBRE-SE QUE:
Sessão leitura:
Por que os objetos flutuam ou afundam na
água?
É muito comum supormos que objetos pesados
afundem e objetos mais leves flutuem. Ao
observar o que acontece com eles quando
colocados em água, entretanto, vimos que isso
nem sempre é verdade. O bloco grande de
madeira, objeto relativamente pesado, flutua
enquanto o alfinete, objeto relativamente leve
afunda. Porque isso acontece?
Isso nos mostra que a massa, isoladamente, não
é critério para prever a flutuação ou não dos
objetos. Afinal navios enormes, com toneladas de
matérias, flutuam nas águas de mares e rios.
Algumas pessoas pensam que a flutuação nesse
caso está relacionada com a quantidade de
água. Mas a quantidade de água não tem
influência sobre a flutuação.
Se a massa isoladamente não é critério para
prever se os objetos afundam ou flutuam na água
e se a quantidade de água não tem influência
sobre a flutuação, quais variáveis estariam
envolvidas nessa questão?
Para melhorar nossa explicação e as previsões
sobre comportamento dos objetos quando
colocados em água, vamos discutir um processo
que chamamos de separação de variáveis.
Objetos de mesma massa podem ter
comportamento diferente em relação a flutuação,
o que também ocorre com objetos de mesmo
volume. No caso dos objetos de mesma massa,
os que flutuam tem maior volume do que os que
afundam. Assim blocos de madeira, que flutuam,
tem maior volume, portanto são bem maiores do
que blocos de chumbo de mesma massa, que
afundam. No caso de objetos com o mesmo
volume, os que afundam tem maior massa do
que os que flutuam. Finalmente comparando
objetos de um mesmo material, pode-se concluir
que, independentemente de sua massa e de seu
volume, eles tem o mesmo comportamento em
relação a flutuação. É o que acontece com os
blocos de um mesmo tipo de madeira: todos
flutuam. Por um raciocínio semelhante,
concluímos que todos os parafusos de ferro,
apesar de possuírem massa e volume diferentes,
afundam na água.
Tudo isso nos leva a concluir que o fato de um
objeto flutuar ou não depende do material de que
é feito, e não de sua massa ou de seu volume
isoladamente. No entanto já obtivemos uma pista
importante: no caso dos de mesmo volume, os
que afundam, tem massa maior que os que
flutuam; no caso dos de mesma massa, os que
afundam tem volume menor que os que flutuam.
Ou seja, a flutuação depende de uma
propriedade que relaciona massa e volume.
Densidade;
materiais.
propriedade
específica
dos
Analisando as medidas de massa e volume e as
relações que estabelecemos entre duas
grandezas, para os objetos de mesmo material,
concluímos que a propriedade que relaciona a
massa e o volume é a densidade. Como
sabemos, essa propriedade é constante, a uma
dada temperatura, para objetos feitos de um
mesmo material, independentemente de sua
massa ou de seu volume. Assim um prego de
ferro possui a mesma densidade que uma barra
de ferro. Portanto a densidade é uma
propriedade específica, muito útil para a
identificação dos materiais, já que cada tipo
4
possui a sua. Por sua vez, massa e volume são
propriedades gerais e não servem, isoladamente,
para identificar os materiais.
A unidade utilizada para representar a densidade
3
é o grama por centímetro cúbico (g/cm ). Isso
significa que estamos, de certa forma definindo
essa propriedade como a massa dividida pelo
volume. Além de ser útil para cálculos, essa
fórmula expressa a ideia de que, com densidade,
podemos comparar as massas do mesmo
volume de diferentes materiais.
Pela explicação dada, concluímos que é possível
prever a flutuação dos objetos com base no
conceito de densidade. Objetos mais densos que
a água afundam; os menos densos flutuam.
3
Como a densidade da água é 1,0 g/cm ,
deduzimos que os objetos de densidade maior
3
que 1,0 g/cm afundam e os de densidade menor
flutuam. O mesmo raciocínio é válido no caso de
outros líquidos. Basta comparar a densidade do
líquido com a do objeto.
alumínio, Al2(SO4)3. Para se obterem 3 mols
desse sulfato, quantos mols do ácido são
necessários?
a) 3.
b) 6.
c) 9.
d) 12.
e) 15
05) Em um das etapas de tratamento de água,
ocorre a retenção de partículas sólidas em uma
massa gelatinosa constituída por hidróxido de
alumínio. Essa substância é preparada pela
adição de Ca(OH)2 e Al2(SO4)3 à água contida em
tanques de tratamento. O número de mols do
Al2(SO4)3 que devem reagir com suficiente
Ca(OH)2 para formar 10 mols de hidróxido de
alumínio é igual a:
a) 1.
b) 2.
c) 3.
d) 4.
e) 5.
Com auxílio da tabela de massas atômicas,
calcular:
Exercícios para fixação:
01)Dada a reação não-balanceada:
Zn + HCl _ ZnCl2 + H2
Qual o número de mols de átomos de zinco que
reagem completamente com 20 mols de ácido
Clorídrico (HCl)?
02)A combustão completa do metano (CH4)
produz dióxido de carbono (CO2) e água. A
alternativa que representa o número de mols de
CO2 produzido na combustão de 0,3 mol de CH4
é:
CH4 + 2 O2_ CO2 + 2 H2O
a) 1,2 mols.
b) 0,6 mol.
c) 0,9 mol.
d) 0,3 mol.
e) 1,5 mol.
03)Considere a informação: cal viva + água  cal
hidratada (hidróxido de cálcio). A quantidade de
cal hidratada formada pela reação de água com
2,0 mols de cal viva é:
a) 1,0 mol.
b) 1,5 mol.
c) 2,0 mols.
d) 2,5 mols.
04)Na reação de óxido de alumínio com ácido
sulfúrico forma-se sulfato de
06)A massa molecular e Molécula-grama e massa
molar das seguintes substancias:
a) Cloreto férrico: Fe Cl3
b) Fosfato de magnésio: Mg3(PO4)2
c) Cloreto de cálcio dihidratado: CaCl2.2H2O
d) Nitrato de cobalto: Co(NO3)3
07) A quantidade de matéria (Mol) existente em:
a) 2,6 g cloreto de bário: BaCl2
b) 12,08 g de sulfato de maganês: MnSO4
c) 15,52 g de cromato de potássio: K2CrO4
d) 12,06 g de ácidos de nítrico: HNO3
08) A morfina (C17H19 NO3.H2O) é o alcalóide
principal do ópio, narcótico muito importante
porém muito venenoso. É um entorpecente
perigoso, pois causa dependência. Calcule o
número de átomos de hidrogênio existente em
10,1 g de morfina?
Dados: massa atômica: C: 12 u
5
N: 14 u
O: 16 u
H: 1 u
09)Calcular o número de elétrons do nitrogênio
em 100g de aspartame (C14H18N2S5) ;
Dados:
14
1
N7 ; H 1 ;
12
C6 e
32
S16
10)Achar o número de átomos de: Carbono,
Oxigênio e Hidrogênio cem 10g de aspirina
(C9H8O4) ?
1
Dados: H1 ;
12
C6 e
16
O8
11)A Penicilina G, um antibiótico largamente
utilizado, tem fórmula C16H18N2O4S, calcular a
massa de penicilina contido numa ampola que
24
contém 2,44 .10 átomos de nitrogênio:
Dados:
14
1
N7 ; H 1 ;
12
C6 e
32
S16
16
O8
12)Qual a porcentagem em massa de carbono na
glicose (C6H12O6)?
1
Dados: H1 ;
12
C6 e
2.Para a prevenção de cárie dentária recomendase a adição de fluoreto à água potável ou a
fluoretação do sal de cozinha. Há necessidade
de se acrescentar cerca de 1,8 x 10- 3 g de
fluoreto à dieta diária. Que quantidade de íons,
em mol, há em 1,8 x 10-3 g de fluoreto? (Massa
molar
do
íon
fluoreto
=
19g/mol)
a) 1 x 10-2
16
O8
13)Por ser opaco à radiação e pouco solúvel, o
sulfato de bário (BaSO4) é utilizado como
contraste em investigações radiográficas no
tratamento gastrointestinal. Se o paciente ingerir
para o exame 3,495 g dessa substância junto
com 63 g de água, quantos átomos de oxigênio
serão ingeridos?
Dados: massa atômica: Ba: 137 u
S: 32 u
O: 16 u
H: 1 u
Exercícios complementares:
1. A água pesada D2O, utilizada como
moderador em reatores nucleares, apresenta na
sua molécula um isótopo do hidrogênio, o
deutério (D), que contém no seu núcleo 1
nêutron. A massa molecular da água pesada é:
a) 17,0
b) 18,0
c) 19,0
d) 20,0
e) 21,0
b) 1 x 10-3
c) 1 x 10-4
d) 1 x 10-5
e) 1 x 10-6
3. Admitindo-se que um diamante contenha
apenas átomos de carbono e que cada quilate
corresponda a 200mg, determine o número de
22
quilates em um diamante que contenha 2,0 x 10
átomos.
a) 0,25
b) 0,5
c) 1,0
d) 1,5
e) 2
4. Para atrair machos para acasalamento,
muitas espécies fêmeas de insetos
secretam compostos químicos chamados
fero hormônios.
Aproximadamente 10-12g de tal composto
de fórmula C19H38O devem estar presentes
para que seja eficaz. Quantas moléculas
isso representa? (Massas molares: C=
12g/mol; H=
1g/mol; O= 16g/mol)
a) 2 x 109 moléculas
b) 3 x 109 moléculas
c) 1010 moléculas
d) 4 x 109 moléculas
e) 8 x 109 moléculas
5.
Um químico possui uma amostra de
cobre. Qual é a massa, em gramas, dessa
amostra, sabendo-se que ela é constituída
por 3,01 x 1023 átomos?
(Massa atômica: Cu = 64)
a) 0,32.1023g
b)0,29.1023g
c)1,60.1023g
d)64,00g
e)32,00g
6.
Linus Pauling, Prêmio Nobel de
Química e da Paz, faleceu aos 93 anos. Era
6
um ferrenho defensor das propriedades
terapêuticas da vitamina C. Ingeria
2
diariamente cerca de 2,1 x 10 mol dessa
vitamina. (Dose diária recomendada de
vitamina C (C6H8O6) = 62mg.) Quantas
vezes, aproximadamente, a dose ingerida
por Pauling é maior que a recomendada?
(Dados: H = 1, C = 12, O= 16)
a) 10
b) 60
c) 1,0 x 10²
d) 1,0 x 10³
4
e) 6,0 x 10
7.
O gás fosgênio (COCl2), utilizado
como arma química na Primeira Guerra
Mundial, ao reagir com água produz dióxido
de carbono e ácido clorídrico:
COCl2 + H2O → 2HCl + CO2 Qual seria a
massa molar do gás fosgênio (COCl2)?
a)103g/mol
b)87g/mol
c)99g/mol
d)110g/mol
e)18g/mol
8.
Uma pastilha contendo 500mg de
ácido ascórbico (vitamina C) foi dissolvida
em um copo contendo 200mL de água.
-1
Dadas as massas molares C=12g.mol , H
-1
-1
= 1g . mol e O = 16g . mol e a fórmula
molecular da vitamina C, C6H8O6, a
concentração da solução obtida é:
-1
a) 0,0042 mol · L
-1
b) 0,0142 mol · L
-1
c) 2,5 mol · L
-1
d) 0,5g · L
-1
e) 5,0g · L
9.
Qual a massa, em gramas, de uma única
molécula de açúcar comum (sacarose
C12H22O11)? (MA: C= 12; O= 16; H=1)
-23
a)6,32x10
b)5,68x10
-22
-22
c)4,25x10
d)6,68x10
-22
e)7,00x10
-22
10.
O mercúrio, na forma iônica, é tóxico
porque inibe certas enzimas. Uma amostra de
25g de atum de uma grande remessa foi
analisada e constatou-se que continha 2,1 x 10-7
mol de Hg+2. Considerando-se que os alimentos
com conteúdo de mercúrio acima de 0,50 x 10-3
g por quilograma de alimento não podem ser
comercializados, demonstre se a remessa de
atum deve ou não ser confiscada. (MAHg= 200)
11.
Um dos possíveis meios de se remover
CO2 gasoso da atmosfera, diminuindo assim sua
contribuição para o “efeito estufa”, envolve a
fixação do gás por organismos microscópicos
presentes em rios, lagos e, principalmente
oceanos. Dados publicados em 2003 na revista
Química Nova na Escola indicam que o
reservatório da hidroelétrica de Promissão, SP,
absorve 704 toneladas de CO2 por dia. Calcule a
quantidade de CO2, expressa em mol/dia,
absorvida pelo reservatório.
Gabarito
1. d
2. c
3. e
4. a
5. e
6. b
7. c
8. b
9. b
10. 1,68 x 10-3g/Kg
11. 1,6 x 107 mol/dia
7
Uma equação química é a descrição global da
reação química. Nela, constam as fórmulas das
substâncias reagente e dos produtos:
Capítulo 2
2. Reações Químicas.
Reagentes → Produtos
Uma
reação
química
significa
uma
transformação de substâncias em outras. Os
elementos químicos não são modificados, apenas
as substâncias. Num processo nuclear os
elementos são transformados em outros. Num
processo físico nem os elementos e nem as
substâncias são transformados.
À esquerda da seta, que indica o sentido da
transformação, estão os reagentes. Esse lado é
chamado primeiro membro da equação. À direita
estão os produtos, no chamado segundo membro
da equação.
Para escrever corretamente uma equação há,
dois pontos básicos:
Processo
Elementos
Substâncias
Físico
não
se
transformam
não
se
transformam
a) Deve representar realmente um fato
Químico
não
se
transformam
se
transformam
b) Deve obedecer à Lei de Lavoisier.
Nuclear
se transformam
se
transformam
As substâncias que iniciam uma reação
química são chamadas reagentes, enquanto que
aquelas que são obtidas são chamadas produtos
da reação. Diz-se então que os reagentes são
transformados nos produtos. É claro que para
haver uma reação química deve existir afinidade
entre os reagentes. Essas afinidades podem ser
estudadas através das funções químicas. Por
exemplo, quando se diz que os ácidos reagem
com os carbonatos produzindo sal, água e gás
carbônico, estabelece-se uma generalização
resultante da experiência, ou seja, sabe-se que
qualquer ácido é capaz de reagir com qualquer
carbonato. Assim, é conveniente lembrar que as
reações químicas são fatos observados
experimentalmente.
O termo espontâneo não deve ser confundido
com instantâneo. Por exemplo, a reação de um
ácido com a solução aquosa de um carbonato é
espontânea e instantânea. Entretanto, o
enferrujamento de um prego é espontâneo, mas
não é instantâneo. Quando se diz que uma dada
reação é espontânea sob determinadas
condições afirma-se que ela ocorre, mas nada se
sabe a respeito do tempo que leva para ocorrer. A
experiência e a pesquisa poderão responder
sobre isso. Ao contrário, se uma reação é
instantânea fica implícito que ela é espontânea e
que ocorre rapidamente.
experimental, conhecido e bem analisado.
Nas reações químicas, é importante se
prever a quantidade de produtos que podem
ser obtidos a partir de uma certa quantidade
de reagentes consumidos. Os cálculos que
possibilitam prever essa quantidade são
chamados de cálculos estequiométricos. A
palavra estequiometria vem do grego
stoicheia (partes mais simples) e metreim
(medida). Essas quantidades podem ser
expressas de diversas maneiras: massa,
volume, quantidade de matéria (mol),
número de moléculas.
Os cálculos estequiométricos baseiamse nos coeficientes da equação. É
importante saber que, numa equação
balanceada, os coeficientes nos dão a
proporção em mols dos participantes da
reação.
Em meados
do
século
XVIII, cientistas conseguiram expressar
matematicamente certas regularidades que
ocorrem nas reações químicas, baseando-se
em leis de combinações químicas que foram
divididas em ponderais (relacionam às
massas dos participantes da reação).
Reações químicas (tipos):
deslocamento, dupla-trocar
Síntese,
análise
e
As reações
químicas são
processos
que
transformam
uma
ou mais
substâncias,
chamados reagentes, em outras substâncias,
chamadas produtos. Em uma linguagem mais
acadêmica, dizemos que uma reação química
promove mudança na estrutura da matéria.
8
Na química inorgânica podemos classificar as
reações em quatro tipos diferentes:
1) Reações de síntese ou adição
As reações de síntese ou adição são aquelas
onde substâncias se juntam formando uma única
substância. Representando genericamente os
reagentes por A e B, uma reação de síntese pode
ser escrita como:
Veja alguns exemplos:
Fe + S
2H2 + O2
FeS
2H2O
H2O + CO2
H2CO3
Perceba nos exemplos que os reagentes não
precisam ser necessariamente substâncias
simples (Fe, S, H2, O2), podendo também ser
substâncias compostas (CO2, H2O) mas, em
todas elas o produto é uma substância "menos
simples" que as que o originaram.
2) Reações de análise ou decomposição
As reações de análise ou decomposição são o
oposto das reações de síntese, ou seja, um
reagente dá origem a produtos mais simples que
ele. Escrevendo a reação genérica fica fácil
entender o que acontece:
Não parece bastante simples? E é bastante
simples. Veja nos exemplos:
2H2O
2H2O2
Desta forma, temos:
2Na + 2H2O
2NaOH + H2 (o sódio desloca
o hidrogênio da água H-OH)
Au + HCl
não reage (o ouro não
consegue deslocar o hidrogênio)
4) Reações de dupla-troca
São também muito simples, mas devemos
também ficar atento a detalhes. O mecanismo é
fácil:
2 H2 + O 2
2H2O + O2
Reversibilidade das reações químicas
Os exemplos podem sugerir que qualquer reação
de síntese pode ser invertida através de uma
reação de análise. Isso não é verdade. Algumas
reações podem serreversíveis, como podemos
notar na reação da água:
2H2 + O2
Vamos entender o que aconteceu: C trocou de
lugar A. Simples assim, mas será que isso ocorre
sempre? É intuitivo que não. Iamgine o seguinte:
você entra em um baile e vê a pessoa com quem
gostaria de dançar dançando com outra pessoa.
Você vai até lá e tentará fazê-la mudar de par, ou
seja, estará tentando deslocar o acompanhante
indesejável e assumir seu lugar. Se você for mais
forte que o "indesejável", basta dar-lhe um
empurrão e assumir seu lugar mas, se ele for um
brutamontes troglodita, possivelmente ele nem
sentirá
seu
empurrão.
Na
reação
de
deslocamento o processo é idêntico: C vê B
ligado a A, aproxima-se e, sendo mais forte,
desloca A e assume a ligação com B. Caso C não
seja mais forte que A nada acontece.
Basta então saber que é mais forte que quem:
Certamente você já percebeu o que aconteceu: A
trocou de lugar com C. A diferença desse tipo
com as de deslocamento é que nem A nem C
estavam sozinhos e, após a troca nenhum deles
ficou sozinho.
Para entendermos como e quando uma reação
deste tipo ocorre teremos que observar o
seguinte:
2H2O
2H2O
2H2 + O2
Entretanto, isso não é uma regra.
3) Reações de deslocamento
As reações de deslocamento ou de simples-troca
merecem um pouco mais de atenção do que as
anteriores. Não que sejam complicadas, pois não
são, mas por alguns pequenos detalhes. Em sua
forma genérica ela pode ser escrita como:
A substância AB está em solução e, desta
forma, o que temos na verdade são os íons
+
A e B separados uns dos outros. A
substância CD também está em solução,
+
portanto temos também os íons C e D
separados;
Quando juntamos as duas soluções estamos
promovendo uma grande mistura entre os íons
9
+
-
+
-
A , B , C e D , formando uma grande "sopa de
íons";
+
-
Se, ao combinarmos C com B , o composto
CB for solúvel, os íons serão novamente
+
separados em C e B , resultando exatamente
na mesma coisa que tínhamos anteriormente.
+
O mesmo acontece com A e B .
Assim, ao misturarmos AB com CD, estamos na
verdade fazendo:
2+
PbX + YSO4
PbSO4 + XY
É só escolher X e Y de forma que as duas
substâncias sejam solúveis.
Outra forma é fazer um deslocamento do
hidrogênio pelo chumbo, já que este é mais
reativo:
Pb + H2SO4
E perceba que juntar íons que se separarão
novamente resultará na mesma "sopa de íons" e
não resultará em nenhuma nova substância,
portanto não ocorre nenhuma reação.
Para que a reação efetivamente ocorra, será
necessário que ao menos um dos prováveis
produtos (AD ou CB) não sejam separados ao se
juntarem, ou seja, deve-se formar um composto
insolúvel e isso é conseguido através de um sal
insolúvel, de um gás ou de água. Se um dos
produtos for um sal insolúvel ele não será
separado em ións e permanecerá sólido. Se for
um gás ele se desprenderá da solução
(borbulhas) e também permanecerá com suas
moléculas agrupadas. Se um dos produtos for a
água, ela não se desagrupa em sua própria
presença.
NaCl + AgNO3
NaNO3 + AgCl
Nesta reação o produto AgCl (cloreto de prata) é
insolúvel, portanto a reação ocorre.
NaCl + LiNO3
NaNO3 + LiCl
Como
nenhum
dos
produtos
formados,
NaNO3 (nitrato de sódio) ou LiCl (cloreto de lítio) é
insolúvel, a reação não ocorre
NaOH + HCl
NaCl + H2O
Como um dos produtos é a água (H2O), a reação
ocorre.
Para a previsão da ocorrência ou não de uma
reação de dupla-troca é fundamental que
conheçamos a solubilidade dos sais em água e,
para
relembrar
isso,
leia
o
texto
sobre solubilidade em água.
Viu como é simples? Com um pouco de prática e
exercícios você consegue até escrever reações
que podem dar origem a um determinado
produto. Quer ver?
Imagine
que
você
que
obter
sulfato
de chumbo (PbSO4) . Você sabe que terá que
2-
juntar o íon chumbo (Pb ) e o íon sulfato (SO4 ).
Como você sabe que o sulfato de chumbo é
insolúvel, pode promover uma dupla-troca:
H2 + PbSO4
Sessão Leitura:
Texto 1:
As evidências e o reconhecimento de
reações químicas.
O reconhecimento de reações químicas
está relacionado a presença de evidências
que permitem diferenciar o estado final
quando comparado ao estado inicial do
sistema. Há várias evidências para o
reconhecimento de reações químicas. Por
exemplo na coagulação da caseína do leite,
usando coalho, o aparecimento de coágulos
do leite é evidência de que a reação ocorreu.
Esse tipo de evidência é uma forma simples
e direta de reconhecer uma reação química
e pode envolver um ou mais dos seguintes
fenômenos: a formação de gases, a
mudança de cor, a formação de sólido, a
liberação de calor, a liberação de
eletricidade ou luz. Não podemos ter
certeza, no entanto que ocorreu uma reação
química
baseados
apenas
nessas
evidências. Uma forma mais segura de se
obter informações sobre a natureza de uma
transformação é o isolamento dos materiais
obtidos, seguido da determinação de
algumas de suas propriedades, como as
temperaturas de fusão e de ebulição, a
densidade, etc.
A constatação de que essas propriedades
são diferentes daquelas dos componentes
do sistema inicial é uma forma mais segura
de comprovar a ocorrência de reações
químicas.
Na
prática,
esse
último
procedimento
só
é
usado
quando
trabalhamos com reações desconhecidas,
para as quais não se tem certeza sobre a
natureza dos produtos. O conhecimento das
evidências
de
reações
químicas
é
ferramenta empírica poderosa que ajuda os
10
químicos a ganhar tempo na caracterização
das transformações.
A dissolução de açúcar em água e as
mudanças de fase da água são exemplos de
fenômenos em que ocorrem transformações
do estado físico no qual o material se
encontra. Uma característica comum a
esses dois fenômenos é que não há
produção de novos matérias. Além disso é
possível obter novamente o material no seu
estado inicial. Ou seja, é possível obter água
no estado liquido pelo resfriamento do vapor
e obter o açúcar no estado sólido pela
evaporação do solvente.
Concluindo, as reações químicas são
geralmente
acompanhadas
de
transformações físicas, que permitem
evidenciar sua ocorrência. O que podemos
reconhecer são as transformações físicas,
pois não há uma evidência direta de que o
fenômeno ocorrido caracteriza uma reação
química. É o nosso conhecimento empírico
acumulado que permite identificar, por meio
dessas transformações físicas, os casos em
que há produção de novos materiais e,
portanto, reações químicas.
Texto 2:
Estado de Equilíbrio, o que é?
Bem, você pode imaginar uma situação real e
que acontece no seu dia-a-dia.
Imagine uma garrafa de cerveja, quando a
colocamos em um congelador ou freezer e
esquecemos de retirá-la após um determinado
tempo, possivelmente a garrafa teria estourado,
mas muitas vezes isso não ocorre, ocorrendo um
fenômeno
que
é
denominado
de super
congelamento, isto é, quando o líquido, no caso a
cerveja, "esquece" de congelar, pois o processo
de resfriamento foi muito rápido e as moléculas
do líquido estão em um estado de equilíbrio. No
entanto, quando retiramos a garrafa do
congelador e a abrimos, ela estoura, pois
diminuímos a pressão no interior da garrafa, ou
seja, diminuímos a pressão dentro do sistema, o
que provoca uma perturbação no estado de
equilíbrio que se estabelecia dentro da garrafa.
Estados de Equilíbrio estão muito presentes
no nosso dia-a-dia, seja em fenômenos físicos,
biológicos e até mesmo fenômenos químicos.
Exemplos diversos de equilíbrio químico
podem ser verificados no nosso cotidiano, tais
como os descritos abaixo.
Óculos
Você, possivelmente, já viu ou ouviu falar dos
óculos fotocromáticos, talvez não os conheça por
este nome, mas devem conhecê-los.
Óculos fotocromáticos são aqueles óculos que
possuem lentes que mudam de cor, conforme a
intensidade luminosa, ou seja, quando uma
pessoa que usa este tipo de óculos está dentro
de uma residência, as lentes são praticamente
incolores, mas quando esta pessoa sai para fora
da residência, ficando exposta à luz, as lentes
tendem a ficar com uma coloração escura. Isso é
devido à uma reação química que ocorre nos
óculos, você sabia?
A reação que ocorre nas lentes dos óculos é a
seguinte:
AgCl + Energia
Ag + Cl
O cloreto de prata (AgCl), quando na lente, dá
uma aparência clara para a mesma, já a prata
metálica (Ag), quando é formada na lente dá uma
aparência escura à lente. Esta reação é um caso
em que se aumentar a energia, no caso a
claridade, na lente o equilíbrio deslocará para o
lado da formação do Ag elementar que é escuro
(na lente). Quando se diminui a intensidade
luminosa na lente ocorre o favorecimento da
reação inversa, ou seja, a diminuição da
sensação escura.
Este exemplo é abrangido pelo princípio de Le
Chatelier, que diz: "Quando um sistema está em
equilíbrio e sofre alguma perturbação, seja ela por
variação de pressão, de concentração de algum
dos reagentes ou dos produtos, ou pela variação
da temperatura, o sistema tenderá a retornar o
estado de equilíbrio, a partir da diminuição do
efeito provocado pela perturbação."
Este princípio pode ser enunciado de uma
maneira mais simplificada, quando se aplica uma
perturbação a um sistema em equilíbrio, o
sistema tende a provocar um reajuste para
diminuir as influências da perturbação.
Um outro exemplo de equilíbrio químico em
nosso dia-a-dia é o caso da garrafa de
refrigerante, é isso mesmo, refrigerante.
Refrigerante
Dentro de uma garrafa de refrigerante, ocorre
várias reações, mas um destaque pode ser dado
para o ácido carbônico (H2CO3), que se
decompõe em H2O e CO2 .
11
H2CO3(aq)
H2O + CO2(g)
Esta é a reação de decomposição do ácido
carbônico, sendo que ela está em equilíbrio
químico, pois a medida que ocorre a
decomposição, também ocorre a formação de
ácido carbônico, sendo assim pode se dizer que
esta é uma reação que representa um estado de
equilíbrio, que sofre influência pelo aumento de
temperatura, pela pressão e também pela
concentração.
Quando abrimos uma garrafa de refrigerante,
ocorre uma diminuição da pressão no interior do
sistema (garrafa de refrigerante), ocorrendo um
deslocamento do equilíbrio para o lado de maior
número de mols gasosos, ou seja, o lado dos
produtos. Isto é mostrado pelo princípio de Le
Chatelier. O estado de equilíbrio também pode
ser deslocado pelo aumento da temperatura, ou
seja, caso coloquemos um pouco de refrigerante
para aquecer em um recipiente adequado,
ocorrerá a liberação de gases (esta reação é
endotérmica), assim como no caso em que
abrimos a garrafa de refrigerante, ou seja, o gás
liberado é o gás carbônico, CO2,, Neste exemplo,
nas duas situações, estaremos provocando um
deslocamento de equilíbrio químico, o que
provocará no refrigerante uma modificação no
seu gosto. Isto você já deve ter percebido,
quando um resto de refrigerante fica muito tempo
dentro da geladeira, ele fica com um gosto
diferente, isto ocorre devido ao fato de ter
ocorrido perda de CO2, logo, perda de H2CO3.
Estes dois exemplos, lentes fotocromáticas e
garrafa de refrigerante, são exemplos de
equilíbrio químico, que ocorrem em nosso
cotidiano, mas não são os únicos exemplos,
podemos citar, ainda, o caso do equilíbrio químico
que ocorre nos dentes ou do que ocorre nos
pulmões, entre outros tantos.
Exercício para fixação:
1. Sabe-se que 1,0 mol de um composto contém
72g de carbono(C), 12 mols de átomos de
23
hidrogênio(H) e 12x10 átomos de oxigênio(O).
Admitindo-se o valor da constante de Avogadro
23
-1
como sendo 6,0x10
mol e com base na
Classificação Periódica dos elementos, escreva:
a) A fórmula molecular do composto.
b) A fórmula mínima do composto.
2. Um éter, de massa molar 60g/mol, tem a
seguinte composição centesimal:
C = 60 %; H = 13,33 %; O = 26,67 %.
(Massa molares, em g/mol: C=12; H=1; O=16)
a) Determine a fórmula molecular do éter.
3. Sabendo-se que um composto mineral
apresenta a seguinte composição centesimal:
Na=27,06%; N=16,47% e O=56,47% e que existe
nesse composto somente um átomo de sódio,
calcular a sua fórmula molecular.
(Dados: N = 14; O = 16; Na = 23)
12
4. Na reação representada a seguir
Pb(NO3)2 + XCl2 → PbCl2 + X(NO3)2,
onde X representa um elemento químico, são
consumidos 11,1 g de XCl‚ para precipitar 27,8 g
de cloreto de chumbo II
a) Classifique essa reação.
5. Lavoisier, no "Traité Élémentaire de Chimie",
cujo segundo centenário de publicação é
celebrado este ano, afirma que a proporção entre
as massas de oxigênio e hidrogênio que entram
na composição de 100 partes de água é 85:15.
Hoje sabemos que essa proporção é
aproximadamente:
(Dados: Massas Atômicas: H =1 e O = 16)
a) 67 : 33.
b) 80 : 20.
c) 87 : 13.
d) 89 : 11.
e) 91 : 9.
a) I representa uma reação de síntese do clorato
de potássio.
b) I representa uma reação de decomposição do
cloreto de potássio.
c) II representa uma reação de hidrólise de um
sal.
d) II representa uma reação de oxi-redução.
e) III representa, simultaneamente, uma reação
de deslocamento e de oxi-redução.
8.
Considerando
as
reações
químicas
representadas pelas equações da coluna I, faça
associação com os dados da coluna II, de acordo
com a classificação correta:
Coluna I
(1) CaCO3 → CaO + CO2
(2) CO2 + H2O + NH3 → NH4HCO3
(3) NaCl + NH4HCO3 → NaHCO3 + NH4Cl
(4) Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
Coluna II
(I) reação de síntese ou adição
6. A porcentagem em massa de nitrogênio
presente no nitrato de amônio é igual a:
(II) reação de decomposição ou análise
a) 14 %
(III) reação de deslocamento
b) 17,5 %
(IV) reação de dupla troca
c) 28 %
d) 35 %
a) 1 - II; 2 - III; 3 - I; 4 - III
e) 70 %
b) 1 - II; 2 - I; 3 - IV; 4 - III
(Massas molares, em g/mol: N= 14; H= 1; O= 16).
c) 1 - I; 2 - II; 3 - III; 4 - IV
d) 1 - I; 2 - III; 3 - II; 4 - IV
7. Em relação às equações químicas a seguir,
assinale a opção correta:
I- 2KClO3 → 2KCl + 3O2
II- Mg(OH)2 + H2SO4 → MgSO4 + 2H2O
III- Ca + ZnCl2 → CaCl2 + Zn
e) 1 - III; 2 - IV; 3 - I; 4 - II
13
9. Das reações químicas que ocorrem:
11. Uma reação de deslocamento simples, de
cátion, é mostrada na equação:
I. nos flashes fotográficos descartáveis
II. com o fermento químico para fazer bolos
a) H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2H2O
b) SO2 + H2O → H2SO3
III. no ataque de ácido clorídrico ao ferro
IV. na formação de hidróxido de alumínio usado
no tratamento de água
c) Cu + 2 AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2 Ag
d) 2 KBrO3 → 3 O2 + 2 KBr
e) 2 KBr + Cl2 → 2 KCl + Br2
V. na câmara de gás
Representadas respectivamente pelas equações:
I. 2Mg + O2 → 2MgO
12. A equação de uma reação característica de
neutralização é:
II. NH4HCO3 → CO2 + NH3 + H2O
+
-
a) HNO3 + H2O → H3O + NO3
III. Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2
IV. Al2(SO4)3 + 6NaOH → 2Al(OH)3 + 3Na2SO4
b) NaOH + HCl → NaCl + H2O
+2
-
c) Ba(OH)2(s) + H2O(l) → Ba (aq) + 2OH (aq)
V. H2SO4 + 2KCN → K2SO4 + 2HCN
Assinale a alternativa que corresponde a reações
de decomposição:
d) H2
+ Cl2 → 2 HCl
e) 2 NaI + Cl2 → 2 NaCl + I2
a) apenas I e III
b) apenas II e IV
13. A classificação das reações
equacionadas é, respectivamente:
c) apenas I
a
seguir
d) apenas II
I) NH4Cl(s)+NaOH(s)+H2O →NaCl(s) + NH3(g) +
H2 O(l)
e) apenas V
II) P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
III) 3Cl2 + 2 AlBr3 → 2 AlCl3 + 3Br2
10. 1 KBrO3 → 1KBr + yO2
Relativamente
afirmar que:
à
equação
a) salificação, ionização e dupla troca.
acima,
podemos
a) representa uma reação de síntese.
b) apresenta, como produtos, duas substâncias
compostas.
c) se y for igual a 3/2, a equação fica
corretamente balanceada.
d) KBrO3 é o brometo de potássio.
e) não se verifica, nas substâncias, mudança do
número de oxidação.
b) decomposição, adição e dupla troca.
c) simples troca, análise e adição.
d) dupla troca, adição e deslocamento simples.
e) adição, dupla troca e salificação.
14. Dentre as equações abaixo, a única que
representa uma síntese é:
a) H2 + 1/2 O2 + descarga elétrica → H2O
b) NaBr + AgNO3 → AgBr + NaNO3
c) Hg2O → 2 Hg + 1/2 O2
d) 2 NaI + Cl2 → 2 NaCl + I2
e) CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
14
15. Quando se adicionam 2ml de HNO3, 0,1
molar, a 2ml de NaOH, 0,1 molar, a temperatura
do sistema eleva-se.
c) Dupla-troca; decomposição; síntese; duplatroca; deslocamento.
Pode-se concluir que a reação ocorrida é:
d) Dupla-troca; síntese; decomposição; duplatroca; deslocamento.
a) de deslocamento ou simples troca com
liberação de calor.
e) Síntese; decomposição; deslocamento; duplatroca; dupla-troca.
b) de dupla troca com absorção de calor.
c) de neutralização com liberação de calor.
18. Da equação a seguir, é correto afirmar que:
d) de adição com absorção de calor.
e) de decomposição com liberação de calor.
16. Considere as afirmativas:
I - O cálcio metálico, sólido, reage com água para
produzir hidróxido de cálcio e hidrogênio gasoso.
II - O magnésio reage com bromo e produz
brometo de magnésio.
III - Quando se aquece o hidrogenossulfito de
sódio, forma-se o sulfito de sódio e há
desprendimento de dióxido de enxofre, gasoso, e
de vapor de água.
As reações descritas
classificadas,
em
I,
II
e
III
são
a) no MnO‚, o número de oxidação do oxigênio é
igual a zero.
b) não ocorre a formação de um gás.
c) refere-se a uma reação de deslocamento.
d) representa uma análise que ficará
corretamente balanceada se x for igual a dois.
e) representa uma reação importante, pois um de
seus produtos é o manganês metálico.
respectivamente, como
a) deslocamento, combinação e decomposição.
b) deslocamento, combinação e combustão.
c) dupla-troca, combinação e decomposição.
d) dupla-troca, combinação e combustão.
e) combinação, deslocamento e decomposição.
19. Um composto submetido à decomposição
produziu hidrogênio (H‚) e silício (Si) na
proporção, respectivamente, de 3,0g para 28,0g.
No composto original, quantos átomos de
hidrogênio estão combinados com um átomo de
silício?
Massas molares:
H‚ = 2,0 g/mol
17. I - Zn + 2AgNO3 → 2Ag + Zn(NO3)2
Si = 28,0 g/mol
II - (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O
a) 1
III - 2Mg + O2 → 2MgO
b) 2
IV – Cl2 + 2NaBr → Br2 + 2NaCl
c) 3
V – H2SO4 + Na2CO3 → Na2SO4 + H2CO3
d) 4
Dadas as reações acima, indique a opção que
apresenta a ordem correta de suas classificações.
a)
Deslocamento;
decomposição;
deslocamento; dupla-troca.
b)
Deslocamento;
síntese;
deslocamento; dupla-troca.
síntese;
decomposição;
e) 6
15
20. A seqüência de reações:
xKHCO3 → M + CO2 + H2O
CO2 + Ba(OH)2 → N + H2O
ficará correta se x, M e N forem substituídos
respectivamente por:
a) 1, K2CO3 e Ba2CO3
b) 1, K2O2 e Ba2C
c) 2, K2O e BaHCO3
d) 2, K2CO3 e Ba2HCO3
e) 2, K2CO3 e BaCO3
Pintou no Enem:
1) (Enem-99) Suponha que um agricultor
esteja interessado em fazer uma plantação
de girassóis. Procurando informação, leu a
seguinte reportagem:
“Solo ácido não favorece plantio”
Alguns cuidados devem ser tomados por
quem decide iniciar o cultivo de girassol. A
oleaginosa deve ser plantada em solos
descompactados, com pH acima de 5,2 (que
indica menor acidez da terra). Conforme
recomendações da Embrapa, o agricultor
deve colocar por hectare, 40 Kg a 60 Kg de
nitrogênio, 40 kg a 80 Kg de fósforo, 40 Kg a
80 Kg de potássio. O pH do solo, na região
do agricultor, é de 4,8. Dessa forma, o
agricultor deverá fazer a “calagem”.
GABARITO
1. a) C6H2O2
b) C3H6O
2. a) C3H8
3. NaNO3
4. a) Dupla-troca.
Suponha que o agricultor vá fazer calagem
(aumento de pH do solo por adição de cal
virgem – CaO). De maneira simplificada, a
diminuição da acidez se dá pela interação
da cal (CaO) com a água presente no solo,
gerando hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), que
+
reage com os íons H (dos ácidos),
ocorrendo, então, a formação de água e
2+
deixando íons Ca no solo.
5. [D]
6. [D]
7. [E]
8. [B]
9. [D]
10. [C]
Considere as seguintes equações:
I – CaO + 2 H2O  Ca(OH)3
II – CaO + H2O  Ca(OH)2
+
2+
III – Ca(OH)2 + 2 H  Ca + 2H2O
+
IV – Ca(OH)2 + H  CaO + H2O
O processo de calagem descrito pode ser
representado pelas equações:
11. [C]
12. [B]
13. [D]
14. [A]
a)
b)
c)
d)
e)
I e II
I e IV
II e III
II e IV
III e IV
15. [C]
16. [A]
Gabarito:
17. [A]
Pintou no enem:
c)
18. [D]
19. [C]
20. [E]
16
Capítulo 3
3. Leis Ponderais.
3.1 Lei da conservação da massa ou Lei
de Lavoisier:
"Desde que uma reação química seja
realizada num sistema fechado, não se observa
variação de massa no processo”. Em outras
palavras, a soma das massas dos reagentes é
igual à soma das massas dos produtos.
É interessante notificar que a reação poderá
ser completa ou incompleta. No primeiro caso, ao
final, tem-se os produtos e eventualmente algum
reagente que havia sido colocado em excesso.
No segundo caso, não se obtém as quantidades
esperadas dos produtos e, ao final, tem-se ainda
reagentes que não reagiram, incorporados aos
produtos.
Em termos práticos, fazer uma equação
obedecer à lei de Lavoisier é fazer com que o
número de átomos de qualquer elemento seja o
mesmo nos dois membros da equação.
Observação: Procure usar na equação os
menores números inteiros. Deve-se evitar o uso
de números fracionários porque poderiam dar
interpretação diferente da reação que ocorre.
Os números que aparecem antes da fórmula
molecular de uma substância nas reações são
chamados coeficientes estequiométricos das
substâncias. O método usado acima para obter os
coeficientes é chamado das tentativas. O
processo em si é chamado balanceamento da
equação.
3.2 Lei das proporções definidas ou Lei de
Proust:
Toda
substância
apresenta
uma
proporção constante em massa, na sua
composição, e a proporção na qual as
substâncias reagem e se formam é
constante. Com a Lei de Proust podemos
prever as quantidades das substâncias que
participarão de uma reação química.
A
+
B ?
AB
2g
5g
7g
4g
10g
14g
3.3 Lei ou hipótese de Avogadro:
“Volumes iguais de gases diferentes
possuem o mesmo número de moléculas,
desde que mantidos nas mesmas condições
de temperatura e pressão”.
Para melhor entender a Lei de GayLussac, o italiano Amadeo Avogadro
introduziu o conceito de moléculas,
explicando por que a relação dos volumes é
dada por números inteiros.
Sessão Leitura:
A massa é conservada nas reações
químicas?
É comum a idéia de que objetos, ao serem
queimados, ficam mais leves. Isso se deve
ao fato de lidarmos, em nosso cotidiano,
com um grande número de combustões que
envolvem produtos gasosos. Por exemplo, o
etanol, tem como produtos de sua queima
gases como dióxido de carbono e vapor de
água, entre outros. Se a reação ocorre em
sistemas abertos, esses gases ficam
dispersos na atmosfera. Ao contrário do que
ocorre com uma vela ou um pedaço de
papel, cujos produtos também incluem
substâncias gasosas, a lã de aço, ao ser
queimada, tem sua massa aumentada. A
maioria das combustões envolve a
participação
do
oxigênio,
chamado
comburente. Os produtos formados terão,
em sua composição átomos de oxigênio; por
exemplo a água, dióxido de carbono.
Deve-se observar que a queima do papel e
da lã de aço, não contraria a conservação
da massa nas reações química. A soma das
massas dos reagentes é igual a soma das
massas dos produtos, mas nesse caso só
podemos constatar a conservação de massa
em sistemas fechados, pois nessas reações
estão envolvidas substâncias gasosas,
sejam como reagentes ou como produtos.
O fato de que a massa é conservada nas
reações químicas é importante para
podermos, mais adiante, representar as
17
reações por equações usando símbolos
químicos. A conservação da massa é uma
forte evidência a favor de que nas reações
químicas a matéria não é criada nem
destruída, mas apenas se transforma por
meio do rearranjo dos átomos que a
constituem. Lavoisier, ao anunciar esse
princípio, teria dito que na “natureza nada se
perde, nada se cria, tudo se transforma.”
É por isso que a conservação da massa
talvez seja a principal via para passarmos
do nível fenomenológico, em que podemos
observar as transformações, para o atômicomolecular, em que nos valemos de modelos
para tentar explicar o que está ocorrendo.
As ideias que utilizamos para justificar por
que
a
massa
se
conserva
nas
transformações – “nada saiu e nada entrou
no frasco”, isso pode ser traduzido para “os
átomos presentes no sistema inicial são os
mesmos presentes no sistema final”.
Uma
importante
consequência
desta
conclusão é – a massa se conserva
porque os átomos dos elementos
químicos envolvidos na transformação
se conservam-
Exercício para fixação:
1) Considere a seguinte equação química:
N2H4 + 2H2O2  N2 + 4H2O
As seguintes afirmativas foram feitas por
alunos em relação a essa equação.
Justifique cada uma delas.
A) O número de átomos dos reagentes é
igual ao número de átomos dos
produtos.
B) A massa dos reagentes é igual a massa
dos produtos.
C) A reação produz uma substância
simples e uma substância composta.
D) Reagentes e produtos encontram-se em
estados físicos diferentes.
2) O que é uma reação química?
Gabarito:
1)
A) O número de átomos dos reagentes é
igual ao número de átomos dos produtos,
pois a equação química está balanceada.
B) Pela lei de conservação da massa, a
massa dos produtos é igual a massa dos
reagentes.
C) Na reação química temos a formação de
uma substância simples N2, e uma
substância composta H2O.
D) Não, temos reagentes gasosos e
reagentes líquidos e também produtos
gasosos e líquidos.
2) Uma reação química significa uma
transformação de substâncias em outras. Os
elementos químicos não são modificados,
apenas as substâncias.
18
2 H2
Capítulo 4
4. Balanceamento
equações químicas
de
+
1 O2
→2H2O
No exemplo:
2H2 + 1O2 → 2H2O
Deve-se concluir o seguinte:
A proporção mínima em que ocorre a reação é
de 2 moléculas de hidrogênio para uma molécula
de oxigênio, para formar 2 moléculas de água.
Essa proporção sempre é mantida quando a
reação se realiza. Quer dizer, colocando-se 100
moléculas de H2 precisam-se de 50 moléculas de
O2 para produzir 100 moléculas de água (H2O).
a)
Dessa maneira, para 2 mols de
moléculas de H2 precisa-se de 1 mol de
moléculas de O2 para formar 2 mols de
moléculas de água (H2O).
2H2
2H2O
+
1O2
2 moléculas
→
Observe que as ligações nas moléculas H2 e
O2 foram quebradas. Antes, os átomos de
hidrogênio estavam ligados entre si em cada
molécula H2 acontecendo o mesmo com os dois
átomos de oxigênio na molécula O2. Na água,
cada molécula tem um átomo de oxigênio ligado a
dois de hidrogênio.
O processo de quebrar ligações sempre
envolve absorção de energia (endotérmico). Ao
contrário, quando os átomos se ligam há
desprendimento de energia (exotérmico). A
discussão sobre esse assunto será mostrada na
Termoquímica.
1 molécula
2 moléculas
A) 2 mols
1mol
2mols
Além do procedimento das tentativas para
balancear a equação há outro método, chamado
de oxirredução.
B) 2g de H2 / 32g de O2 / 36g de H2O
O esquema acima é básico, fundamental.
Veja que ao se achar os coeficientes
estequiométricos pode-se fazer a interpretação da
reação de várias maneiras:
a) Relacionar os números de mols;
b) Relacionar os números de moléculas;
c) Relacionar as massas das substâncias.
O raciocínio pode ainda ser ampliado
fazendo-se a leitura em diagonal ou em zig-zag.
Por exemplo, pode-se dizer que 2 mols de
23
moléculas de H2 reagem com 6 x 10 moléculas
de O2 para formar 36 g de H2O. Existem também
outras leituras
Se a equação química apresenta até quatro
substâncias
cujas
moléculas
não
são
complicadas, use o Método das Tentativas.
Lembre-se que quanto mais treinado, melhor seu
tempo. Numa prova, dificilmente se utilizaria o
método algébrico, o qual, não obstante a
simplicidade, exige tempo.
4.1 Método das tentativas.
Os coeficientes são obtidos por tentativas:
Sugere-se a seguinte ordem de prioridade:
1º) Metais e ametais
2º) Hidrogênio
3º) Oxigênio
Um outro aspecto a considerar é ilustrado na
figura a seguir, correspondente à equação:
Exemplo:
Balancear a seguinte reação química:
NaOH + HCl  NaCl + H2O
19
4.2 Método de Oxirredução.
O método de oxirredução aplica-se somente
às reações desse tipo. Ao se aplicar o método
deve-se iniciar pelo conceito de número de
oxidação (NOx), para isso devemos conhecer as
regras que permitem achar esse número, depois
reconhecer se a reação é de oxirredução, achar o
oxidante, o redutor e finalmente, fazer o
balanceamento da equação que pode estar
escrita tanto na forma molecular como na forma
iônica.
O número de oxidação (NOX) de um
elemento químico é a carga que ele recebe em
uma reação química.
Para aplicarmos o método de oxirredução
primeiro temos que saber se a reação
química é uma reação de oxirredução, para
isso devemos seguir alguns passos.
A primeira coisa a se fazer é calcular todos
os nox de cada átomo ou íon presentes na
reação, pois muitas vezes não conseguimos
perceber imediatamente a variação do nox.
Exemplo;
H2S + Br2 + H2O  H2SO4 + HBr
1º Vamos determinar todos os nox:
+1 -2
0
+1 -2
+1 +6 -2
+1 -1
H2S + Br2 + H2O  H2SO4 + HBr
Para saber qual o nox de um átomo dentro de
uma molécula, devemos seguir algumas regras:
1- Todos os metais alcalinos, hidrogênio,
prata (Ag).
Nox: +1.
2- Metais alcalinos terrosos, Zinco (Zn).
Nox:+2.
3- Alumínio (Al).
Nox: +3.
4- Oxigênio
Nox: -2.
5- Elementos isolados e substâncias
simples.
Nox: 0.
6- A soma de todos os Nox dos átomos de
uma molécula sempre é zero.
7- Íons compostos tem soma dos nox dos
átomos que o constitui igual a carga do
-3
íon (PO4 ).
Exemplo:
2º Vamos agora observar se houve variação
no nox e determinar qual substância oxidou e
qual reduziu.
No exemplo acima o enxofre (S) oxidou, isto
é, perdeu elétrons, pois o seu nox aumentou
de -2 para +6. Já o bromo (Br), reduziu ou
seja, ganhou elétrons, e seu nox diminuiu de
0 para -1.
Os elétrons que o Bromo perdeu foram
recebidos pelo enxofre, portanto o Bromo
causou a oxidação do enxofre, e, por isso, o
enxofre é o agente oxidante. O contrário
aconteceu com o enxofre, ele recebeu os
elétrons do bromo, causando a redução dele;
então, o bromo é o agente redutor.
Sessão leitura:
Calcular o Nox de todos os átomos de cada
molécula.
Escrevendo equações químicas.
A)
B)
C)
D)
E)
F)
G)
H)
I)
J)
K)
L)
M)
N)
Para representar os fenômenos por meio de
equações químicas, temos que usar uma
série de conceitos de maneira articulada e
estar atentos ao fato de que a representação
é uma simplificação do fenômeno. O primeiro
pressuposto para escrevermos equações
químicas é que os materiais são constituídos
por átomos, que se conservam durante as
transformações. Desse modo, o mesmo
número de átomos de um determinado
elemento químico existente nos reagentes
deve constar também nos produtos. Isso
explica o fato de a massa ser conservada
numa reação química. A operação associada
a esse princípio é chamado balanceamento
HCl
CaCO3
CO2
HClO
-2
SO4
NaNO3
H2O2
HNO3
Al(OH)3
CH3OH
NO2
HCO3
Na2CO3
N2O4
20
da equação química. O balanceamento é
importante para a realização de cálculos para
a determinação de quantidades de reagentes
ou de produtos.
O segundo pressuposto, que nos permite
escrever equações químicas, é o de que, nas
reações, os átomos se combinam para
formar substâncias diferentes das inicias. As
formas com que os átomos se combinam são
determinadas pela valência dos elementos e
pelo arranjo espacial dos elétrons de
valência.
Existe uma relação entre as quantidades de
reagentes na formação dos produtos de uma
reação química. Foi observado no final do
século XVIII que as substâncias sempre
mantém a mesma proporção ao se
combinarem, isso foi observado por Joseph
Louis Proust, e é conhecida como leis das
proporções definidas ou lei de Proust. Por
meio dessa lei, Proust foi capaz de mostrar
que as substâncias não se combinavam
numa variedade infinita de proporções, como
pensava, por exemplo, Lavoisier, mas
apenas em proporções definidas por
números inteiros. Usando essa ideia, Proust
foi capaz de propor uma definição para
compostos químicos “verdadeiros”, de modo
a diferenciá-los de soluções e ligas metálicas.
Segundo
Proust,
esses
compostos
verdadeiros teriam composições definidas,
independentemente da forma como teriam
sido preparados. Nas palavras de Proust: “...
um composto é um produto privilegiado ao
qual a Natureza confere proporções
fixas...Devemos reconhecer, portanto...que
as
características
de
um
composto
verdadeiro são invariáveis como a proporção
entre seus elementos...”
Sabe-se hoje que nem todas as substâncias
compostas seguem a Lei de Proust, pois
existem algumas para as quais as
proporções entre os átomos podem variar.
Para a maioria das substâncias com as quais
lidamos em nosso cotidiano e para todas
aquelas com as quais trabalharemos ao
longo do nosso curso, a lei de Proust, no
entanto, continua essencialmente válida e
aplicável.
Exercícios para fixação:
1) Faça o balanceamento
equações químicas:
A) C2H6O + O2
H2O
das
seguintes
CO2
+
B) Na2CO3 + HCl
CO2
NaCl + H2O +
C) C6H12O6
C2H6O + CO2
D) C4H10 + O2
CO2 + H2O
E) FeCl3 + Na2CO3
NaCl
Fe2(CO3)3
F) NH4Cl + Ba(OH)2
H2O
BaCl2 + NH3 +
G) Ca(OH)2 + H3PO4
H2O
Ca3(PO4)2
+
H) Fe2(CO3)3 + H2SO4
H2O + CO2
Fe2(SO4)3
+
I) Na2O + (NH4)2SO4
+ NH3
Na2SO4 + H2O
J) FeS2 + O2
Fe2O3 + SO2
K) NH3 + O2
NO + H2O
L) KMnO4 + H2SO4
+ H2O
Mn2O7 + K2SO4
M) CS2 + O2
CO2 + SO2
N) H3PO4 + CaO
H2O
Ca3(PO4)2
O) Na2CO3 + H3PO4
+ CO2
Na3PO4 + H2O
P) KMnO4
MnO2 + O2
K2MnO4
Q) Na + KNO3
K2O + N2
R) Ni(CO)4
S) CaC2 + H2O
CaO
Na2O
+
+
+
+
Ni + CO
C2H2
+
21
2) 01 (FUVEST) A decomposição térmica de 1 mol
de dicromato de amônio é representada pela
equação:
4)(PUC-RJ) O óxido de alumínio (Al2O3) é
utilizado como antiácido. A reação que ocorre no
estômago é:
(NH4)2Cr2O7
X Al2O3 + Y HCl → Z AlCl3 + W H2O
N2 + CrxOy + z H2O
Os valores de x, y e z são, respectivamente:
Os coeficientes X, Y, Z e W são, respectivamente:
a) 2, 3 e 4
a) 1, 2, 3, 6.
b) 2, 7 e 4
b) 1, 6, 2, 3.
c) 2, 7 e 8
c) 2, 3, 1, 6.
d) 3, 2 e 4
d) 2, 4, 4, 3.
e) 3, 2 e 8
e) 4, 2, 1, 6.
3) O airbag é um dispositivo destinado a
proteger motoristas e passageiros em caso de
colisão
(batida).
5) Considere as seguintes equações químicas:
1) 1 C12H22O11 → 12 C + 11 H2O
2) 1 KClO4 → 1 KCl + 2O2
3) 2 Fe + 3 H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + 3 H2
4) NaHCO3 → Na2CO3 +CO2 +H2O
Pode-se afirmar que:
a) somente 1 e 2 estão balanceadas
A imagem acima retrata o instante em que
os airbags são acionados dentro de um veículo,
alguns centésimos de segundo após a colisão. A
reação que ocorre é representada pela equação:
6 NaN3 (s) + Fe2O3 (s) → Na2O (s) + 2 Fe (s)
+N2↑ (g)
Após o balanceamento da equação, a soma de
todos os coeficientes mínimos e inteiros das
espécies químicas envolvidas é igual a:
a) 16
b) 1, 2 e 3 estão balanceadas
c) todas estão balanceadas
6) (PUCCAMP) Num “sapato de cromo”, o couro
é tratado com um banho de “licor de cromo”,
preparado através da reação representada pela
equação:
Na2Cr2O7 + x SO2 + H2O
Na2SO4
Depois de balanceada com os menores
coeficientes inteiros possíveis, ela apresenta:
x
y
a)
3
2
b)
2
3
c)
2
2
d)
3
3
e)
2
1
b) 20
c) 22
d) 8
y Cr(OH)SO4 +
22
7) (UNIP/SP) A soma dos menores coeficientes
inteiros que balanceiam a equação:
Cl2 + NH3
N2H4 + NH4Cl
c) 19
d) 15
é
a) 4
b) 15
c) 21
d) 8
e) 6
8) (OSEC/SP) A soma dos coeficientes da
equação abaixo é igual a
Gabarito:
Br2 + KOH
1) A)1, 3, 2, 3
K)4, 5, 4, 6
a) 13
B)1, 2, 2, 1, 1
L)2, 1, 1, 1, 1
b) 20
C)1, 2, 2
M)1, 3, 1, 2
D)2, 13, 8, 10
N)2, 3, 1, 3
E)2, 3, 1, 6
O)3, 2, 2, 3, 3
F)2, 1, 1, 2, 2
P)2, 1, 1, 1
G)3, 2, 1, 6
Q)10, 2, 5, 1, 1
H)1, 3, 1, 3, 3
R)1, 1, 4
I)1, 1, 1, 1, 2
S)1, 1, 1, 1
KBrO3 + KBr + H2O
c) 19
d) 15
e) 18
9)
Pintou no Enem:
1) (Enem) Duas das reações que ocorrem
na produção do ferro são representadas por:
2C + O2  2CO
Fe2O3 + 3CO 
J)4, 11, 2, 80
2)a 3)b 4)b 5)b 6)a 7)d 8)e
2Fe + 3CO2
O monóxido de carbono formado na primeira
reação
é
consumido
na
segunda.
Considerando apenas essas duas etapas do
processo, calcule a massa aproximada, em
Kg, de carvão consumido na
Produção de 1t de ferro (Fe = 56)
a)318Kg
b)321Kg
c)319Kg
d)320Kg
e)317Kg
2) (Enem)A soma dos coeficientes da equação
Abaixo é igual a:
Br2 + KOH  KBrO3 + KBr + H2O
a) 13
b) 20
23
Capítulo 5
pressão exercida por uma coluna de mercúrio de
760mm:
5. Estudo dos gases
O conhecimento das propriedades dos
gases é de grande importância uma vez que
estão muito presentes em nosso cotidiano.
A maioria dos gases são compostos
moleculares, com exceção dos gases
nobres, que são formados por átomos
isolados.
1atm = 760mmHg = 101325Pa = 1,0bar
5.1.Características gerais dos gases
Os gases não têm forma nem volume
próprios. Um gás tem a forma do recipiente
onde está contido e ocupa todo o espaço
limitado pelas paredes do recipiente. As
partículas constituintes de um
gás
encontram-se muito afastadas umas das
outras e praticamente não ocorre interação
entre elas. Isso explica por que os gases
têm densidades baixas, podem ser
facilmente comprimidos e se misturam com
muita facilidade. Além disso, as partículas
movimentam-se de maneira contínua e
desordenada em todas as direções e
sentidos. Chocam-se entre si e contra a
parede do recipiente sem perder energia.
5.2.2
Volume
O volume de uma amostra gasosa é igual ao
volume interno do recipiente que a contém.
As unidades de volume mais usadas são:
3
3
1L = 1dm = 1000cm = 1000mL = 0,001m
3
5.2.3Temperatura
A temperatura de um gás está relacionada com
o grau de agitação das suas moléculas.
Existem
várias
escalas
termométricas,
entretanto no estudo dos gases usa-se a escala
absoluta ou Kelvin (K).
No Brasil as temperaturas são medidas na
escala centesimal ou Celsius (°C), portanto
devemos converter os valores de temperatura
para Kelvin:
5.2 Variáveis de estado dos
gases:
5.2.1
Pressão
Em um frasco fechado, a pressão
exercida por um gás resulta dos choques
entre as partículas desse gás contra as
paredes internas do recipiente que o
contém.
Em
1643,
Torricelli
determinou
experimentalmente que a pressão exercida pela
atmosfera ao nível do mar corresponde à
TK = TC + 273
24
5.3 Transformações gasosas
5.3.1
Isotérmica
5.3.3
Mantendo-se a temperatura constante, a
pressão e o volume de uma amostra de gás
variam de modo inversamente proporcional, fato
conhecido como Lei de Boyle.
Isocórica ou Isovolumétrica
O volume constante, a pressão de uma massa
fixa de gás é diretamente proporcional a
temperatura absoluta do gás.
Matematicamente podemos expressar essa lei
da seguinte maneira:
P x V = constante
Podemos também dizer que:
Um aumento na temperatura acarreta
aumento na pressão exercida pelo gás.
P1 x V1 = P2 x V2
5.3.2
um
Isobárica
À pressão constante, o volume de uma
massa fixa de um gás varia linearmente com
a temperatura do gás, fato conhecido como
Lei de Charles/Gay-Lussac.
Matematicamente:
P/T = constante ou
Um aumento na temperatura acarreta
aumento do volume ocupado pelo gás.
um
P1/T1 =P2/T2
5.4 Equação geral dos gases
A lei de Boyle e as leis de Charles e Gay- Lussac
podem ser reunidas em uma única expressão
conhecida como equação geral dos gases:
5.5 Volume molar
Matematicamente:
V/T=constante ou V1/T1=V2/T2
É o volume ocupado por 1 mol de um gás a
uma determinada pressão e temperatura. O
volume
molar
foi
determinado
experimentalmente
considerando
as
25
Condições Normais de Temperatura e
Pressão (CNTP), ou seja, a pressão de 1
atm e temperatura de 273K, o que
corresponde a 22,4L.
Sessão leitura:
5.6 Lei de Avogadro
Texto 1
Volumes iguais de gases quaisquer, nas
mesmas
condições
de
pressão
e
temperatura, contêm igual número de
moléculas.
Ah!! Os gases...
5.7.Equação de Clapeyron
Tem que ser admitido que uma relação muito
simples também existe entre os volumes de
substâncias gasosas e o número de moléculas
simples ou compostas que as constituem. A
primeira hipótese a se apresentar em relação a
isso, e aparentemente a única admissível, é a
suposição de que o número de moléculas
integrantes em qualquer gás é sempre o mesmo
para volumes iguais ou é sempre proporcional ao
volume.
Essa hipótese viria a ser comprovada mais tarde
e permitiu a definição da grandeza Volume molar,
válida para gases:
Para uma massa constante de um mesmo gás,
vale sempre a relação:
Um mol de qualquer gás sempre ocupa, nas
mesmas condições de temperatura e pressão
o mesmo volume.
P x V = constante
Vamos então definir as Condições Normais de
Temperatura e Pressão (CNTP), como a
temperatura de 0º C e a pressão de 1 atm, o
volume molar dos gases é igual a 22,4L. Essa
quantidade corresponde, aproximadamente, ao
volume de 11 garrafas de PET (de refrigerante)
de 2L ou a um cubo de 28,2cm de aresta.
T
O valor da constante depende da quantidade do
gás em mol. Para um mol de qualquer gás:
PxV=R
T
O valor de R nas CNTP é 0,082 atm.L/K.mol.
Dependendo das unidades empregadas para
indicar as outras grandezas teremos valores
diferentes
de
R,
como
por
exemplo,
62,3mmHg.L/mol.K.
Para um número de mol
qualquer, temos:
pxV=nxRxT
Essa equação também é conhecida como
equação geral dos gases ideais.
5.8 Densidade dos gases
Densidade absoluta de um gás, em
determinada pressão e temperatura, é o
quociente entre a massa e o volume do gás.
d=m
V
A grandeza molar permite que sejam realizados
cálculos
estequiométricos
relacionando
quantidade de matéria (em mol) e volume; e
massa-volume. Nunca é demais lembrar que esse
volume se aplica somente aos gases. Isso porque
as moléculas num gás ideal permanecem
isoladas como moléculas individuais. É por isso
também que muitos gases reais vão exibir uma
pequena diferença em relação a esse
comportamento
ideal,
exibindo
valores
ligeiramente diferentes para, entre outros o
volume molar.
Usando volumes de recipientes conhecidos (por
exemplos garrafas pets de refrigerantes, tem
volumes de 2L), estime o que isso significa, em
termos reais, o volume de um gás nas CNTP.
26
Texto 2
Os perigos dos gases de escape automóvel.
Os maiores
responsáveis
pela
poluição
atmosférica, principalmente nas grandes cidades,
são sem dúvida os automóveis através dos gases
de escape que emitem. As pessoas que vivem
nos centros das grandes cidades certamente
sabem isto melhor que ninguém porque “sentemno
na
pele”
todos
os
dias.
De entre os poluentes emitidos pelo escape dos
automóveis podemos destacar os seguintes:
monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono
(CO2), hidrocarbonetos (HC), dióxido de enxofre
(SO2), óxidos de nitrogénio (NOx) e partículas
diversas
(poeiras,
fumos,
fuligem,
etc.).
Estes compostos apresentam perigos, tanto para
a saúde humana como para o meio ambiente.
O monóxido de carbono é um gás que ao ser
respirado
entra
na
corrente
sanguínea
provocando dores de cabeça e dificuldades
respiratórias, podendo mesmo causar asfixia e
provocar mortes no caso de estar presente em
altas concentrações. De entre os hidrocarbonetos
expelidos para a atmosfera pelo escape
automóvel, os mais perigosos são talvez o
metano e o benzeno, uma vez que em
concentrações
elevadas
podem
ser
cancerígenos, e além disso também contribuem
para o aquecimento global do planeta. Os óxidos
de nitrogénio são os grandes responsáveis pela
“névoa de poluição” que por vezes se faz notar
nas cidades e que reduz a visibilidade. Também
contribuem para o efeito estufa e podem provocar
irritação nos olhos e no sistema respiratório. As
partículas diversas também contribuem para a
formação da “névoa de poluição” e são
agressivas para o nosso sistema respiratório e
cardiovascular. Em relação ao dióxido de
carbono, apesar de não ser nocivo para o
Homem, é o principal responsável pelo efeito
estufa e pelo consequente aquecimento global do
planeta.
O aumento consecutivo do número de
automóveis a circular nas ruas de todo o mundo
em conjunto com o abate indiscriminado de
árvores está a provocar um desequilíbrio no ciclo
do CO2 (dióxido de carbono), ou seja a flora
global já não é suficiente para manter os níveis de
carbono na atmosfera equilibrados – o dióxido de
carbono
produzido
sofreu
um
aumento
considerável, devido à ação do homem, enquanto
que a utilização do CO2 por parte das plantas
diminuiu o que está a provocar a acumulação de
grandes quantidades deste gás na atmosfera.
Estas altas concentrações de dióxido de carbono
fazem com que o calor fique retido na atmosfera,
o que está a provocar o aquecimento gradual do
planeta levando a alterações climatéricas graves.
Exercícios para fixação:
1. Um vendedor de balões de gás na Praia de
Boa Viagem, em Recife, utiliza um cilindro de
60L de Hélio a 5 atm de pressão, para encher os
balões. A temperatura do ar é 3ºC e o cilindro
está em um local bem ventilado na sombra. No
momento em que o vendedor não conseguir
mais encher nenhum balão, qual o volume e a
pressão do gás Hélio restante no cilindro?
a) V = 0 L; P = 0 atm
b) V = 22,4 L; P = 1 atm
c) V = 60 L; P = 1 atm
d) V = 10 L; P = 5 atm
e) V = 60 L e P = 0 atm
2. Ao subir do fundo de um lago para a
superfície, o volume de uma bolha triplica.
Supondo que a temperatura da água no fundo
do lago seja igual à temperatura na superfície, e
considerando que a pressão exercida por uma
coluna de água de 10 m de altura corresponde,
praticamente, à pressão de uma atmosfera,
podemos concluir que a profundidade do lago é,
aproximadamente.
a) 2 m.
b) 5 m.
c) 10 m.
d) 20 m.
e) 30 m.
3. Uma estudante está interessada em verificar
as propriedades do hidrogênio gasoso a baixas
temperaturas. Ela utilizou, inicialmente, um
volume de 2,98 L de H2(g), à temperatura
ambiente (25°C) e 1atm de pressão, e resfriou o
gás, à pressão constante, a uma temperatura de
– 200°C. Que volume desse gás a estudante
encontrou no final do experimento?
a) 0,73 mL.
b) 7,30 mL.
c) 73,0 mL.
d) 730 mL.
e) 7300 mL.
27
4. Imediatamente acima da superfície da Terra
localiza-se uma região da atmosfera conhecida
como troposfera, na qual ocorrem as nuvens, os
ventos e a chuva. A temperatura no seu topo é
de –50oC e sua pressão é de 0,25 atm. Se um
balão resistente a altas pressões, cheio com gás
hélio até um volume de 10 litros, a 1,00 atm e
27oC for solto, qual o volume, em mL, deste
balão quando chegar ao topo da troposfera?
a) 40,0L
b) 74,1L
c) 36,3L
d) 29,7L
e) 52,5L
5. A pressão total do ar no interior de um
pneu era de 2,30 atm quando a temperatura
do pneu era de 27 °C. Depois de ter rodado
um certo tempo, mediu-se novamente sua
pressão e verificou-se que esta era agora de
2,53 atm. Supondo a variação de volume do
pneu desprezível, a nova temperatura será:
a) 29,7 °C.
b) 57,0 °C.
c) 33,0 °C.
d) 330 °C.
e) n.d.a.
6. Um cilindro de gás industrial com
capacidade para 100L, contém 44 Kg de gás
propano a 27°C. Considerando que em uma
semana seja consumido gás suficiente para
que a pressão seja reduzida à metade e
supondo que a temperatura permaneça
constante, a pressão inicial no cilindro e
número de mols de gás utilizado serão
respectivamente: (Dado: C=12 g/mol, H=1
g/mol)
a) 246 atm e 500 mols
b) 246 atm e 22 mols
c) 123 atm e 1000 mols
d) 123 atm e 500 mols
e) 123 atm e 44 mols
7. A massa de oxigênio necessária para
encher um cilindro de capacidade igual a 25
litros, sob pressão de 10 atm e a 25 °C é de:
(Dados: massa molar do O2 = 32 g/mol;
volume molar de gás a 1 atm e 25 °C = 25
L/mol)
a) 960 g.
b) 320 g.
c) 48 g.
d) 32 g.
e) 16 g.
8. Um tanque, contendo gás butano a 227°C
com capacidade de 4,10 m3, sofre um
vazamento ocasionado por defeito em uma
das válvulas de segurança. Procedimentos
posteriores confirmaram uma variação de
pressão na ordem de 1,5 atm. Admitindo-se
que a temperatura do tanque não variou,
pode-se afirmar que a massa perdida de
butano, em kg, foi: (Dados: C = 12 u; H = 1
u; R = 0,082 atm x L / mol x K.)
a) 8,7 kg.
b) 2,9 kg.
c) 15,0 kg.
d) 0,33 kg.
e) 30,3 kg.
9. Considere um balão de aniversário contendo
2,3 L de ar seco. Aproximadamente 20% deste
gás são constituídos por oxigênio (O2). Suponha
que 1 mol de gás ocupa aproximadamente um
volume de 23 L, a 25 °C e sob a pressão de 1
atm. O número aproximado de moléculas de
oxigênio presentes no balão será:
a) 6,0 · 1022 moléculas.
b) 6,0 · 1023 moléculas.
c) 1,2 · 1022 moléculas.
d) 23 moléculas.
e) 0,46 moléculas.
10. É possível fazer um vulcão, em miniatura, no
laboratório, usando o dicromato de amônio
(NH4)2Cr2O7. Este composto, ao ser aquecido,
se decompõe vigorosamente, liberando, dentre
outras substâncias, os gases N2 e H2O. Se
utilizarmos 25,2 g de dicromato de amônio e se
forem recolhidos os gases de reação num balão
de 2,0 L a 27 °C, a pressão total do gás, neste
balão, em atmosferas, será igual a: (Dados:
massas atômicas: H = 1 u; N = 14 u; O = 16 u; Cr
= 52 u; R = 0,082 atm L K–1 mol–1)
(NH4)2Cr2O7(s) → N2(g) + 4 H2O(g) + Cr2O3(s)
a) 0,11
b) 1,00
c) 1,11
d) 1,23
e) 12,3
11. Um frasco completamente vazio tem massa
820g e cheio de oxigênio tem massa 844g. A
capacidade do frasco, sabendo-se que o oxigênio
se encontra nas CNTP, é:
Dados: massa
28
molar do O2 = 32 g/mol; volume molar dos gases
nas CNTP = 22,4 L.
Pintou no Enem:
a) 16,8 L.
1)(Enem-99)Um balão meteorológico foi
preenchido com gás hidrogênio, H2, que
está a 1,5 atm e 20°C e ocupa 8m3.
Sabendo que, nessas condições de pressão
e temperatura, o volume molar dos gses é
16L, determine: a quantidade em mols de
hidrogênio dentro do balão.
a)200mol
b)300mol
b) 18,3 L.
c) 33,6 L.
d) 36,6 L.
e) 54,1 L.
12. Considere o diagrama:
Qual o nome das transformações gasosas
verificadas quando passamos de I para II, de II
para III e de III para I respectivamente:
c)450mol
d)500mol
a) isobárica, isotérmica, isocórica
e)550mol
b) isocórica, isobárica, isotérmica
c) isobárica, isocórica, isotérmica
d) isotérmica, isobárica, isocórica
e) isotérmica, isocórica, isobárica
13.
Em hospitais, o gás oxigênio (O2) é
usado em algumas terapias do aparelho
respiratório.
Nesses
casos,
ele
é
armazenado em cilindros com volume de 60
L, a uma pressão de 150 atm. Considerando
a temperatura constante, qual volume
ocuparia o oxigênio contido em 1 cilindro, a
uma pressão de 760 mm Hg?
a)7000L
b)8000L
c)9000L
d)10000L
e)6000L
14.
Uma garrafa de 1,5L, indeformável e
seca, foi fechada com uma tampa plástica.
A pressão ambiente era de 1,0 atm e a
temperatura de 27°C. Em seguida, essa
garrafa foi colocada ao sole, após certo
tempo, a temperatura em seu interior subiu
para 57°C e a tampa foi arremessada pelo
efeito da pressão interna. Qual era a
pressão no interior da garrafa no instante
imediatamente anterior à expulsão da
tampa?
a)1,3atm
b)1,5atm
c)2,0atm
d)1,1atm
e)2,5atm
2)(Enem-02)Um protótipo de carro movido a
hidrogênio foi submetido a um teste em uma
pista de provas. Sabe-se que o protótipo
tem um tanque de combustível com
capacidade igual a 164L e percorre 22
metros para cada mol de H2 consumido. No
início do teste, a pressão no tanque era de
600 atm e a temperatura, igual a 300K.
Sabendo que no final do teste a pressão no
tanque era de 150 atm e a temperatura igual
a 300K, calcule a distância, em km,
percorrida pelo protótipo.
a)60Km
b)62Km
c)63Km
d)64Km
e)66km
Gabarito
Fixação:
1. c
2. d
3. d
4. d
5. b
6. a
7. b
8. a
9. c
10. d
11. a
12. a
13. c
14. d
Pintou no Enem:
15) d
16)e
29
Capítulo 6
6. Cálculos Estequiométricos:
Os dados do problema podem vir expressos
das mais diversas maneiras: quantidade de
matéria (mol), massa, número de moléculas,
volume, etc. Em todos esses tipos de
cálculo estequiométrico vamos nos basear
nos coeficientes da equação que, como
vimos, dão a proporção em mols dos
componentes da reação.
Para resolver qualquer tipo de cálculo
estequiométrico devemos seguir algumas
regras:
1ª regra: Escreva corretamente a equação
química mencionada no problema (caso ela não
tenha sido fornecida).
2ª regra: As reações devem ser
balanceadas corretamente (tentativa ou
oxirredução), lembrando que os coeficientes
indicam as proporções em mols dos
reagentes e produtos.
6.1 Tipos de Cálculos Estequiométricos
6.1.1 Cálculos envolvendo
substâncias gasosas
volumes
de
Quando
não
estamos
trabalhando
com
substâncias gasosas normalmente utilizamos as
relações de massas, nº de mols de moléculas, nº
de mols de átomos e ainda nº de moléculas e de
átomos. Todos eles se aplicam a qualquer reação
química, independente do estado de agregação
(sólido, líquido ou gás) da substância.
No caso de substâncias gasosas é possível ainda
estabelecer relações entre volumes, tanto para
reagentes como entre eles e os produtos da
reação.
O raciocínio é bastante simples e envolve a Lei
de Avogadro:
"O volume ocupado por um gás, sob pressão
e temperatura constantes, é
Diretamente proporcional ao seu nº de
moléculas”.
Matematicamente teríamos:
V=KxN
3ª regra: Caso o problema envolva pureza de
reagentes, fazer a correção dos valores,
trabalhando somente com a parte pura que
efetivamente irá reagir.
4ª regra: Caso o problema envolva reagentes em
excesso – e isso percebemos quando são
citados dados relativos a mais de um reagente –
devemos verificar qual deles está correto. O
outro, que está em excesso, deve ser descartado
para efeito de cálculos.
5ª regra: Relacione, por meio de uma regra de
três, os dados e a pergunta do problema,
escrevendo corretamente as informações em
massa, volume, mols, moléculas, átomos, etc.
Lembre-se de que não podemos esquecer a
relação: 1 mol = (x) g = 2,4 L (CNTP) = 6,02
. 10²³
6ª regra: Se o problema citar o rendimento da
reação, devemos proceder à correção dos valores
obtidos.
para P e T constantes
Como o nº de moléculas é, por sua vez,
diretamente proporcional ao nº de mols do gás,
tem-se:
N = k' . n.
Desse modo teremos:
V = K’ . n
Essa constante k' é dada por:
RxT
P
onde T e P são, respectivamente, a temperatura e
a pressão do gás, e R é a constante universal dos
gases.
Uma avaliação mais precisa é realizada no
assunto de Gases Ideais. Assim teremos:
V=nxRxT
P
Quando na reação aparecem duas ou mais
substâncias gasosas; a razão entre seus números
de mols é a mesma que existe entre seus
volumes, desde que nas mesmas condições de
temperatura e pressão. Assim, por exemplo, na
reação entre
30
H2(g) e O2(g)
para formar H2O pode-se escrever da seguinte
maneira:
2H2 + 1O2  2H2O
nH2 = VH2 = 2
nO2 VO2 1
02) Considere a reação:
3 (NH4)2CO3 + 2 H3PO4 _ 2 (NH4)3PO4 + 3 CO2(g) +
3 H2O
O volume em litros de gás carbônico liberado,
quando 250g de carbonato de amônio reagem
com excesso de ácido fosfórico, é de:
Dados: Volume molar nas CNTP = 22,4 L.
H = 1,0g/mol; C = 12g/mol;
N = 14g/mol; O = 16g/mol; P = 31g/mol.
Não se aplica a razão entre volumes quando a
substância se encontra como líquido ou sólido.
Ela é usada apenas para gases e vapores. GayLussac foi o primeiro a observar essas relações
de volume entre substâncias gasosas. Em vários
problemas envolvendo substâncias gasosas falase de condições normais de
pressão e temperatura (CNTP) e também em
condições ambientais.
No primeiro caso, CNTP, deseja-se dizer que a
pressão é de 1 atm e que a temperatura
vale O°C, ou 273 K.
Desse modo, ao aplicar a equação:
V= n x R x T
P
Para 1 mol de moléculas do gás, acha-se o
seguinte valor:
V = 22,4 L/mol
Quantidade chamada de volume molar nas
CNTP.
As condições ambientais são P = 1 atm e
T::298K, ou seja, em torno de 25°C. A equação:
V=nxRxT
P
Aplicada a essa situação fornece um volume
molar próximo de
25 L/mol.
a) 23,5 L.
b) 58,3 L.
c) 76,8 L.
d) 84,1 L.
e) 132,9 L.
6.1.2 Cálculos envolvendo rendimento da
reação
No exemplo anteriores consideramos que as
reações são completas, isto é, as quantidades
colocadas para reagir produzem, de acordo com
a estequiometria, as quantidades máximas
possíveis dos produtos. Por exemplo, quando 2
mols de H2 reagem com 1 mol de O2 encontra-se
no final 2 mols de H2O. Considere agora a
possibilidade de a quantidade do produto ser
inferior à quantidade dada pela estequiometria.
Ao se produzir menos do que o esperado diz-se
que a reação não teve rendimento total, ou seja,
100%. Para saber o rendimento de uma reação
deve-se raciocinar tanto sobre os produtos como
sobre os reagentes.
Como calcular as quantidades dos reagentes e
dos produtos?
Exemplos:
01) Considere a equação da reação
combustão do acetileno (não-balanceada):
de
1ª - Considere um dos reagentes o limitante e
determine quanto de produto seria formado;
C2H2(g) + O2(g) _ CO2(g) + H2O(g)
2ª - Repita o procedimento com o outro reagente;
Admitindo-se CNTP e comportamento de gás
ideal, a soma do número de mols dos produtos
obtidos, quando 112 litros de C2H2 reagem com
excesso de oxigênio, é igual a:
3ª - A menor quantidade de produto encontrada
corresponde ao reagente limitante e indica a
quantidade de produto formado.
a) 5.
b) 10.
c) 15.
d) 20.
e) 22,4.
31
Exercício resolvido:
01)Uma amostra de massa 8,48g de carbonato
de sódio reagiu completamente com quantidade
estequiométrica de ácido clorídrico diluído,
originando entre outros produtos 2,64g de um
gás. Em relação a essa reação, é verdadeiro
afirmar que:
Dados: (Na) = 23u, ( C) = 12u, ( O ) = 16u, (H ) =
1u, (Cl) = 35,5u , N = 6,02 x 1023
a) foram formadas 3,612 x 1024 moléculas de gás
nas CNTP e 0,18g de água no estado líquido.
b) o rendimento da reação calculado pela massa
obtida do gás nas condições da experiência é
igual a
75%.
02)O óxido nitroso é usado como anestésico em
partos. A sua obtenção é dada pela reação
apresentada na equação química abaixo:
NH4NO3

N20 + 2 H2O
Se foram usados 6 gramas de nitrato de amônio e
foram obtidos 2,97 g de óxido de dinitrogênio,
qual o rendimento da reação?
a) 91%
b) 110%
c) 97%
d) 90%
e) 80%
d) admitindo-se um rendimento teórico de 100%
para a reação, a massa de gás obtida será de
7,04g.
03)16g de enxofre regem com 28g de ferro,
produzindo 44g de sulfeto de ferro II. Se o
rendimento da reação for de 100%, a massa de
sulfeto de ferro II, obtida na reação de 50g de
enxofre de pureza 50% com ferro suficiente, é
igual a:
a) 137,5g.
b) 130,0g.
c) 110,0g.
d) 68,75g.
e) 40,0g.
e) para cada 73,0g de HCl que reage exatamente
com carbonato de sódio, formam-se 88,0g de
gás, admitindo-se um rendimento de 100% para a
reação.
6.1.3 Cálculos envolvendo excesso (ou falta)
de algum dos reagentes
c) cada 1,06g de carbonato de sódio reage
exatamente com 3,65g de HCl, pois cada mol do
sal reage exatamente com 3,65g de HCl .
Resolução:
Na2CO3 + 2 HCl _ 2 NaCl + H2O + CO2
106g 44g
8,48g m, então m = 3,52g como foi obtido, pelo
enunciado, 2,64g temos um rendimento menor
que 100%
3,52g _ 100%
2,64g _ x%, então x = 75%
Exemplos:
01) A combustão do gás amoníaco é
representada pela seguinte equação nãobalanceada:
NH3 + O2 _ N2 + H2O
Calcule a massa de água, obtida a partir de 56 L
de NH3, nas CNTP, sabendo que a reação tem
Rendimento de 95%.Dados: H = 1 g/mol; O = 16
g/mol; volume molar nas CNTP = 22,4 L.
a) 256,5g.
b) 270,0g.
c) 67,5g.
d) 64,1g.
e) 42,8g.
De acordo com a lei de Proust, as substâncias
reagem em proporções fixas e definidas.
Por exemplo, 2 mols de H2 reagem sempre com
1 mol de O2 para formar 2 mols de H2O.
Se colocarmos mais de 2 mols de H2 em relação
a 1 mol de O2, a reação ocorre formando 2 mols
de H2O e restará H2 porque ele estava em
excesso. Diz-se então que houve excesso de
H2 ou ainda que o O2 é o reagente limitante,
porque ele determinou quanto de H2 foi capaz
de reagir. É claro que o O2 reagiu
completamente.
Exemplos:
01) Considere a reação em fase gasosa:
N2 + 3 H2  2 NH3. Fazendo-se reagir 4 L de N2
com 9 L de H2 em condições de pressão e
temperatura constantes, pode-se afirmar que:
a) Os reagentes estão em quantidades
estequiométricas.
b) O N2 está em excesso.
c) Após o término da reação, os reagentes serão
totalmente convertidos em amônia.
d) A reação se processa com aumento de volume
total.
e) Após o término da reação, serão formados 8 L
de NH3.
32
Dados: H = 1 u; O = 16 u; S = 32 u.
02):
Considerando-se
a
reação:
AgNO3 + KI  AgI + KNO3 e fornecendo-se as
massas molares,
Ag = 108g/mol; N = 14g/mol; O = 16g/mol; K =
39g/mol; I = 127g/mol, se reagirmos 17g de
AgNO3 com 17g de KI, haverá:
a) consumo total dos dois reagentes.
b) excesso de 0,4g de AgNO3.
c) excesso de 0,4g de KI.
d) excesso de 4,0g de AgNO3.
e) excesso de 4,0g de KI.
03) Efetuando-se a reação entre 18g de alumínio
e 462g de gás cloro, segundo a equação:
Al(s) + Cl2(g) AlCl3(s)
Obtém-se uma quantidade máxima de cloreto de
alumínio igual a:
Dados: Al = 27 g/mol; Cl = 35,5 g/mol.
a) 36g.
b) 44,5g.
c) 89g.
d) 462g.
e) 240g.
a) 98g.
b) 9,8g.
c) 0,98g.
d) 0,098g.
e) 0,0098g.
02) Considere as reações:
• K2O + H2O _ 2 X
• N2O5 + H2O _ 2 Y
• X + Y _ Z + H2O
O número de mols de Z existente em 202g desta
substância é:
a) 1.
b) 2.
c) 3.
d) 4.
e) 5.
6.1.5 cálculos envolvendo pureza
6.1.4 Cálculos envolvendo mais de uma
reação
Nesse tipo de problema deve-se notar que, em
geral, o produto de uma reação é o reagente na
reação posterior, estabelecendo assim um elo de
ligação entre elas. Dessa maneira, basta ajustar
os coeficientes de todas as substâncias nas
reações de modo que aquela que faz a ligação
tenha o mesmo valor.
É comum o uso de reagentes impuros,
principalmente em reações industriais, ou porque
são mais baratos ou porque já são encontrados
na natureza acompanhados de impurezas (o que
ocorre, por exemplo, com os minérios).
Grau de pureza: é o quociente entre a massa da
substância principal e a massa total da amostra
(ou massa do material bruto).
Exercício resolvido:
Exemplos:
01)Uma das formas de poluição de nossos dias é
a chuva ácida. Ela provoca a destruição de
monumentos históricos, como a Basílica em
Belém, cuja fachada é revestida de mármore,
através da corrosão provocada pelo ácido. A
origem dessa forma de poluição encontra-se na
queima de derivados de petróleo que contêm
impurezas como o enxofre, e se processa
segundo as reações:
S + O2_ SO2
2 SO2 + O2 _ 2 SO3
SO3 + H2O _ H2SO4
Considerando-se que em 100 L de gasolina
encontram-se 3,2 mg de enxofre, a quantidade,
em gramas, de ácido sulfúrico formada pela
queima deste volume de combustível será de:
Em 200g de calcário encontramos 180g de
CaCO3 e 20g de impurezas. Qual o grau de
pureza do calcário?
200g-------------100%
180g ------------- x
x = 90%
Uma amostra de 200 kg de calcário (com teor de
80% de CaCO3) foi tratada com ácido fosfórico H3PO4 conforme a equação química
balanceada:
3CaCO3 + 2H3PO4  1Ca3(PO4)2 + 3H2O +
3CO2. Calcule a massa de Ca3(PO4)2 formado.
33
Os
coeficientes
já
estão
acertados:
3CaCO3 + 2H3PO4  1Ca3(PO4)2 + 3H2O + 3CO2
Veja os dados informados (200 kg de Calcário
com 80% de pureza, ou seja, temos apenas
160kg de CaCO3) e o que está sendo solicitado
(massa do sal formado - Ca3(PO4)2) e estabeleça
uma regra de três.
3x100g---------------- 1x310g
160kg --------------x
03)Para obtermos 17,6g de gás carbônico (CO2)
pela queima total de um carvão com 60% de
pureza, necessitaremos de uma amostra de
carvão com massa igual a:
Dados: C = 12 g/mol; O = 16 g/mol.
x=165,33 kg
Considere a reação:
FeS + HCl  FeCl2 + H2S. Qual a massa de
cloreto ferroso - FeCl2 - obtida quando 1100g de
sulfeto ferroso - FeS de 80% de pureza reagem
com excesso de ácido clorídrico - HCl?
os
+
coeficientes
da
2HCl

1FeCl2
equação:
+
1H2S
Veja os dados informados (1100g de sulfeto
ferroso com 80% de pureza, ou seja, 880g de
sulfeto ferroso puro) e o que está sendo solicitado
(massa de cloreto ferroso) e estabeleça uma
regra de três.
1FeS
1x88g
-------------------------880g -------------- x
1FeCl2
1x127g
x= 1270g
Exemplos:
01) O ácido acetilsalicílico (C9H8O4), comumente
chamado de aspirina, é muito usado pelos alunos,
após uma prova de química, física ou
matemática, disciplinas que requerem muitos
cálculos e atenção. A massa de ácido
acetilsalicílico que deve reagir com anidrido
acético (C4H6O3), para se obter três comprimidos
de aspirina, cada um com 0,6g, admitindo que o
ácido salicílico é 92% puro, é:
Dados: C = 12 u; H = 1 u; O = 16 u.
C7H6O3 + C4H6O3

C9H8O4 + C2H4O2
02) Uma amostra de 10g de calcário contém 8g
de carbonato de cálcio. A porcentagem de pureza
do carbonato de cálcio é:
a) 0,8%.
b) 10%.
c) 8%.
d) 80%.
e) 20%.
3CaCO3 -------------- 1Ca3(PO4)2
Acerte
1FeS
a) 1,50g.
b) 1,92g.
c) 1,65g.
d) 1,38g.
e) 2,25g.
a) 2,4g.
b) 4,8g.
c) 60g.
d) 43g.
e) 56g.
Sessão Leitura:
Equação química, reação e reagentes
O cálculo estequiométrico, ou cálculo das
medidas apropriadas, é um dos maiores passos
dados pela humanidade no campo científico e é o
cerne
da
química
quantitativa.
Lavoisier (1743-1794), o pai da química moderna,
foi capaz de associar todos os conhecimentos
qualitativos da sua época à exatidão da
matemática.
Para tanto, desenvolveu vários equipamentos de
medição, entre eles a balança analítica de
laboratório, permitindo ao químico medir ou
calcular as massas dos reagentes e produtos
envolvidos em uma reação química.
Atualmente, o cálculo estequiométrico é utilizado
em várias atividades, tais como: pela indústria
que deseja saber quanto de matéria-prima
(reagentes) deve utilizar para obter uma
determinada quantidade de produtos, pelo médico
que quer calcular quanto de determinada
substância deve ministrar para cada paciente,
entre inúmeras outras.
34
Apesar de temido por muitos vestibulandos, o
cálculo estequiométrico deixa de ser um problema
se os seguintes passos forem seguidos:
o
1 passo - Montar e balancear a equação
química;
o
2 passo - Escrever a proporção em mols
(coeficientes
da
equação
balanceada);
o
3 passo - Adaptar a proporção em mols às
unidades usadas no enunciado do exercício
(massa, volume nas CNTP, n? de moléculas etc);
o
4 passo - Efetuar a regra de três com os dados
do exercício.
Verifique o exemplo abaixo. Depois confira estas
outras dicas importantes: se a reação for
representada em várias etapas (reações
sucessivas), some todas para obter uma só e
faça o cálculo com esta; se for apresentado
rendimento no exercício, efetue o cálculo
normalmente. A quantidade calculada supõe
rendimento de 100% e com uma simples regra de
3 você adapta o resultado ao rendimento dado.
O cálculo estequiométrico é um assunto muito
abordado nos vestibulares. Vamos tentar
entender:
Para fazermos um bolo simples é necessário
respeitar
uma
receita
padrão:
3
xícaras
de
farinha
de
trigo
4
ovos
1 copo de leite
É evidente que aqui não levaremos em conta o
recheio. Este fica a critério do freguês.
Podemos identificar que a receita nos traz os
ingredientes
e
suas
quantidades.
No Cálculo Estequiométrico, temos a mesma
situação. Para resolvê-lo precisamos de uma
receita (reação) que traga os ingredientes
(reagentes e/ou produtos) e suas quantidades
(coeficientes estequiométricos da reação).
Exemplo:
1C + 2H2 + 1/2O2 1CH3OH
Devemos lembrar que as quantidades em uma
reação não podem ser dadas em xícaras, copos e
etc., mas em quantidade de matéria (mols). Assim
a reação em exemplo estabelece uma proporção:
Para cada mol de carbono são necessários 2
mols de gás hidrogênio e meio mol de gás
oxigênio. Se pusermos para reagir 2 mols de
carbono, será necessário dobrar a receita.
Em tempo, a quantidade de matéria (mol) é
equivalente à massa molar de uma substância ou
23
então a 6,02 . 10 moléculas e se for um gás que
esteja nas condições normais de temperatura e
pressão, o mol pode significar 22,4 litros.
Texto 1
Química para um mundo melhor.
A ciência química não é somente descoberta. É
também,
e
especialmente,
criação
e
transformação. Sem a atividade dos químicos de
todas
as
épocas,
algumas
conquistas
espetaculares jamais teriam acontecido, como os
avanços no tratamento de doenças, a exploração
espacial e as maravilhas atuais da tecnologia.
A química presta uma contribuição essencial a
humanidade com alimentos e medicamentos, com
roupas e moradia, com energia e matériasprimas, com transportes e comunicações.
Fornece ainda, matérias para a física e para a
indústria, modelos e substratos a biologia e
farmacologia, propriedades e procedimentos para
outras ciências e tecnologias.
Graças a química o nosso mundo se tornou um
lugar mais confortável para se viver. Nossos
carros, casas, roupas transbordam criatividade
química. O nosso futuro energético dependerá da
Química, assim como atingir um dos objetivos do
milênio, que é prover água e saneamento básico
seguros para toda a humanidade.
Um mundo sem a Ciência Química seria um
mundo sem materiais sintéticos, e isso significa
sem telefones, sem computadores e sem cinema.
Seria também um mundo sem aspirina ou
detergentes, shampoo ou pasta de dente, sem
cosméticos, contraceptivos, ou papel- e, assim
sem jornal ou livros, colas ou tintas. Enfim, sem o
desenvolvimento proporcionado pela ciência
química, a vida hoje, seria chata, curta e dolorida!
Enquanto a Física decodifica as leis do universo e
a biologia decifra as do mundo vivo, a Química
desvenda os segredos da matéria e de suas
transformações. A vida é sua mais elevada forma
de expressão. A Química exerce portanto um
papel primordial em nossa compreensão dos
fenômenos materiais, em nossa capacidade de
agir sobre eles, para muda-los e controla-los. E
as transformações materiais que faremos- como
humanos- refletirão o melhor ou pior de nós.
Todavia, por mais que pareça, o químico não é
um mágico da matéria, capaz de “ilusionar” com
novas formas da matéria, premeditadas ou
inesperadas, a partir do que nos cerca. O químico
é um forjador racional e criativo, um arquiteto na
escala das moléculas, e dentre tudo isso o cálculo
estequiométrico se faz presente o tempo todo.
Percebemos ai sua importância.
35
Exercícios de Fixação:
1) Quantas moléculas existem em 88g de
dióxido de carbono? (C=12; O=16 cte de
Avogadro=6,02 x 1023)
a)2,1x1024
b)1,5x1024
c)1,2x1024
d)1,2x1023
e)1,5x1025
2) A equação química:
2Mg(OH)2 + X HCl  2MgCl2 + 4 H2O
fica estequiometricamente correta se x for
igual a:
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
e) 5
3) A quantos gramas correspondem
24
3 .10 átomos de alumínio?
a)100g
b)130g
c)110g
d)0135g
e)150g
4) De acordo com a Lei de Lavoisier,
quando fizermos reagir completamente,
em ambiente fechado, 1,12g de ferro com
0,64g de enxofre, a massa, em gramas,
de sulfeto de ferro obtido
será de: Dados: Fe=56u; S=32u
a) 2,76
b) 2,24
c) 1,76
d) 1,28
e) 0,48
5. Qual é a massa correspondente a 5 mols de
Alumínio? (Al = 27)
a)140g
b)135g
c)130g
d)145g
e)125g
6. Na reação dada pela equação:
A + B → C, a razão entre as massas de A e
B é 0,4. Se 8g de A forem adicionados a 25g
de B, após a reação, verificar-se-á:
a) a formação de 20g de C, havendo excesso de
13g de B.
b) um excesso de 5g de B e consumo total da
massa de A colocada.
c) o consumo total das massas de A e B
colocadas.
D) a formação de 18g de C, havendo excesso de
5g de A.
e) um excesso de 4,8g de A e consumo total da
massa de B colocada.
7. A soma dos menores coeficientes inteiros que
balanceiam a equação:
Cl2 + NH3  N2H4 + NH4Cl
é:
a) 4
b) 15
c) 21
d) 8
e) 6
8)(PUCCAMP) Num “sapato de cromo”, o
couro é tratado com um banho de “licor de
cromo”, preparado através da reação
representada pela equação:
Na2SO4
Depois de
balanceada
com
os
menores coeficientes inteiros possíveis, ela
apresenta: x y
a) 3, 2
b) 2, 3
c) 2, 2
d) 3, 3
e) 2, 1
9) A composição em volume do ar
atmosférico é de 78% de nitrogênio, 21% de
oxigênio e 1% de argônio. A massa em
grama de argônio (Ar=40) em 224L de ar
(CNTP) será:
a)0,082
b)40
c)2,24
d)1
e)4
10. Uma mistura contém 24 g de carbono e
8g
de
hidrogênio
e
se
transforma completamente em metano. Qual
é a composição centesimal do metano?
a) 13% de C e 36% de H
b) 6,5% de C e 3,5% de H
c) 25% de C e 75% de H
d) 75% de C e 25% de H
e) 80% de C e 20% de H
36
11. Sabe-se que 6g de carbono reagem
exatamente com 2g de hidrogênio. Se
colocarmos 15g de carbono para reagir com
6 g de hidrogênio, qual a massa de metano
a ser formada? a) 21 g
b) 32 g
c) 8 g
d) 9 g
e) 20g
12. As águas poluídas do Rio Tietê liberam,
entre outros poluentes, o gás sulfídrico. Um
dos maiores problemas causados por esse
gás é o ataque corrosivo
aos
fios
de
cobre das instalações elétricas existentes
junto a esse rio. O gás sulfídrico é mais
denso do que o ar e, assim, concentra-se
mais próximo do solo. Considerando a
massa molar média do ar igual a 28,9, a
densidade de H2S em reação ao ar, nas
mesmas condições de temperatura e
pressão, será aproximadamente;
a)1,6
b)2,2
c)2,3
d)1,5
e)1,2
13.
Considerando a
reação:
N2 + 3H2  2NH3
Quantos litros de amônia são obtidos a
partir de 3L de nitrogênio. Considere todos os
gases nas CNTP
a)8L
b)9L
c)12L
d)6L
e)7L
14.Dada a equação química Na2CO3 +
HCl
NaCl + CO2 + H2O A massa de
carbonato
de
sódio
que
reage
completamente com 0,25 mol de HCl é:
a)13,00g
b)13,5g
c)14,25g
d)13,25g
e)14,00g
15.Ao mergulharmos uma placa de prata
metálica em uma solução de ácido nítrico
ocorrerá a seguinte reação: Ag + HNO3
AgNO3 + NO + H2O Ajustando a equação
química acima, pode-se calcular que a
massa de água produzida, quando é
consumido 1 mol de prata, é, em gramas:
a) 10
b) 12
c) 16
d) 13
e) 14
f) 15
16.
O ácido fosfórico, usado em
refrigerantes do tipo cola e possível
causador da osteoporose, pode ser
formado a partir da equação: Ca3(PO4)2
+ H2SO4
H3PO4 + CaSO4 Partindose de 62g de Ca3(PO4)2 e usando-se
quantidade suficiente de H2SO4, qual, em
gramas, a massa aproximada de H3PO4
obtida?
a)39,2g
b)46,6g
c)22,3g
d)29,3g
e)34,5g
17.
Carbonato de sódio reage com
água de cal formando carbonato de cálcio,
material pouco solúvel em água. Na
reação de 106Kg de carbonato de sódio
com excesso de água de cal a massa de
carbonato de cálcio produzida é igual a:
a)120Kg
b)90KB
c)100Kg
d)110KG
e)105Kg
18.
O efeito altamente tóxico do
cianeto, ao ser ingerido por via oral, devese à sua reação com o ácido clorídrico,
um veneno fatal em quantidades
superiores a 0,062g. A massa mínima, em
gramas, de cianeto de potássio capaz de
produzir a quantidade de ácido cianídrico
no valor citado acima é igual a:
a)0,21
b)0,36
c)0,32
d)0,15
e)0,09
19.
Combustível
e
importante
reagente na obtenção de amônia e
compostos
orgânicos
saturados,
o
hidrogênio pode ser obtido pela reação:
NaH(s) + H2O(l)Quantos litros do gás, nas condições
ambiente, podem ser obtidos pela hidrólise
de 60,0g de hidreto de sódio? Dados:
Volume molar, nas CNTP= 24,5L/mol
Massa molar do NaH =
24g/mol
a) 61,2
b) 49,0
c) 44,8
37
d) 36,8
e) 56,0
20.
O
CO2
produzido
pela
decomposição térmica de 320g de
carbonato de cálcio teve seu volume medido
a 27°C e 0,8atm. O valor, em litros,
encontrado foi: (R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1)
a)100L
b)96,46L
c)92,23L
d)94,56L
e)98,88L
21.
Numa estação espacial, emprega-se
óxido de lítio para remover o CO2 no
processo de renovação do ar de respiração,
seguindo a equação Li2O + CO2
Li2CO3 Sabendo-se que são utilizadas
unidades de absorção contendo 1,8Kg de
Li2O, o volume máximo de CO2, medidos
na CNTP, que cada uma delas pode
absorver, é: a)1322L
b)1330L
c)1344L
d)1320L
e)1340L
22.
O alumínio é obtido pela eletrólise
da bauxita. Nessa eletrólise, ocorre a
formação de oxigênio que reage com um
dos eletrodos de carbono utilizados no
processo. A equação não balanceada que
representa o processo global é: Al2O3 + C
quantos mols de CO2 e de Al,
respectivamente, são produzidos esse
processo? a) 3 e 2
b) 1 e 4
c) 2 e 3
e) 3 e 4
d) 2 e 1
23. Num recipiente foram colocados 15,0g de
ferro e 4,8g de oxigênio. Qual a massa de
Fe2O3, formada após um deles ter sido
completamente consumido? (Fe = 56; O = 16)
a) 19,8g
b) 16,0g
c) 9,6g
d) 9,9g
e) 10,2g
24. A soma dos coeficientes da equação
abaixo é igual a
Br2 + KOH
a) 13
b)20
c)19
d)15
e) 18
25.
Duas das reações que ocorrem na
produção do ferro são representadas por:
2C + O2  2CO
Fe2O3 + 3CO  2Fe + 3CO2 .
O monóxido de carbono formado na primeira
reação
é
consumido
na
segunda.
Considerando apenas essas duas etapas do
processo, calcule a massa aproximada, em
Kg, de carvão consumido na
Produção de 1t de ferro (Fe = 56)
a)318Kg
b)321Kg
c)319Kg
d)320Kg
e)317Kg
26.
Em 2,8Kg de óxido de cálcio,
também conhecido com cal virgem, foi
adicionada água, formando hidróxido de
cálcio, usado para pintar uma parede. Após
a sua aplicação, transformou-se
numa
camada dura, pela reação química com gás
carbônico existente no ar, formando
carbonato de cálcio. A massa de sal obtida
é, aproximadamente, igual a: a)5Kg
b)7Kg
c)8Kg
d)4Kg
e)6Kg
27.
Na sequência de reações Na2O +
H2O 2NaOH
H3PO4 + 3NaOH
Na3PO4 + 3H2O
Se partirmos de 10 mols de Na2O,
obteremos:
a)9mols
b)10mols
c)11mols
d)12mols
e)8mols
28.
A combustão do gás metano, CH4,
dá como produtos CO2 e H2O, ambos na
fase gasosa. Se 1L de metano for queimado
na presença de 10L de O2, qual o volume
final da mistura resultante? a)11L
b)12l
c)13L
d)10L
e)9L
38
29.
Uma amostra de calcita, contendo
80% de carbonato de cálcio, sofre
decomposição
quando
submetida
a
aquecimento, segundo a equação:
CaCO3
CaO + CO2
Qual é a massa de óxido de cálcio obtida a
partir da queima de 800g de calcita?
a)359,3g
b)356,5g
c)358,4g
d)360,2g
e)361,8g
30. Oitenta gramas de calcário (grau de
pureza é de 90% em CaCO3) reagem com
ácido sulfúrico segundo a equação química:
CaCO3+ H2SO4
CaSO4+ H2O+ CO2
Qual o volume de gás carbônico formado
nas CNTP, na reação acima?
a) 16,3L
b) 17,92L
c) 1,61L
d) 16,13L
e) 2,4L
31.
Deseja-se obter 180L de dióxido de
carbono, medidos nas condições normais
,pela calcinação de um calcário de 90% de
pureza. Qual é a massa necessária de
calcário? a)900,0g
b)803,57g
c)798,56g
d)793,32g
e)810,23g
32.
(ACAFE) Calcule a massa de
CaCO3 com 80% de pureza, necessária
para produzir 1,2 L de CO2 nas CNTP, no
processo: Dados: Ca = 40; C
= 12; O = 16
CaCO3 CaO + CO2
a) 125g
b) 80g
c) 40g
d) 50g
e) 62,5g
33.
O gás hilariante (N2O) pode ser
obtido pela decomposição térmica do
nitrato de amônio. Se de 4,0g do sal
obtivermos 2,0g do gás hilariante, podemos
prever que a pureza do sal é da ordem de:
a)90,9%
b)87,3%
c)80,6%
d)78,9%
e)101,3%
34.
Em um tubo, 16,8g de bicarbonato
de sódio são decompostos, pela ação do
calor, em carbonato de sódio sólido, gás
carbônico, em litros, obtidos nas CNTP,
supondo o rendimento da reação igual a
90%, é igual a: a)2,00
b)2,1
c)2,02
d)2,3
e)2,4
35.
32,70g de zinco metálico reagem
com uma solução concentrada de hidróxido
de sódio, produzindo 64,53g de
zincato de
sódio (Na2ZnO2).
Qual é o rendimento dessa reação? a)88%
b)92%
c)86%
d)90%
e)95%
36.Atualmente, sistemas de purificação de
emissões poluidoras estão sendo exigidos
por lei em um número cada vez maior de
países. O controle das emissões de dióxido
de enxofre gasoso, provenientes da queima
de carvão que contém enxofre, pode ser
feito pela reação desse gás com uma
suspensão de hidróxido de cálcio em água,
sendo formado um produto não poluidor do
ar. A queima do enxofre e a reação do
dióxido de enxofre com o hidróxido de
cálcio, bem como as massas de algumas
das
substâncias
envolvidas
nessas
reações, podem ser assim representadas:
S (32g) + O2 (32g) SO2 (64g)
SO2(64g) + Ca(OH)2(74g) produto não
poluidor
Dessa forma, para absorver todo o dióxido
de enxofre produzido pela queima de uma
tonelada de carvão (contendo 1% de
enxofre), é suficiente a utilização de uma
massa de hidróxido de cálcio de,
aproximadamente: a) 23 kg.
b) 43 kg.
c) 64 kg.
d) 74 kg.
e) 138 kg
37. Para se obter 1,5 kg do dióxido de
urânio puro, matéria-prima para a produção
de combustível nuclear, é necessário extrairse e tratar-se 1,0 tonelada de minério.
Assim, o rendimento (dado em % em
massa) do tratamento do minério até chegar
ao dióxido de urânio puro é de
a) 0,10 %.
b) 0,15 %.
39
c) 0,20 %.
d) 1,5 %.
e) 2,0%
+
69
PINTOU NO ENEM: (Contém todos os tipos de
cálculos estequiométricos)
01) (Enem) Acidentes de trânsito causam
milhares de mortes todos os anos nas estradas
do país. Pneus desgastados (“carecas”), freios
em péssimas condições e excesso de velocidade
são fatores que contribuem para elevar o número
de acidentes de trânsito. Responsável por 20%
dos acidentes, o uso de pneu “careca” é
considerado falta grave e o condutor recebe
punição de 5 pontos na carteira de habilitação. A
borracha do pneu, entre outros materiais, é
constituída por um polímero de isopreno (C5H8) e
3
tem uma densidade igual a 0,92 g/cm . Considere
que o desgaste médio de um pneu até o momento
de sua troca corresponda ao consumo de 31 mols
de isopreno e que a manta que forma a banda de
rodagem desse pneu seja um retângulo de 20 cm
x 190 cm. Para esse caso específico, a espessura
gasta do pneu seria de, aproximadamente,
(Dadas as massas molares em g/mol: C = 12 e H
= 1).
a) 0,51 cm.
b) 0,55 cm.
c) 0,60 cm.
d) 0,75 cm.
02)(Enem) O metano (CH4), também conhecido
por gás dos pântanos, é produzido pela
decomposição de compostos orgânicos, na
ausência de oxigênio, por determinadas bactérias
e consumido na própria atmosfera. Quando 5 mol
de metano reagem com 3 mol de oxigênio, o
número de mols de gás carbônico (CO2) liberados
será igual a:
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
a) 1,0 mol.
b) 1,5 mol.
c) 3,0 mol.
d) 3,5 mol.
e) 5,0 mol.
03)(Enem) – A composição média de uma bateria
automotiva esgotada é de aproximadamente 32%
Pb, 3% PbO, 17% PbO2 e 36% PbSO4. A média
de massa da pasta residual de uma bateria usada
é de 6kg, onde 19% é PbO2, 60% PbSO4 e 21%
Pb. Entre todos os compostos de chumbo
presentes na pasta, o que mais preocupa é o
sulfato de chumbo (II), pois nos processos
pirometalúrgicos, em que os compostos de
chumbo (placas das baterias) são fundidos, há a
conversão de sulfato em dióxido de enxofre, gás
muito poluente.
Para reduzir o problema das emissões de SO 2 (g),
a indústria pode utilizar uma planta mista, ou seja,
utilizar o processo hidrometalúrgico, para a
dessulfuração antes da fusão do composto de
chumbo. Nesse caso, a redução de sulfato
presente no PbSO4 é feita via lixiviação com
solução de carbonato de sódio (Na2CO3) a 45°C,
em que se obtém o carbonato de chumbo (II) com
rendimento de 91%. Após esse processo, o
material segue para a fundição para obter o
chumbo metálico.
PbSO4 + Na2CO3 → PbCO3 + Na2SO4
(Dados: massas molares em g/mol Pb = 207; S =
32; Na = 23; O = 16; C = 12)
Segundo as condições do processo apresentado
para a obtenção de carbonato de chumbo (II) por
meio da lixiviação por carbonato de sódio e
considerando uma massa de pasta residual de
uma bateria de 6 kg, qual quantidade aproximada,
em quilogramas, de PbCO3 é obtida?
a) 1,7 kg.
b) 1,9 kg.
c) 2,9 kg.
d) 3,3 kg.
e) 3,6 kg
04)(Enem) Atualmente, sistemas de purificação
de emissões poluidoras estão sendo exigidos por
lei em um número cada vez maior de países. O
controle das emissões de dióxido de enxofre
gasoso, provenientes da queima de carvão que
contém enxofre, pode ser feito pela reação desse
gás com uma suspensão de hidróxido de cálcio
em água, sendo formado um produto não-poluidor
do ar. A queima do enxofre e a reação do dióxido
de enxofre com o hidróxido de cálcio, bem como
as massas de algumas das substâncias
40
envolvidas nessas reações, podem ser assim
representadas:
enxofre (32 g) + oxigênio (32 g) → dióxido de
enxofre (64g)
dióxido de enxofre (64 g) + hidróxido de cálcio (74
g) → produto não-poluidor
06) (Enem)O
peróxido
de
hidrogênio
é
comumente utilizado como antisséptico e
alvejante. Também pode ser empregado em
trabalhos de restauração de quadros
enegrecidos e no clareamento de dentes. Na
presença de soluções ácidas de oxidantes,
como o permanganato de potássio, este
óxido decompõe-se, conforme a equação a
seguir:
5 H2O2 (aq) + 2 KMnO4 (aq) + 3 H2SO4 (aq)
Dessa forma, para absorver todo o dióxido de
enxofre produzido pela queima de uma tonelada
de carvão (contendo 1 % de enxofre), é suficiente
a utilização de uma massa de hidróxido de cálcio
de, aproximadamente:
a) 23 kg.
b) 43 kg.
c) 64 kg.
d) 74 kg.
e) 138 kg.
05) (Enem) Os sistemas de comunicação e
transporte criados pelo homem foram evoluindo
ao longo do tempo. Assim, em fins do século
XVIII,
apareceram
os
balões,
cujo
desenvolvimento ocorreu durante todo o século
XIX, chegando ao século XX com os dirigíveis
cheios de hidrogênio e, mais recentemente, de
hélio. Nesse processo, o brasileiro Santos
Dumont contribuiu de modo significativo. Os
“Zeppelins”, dirigíveis cheios de hidrogênio, estão,
ainda, entre as maiores naves aéreas já
construídas pelo homem. O mais famoso deles, o
Hindemburg, começou a sua história em 1936,
terminando em maio de 1937, num dos maiores
acidentes aéreos já vistos e filmados. O seu
tamanho era incrível, tendo cerca de 250 metros
6
de comprimento, com um volume de 200 × 10
6
litros, correspondendo a 8,1 × 10 mol de gás.
Se o hidrogênio (H2) necessário para encher
totalmente o Hindemburg fosse obtido a partir da
reação de ferro (Fe) com HCl, dando FeCl2,
quantos
quilogramas
de
ferro
seriam
necessários? (Dado: Massa molar do Fe = 56
g/mol).
A)
B)
C)
D)
E)
453.600 Kg
483.600 Kg
553.600 Kg
450.000 Kg
536.000 Kg
5 O2 (g) + 2 MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 8
H2O (l)
De acordo com a estequiometria da reação
descrita, a quantidade de permanganato de
potássio necessária para reagir completamente
com 20,0 mL de uma solução 0,1 mol/L de
peróxido de hidrogênio é igual a
0
A)
2,0×10
mol.
-3
B) 2,0×10
mol.
-1
C) 8,0×10
mol.
-4
D) 8,0×10 mol.
-3
E) 5,0×10 mol.
07) (Enem) Aspartame é um edulcorante artificial
(adoçante dietético) que apresenta potencial
adoçante 200 vezes maior que o açúcar
comum, permitindo seu uso em pequenas
quantidades. Muito usado pela indústria
alimentícia, principalmente nos refrigerantes
diet, tem valor energético que corresponde a
4 calorias/grama. É contraindicado a
portadores de fenilcetonúria, uma doença
genética rara que provoca o acúmulo da
fenilalanina no organismo, causando retardo
mental. O IDA (índice diário aceitável) desse
adoçante é 40 mg/kg de massa corpórea.
Com base nas informações do texto, a
quantidade máxima recomendada de aspartame,
em mol, que uma pessoa de 70 kg de massa
corporal pode ingerir por dia é mais próxima de:
Dado: massa molar do aspartame = 294 g/mol
A)1,3×10
4
B)9,5×
–3
10 .
–2
C)4 × 10 .
41
D)2,6.
E)823.
08) (Enem) No Japão, um movimento nacional
para a promoção da luta contra o aquecimento
global leva o slogan: 1 pessoa, 1 dia, 1 kg de
CO2 a menos! A ideia é cada pessoa reduzir em
1 kg a quantidade de CO 2 emitida todo dia, por
meio de pequenos gestos ecológicos, como
diminuir a queima de gás de cozinha.
Considerando um processo de combustão
completa de um gás de cozinha composto
exclusivamente por butano
(C4H10), a mínima quantidade desse gás que um
japonês deve deixar de queimar para atender à
meta diária, apenas
com esse gesto, é de
Dados: CO2 (44 g/mol); C4H10 (58 g/mol)
A) 0,25 kg.
B) 0,33 kg.
C) 1,0 kg.
D) 1,3 kg.
E) 3,0 kg.
09)(Enem) O brasileiro consome em média 500
miligramas de cálcio por dia, quando a
quantidade recomendada é o dobro. Uma
alimentação balanceada é a melhor decisão para
evitar problemas no futuro, como a osteoporose,
uma doença que atinge os ossos. Ela se
caracteriza pela diminuição substancial de massa
óssea, tornando os ossos frágeis e mais
suscetíveis a fraturas.
23
-1
Considerando-se o valor de 6x10 mol para
constante de Avogrado e a massa molar do cálcio
igual a 40 g/mol, qual a quantidade mínima diária
de átomos de cálcio a ser ingerida para que uma
pessoa supra suas necessidades¿
21
A) 7,5x10
22
B) 1,5x10
23
C) 7,5x10
D)
25
1,5x10
10) (Enem) O etanol, produzido a partir da canade-açúcar, tem se mostrado uma interessante
alternativa como combustível em substituição a
derivados de petróleo.
C12H22O11 + H2O → 4 C2H6O + 4 CO2
(Produção de etanol por fermentação)
Na safra brasileira de 1997, foram produzidas 14
6
x 10 toneladas de açúcar. Se, por fermentação,
todo esse açúcar fosse transformado em etanol,
que massa desse produto, em toneladas, seria
obtida?
(Dados: Massa molar do etanol = 42 g/mol;
Massa molar da sacarose (açúcar) = 342 g/mol).
A)
B)
C)
D)
E)
6
6,87x10 t
6
6,00x10 t
6
6,50x10 t
6
7,87x10 t
5
8x10 t
Gabarito:
1.c
2.b
3.e
4.c
5.b
6.b
7.d
8.a
9.e
10.d
11.e
12.e
13.d
14.d
15.b
16.a
17.c
18.d
19.e
20.b
21.c
22.e
23.b
24.e
25.b
26.a
27.b
28.d
29.a
30.c
31.d
32.b
33.e
34.a
35.e
36.a
37.e
42
Gabarito pintou no enem:
1)b
2)d
3)a
4)a
5)b
6)d
7)b
8)b
9)c
10)a
43
REFERÊNCIAS
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LISBOA,J.C.F.: Química. Volume 1. 1. Ed.. São Paulo: SM, 2010.
MORTIMER, E.F.; MACHADO, A.H. Introdução ao estudo da química: transformações, energia e
ambiente. 2. Ed. Belo Horizonte: Foco/ CECIMIG, 2000.
PERUZZO,F.M.; CANTO, E.L.: Química na abordagem do cotidiano. Volume 1. 4. Ed. São Paulo:
Moderna, 2010.
USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química. Volume único. 5. Ed. São Paulo: Saraiva, 2002.
Química. Disponível em:
<www.agracadaquimica.com.br/quimica/arealegal/outros/6.pdf>. Acesso em: 15 jan. 2014.
Química. Disponível em:
<www.quiprocura.net/equilibrio.htm>. Acesso em: 27 mai. 2014.
Química. Disponível em:
< www.ruadireita.com/automoveis/info/os-perigos-dos-gases-de-escape-automovel/>. Acesso em 27 mai.
2014.