57
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.
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
23
aproximadamente igual a 6,02 x 10 .
Exemplo: Em 342g de sacarose há 6,02 x 10
desta substância.
23
1.5.Mol
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.
Observação: Os elementos químicos consistem
em dois ou mais isótopos. Por isso, as massas
O mol é definido como a quantidade de matéria
23
de um sistema que contém 6,02 x 10 unidades
elementares. Pela definição, qualquer quantidade
23
de matéria que 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.
58
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.
Resolvendo:
EXERCÍCIOS:
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
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
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
quilates em um diamante que contenha 2,0 x
1022 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
feromônios.
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 um ferrenho
defensor das propriedades terapêuticas da
vitamina C. Ingeria diariamente cerca de 2,1 . 102 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 . 10²
d) 1,0 . 10³
4
e) 6,0 . 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
59
8. Uma pastilha contendo 500mg de ácido
ascórbico (vitamina C) foi dissolvida em um copo
contendo 200mLde água. Dadas as massas
molares C 12g.mol–1 , H = 1g . mol–1 e O = 16g .
mol–1 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
-22
b)5,68x10
-22
c)4,25x10
-22
d)6,68x10
-22
e)7,00x10
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
2. 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.
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.
2. Variáveis
dos gases
2.1. Pressão
Em
um
fechado,
a
exercida por
resulta dos
entre
as
desse
gás
paredes
recipiente
contém.
de estado
frasco
pressão
um
gás
choques
partículas
contra as
internas do
que
o
60
Em
1643,
Torricelli
determinou
experimentalmente que a pressão exercida pela
atmosfera ao nível do mar corresponde à pressão
exercida por uma coluna de mercúrio de 760mm:
1atm = 760mmHg = 101325Pa = 1,0bar
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:
1L
=
1dm3
=
1000cm3 = 1000mL
= 0,001m3
Matematicamente podemos expressar essa lei
da seguinte maneira:
P . V = constante
Podemos também dizer que:
P1 . V1 = P2 . V2
2.3. Temperatura
3.2. Isobárica
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
temperatur
as
são
medidas
na escala
centesimal
ou Celsius
(°C),
portanto
devemos
converter
os valores
de temperatura para Kelvin:
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.
TK = TC + 273
Um aumento na temperatura acarreta
aumento do volume ocupado pelo gás.
3. Transformações gasosas
3.1. Isotérmica
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.
um
61
4. Volume molar
É o volume ocupado por 1 mol de um gás a uma
determinada pressão e temperatura. O volume
molar
foi
determinado
experimentalmente
considerando as Condições Normais de
Temperatura e Pressão (CNTP), ou seja, a
pressão de 1 atm e temperatura de 273K, o que
corresponde a 22,4L.
Matematicamente:
V/T=constante ou V1/T1=V2/T2
3.3. Isocórica ou Isovolumétrica
5. Lei de Avogadro
Volumes iguais de gases quaisquer, nas mesmas
condições de pressão e temperatura, contêm
igual número de moléculas.
O volume constante, a pressão de uma massa
fixa de gás é diretamente proporcional a
temperatura absoluta do gás.
6.Equação de Clapeyron
Para uma massa constante de um mesmo gás,
vale sempre a relação:
Um aumento na temperatira acarreta um aumento
na pressão exercida pelo gás.
P x V = constante
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:
Matematicamente:
P/T = constante ou
pxV=nxRxT
P1/T1 =P2/T2
Essa equação também é conhecida
equação geral dos gases ideais.
como
3.4. Equação geral dos gases
7. Densidade 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:
Densidade absoluta de um gás, em
determinada pressão e temperatura, é o
quociente entre a massa e o volume do gás.
d=m
V
62
No entanto podemos calcular a densidade com
auxílio da equação de Clapeyron:
P x V = m x R x T ; como d = PM
M
RT
Temos: d = m = P x M
V RxT
 d = PM
RT
Exercícios:
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.
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.
63
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
molar do O2 = 32 g/mol; volume molar dos gases
nas CNTP = 22,4 L.
a) 16,8 L.
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:
a) isobárica, isotérmica, isocórica
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
15. 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
c)450mol
d)500mol
e)550mol
16. 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
17. Um balão meteorológico de cor escura, no
instante de seu lançamento, contém 100 mol de
gás hélio (He). Após ascender a uma altitude de
15 km, a pressão do gás se reduziu a 100 mm Hg
e a temperatura, devido à irradiação solar,
aumentou para 77 °C nestas condições, qual
seria o volume do balão meteorológico:
a)21700
b)20300L
c)22000L
d)21320L
e)22500L
64
Gabarito
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
15. d
16. e
17.a
as substâncias. Num processo nuclear os
elementos são transformados em outros. Num
processo físico nem os elementos e nem as
substâncias são transformados.
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.
Uma equação química é a descrição global da
reação química. Nela, constam as fórmulas das
substâncias reagentes e dos produtos:
Reagentes → Produtos
A esquerda da seta, que indica o sentido da
transformação, estão os reagentes. Esse lado é
chamado primeiro membro da equação. A direita
estão os produtos, no chamado segundo membro
da equação.
Para escrever corretamente uma equação há dois
pontos básicos:
a) deve representar realmente um fato
experimental, conhecido e bem analisado;
b) deve obedecer à Lei de Lavoisier .
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 baseiam-se 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).
4. Balanceamento de equações Químicas:
Oxidação:
3.REAÇÕES QUÍMICAS:
Uma
reação
química
significa
uma
transformação de substâncias em outras. Os
elementos químicos não são modificados, apenas
Redução:
65
4.1 Método da Tentantiva
Os coeficientes são obtidos por tentativas:
Sugere-se a seguinte ordem de prioridade:
1º) Metais e ametais
2º) Hidrogênio
3º) Oxigênio
Observe que o manganês (Mn) sofre redução e o
cloro (Cl) sofre oxidação.
MnCl2 = ∆Nox = 5
4.2 Método de Oxirredução
Cl2 = ∆Nox = 2
1º) Calcular o nox de todos os elementos.
2º) Identificar aqueles que sofrem variação de
nox:
Aumento do nox: oxidação.
Diminuição do nox: redução.
Agente oxidante: substância do átomo que sofre
redução.
Agente redutor: substância do átomo que sofre
oxidação.
3º) Calcular a variação total do nos(▲) dos
elementos que sofrem variação de nox:
▲=(variação do nox) (atomicidade)
OBS: utilizar preferencialmente a atomicidade que
irá fornecer o maior valor de ▲.
4º) Tomar o ▲ da oxidação como coeficiente do
agente oxidante e vice-versa.
5º) Terminar o balanceamento pelo método da
tentativa.
No caso do cloro, podemos notar que o HCl
originou 3 compostos (KCl, MnCl2, e Cl2), mas o
que nos interessa é o Cl2, pois é o seu Nox que
sofreu variação. Cada cloro que forma Cl2 perde 1
elétron; como são necessários 2 cloros para
formar cada Cl2, são perdidos então dois elétrons.
3º passo: Inversão dos valores de ∆:
Nesse passo, os valores de ∆ são trocados entre
as espécies citadas, tornando-se os coeficientes
delas:
MnCl2 = ∆Nox = 5 → 5 será o coeficiente de Cl2
Cl2 = ∆Nox = 2→ 2 será o coeficiente de MnCl2
KMnO4 + HCl → KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + H2O
Vejamos na prática como aplicar esses passos,
por meio do seguinte exemplo:
Reação entre uma solução aquosa
permanganato de potássio e ácido clorídrico:
de
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
*1º passo:
oxidação:
Determinar
os
números
de
Esse passo é importante porque normalmente
não conseguimos visualizar rapidamente quais
são as espécies que sofrem oxidação e redução.
Nesse momento já é possível conhecer dois
coeficientes da equação.
Observação: normalmente, na maioria das
reações, essa inversão de valores é efetuada no
1º membro. Mas, como regra geral, isso deve ser
feito no membro que tiver maior número de
átomos que sofrem oxirredução. Se esse critério
não puder ser observado, invertemos os valores
no membro que tiver maior número de espécies
químicas. Foi isso o que foi realizado aqui, pois o
2º membro possui mais substâncias.
4º passo: Balanceamento por tentativa:
KMnO4 + HCl → KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + H2O
+1 +7 -2
+1 -1
+1 -1
+2 -1
0
+1 -2
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
*2º passo: Determinação
oxidação e da redução:
da
variação
da
 Visto que no segundo membro há dois
átomos de manganês, conforme
mostrado pelo coeficiente, no primeiro
também deverá haver. Portanto, temos:
66
2 KMnO4 + HCl → KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + H2O
 Com isso, a quantidade de potássio (K)
no 1º membro ficou de 2, que será o
mesmo coeficiente para esse átomo no
segundo membro:
2 KMnO4 + HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + H2O
 A quantidade de cloros (Cl) no 2º membro
é de 16 no total, por isso o coeficiente
do HCl do 1º membro será:
5. Leis Ponderais
5.1. Lei da conservação da massa ou Lei de
Lavoisier:
Em um sistema, a massa total dos reagentes é
igual à massa total dos produtos. Essa lei
também pode ser enunciada pela famosa frase:
"Na Natureza nada se cria e nada se perde, tudo
se transforma".
Exemplo:
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 +
H2O
 O número de hidrogênios do 1º membro é
16, por isso o coeficiente da água
(H2O) do 2º membro será igual a 8, pois
a multiplicação do índice do hidrogênio
(2) por 8 é igual a 16:
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8
H2O
 Para conferir se a equação está
corretamente balanceada podemos ver
dois critérios:
1º) Verificar se a quantidade de cada átomo nos
dois membros está igual:
5.2. 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
2g
4g
+
B ?
5g
10g
AB
7g
14g
5.3. Lei ou hipótese de Avogadro:
K =2
K =2
“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 Gay-Lussac, o
italiano Amedeo Avogadro introduziu o conceito
de moléculas, explicando por que a relação dos
volumes é dada por números inteiros.
Mn = 2
Mn = 2
6.
TIPOS
ESTEQUIOMÉTRICOS
Cl = 16
Cl = 16
H = 16
H = 16
O=8
O=8
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8
H2O
2º) Ver se o número total de elétrons perdidos é
igual ao número total de elétrons recebidos:
DE
CÁLCULOS
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.
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
oxi-redução),
lembrando que os coeficientes indicam as
proporções em mols dos reagentes e produtos;
67
3ª regra: Caso o problema envolva pureza de
reagentes, fazer a correção dos valores,
trabalhando somente com a parte pura que
efetivamente irá reagir;
"O volume ocupado por um gás, sob pressão e
temperatura
constantes,
é
diretamente
proporcional ao seu nº de moléculas”. ( Ver
estudo dos gases).
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.
6.2. Cálculos
reação
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.
Quando são dadas as quantidades de dois
reagentes é importante lembrar que as
substâncias não reagem na proporção que
queremos, mas na proporção que a equação nos
obriga.
Quando o problema dá as quantidades de dois
participantes, provavelmente uma deles está em
excesso, pois em caso contrário, bastaria dar a
quantidade de um deles e a quantidade do outro
seria
calculada.
Para
fazer
o
cálculo
estequiométrico, baseamo-nos no reagente que
não está em excesso (denominado reagente
limitante).
envolvendo
rendimento
da
Nos exemplos 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 H20.
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. No primeiro caso o rendimento é dado
por:
r = quantidade real da substância
quantidade teórica da substância
x 100
Raciocine agora em relação aos reagentes.
Suponha que a quantidade do produto seja fixada
em um dado problema e que a reação tem um
rendimento determinado. Como calcular as
quantidades dos reagentes? Faça o seguinte:
a) calcule a quantidade (ou quantidades) do
reagente como se a reação tivesse rendimento
total (100%); b) após o cálculo, divida o valor
achado pelo rendimento, achando assim a massa
do reagente que deve ser empregada na reação.
Neste caso vamos seguir as etapas:
1. Considere um dos reagentes o limitante e
determine o quanto de produto seria
formado.
2. Repita o procedimento com o outro
reagente.
3. A menor quantidade de produto
encontrada corresponde ao reagente
limitante e indica a quantidade de produto
formada.
6.1.
Cálculos
envolvendo
substâncias gasosas:
volume
de
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 :
6.3. Cálculos envolvendo excesso (ou falta) de
algum dos reagentes:
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.
Exercícios:
1. Quantas moléculas existem em 88g de dióxido
de carbono? (C=12; O=16 cte de Avogadro=6,02
x 1023)
a)2,1x1024
68
b)1,5x1024
c)1,2x1024
d)1,2x1023
e)1,5x1025
2. A equação química: 2 Mg(OH)2 + x HCl MgCl2 + 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 3 .10
átomos de alumínio?
a)100g
b)130g
c)110g
d)0135g
e)150g
24
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. (Enem)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. (Enem)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
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
69
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
c)13
d)14
e)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
Partindo-se 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, deve-se 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. (Enem)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
d) 36,8
e) 33,6
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,
70
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. (Enem)A soma dos coeficientes da equação
abaixo é igual a
Br2 + KOH a) 13
b) 20
c) 19
d) 15
e) 18
25. (Enem) 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, transformouse 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. (Enem) 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
O sulfato de cálcio (CaSO4) é matéria-prima do
giz e pode ser obtido pela reação entre soluções
aquosas de cloreto de cálcio e de sulfato de sódio
(conforme reação abaixo). Sabendo disso, calcule
a massa de sulfato de cálcio obtida pela reação
de 2 mols de cloreto de cálcio com excesso de
sulfato de sódio, considerando-se que o
rendimento da reação é igual a 75 %.
CaCl2(aq) + Na2SO4(aq)  CaSO4(s) + 2
NaCl(aq)
a) 56 g.
b) 136 g.
c) 272 g.
d) 204 g.
e) 102 g.
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
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. (Enem) 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
71
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. (Enem)Num processo de obtenção de ferro a
partir da hematita (Fe2O3), considere a equação:
Fe2O3 + C  Fe + CO Utilizando-se 4,8t de
minério e admitindo um rendimento de 80% da
reação, a quantidade de ferro produzida será de:
a)2,322t
b)1,688t
c)3,675t
d)3,212t
e)2,688t
35. (Enem)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
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
39. (Enem 2006) Para se obter 1,5 kg do dióxido
de urânio puro, matéria-prima para a produção de
combustível nuclear, é necessário extrair-se 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 %.
c) 0,20 %.
d) 1,5 %.
e) 2,0%
Gabarito:
1.c 2.d 3.d 4.c 5.b 6.b 7.d 8.a 9.e
11.e 12.e 13.d 14.d 15.b 16.a 17.c
19.a 20.b 21.c 22.e 23.b 24.e 25.b
27.b 28.d 29.a 30.c 31.d 32.b 33.e
35.e 36.c 37.d 38.a 39.e
10.d
18.d
26.a
34.a
Bibliografia
36. 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%
38.(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
envolvidas nessas reações, podem ser assim
representadas:
S (32g) + O2 (32g)  SO2 (64g)
FELTRE, R.: Fundamentos da Química. 2°edição.
São Paulo: Moderna, 1996. Volume único.
LISBOA,J.C.F.: Química. 1° edição. São Paulo:
Editora SM, 2010. Volume 1.
PERUZZO,F.M.; CANTO, E.L.: Química na
abordagem do cotidiano. 4° edição. São Paulo:
Moderna, 2010. Volume 1.
USBERCO, J.; SALVADOR, E.: Química. 5°
edição. São Paulo: Saraiva, 2002. Volume único.
http://www.agracadaquimica.com.br/quimica/areal
egal/outros/6.pdf