QUÍMICA
PRÉ-VESTIBULAR
LIVRO DO PROFESSOR
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© 2006-2008 – IESDE Brasil S.A. É proibida a reprodução, mesmo parcial, por qualquer processo, sem autorização por escrito dos autores e do
detentor dos direitos autorais.
I229
IESDE Brasil S.A. / Pré-vestibular / IESDE Brasil S.A. —
Curitiba : IESDE Brasil S.A., 2008. [Livro do Professor]
832 p.
ISBN: 978-85-387-0577-2
1. Pré-vestibular. 2. Educação. 3. Estudo e Ensino. I. Título.
CDD 370.71
Disciplinas
Autores
Língua Portuguesa
Literatura
Matemática
Física
Química
Biologia
História
Geografia
Francis Madeira da S. Sales
Márcio F. Santiago Calixto
Rita de Fátima Bezerra
Fábio D’Ávila
Danton Pedro dos Santos
Feres Fares
Haroldo Costa Silva Filho
Jayme Andrade Neto
Renato Caldas Madeira
Rodrigo Piracicaba Costa
Cleber Ribeiro
Marco Antonio Noronha
Vitor M. Saquette
Edson Costa P. da Cruz
Fernanda Barbosa
Fernando Pimentel
Hélio Apostolo
Rogério Fernandes
Jefferson dos Santos da Silva
Marcelo Piccinini
Rafael F. de Menezes
Rogério de Sousa Gonçalves
Vanessa Silva
Duarte A. R. Vieira
Enilson F. Venâncio
Felipe Silveira de Souza
Fernando Mousquer
Produção
Projeto e
Desenvolvimento Pedagógico
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EM_V_QUI_005
Teoria Atômica
de Dalton e
modelos atômicos
Com o desenvolvimento da química, na segunda metade do séc. XVIII,
acumularam-se fatos que, para serem
explicados, necessitavam de uma teoria sobre a constituição da matéria.
Por volta de 1785, Lavoisier demonstrou que não há variação da mas- Lavoisier.
sa numa reação química: a massa dos
produtos é igual à soma das massas
das substâncias reagentes.
Em 1799, Proust descobriu a
lei das proporções definidas, a qual
afirma que: uma dada substância
Proust.
contém seus elementos constituintes
na mesma proporção.
O estudo das propriedades da combinação de
elementos gasosos também levantou
problemas que desafiaram a teoria
atômica.
Gay-Lussac descobriu em 1805
que: numa reação de elementos no
estado gasoso, os volumes dos rea- Gay-Lussac.
gentes e dos produtos, nas mesmas
condições de pressão e temperatura, estão entre
si como pequenos números
inteiros.
A Química estava começando a se tornar uma Ciência Exata.
A Lei das Proporções Definidas
e a Lei das Proporções Múltiplas
eram bem aceitas por volta de
1808, quando Dalton publicou
Dalton.
o seu Novo Sistema de Filosofia
Química, no qual propunha que os átomos de cada
elemento possuíam um peso atômico característico,
e que esses seriam as unidades das combinações
químicas. Entretanto, Dalton não tinha uma maneira
de determinar os pesos atômicos de uma forma precisa, de modos que ele fez, erroneamente, a proposição de que, no composto mais simples entre dois
elementos, existiriam apenas um átomo de cada
elemento. Assim, a água, por exemplo, seria HO.
Na sua famosa lei, Avogadro explicou a lei
dos volumes das combinações de gases de GayLussac, estabeleceu a fórmula da
água como H2O ao invés de HO,
distinguiu átomos de moléculas
(tendo ele mesmo cunhado o termo molécula), distinguiu massas
moleculares de massas atômicas,
e permitiu o cálculo de massas
atômicas sem precisar recorrer às
Avogadro.
regras impostas por Dalton.
Avogadro tornou comum o uso da Matemática
em Química, e pode ser considerado um dos fundadores da Físico-Química.
Lei de Dalton - Lei das
Proporções Múltiplas
Partindo das investigações sobre a composição
dos diferentes óxidos de nitrogênio, Dalton estabeleceu a Lei das Proporções Múltiplas, conhecida
também como Lei de Dalton.
Dalton concluiu que, se dois elementos, A e B,
podem formar mais de um composto, então as massas de B que combinam com a mesma massa de A
nos diferentes compostos, estão entre si na mesma
proporção que pequenos números inteiros.
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1
Exemplo:
Oxigênio e carbono podem formar dois compostos: em um deles, monóxido de carbono, a proporção
dos dois elementos é de 4 : 3 (massa), respectivamente, e no outro, dióxido de carbono, é de 8 : 3.
CO PM = 28 1 mol = 28g
16g de oxigênio
28g de CO
12g de carbono
CO2
PM = 44 1 mol = 44g
32g de oxigênio
CO2
12g de carbono
As massas de oxigênio que reagem com a mesma massa de carbono nos dois compostos estão entre
si como 16 : 32, 4 : 8 ou 1 : 2.
Raciocinando em função do número de átomos,
podemos dizer que, se o número de átomos de um
elemento permanecer fixo, o número do outro vai
variar segundo uma relação de números inteiros e
pequenos. Isto é:
CO
CO2
1 de C : 1 de O
1:2
1 de C : 2 de O
Podemos reenunciar a Lei de Dalton de modo
mais didático.
Quando dois elementos se combinam para formar mais de um composto, se a massa de um deles
permanecer constante, a do outro vai variar numa
relação de números inteiros e pequenos.
Essa lei, conhecida como Lei das Proporções
Múltiplas, ou Lei de Dalton, foi derivada da teoria e
posteriormente confirmada pela experiência, constituindo a primeira predição e o primeiro triunfo da
teoria atômica da matéria.
Apesar do seu sucesso para explicar e predizer
as leis da combinação química, a teoria de Dalton
era incompleta, pois não podia determinar os pesos
atômicos de uma forma precisa, pois fez, erroneamente, a proposição de que no composto mais simples
entre dois elementos, existiriam apenas um átomo
de cada elemento.
Para Dalton, os gases oxigênio, hidrogênio e
cloro, por exemplo, seriam formados por apenas
um único átomo em vez de dois. Assim, as fórmulas dessas substâncias simples seriam O, H e C
e não O2, H2 e C 2.
2
Ainda segundo Dalton, a fórmula da água deveria ser HO em vez de H2O; a fórmula da amônia
seria NH e não NH3 etc.
Lei Volumétrica
de Gay-Lussac
Em 1808, sintetizando a água, Gay-Lussac verificou que sempre 2 volumes de hidrogênio se combinavam com 1 volume de oxigênio. Fascinado pela
simplicidade dessa proporção, estudou outros gases
e constatou que a proporção de combinação dos
gases é sempre muito simples. Daí surgiram as Leis
Volumétricas de Gay-Lussac, que muito contribuiram
para a consolidação da Teoria Atômica Molecular.
Os volumes de todas as substâncias gasosas
envolvidas num processo químico, medidas nas
mesmas condições de temperatura e pressão, estão entre si numa relação de números inteiros e
simples.
``
Exemplo:
Reação: gás nitrogênio + gás hidrogênio
gás amoníaco
1ª experiência:
3L
9L
6L
3
3
2ª experiência:
5cm 15cm 10cm3
Ao simplificar a relação entre os volumes dos
três gases, obtemos 1 : 3 : 2, que é uma relação de
números inteiros e pequenos.
A soma dos volumes dos reagentes não é igual
ao volume do produto: o volume do gás amoníaco
formado é a metade da soma dos gases reagentes.
Houve contração de volume.
Teoria Atômico-Molecular
de Avogadro
Como sabemos, Dalton não tinha uma maneira
de determinar os pesos atômicos de uma forma precisa, não podendo dizer, com certeza, que a água, por
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EM_V_QUI_005
``
exemplo, seria HO. Seguramente essa proposição foi
imposta a Dalton pelo seu profundo caráter religioso,
pois era um quaker convicto, e obrigado por isso a
levar a vida da forma mais simples possível – daí a
ideia que os compostos deveriam também ser os mais
simples possíveis.
Nessa época, Gay-Lussac estudava reações
químicas de gases, e achou que as razões entre os
volumes dos gases reagentes eram números inteiros
pequenos. Imagine: dois volumes de hidrogênio reagindo com um volume de oxigênio para produzir dois
volumes de vapor d’água – relação de 1 : 2 entre os
gases reagentes! Esse fato teria providenciado um
método lógico de medição de pesos atômicos, mas
o próprio Gay-Lussac não percebeu a profundidade
do seu achado, e não levou adiante os seus estudos
nessa direção. Foi Dalton que sentiu que uma relação
simples, de números inteiros dos volumes dos gases
que reagem, implicam numa igualmente simples relação entre as partículas que reagem. Entretanto, como
Dalton pensava em partículas como sendo átomos
indivisíveis, ele não conseguia entender como uma
partícula de oxigênio poderia produzir duas partículas de água. Por isso, tratou de criticar o trabalho
de Gay-Lussac, pois o que ele dizia era uma ameaça
direta para a sua nascente Teoria Atômica.
Em 1811, Avogadro publicou um artigo num
jornal científico, na época, obscuro, o Journal de
Physique, em que ele fazia a distinção entre moléculas e átomos. Ele mostrava que Dalton confundia os
conceitos de átomos e moléculas e afirmava que os
“átomos” de hidrogênio e oxigênio eram na verdade
“moléculas” contendo dois átomos cada. Dessa maneira, duas moléculas de hidrogênio reagiriam com
uma molécula de oxigênio, produzindo duas moléculas de água. Simples, não? Não para aquela época!
Enriquecida pela ideia de molécula proposta
por Avogadro, a teoria atômica de Dalton ampliouse e passou a ser conhecida como teoria atômicomolecular de Dalton-Avogadro. Trata-se da teoria
de Dalton acrescida dos seguintes itens:
•• A matéria é constituída por átomos e moléculas.
•• As moléculas das substâncias compostas
(H2O, HC , NH3 etc.) são formadas por átomos
de elementos diferentes.
•• As moléculas de uma mesma substância são
iguais.
•• As moléculas de substâncias diferentes são
também diferentes.
Lei de Avogadro
Em 1811, Avogadro formulou que “em volumes
iguais de gases distintos, na mesma pressão e temperatura, há o mesmo número de moléculas”. Essa
afirmação é conhecida hoje como Lei de Avogadro
ou Princípio de Avogadro, que trouxe grandes contribuições ao desenvolvimento da química.
Observe que se tivéssemos 5 moléculas de
hidrogênio, deveríamos ter também 5 moléculas de
cloro e obteríamos 10 moléculas de gás clorídrico,
o que satisfaria a relação 1 : 1 : 2 observada ao se
medir os volumes.
gás hidrogênio (H2) + gás cloro (C 2)
gás
clorídrico (HC )
Devemos notar que numa reação entre gases, a
relação dos coeficientes de uma equação química é
igual á relação entre os respectivos volumes medidos
à temperatura e pressão constantes. Exemplos:
1 H2(g) + 1 C 2(g)
1V
1V
•• As moléculas são constituídas por um número
inteiro de átomos.
1 N2(g) + 3 H2(g)
•• As moléculas das substâncias simples (H2,
O2, N2 etc.) são formadas por átomos iguais
(do mesmo elemento).
1V
2V
2 NH3(g)
2V (houve contração de volume)
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3V
2 HC (g)
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3
Apenas depois de Avogadro é que o conceito
de mol foi introduzido: o peso molecular em gramas
(mol de moléculas) de qualquer substância contém o
mesmo número de moléculas, então, de acordo com
o Princípio de Avogadro, o volume molar de todos os
gases deve ser o mesmo (de fato, 22,4L nas CNTP).
O número de moléculas em um mol é hoje conhecido como Número de Avogadro, mesmo que ele
próprio nunca o tenha determinado.
Como sabemos, o número de Avogadro é inimaginavelmente grande, muito difícil de se compreender: 6,0221367 . 1023. Existem muitas formas
de se tentar visualizar o tamanho de tal número, por
exemplo:
•• Se você cobrir a superfície do Brasil de caroços de milho de pipoca, o país ficaria coberto
com uma camada de caroços com uma altura
de aproximadamente 12 quilômetros.
•• Se você conseguisse contar átomos numa
velocidade de dez milhões de átomos por
segundo (1 . 107 átomos/s), você levaria dois
bilhões de anos para contar os átomos de um
mol de moléculas.
de reagentes e produtos de uma reação química, por
sua vez, recebe o nome de cálculo estequiométrico.
Essas quantidades podem ser expressas de diferentes maneiras:
•• em massa;
•• em volume;
•• em número de partículas (átomos, íons ou
moléculas);
•• em quantidade de matéria (mols).
Tais quantidades são obtidas por intermédio
das leis ponderais, das leis volumétricas e das informações contidas em uma ou mais equações químicas
balanceadas.
``
Exemplo:
2 NaOH +
H2
2 Na + 2 H2O
2 átomos 2 moléculas 2 moléculas 1 molécula
reagem com produzindo
e
2 Na + 2 H2O
2 NaOH
+
H2
1 mols
2 mols
2 mols
2 mols de átomos
reagem com
•• Se você tivesse o número de avogadro de
moedas de 1 real, quanto você acha que elas
pesariam? Algo como 2 . 1018 toneladas.
Atualmente, o Número de Avogadro não é
mais chamado de “número”, mas de Constante
de Avogadro, pois o mol é agora reconhecido
como sendo a constante universal de medida de
quantidade de substância (assim como o metro é
a medida para comprimento).
Para facilitar os cálculos arredondaremos a
Constante de Avogadro para 6,0 . 1023.
Estequiometria
Enquanto as leis que estudam as relações entre massas de reagentes e produtos de uma reação
química são conhecidas como leis ponderais, as leis
que estudam as relações entre os volumes são chamadas leis volumétricas. O cálculo das quantidades
4
de molécula
de moléculas
de moléculas
produzindo
e
1. O enxofre forma dois óxidos de pesos moleculares,
respectivamente, 64 e 80. Sabendo-se que em ambos
a massa de enxofre é 32:
a) Determinar a fórmula molecular de cada óxido.
b) Por meio deles, verificar a Lei de Dalton.
``
Solução:
a) 1.º óxido:
PM = 64 = 32 + massa de oxigênio ∴
Massa de oxigênio = 64 – 32 = 32
fórmula molecular:
S
O
32
=1
32
32
=2
16
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SO2
EM_V_QUI_005
O número de Avogadro
2.º óxido:
PM = 80 = 32 + massa de oxigênio ∴
Massa de oxigênio = 80 – 32 = 48
fórmula molecular:
O
48
=3
16
b) SO2
1 de S : 2 de O
SO3
1 de S : 3 de O
126 átomos de hidrogênio
SO3
2:3
2. Verificamos, experimentalmente, que três volumes do
gás hidrogênio reagem com um volume do gás ozônio,
produzindo três volumes de vapor de água. Em uma
dada experiência, sob temperatura e pressão constantes,
sabemos que a soma dos volumes dos gases reagentes
é igual a 20L.
3 átomos de nitrogênio
1 átomo de qualquer outro elemento natural
a) Qual o volume de cada reagente?
(SNYDER, Carl H. The Extradiordinary Chemisty of Ordinary
Thangs. New York: John Wiley & Sons Inc, 1997. Adaptado.)
b) Qual o volume do produto obtido?
``
Solução:
a) hidrogênio + ozônio
O elemento que contribui com a maior massa para
a constituição do corpo humano é:
a) carbono.
→ água
relação entre volumes:
3
1
3
b) oxigênio.
A soma dos reagentes é igual a 20. Se x for o volume do ozônio, 3x será o volume do hidrogênio.
Portanto:
3x + x = 20
gênio.
51 átomos de oxigênio
19 átomos de carbono
S
4. (UERJ) O esquema abaixo representa a distribuição média
dos elementos químicos presentes no corpo humano.
32
=1
32
→ x = 5L de ozônio e 15L de hidro-
b) Pela relação entre os volumes, para 3L de hidrogênio temos 3L de água, logo para 15L de hidrogênio
teremos 15L de água.
c) nitrogênio.
d) hidrogênio.
``
Solução: B
O oxigênio tem maior massa molar que nitrogênio,
carbono e hidrogênio. A maior quantidade de hidrogênio não compensa essa diferença.
3. De acordo com a equação Fe + O2 → Fe2O3, calcular
o número de fórmulas de Fe2O3 que se formam a partir
de 3,0 . 1023 moléculas de O2.
``
Solução:
4 Fe + 3 O2 3,0 . 1023 moléculas
3 . 6,0.10 moléculas
23
3,0 . 1023 . 2 . 6,0 . 1023
3 . 6,0 . 1023
x fórmulas
2 . 6,0 .1023 fórmulas
= 2,0 . 1023 fórmulas
1. (Básico) Sobre a bancada de um laboratório encontramse vários frascos contendo diversas substâncias com as
seguintes etiquetas:
FeO – CO2 – CH4 – H2O – Fe2O3 – NO2
Forme um conjunto de substâncias, entre as relacionadas
acima, que nos permita exemplificar a Lei de Dalton.
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x=
2 Fe2O3
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5
2. (Básico) Foram feitas cinco reações entre os gases nitrogênio e oxigênio (diatômicos), resultando cinco óxidos
de nitrogênio gasosos. Os volumes coletados foram:
Óxido Nitrogênio+oxigênio → óxido de nitrogênio
1
1
1
2
2
2
5
2
3
2
3
2
4
1
2
2
5
1
2
1
Dê as fórmulas dos cinco óxidos de nitrogênio.
3. (Básico) 1,5L de um gás A reagem totalmente com 3L de
outro gás B, produzindo 3L de um gás AxBy. Admitindo
que todos os volumes foram medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, determine os valores
de x e y, sabendo que os gases A e B são diatômicos.
4. (Básico) Quantas moléculas de gás carbônico podem ser
obtidas pela queima de 96g de carbono puro, conforme
a reação: C + O2 CO2? 
5. (Básico) Quantas moléculas de gás oxigênio reagem
com 6 mols de moléculas de monóxido de carbono,
conforme a equação: CO + O2  CO2 ?
6. (Básico) Dada a reação não-balanceada
7.
Fe + HC  → FeC 3 + H2, qual o número de moléculas
de gás hidrogênio produzidas pela reação de 112g de
ferro?
(Básico) 5kg de CaCO3 são totalmente decompostos,
conforme a reação química: CaCO3 CaO + CO2 .
Calcule:
a) massa em kg de CaO obtido.
b) o volume de gás carbônico obtido a 25ºC e 1 atm,
considerando que o volume molar é de 25L/mol.
8. (Básico) Analise atentamente a equação abaixo, balanceada, para responder ao que se pede.
2 N2H4 + N2O4
→ 3 N2 + 4 H2O
d) Quantos mols de moléculas de N2 são produzidos
juntamente com 12 mols de moléculas de H2O?
9. (Cesgranrio) Um funileiro usa um maçarico de acetileno para soldar uma panela. O gás acetileno (C2H2)
é obtido na hora, através da seguinte reação química: 
CaC2 + H2O  Ca(OH)2 + C2H2.
Qual a massa aproximada de carbureto de cálcio (CaC2)
que será necessária para se obter 50L de acetileno nas
CNTP? 
10. (FEI) Dentre as seguintes substâncias: CO2, NH3, HC ,
H2O, NO2 e CO, a lei das proporções múltiplas pode ser
exemplificada, usando o seguinte par:
a) H2O e HC .
b) NH3 e NO2.
c) CO e CO2.
d) CO2 e NO2.
11. (ITA) A observação experimental de que 1,20g de
carbono pode se combinar tanto com 1,60g de oxigênio como com 3,20g de oxigênio corresponde a uma
confirmação da:
a) Lei da Conservação das Massas, de Lavoisier.
b) Lei de Guldberg e Waage.
c) Regra de Proust, sobre pesos atômicos.
d) Lei das Proporções Múltiplas, de Dalton.
e) Lei das Proporções Recíprocas, de Richter e Wenzel.
12. (UFF) Para produzir 4,48L de CO2 nas CNTP, conforme
a reação
Δ CaO + CO ,
CaCO
3
2
a quantidade necessária, em gramas, de CaCO3 é:
a) 20,0.
b) 10,0.
c) 100,0.
d) 200,0.
e) 18,3.
b) Em qual proporção, em quantidade de matéria, se
relacionam N2H4 e N2?
c) Quantos mols de moléculas de H2O são produzidos
quando a reação consome 5 mols de moléculas de
N2H4?
1. (Cesgranrio) Os gases dióxido de enxofre, SO2(g), e
oxigênio, O2(g), em condições apropriadas, reagem formando o trióxido de enxofre, SO3(g). Usando volumes
iguais dos dois reagentes, haverá excesso de um deles.
A percentagem desse excesso de volume, em relação
ao volume inicial dos reagentes é de:
a) 25% de O2(g).
6
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EM_V_QUI_005
a) Em qual proporção, em número de moléculas, as
substâncias envolvidas na reação se relacionam
entre si?
b) 25% de SO2(g).
c) KrF4.
c) 50% de O2(g).
d) Kr2F.
d) 75% de O2(g).
e) Kr3F.
e) 80% de O2(g).
2. (ITA) Certo gás X é formado apenas por nitrogênio
e oxigênio. Para determinar sua fórmula molecular,
comparou-se esse gás com o metano (CH4). Verificou-se
que volumes iguais dos gases X e metano, nas mesmas
condições de pressão e temperatura, pesaram, respectivamente, 0,88g e 0,32g. Qual a fórmula molecular do
gás X?
[Dados: massas atômicas: H = 1; C = 12; N = 14;
O = 16; S = 32]
a) N2.
b) CO2.
[Dados: massas molares (g/mol): H = 1; C = 12; N =
14; O = 16]
a) NO.
c) H2S.
b) N2O.
e) H2.
d) CH4.
7.
c) NO2.
d) N2O3.
e) N2O5.
3. (Rural) Em semelhantes condições de temperatura e
pressão, os conjuntos de substâncias que apresentam
o mesmo volume são:
(Fuvest) A oxidação da amônia (NH3) com oxigênio,
à alta temperatura e na presença de catalisador é
completa, produzindo óxido nítrico (NO) e vapor de
água. Partindo de amônia e oxigênio, em proporção
estequiométrica, qual a porcentagem (em volume) de
NO na mistura gasosa final?
a) 10%.
a) 1 mol de H2 e 2 mols de HC .
b) 20%.
b) 1.5 mols de Ne e 1 mol de O2.
c) 30%.
c) 2 mols de H2 e 1 mol de HC .
d) 40%.
d) 1 mol de H2 e 1 mol de HC .
e) 50%.
e) 1 mol de H2 e 2 mols de O2.
4. (PUC) A reação da soda cáustica com hidrogenocarbonato de sódio pode ser representada pela equação
NaOH + NaHCO3 Na2CO3 + H2O.
Nessa transformação, quantos quilogramas de
carbonato de sódio são obtidos a partir de 100 mols de
hidróxido de sódio?
a) 1,6.
8. (Unirio) Jacques A. C. Charles, químico famoso por seus
experimentos com balões, foi o responsável pelo voo
tripulado. Para gerar gás hidrogênio, com o qual o balão
foi enchido, ele utilizou ferro metálico e ácido, conforme
a seguinte reação:
c) 10,6.
Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g).
Supondo-se que tenham utilizados 448kg de ferro
metálico, o volume, em litros, de gás hidrogênio obtido
nas CNTP foi de:
[Massas atômicas: H = 1; Fe = 56]
a) 89,6.
d) 21,2.
b) 179,2.
e) 53,0.
c) 268,8.
b) 5,3.
5. (Cesgranrio) Uma substância que contém somente Kr
e F fornece, por aquecimento, 45mL de Kr(g) e 90mL de
F2(g), nas mesmas condições de temperatura e pressão.
Qual a fórmula mínima da substância?
EM_V_QUI_005
6. (Fatec) Dois frascos de igual volume, mantidos à mesma
temperatura e pressão, contêm, respectivamente, os
gases X e Y. A massa do gás X é 0,34g e a do gás Y é
0,48g. Considerando que Y é o ozônio (O3), o gás X é:
a) KrF.
b) KrF2.
d) 89 600.
e) 179 200.
9. (UCS) Considere a equação:
2 NH3(g) +
5
O
2 2(g)
2 NO(g)+ 3 H2O(g).
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7
Calcule o volume da mistura gasosa produzida na reação
total de 4,0L de NH3(g) com 5,0L de O2(g).
(Dado: os volumes gasosos são medidos nas mesmas
condições de pressão e temperatura).
10. (Unicamp) O princípio de Avogadro estabelece que:
“Gases quaisquer, ocupando o mesmo volume, nas
mesmas condições de temperatura e pressão, contêm
o mesmo número de moléculas”.
Considere volumes iguais de CO, CO2, C2H4 e H2, todos
à mesma temperatura e pressão.
Pergunta-se: onde há maior número de átomos de:
a) oxigênio?
b) carbono?
c) hidrogênio?
Justifique suas respostas.
11. Analise atentamente a situação apresentada para responder ao que se pede.
Você deverá organizar cestas de frutas contendo, cada
uma, seis bananas, cinco laranjas, duas maçãs e três
peras. Ao verificar as quantidades de frutas que possui,
constata a existência de 40 bananas, 35 laranjas, oito
maçãs e 13 peras. Com base nesses dados responda:
a) Quantas cestas será possível organizar?
b) Qual a proporção de bananas para maçãs em cada
cesta?
c) Quais frutas estão em quantidades que limitam o
número de cestas possíveis?
d) Qual a proporção de maçãs para peras em cada
cesta?
12. (Fuvest) A produção industrial de metanol, CH3OH, a
partir de metano, CH4, e a combustão do metanol em
motores de explosão interna podem ser representadas,
respectivamente, pelas equações I e II:
8
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I. 3CH4(g) + 2H2O(g) + CO2(g) → 4CH3OH(g)
II. CH3OH(g) + 3 O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)
2
Supondo que o CO2 da reação representada em (I)
provenha da atmosfera, e considerando apenas estas
duas reações, I e II, responda se a seguinte afirmação é
verdadeira: “A produção e o consumo de metanol não
alteraria a quantidade de CO2 na atmosfera”. Justifique
a sua resposta.
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9. 142,8g.
10. C
11. D
1. FeO e Fe2O3.
2. NO, N2O5, N2O3, NO2 e N2O4.
12. A
3. x = 1 e y = 2.
4. 4,8 . 1024 moléculas.
5. 1,8 . 1024 moléculas.
6. 1,8 . 1024 moléculas.
7.
2. B
3. D
a) 2,8kg.
4. C
b) 1 250L.
5. C
8.
6. C
a) 2 : 1 : 3 : 4.
7.
b) 2 : 3.
c) 10 mols de moléculas de H2O.
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1. C
d) 9 mols de moléculas de N2.
D
8. E
9. 10L.
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9
10.
a) CO2.
b) C2H4.
c) C2H4.
Considerando que há o mesmo número de moléculas, o
CO2 tem mais O que o CO. O C2H4 tem mais C que CO
e CO2. O C2H4 tem mais H que H2.
11.
a) 4.
b) 3 : 1.
c) Maçãs e peras.
d) 2 : 3.
10
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12. Na primeira equação são produzidos 4 mols de moléculas de CH3OH. Por isso, multiplica-se a segunda
equação por 4 e assim percebemos que, enquanto
1mol de moléculas de CO2 é consumido, outros 4 são
formados. Dessa maneira, teremos um saldo de 3 mols
de moléculas de CO2 na atmosfera a cada 4 mols de
moléculas de metanol produzidos e consumidos.
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