Cálculos Químicos
MASSA ATÔMICA
Na convenção da IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada)
realizada em 1961, adotou-se como unidade padrão para massa atômica o
equivalente a 1/12 da massa do isótopo 12 do elemento carbono.
A massa de um átomo, medida em unidades de massa atômica,
corresponde a quantas vezes esse átomo é mais pesado que 1/12 do
isótopo 12 do carbono.
1u corresponde a 1,66.10-24g, que equivale aproximadamente à massa de
um próton ou de um nêutron.
MASSA ATÔMICA
Para o elemento cloro, de número atômico 17, existem dois isótopos, um
com massa 35 e um com massa 37.
isótopo 35 do cloro - 75% de ocorrência
isótopo 37 do cloro - 25% de ocorrência
35
17
Cl
37
17
Cl
A massa atômica é a média ponderada entre os isótopos
naturais do elemento:
35 x75  37 x25
M .A 
 35,5
100
A massa tabelada para o elemento cloro será então 35,5, ou seja, a média
ponderada entre seus isótopos.
MASSA MOLECULAR
A massa molecular de uma
substância é
numericamente igual à
soma das massas
atômicas de todos os
átomos da molécula dessa
substância.
C2H6O : etanol
2 x 12 + 6 x 1 + 1 x 16 = 46
Significa que a massa de uma
molécula de etanol é 46 u.
MOL
"Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas
entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012
quilograma de carbono-12.
Várias experiências determinaram que este número é 6,0221367 x 1023, ou
simplesmente 6,02 x 1023, e é conhecido como o número de Avogadro.
Um mol de átomos, moléculas, íons, etc... – contém 6 x 1023 unidades
A massa em gramas de 1 mol de uma substância é chamada massa molar.
A massa molar (em gramas) de qualquer substância sempre é
numericamente igual à sua massa de fórmula (em u).
Massa atômica do ferro = 56 u
Massa molecular da água = 18 u
Massa molar do ferro = 56 g
Massa molar da água = 18 g
VOLUME MOLAR
É o volume ocupado pelo mol de
moléculas de um gás qualquer
nessas condições. Verifica-se,
experimentalmente, que seu valor é
praticamente o mesmo para
qualquer gás, e situa-se em torno de
22,4 litros.
CNTP: temperatura = 0 °C
pressão =1atm.
1 mol – massa molar – 6 x 1023unidades – 22,4 L
1 mol
58,5 g de NaCl
100 g de CaCO3
EXEMPLO 1
(UFRGS) Cada litro de água do mar contém 390 mg de potássio. Logo, o
número de átomos de potássio presentes em um litro de água do mar é,
aproximadamente,
A) 3,90 x 1020
B)
X 6,02 x 1021
C) 3,90 x 1023
D) 6,02 x 1023
E) 6,02 x 1024
TABELADO 1mol  39 g
PROBLEMA
0,39 g
 6 x10 23 átomos

x
0,39 x6,02 x1023
x
 6,02 x1021moléculas
39
EXEMPLO 2
(UFSM) O açúcar ou sacarose tem fórmula molecular C12H22O11. Em 1 kg de
açúcar, haverá aproximadamente __________ mol(s) e __________
moléculas.
Selecione a alternativa que apresenta, respectivamente, os números corretos
para preencher as lacunas.
A) 0,02 – 6,0 x 1023
1mol  342 g 
6 x10 23 moléculas
B) 0,3 – 1,8 x 1024
C) 1 – 1,2 x 1024
xa
 1000 g

xb
D) 2 – 6,0 x 1023
E)
X 3 – 1,8 x 1024
1000
xa 
 3mols
342
1000 x6 x10 23
xb 
 18 x10 23 moléculas
342
EXEMPLO 3
(UFRGS) Aragonita é um mineral de origem sedentária hidrotermal formado
por cristais prismáticos de carbonato de cálcio, CaCO3.
Uma amostra de 200 g de CaCO3 puro obtida a partir desse mineral contém o
mesmo número de átomos de oxigênio que
A) 0,5 mol de CaSO4.
XB) 1,5 mol de KMnO4.
1 mol de CaCO3 = 100 g  200 g = 2 mols
C) 2 mols de C6H12O6.
2 mols de CaCO3 têm 2x 3 = 6 mols de oxigênio
D) 3 mols de CaO.
E) 6 mols de NaNO3.
A) 0,5 x 4 = 2 mols de O
B) 1,5 x 4 = 6 mols de O
C) 2 x 6 = 12 mols de O
D) 3 x 1 = 3 mols de O
E) 6 x 3 = 18 mols de O
Estequiometria
Nº de
mols
Massa
Nº de
moléculas
Volume nas
CNTP
coef x 6 x 1023
coef x 22,4 L
TABELADO
coeficiente
coef x
PROBLEMA
?
?
M
?
?
EXEMPLO 1
(UFRGS) Abaixo são feitas três afirmações a respeito da
combustão completa de 5,80 g de butano conforme a seguinte
equação.
C4H10 (g) + 13/2 O2 (g)  4 CO2 (g) + 5 H2O (l)
I – Ocorre o consumo de 0,650 mol de oxigênio.
II – Ocorre a formação de 90,0 g de água.
III – Ocorre a produção de 8,96 litros de gás carbônico nas CNTP.
Quais estão corretas?
A) Apenas I
B) Apenas II
C) Apenas III
D)
X Apenas I e III
E) I, II e III
C 4 H 10
58 g
5,8 g

13 / 2O2

4CO2

5H 2 O
6,5mol
xI
4 x 22,4 L
x III
5 x18 g
x II
x I  0,65mol (V )
x III  8,96 L(V )
x II  9 g
EXEMPLO 2
(UFRGS/12) Um experimento clássico em aulas práticas de Química consiste
em mergulhar pastilhas de zinco em solução de ácido clorídrico. Através desse
procedimento, pode-se observar a formação de pequenas bolhas, devido à
liberação de hidrogênio gasoso, conforme representado na reação ajustada
abaixo.
Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2
Ao realizar esse experimento, um aluno submeteu 2 g de pastilhas de zinco a
um tratamento com ácido clorídrico em excesso.
Com base nesses dados, é correto afirmar que, no experimento realizado pelo
aluno, as bolhas formadas liberaram uma quantidade de gás hidrogênio de,
aproximadamente,
A) 0,01 mols.
B) 0,02 mols.
65 g  1mol
x  0,03mol
C)
X 0,03 mols.
2g 
x
D) 0,06 mols.
E) 0,10 mols.
EXEMPLO 3
(UFRGS) O gás hilariante (N2O) pode ser obtido pela decomposição térmica
do nitrato de amônio (NH4NO3)
Se de 4,0 g do sal obtivermos 2,0 g do gás hilariante, podemos prever que a
pureza do sal é da ordem de
A) 100%
B) 90%
C) 75%
D) 50%
E) 20%
X
 ___ gNH 4 NO3

4 g  ___ g  impurezas


NH 4 NO3
80 g
x
 N 2O  2H 2O
 44 g

2g
x = 3,6 g
 100%
4g
3,6 g

x = 90%
x
EXEMPLO 4
(UFRGS) Na decomposição térmica de 60 kg de sulfito de cálcio segundo a
equação:
CaSO3  CaO + SO2
foram produzidos 24 kg de gás sulfuroso. O rendimento da reação foi de
aproximadamente
A) 38%
B) 40%
C) 60%
D) 70%
E)
X 75%
CaSO3
120 g
60kg
 CaO  SO2
56 g
64 g
x
32kg  100%
24kg 
x
x = 32 kg
x = 75%
EXEMPLO 5
(UFRGS) Num processo de produção de ácido acético,
borbulha-se oxigênio no acetaldeído (CH3CHO), a 60ºC, na
presença de acetato de manganês (II) como catalisador:
2 CH3CHO + O2  2 CH3COOH
Num ensaio de laboratório para esta reação, opera-se no vaso de reação com
22,0 gramas de CH3CHO e 16,0 gramas de O2. Quantos gramas de ácido
acético são obtidos nesta reação a partir destas massas de reagentes e qual o
reagente limitante, ou seja, o reagente que é completamente consumido?
Massa de CH3COOH
Reagente
obtida
limitante
A)
15,0 g
CH3CHO
B)
30,0 g
O2
C)
X
30,0 g
CH3CHO
D)
60,0 g
O2
E)
120,0 g
CH3CHO
2C 2 H 4 O  O2  2C 2 H 4 O2
88 g
 32 g 
120 g
22 g
 16 g 
x
Cálculo do reagente em excesso:
C2H4O : 22 ÷ 88 = 0,25 (limitante)
O2 : 16 ÷ 32 = 0,5 (excesso)
Cálculo da massa de ácido acético formada: 88 g
22 g
 120 g

x
x  30 g
Soluções
- MISTURA HOMOGÊNEA
- SOLUÇÃO = SOLUTO + SOLVENTE


menor quantidade maior quantidade
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE ( Cs) Grandeza que
depende da natureza do soluto e da temperatura.
Cs = g de soluto
100g de H2O
Indica a quantidade de soluto que cabe em 100 g de água.
CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES
 em g/L
 em mol/L
m1
C
V
n1
M 
V
20% (m/m)  20 g de soluto em 100 g de solução
20% (V/V)  20 mL de soluto em 100 mL de solução
20% (m/V)  20 g de soluto em 100 mL de solução
20 ppm (partes por milhão)  20 g de soluto em 1.000.000 g
(ou mL) de solução
EXEMPLO 1
(UFRGS) Soluções de ureia, (NH2)2CO, podem ser utilizadas
como fertilizantes. Uma solução foi obtida pela mistura de 210 g
de ureia e 1000 g de água. A densidade da solução final é 1,05
g/mL. A concentração da solução em percentual de massa de
ureia e em mol/L, respectivamente, é
Percentagem
em massa
Concentração
em
mol/L
A)
X
17,4%
3,04
1210 g
B)
17,4%
3,50
210 g
C)
20,0%
3,33
D)
21,0%
3,04
E)
21,0%
3,50
1,05 g
x

1mL
 1000mL
x  1050 g
1º) Percentagem em massa:
 100 %

x  17%
x
2º) Cálculo de M:
1mol 
1050 g
 100%
x
 17,4%
x  182 g
x
60 g
 182 g
mol
x3
L
EXEMPLO 2
(UFSM) Para a maioria das células, uma solução de concentração igual a
1,17% de NaCl será hipertônica. A concentração dessa solução, em mol por
litro, é
A) 0,02
B) 0,2
C) 0,58
D) 1,17
E) 2,34
X
1,17%  1,17 g em 100 mL
1,17 g
x

100 mL
 1000 mL
x  11,7 g
1 mol
 58,5 g
x
 11,7 g
mol
x  0,2
L
DILUIÇÃO


VH 2O
Cinicial
Cfinal < Cinicial
Vinicial
Vfinal= Vinicial + VH2O
Ci.Vi = Cf.Vf
Mi.Vi = Mf.Vf
Ti.Vi = Tf.Vf
(PUCRS) Necessita-se preparar uma solução de fluoreto de
sódio de concentração igual a 12,6 g/L , aproveitando 200 mL de
uma solução 0,9 M do mesmo sal. Para isso devemos adicionar
XA) 400 mL de água.
mol
L
V i  200 mL
M i  0,9
B) 600 mL de água.
C) 200 mL de água.
C f  12,6
Vf ?
g
L
D) 0,3 mols do sal.
E) 6,3 g do sal.
1º) Converter C para M.
1 mol
x

42 g
 12,6 g
x  0,3
mol
L
2º) Calcular o volume final.
M iV i  M f V f
0,9x 200  0,3xV f
V f  600 mL
V água  600  200  400 mL
MISTURA
C1V1 + C2V2 = C3V3
M1V1 + M2V2 = M3V3
onde V3 = V1 + V2
=
+
C1
C2
C3 entre C1 e C2
V1
V2
V3 = V1 + V2
(UFRGS) Misturam-se volumes iguais de duas soluções A e B de NaOH,
de concentração 1 mol/litro e 2 mols/litro, respectivamente, resultando
uma solução C.
Adicionando-se 200 mL de água à solução C, obtém-se a solução D.
Sobre essas soluções pode-se afirmar que
A) C e D apresentam diferentes quantidades de soluto.
B) B e D têm concentrações iguais.
C) a concentração de C é 1,5 mols/litro e a de D é maior que 1,5 mols/litro.
XD) a concentração de C é 1,5 mols/litro e a de D é menor que 1,5 mols/litro.
E) A e B apresentam a mesma quantidade de soluto.
É mistura e diluição de soluções.
A :1
mol
L

V 

mol
L
  H 2O
mol
D  1,5
L
C : 1,5
B :2
mol
L
NEUTRALIZAÇÃO
REAÇÃO QUÍMICA ENTRE ÁCIDO e BASE
a ÁCIDO + b BASE  SAL + ÁGUA
[H+].VA = [OH].VB
(PUCRS) O eletrólito empregado em baterias de automóvel é uma solução
aquosa de ácido sulfúrico. Uma amostra de 5,0 mL da solução de uma bateria
requer 25 mL de hidróxido de sódio 0,6 mols/L para sua neutralização
completa. A concentração do ácido, em mol/L, na solução da bateria, é:
A) 6,0
B) 4,5


[
H
].
V

[
OH
].VB
A
C) 3,0
D) 2,0

XE) 1,5
[ H ].5  0,6 x 25
mol
mol
[H ]  3
 [ H 2 SO4 ]  1,5
L
L

Termoquímica
H
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
- absorve calor
- HP  HR
- H  0
REAÇÃO EXOTÉRMICA
- libera calor
- HP  HR
- H  0
EXOTÉRMICA
H2(g) + Cl2(g)  2 HCl (g) + 184,9 kJ (25ºC, 1 atm)
H2(g) + Cl2(g)  2 HCl (g), H = -184,9 kJ (25ºC, 1 atm)
ENDOTÉRMICA
H2(g) + I2(g) + 51,8 kJ  2 HI (g) (25ºC, 1 atm)
H2(g) + I2(g)  2 HI (g) H = + 51,8 kJ (25ºC, 1 atm)
ESTADO FÍSICO X H
ENTALPIAS DE REAÇÃO
H
CALOR
como identificar
FORMAÇÃO
ENDO OU EXO
substâncias simples  1 mol de produto
COMBUSTÃO
EXO
1 mol Composto Orgânico + O2  CO2 + H2O
DISSOLUÇÃO
ENDO OU EXO
CA
NEUTRALIZAÇÃO
EXO
Ácido + Base  Sal + 1 mol de água
LIGAÇÃO
QUEBRA = ENDO
X2 + calor  2 X
FORMAÇÃO = EXO
2 Y  Y2 + calor
ENERGIA DE
IONIZAÇÃO
ENDO
X + calor  X+ + 1 e
AFINIDADE
ELETRÔNICA
EXO
X + 1 e  X + calor
água


C + + Asolvatação de íons
(UFRGS) Observe as quatro equações termoquímicas abaixo.
CaO (s) + H2O (l)  Ca(OH)2 (s)
HI
S (rômb.) + O3 (g)  SO3 (g)
HII
C (graf.) + O2 (g)  CO2 (g)
HIII
6 C (graf.) + 3 H2 (g)  C6H6 (l)
HIV
Com base nessas informações, assinale a alternativa correta.
A) Os calores envolvidos nas reações correspondem todos a entalpias de
formação.
B) HI corresponde a um calor de neutralização.
C) HIII e HIV são calores de formação.
X
D) HII e HIII são calores de combustão.
E) HI corresponde a um calor de solubilização.
ENTALPIAS DE REAÇÃO
Entalpia de ligação - É a quantidade de calor absorvido na quebra de
1 mol de ligações entre dois átomos.
REAGENTE = QUEBRA LIGAÇÕES = + (endo)
PRODUTO = FORMA LIGAÇÕES =  (exo)
CÁLCULO DO H
a partir dos calores de formação (Hf)
usar: H = HP  HR
A quantidade de calor em kcal formado pela combustão de 221,0g de etino, a
25°C, conhecendo-se as entalpias (H) de formação do CO2(g), H2O(l) e etino
(g), é aproximadamente igual:
Dados: H°(f)
CO2(g) = 94,10 kcal/mol H2O(l) = 68,30 kcal/mol C2H2(g) = +54,20 kcal/mol
a) 2640,95 kcal
b) 1320,47 kcal
c) 880,31 kcal
d) 660,23 kcal
e) 528,19 kcal
x
C2H2 + 3/2 O2  2 CO2 +
+54,2 + 0
HR = +54,2
H2O
2(94,1) + (68,3)
HP = 256,5
H = 310,7 kcal/mol
26 g – 310,7 kcal
221 g – x
x = 2640 kcal
 a partir dos calores de ligação NÃO usar: H = HP  HR
REAGENTE = QUEBRA LIGAÇÕES = + (endo)
PRODUTO = FORMA LIGAÇÕES =  (exo)
(UFRGS) A reação de hidrogenação do propeno
catalisada pela platina, apresentada abaixo, é um
importante método sintético aplicado na indústria
petroquímica.
H
H
H
+
CH3
H
H2
Pt
H
CH3
H
H
H
Considere as seguintes valores de energias de dissociação, em kJ.mol1.
H°C=C = 612
H°CC = 348
H° HH = 436
H° CH = 412
Desses dados, conclui-se que o efeito térmico da reação apresentada, expresso em kJ, é
aproximadamente, igual a
A) 228
B) 124
C) +124
D) +224
E) +288
X
Reagentes: rompe uma liga dupla entre carbonos e uma ligação entre hidrogênios =
+612 + 436 = +1048
Produtos: forma uma liga simples entre C e duas ligações C – H = –348 + 2(–412) = –1172
H = +1048 –1172 = –124 kJ
 a partir da soma de reações : Lei de Hess
(UFRGS) Considere o diagrama abaixo, que representa equações
termoquímicas genéricas.
Segundo a Lei de Hess, a relação matemática correta entre os H é dada pela
expressão
Segundo a Lei de Hess, não importa o
A) H = H1 + H2 + H3 + H4
caminho percorrido, a variação de
B) H1 + H2 = H3 + H4
entalpia depende apenas dos estados
C) H1 = H2 + H3 + H4
X
final e inicial.
D) H1 + H2 + H3 + H4 = 0
Para ir de A até D temos dois
E) H1 + H2 + H3 = H4
caminhos: ou por H1 ou pela soma
H2 + H3 + H4.
(UFRGS) Considere as seguintes equações termoquímicas.
H2(g) + O2(g)  H2O2(l)
HO = -136,3 kJ
3/2 O2(g)  O3(g)
HO = +163,1 kJ
1/2 H2(g) + 1/2 O2(g)  OH•(g)
HO = +39,0 kJ
Utilizando as equações acima, pode-se deduzir o valor de H0 para a reação de
formação de radicais hidroxila, segundo a reação representada pela equação
abaixo.
H2O2(l) + 2 O3(g)  2 OH•(g) + 3 O2(g)
O valor de H0 assim obtido é de
A) +65,8 kJ
B)
1ª reação = inverter = +136,3
X -111,9 kJ
C) +104,8 kJ.
2ª reação = inverter e multiplicar por dois = 326,2
D) -150,9 kJ.
3ª reação = multiplicar por dois = 78
E) +267,9 kJ.
H = 111,9 kJ