3 Modulo C

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FUNDAMENTOS DE QUÍMICA UCAN 
Msc Osvaldo Maiato 1 
Professor: Osvaldo Maiato 
E-mail: osvaldomaiato@hotmail.com 
Tel.: +244 924 267 040 
UNIVERSIDADE CATÓLICA DE ANGOLA 
 
INSTITUTO DE RECURSOS MINERAIS, 
AMBIENTE E TECNOLOGIAS 
 
CURSO DE CIÊNCIA DA TERRA E GEO-
RECURSOS 
mailto:osvaldomaiato@hotmail.com
mailto:osvaldomaiato@hotmail.com
mailto:osvaldomaiato@hotmail.com
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Fórmula Química: representa o número exacto de átomos de um 
elemento químico na menor unidade de uma substância. 
 
Fórmula molecular : é a fórmula química de compostos moleculares. 
 
Fórmula estrutural: indica a forma como os átomos estão ligados, mas 
não o seu arranjo espacial. 
 
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Modelos moleculares 
Fig 3.1. Fórmulas estruturais, moleculares e modelos de quatro moléculas (Raymond Chang 11ª edição). 
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Fórmula Empírica 
 
Diz-nos quais os elementos presentes e a razão mais simples de números 
inteiros entre eles. Mas não necessariamente o número de átomos real 
em uma dada molécula. 
Ex1: Fenil hidrazina. 
 
Para alguns compostos as fórmulas empírica e molecular são iguais. 
 
Ex3.1: escreva as fórmulas empíricas das substâncias: 
 
 Nicotina, C10H14N10 
 Glicose, C6H12O6 
 Água, H2O 
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Fórmulas dos compostos iónicos 
 
Em geral são as mesmas que as suas fórmulas moleculares. 
Ex3.2: LiF (número igual de iões Li
+ e F-) 
Fig 1. Estrutura cristalina do cloreto de sódio (Raymond Chang 11ª edição). 
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Para que o composto iónico seja electricamente neutro a soma das cargas 
do catião e do anião tem de ser igual a zero. 
O índice do catião é numericamente igual à carga do anião e vice-versa. 
 
Ex3.3. 
Fluoreto de sódio (Na+ F-) ; 
Nitrato de prata (Ag+ NO3
-) ; 
Nitrato de cálcio (Ca2+ NO3
-) ; 
Óxido de alumínio (Al 3+ O2-) ; 
Nitreto de magnésio (Mg2+ N3-) ; 
Sulfato de crómio (Cr 3+ SO4
2-). 
 
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Compostos Orgânicos : são constituídos por átomos de carbono 
geralmente combinados com átomos de hidrogênio, oxigénio, enxofre e 
nitrogénio. 
Os outros são classificados como compostos inorgânicos. 
 
Monóxido de carbono (CO); Dióxido de carbono (CO2) 
Sulfureto de carbono (CS2) ; Compostos contendo os iões cianeto (CN
-), 
carbonato (CO3
2-) e bicarbonato (HCO3
-) 
 
Compostos iónicos (formados pela atração electrostática de iões) 
Com a excepção do catião amónio, todos os outros catiões derivam de 
metais, recebendo o nome dos seus elementos... 
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Em geral, o nome do catião é o mesmo nome do metal se este é catião simples; 
Na+ catião sódio, Al3+ catião alumínio, por exemplo. Se o metal forma catião 
simples, bastante comum, com dois estados de oxidação diferentes, utiliza-se 
um dos dois sistemas de nomenclatura. 
• Sistema oso-ico. O sufixo oso é empregado para indicar o estado de oxidação 
inferior e o ico o estado de oxidação superior. Por exemplo: ião ferroso Fe2+ 
, ião férrico Fe3+ ; ião cuproso Cu+ , ião cúprico Cu2+ . 
• Sistema de Stock. Neste sistema, o estado de oxidação do elemento é 
indicado por meio de algarismos romanos colocados entreparêntesis, 
imediatamente após o nome. Por exemplo: cobre (I), cobre (II), ferro (III), 
crómio (VI), estanho (IV), etc. 
Nomenclatura dos Catiões 
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Aniões simples 
 Para denominar os aniões simples, emprega-se o nome do elemento 
seguido do sufixo eto: cloreto (Cl-), brometo (Br-), sulfeto (S2-). No caso do 
oxigénio, utiliza-se o óxido, hidróxido e peróxido como veremos mais adiante. 
Oxoaniões 
 Empregam-se os nomes tradicionais que são formados: 
Do elemento central + sufixo ito ou ato dependente do grau de oxidação do 
elemento central. Por vezes, combinam-se estes nomes com o prefixo hipo e per. 
Por exemplo, no caso de oxoaniões de cloro existem ião hipoclorito ClO-, ião 
clorito ClO2
- , ião clorato ClO3
- , ião perclorato ClO4
- . 
Do oxoanião precedido de hidrogénio. Por exemplo ião hidrogénio fosfato 
HPO4
2- , ião dihidrogénio fosfato H2PO4
- . 
Nomenclatura dos Aniões 
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Fig 2. nomenclatura de alguns iões comuns (Raymond Chang 11ª edição). 
Nomeie os seguintes compostos : 
K3N; Al4C3; Ag2S 
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Tabela 1 Nomenclatura de alguns iões comuns (Raymond Chang 11ª edição) 
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Tabela 1.2 Nomenclatura de alguns iões comuns (Raymond Chang 11ª edição) 
sulfato 
sulfureto 
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NOMENCLATURA DOS SAIS 
 
Os nomes dos saís são formados da seguinte maneira: nome do anião + de + nome do 
catião. 
Por exemplo: NaCl cloreto de sódio. 
NOMENCLATURA DOS HIDRÓXIDOS 
 
Os hidróxidos são compostos em que um ou vários grupos hidroxilo (OH-) estão ligados a 
um outro átomo, normalmente um metal. O nome do hidróxido é: hidróxido + de + 
nome do metal. 
Por exemplo: Mg(OH)2 hidróxido de magnésio, NaOH, Ca(OH)2, LiOH, Fe(OH)2. 
 
No caso do grupo hidróxilo ligado ao átomo não-metal, usam-se os nomes dos oxoácidos. 
Nomenclatura de sais e bases 
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Ex3.5 Nomeie os seguintes compostos: 
 
1) Cu(NO3)2 
2) Li2HPO4 
3) NH4ClO3 
4) K2SO3 
 
 
Ex3.6 Dê as fórmulas moleculares dos seguintes compostos : 
 
1) Hidrogenofosfato de mercúrio (I) 
2) Dicromato de estróncio 
3) Permanganato de potássio 
4) Cianeto de prata 
5) Nitreto de magnésio 
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Por vezes os compostos têm nomes triviais : 
B2H6 Diborano 
CH4 Metano 
SiH4 Silano 
NH3 Amoniaco 
PH3 Fosfina 
H2O Água 
H2S Sulfureto de hidrogénio 
Ex3.7 Indique o nome ou a fórmula dos seguintes compostos 
 
1) SiCl4 1. tetrafluoreto de carbono 
2) P4O10 2. diclorometano 
3) Cl2O7 3. hexafluoreto de enxofre 
4) PF3 4. pentóxido de dinitrogénio 
5) P2O5 5. hexabrometo de dissilício 
 
Obs. Raymond Chang pg 61 ... Excelente fluxograma de nomenclatura. 
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Ácido (arrhenius) : substância que quando dissolvida em água liberta iões 
hidrogénio (H+ também referido como protão). 
A nomenclatura dos hidrácidos em que o nome dos aniões termina em eto 
faz-se usando a terminação ico para os ácidos. 
 
 *HF fluoreto de hidrogénio 
**HF ácido fluorídrico 
* No estado gasoso ou no estado líquido puro. 
** Quando dissolvido em água existe na forma iónica (H+ e F-). 
 
Ex3.8 Indique o nome dos seguintes compostos 
 HCN, H2S, HCl, HI 
 
Nomenclatura de ácidos Binários 
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São ácidos que para além de hidrogénio e um segundo elemento, apresentam átomos de 
oxigénio na sua constituição. 
O nome do oxoácido é formado da seguinte forma: ácido + nome do não-metal + sufixo 
ico ou oso em dependência do estado de oxidação. 
Os oxoácidos mais comuns são: 
Ácido Nomenclatura 
HClO3 Ácido clórico 
HNO3 Ácido nítrico 
H3PO4 Ácido fosfórico 
H2SO4 Ácido sulfúrico 
H2CO3 Ácido carbónico 
Oxoácidos 
anião Nomenclatura 
BrO4
- Anião perbromato 
BrO3
- Anião bromato 
BrO2
- Anião bromito 
BrO- Anião hipobromito 
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Quando dois ou mais oxoácidos apresentam o mesmo elemento central mas um número 
diferente de átomos de oxigénio aplicam-se as seguintes regras: 
 
• A adição de um átomo de oxigénio ao ácido com terminação em ico transforma-o em 
per...ico 
 Ex. Adição de um átomo O2 ao HClO3 transforma o ácido clórico em perclóricoHClO4 
 
• A remoção de um átomo de oxigénio ao ácido ico transforma-o em oso 
Ex. A remoção de um átomo de O2 ao HClO3 transforma-o em o ácido cloroso HClO2 
 
• A remoção de dois átomos de oxigénio ao ácido ico transforma-o em hipo... oso 
Ex. A remoção de dois átomos de O2 ao HClO3 transforma-o em o ácido hipocloroso 
HClO. 
Ácido Nomenclatura 
HBrO4 Ácido perbrómico 
HBrO3 Ácido brómico 
HBrO2 Ácido bromoso 
HBrO Ácido hipobromoso 
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Fig 3.3. Formação de oxoaniões a partir de oxiácidos (Raymond Chang 11ª edição). 
 Nomenclatura dos oxoaniões 
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 Nomenclatura dos Óxidos 
Os óxidos são compostos em que se verifica a união entre um metal ou um não-metal 
ligado ao oxigénio. 
No caso de óxido metálico, escreve-se a palavra óxido sucedida do nome do metal. Por 
exemplo: óxido de cálcio CaO, óxido de ferro Fe2O3, óxido de potássio K2O. 
Já para os óxidos de não-metal deve-se especificar o número de oxidação dos elementos 
em questão. Exemplo: dióxido de carbono CO2 , monóxido de carbono CO, N2O4 
tetróxido de dinitrogénio , etc. 
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Possuem um número específico de moléculas de água na sua estrutura. 
 
BaCl2.2H2O cloreto de bário dihidratado 
LiCl..H2O cloreto de lítio hidratado 
MgSO4.7H2O sulfato de magnésio heptahidratado 
Sr(NO3)2.4H2O nitrato de estrôncio tetrahidratado 
 
 Ponto para investigar : Hidretos 
Hidratos 
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Compostos inorgânicos comuns: 
Fórmula Nome comum Nome sistemático 
H2O água Monóxido de hidrogénio 
NH3 amoníaco Nitreto de hidrogénio 
CO2 Gelo seco Dióxido de carbono 
NaCl Sal de cozinha Cloreto de sódio 
CaCO3 Mármore, giz Carbonato de cálcio 
Mg(OH)2 Leite de magnésio Hidróxido de magnésio 
CaSO4.2H2O Gesso Sulfato de cálcio dihidratado 
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Exercícios: 
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Reacção química : é o processo no qual uma substância (ou mais) 
transforma-se em outra (ou mais substâncias). Uma equação química é a 
representação esquemática de uma reacção química. 
 
Ex: 
 
 
3.3 Tipos de reacções químicas 
 
Segundo o número de substâncias que reagem e o número de substâncias 
produzidas, podemos classificar as reações em : 
 
• Reacção de síntese ou adição 
 
Quando duas ou mais substâncias formam apenas uma outra substância. 
A + B C
H2 + O2 2H2O
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• Reacção de decomposição 
 
Quando uma única substância origina dois ou mais produtos. 
B + CA
2Na(s) + 3N2(g)2NaN3(s)
Ex: 
• Reacção de deslocamento 
 
Quando uma substância simples reage com uma substância composto 
originando novas substâncias simples e composta. 
 
Ex: 
AY+ XA + XY
ZnCl2 (s)+ H2(g)Zn(s) + 2HCl(g)
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• Reacção de dupla troca 
 
Quando duas substâncias compostas reagem formando outras duas novas 
substâncias compostas. 
Ex: 
• Reacção ácido base 
 
Quando um ácido reage com uma base formando um sal e água. 
 
AY+ YBAB + XY
NaNO3 (aq) + H2O (l)HNO3 (aq)
+ NaOH (aq)
• Reacção de oxidação e redução 
 
Quando há variação no número de oxidação de algumas espécies 
envolvidas na reacção. 
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Balanceamento de Equações Químicas 
• Identificar correctamente todas as substâncias envolvidas na reação, 
reagentes (lado esquerdo) produtos (lado direito). 
• Acertar primeiramente os coeficientes dos elementos que aparecem uma 
única vez na equação química . 
• Acertar os coeficientes que aparecem mais de uma vez em ambos os 
lados da equação. 
• Verificar a equação balanceada 
 
 Não é correcto mudar os índices, pois isso altera a identidade das 
substâncias. 
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Exercício 3.2 Balanceie as seguimtes equações químicas: 
Créditos: (Raymond Chang 11ª edição). 
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Pesquisar sobre os tipos de reacções de oxidação redução. 
 
Conceito de número de oxidação 
 
É o número de cargas que um átomo teria em uma molécula (ou 
composto iónico) se houvesse transferência completa de electrões. 
Utilizam-se as seguintes regras para calcular o número de oxidação: 
 
1. O número de oxidação de qualquer elemento no estado livre é igual a 
zero. Ex: H2, Br2, Na, Be, Cl2, He, Fe, Cs. 
 
2. Todos os metais alcalinos têm número de oxidação +1, alcalinos-terrosos 
+2, o alumínio +3 em todos os seus compostos. 
 
3. O oxigénio tem de número de oxidação -2, excepto nos peróxidos -1 e 
nos superóxidos -1/2. 
3.4 Acerto de equações de oxidação-redução 
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3. O número de oxidação do hidrogénio é +1, excepto nos hidretos 
metálicos (-1). LiH NaH, LiAlH4. 
 
4. O fúor tem de número de oxidação -1 em todos os compostos. Os outros 
halogénios possuem números de oxidação negativos quando existem como 
iões haletos nos seus compostos. E positivos quando combinados com o 
oxigénio, caso dos oxiácidos e oxianiões. 
 
5. Em uma molécula neutra, o somatório dos números de oxidação de 
todos os átomos é igual à zero. Em um ião poliatómico o somatório dos 
números de oxidação de todos elementos é igual à carga do ião. 
 
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Fig 3.4 Números de oxidação dos elementos nos seus compostos. (Raymond Chang 11ª edição). 
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Ex 3.10 Atribue o número de oxidação correcto de cada um dos 
elementos nos compostos a seguir: 
 
a) CaO 
b) KClO3 
c) KMnO4 
d) H3PO4 
e) Cr2O7
2- 
f) CrO4
2- 
g) SO4
2- 
h) NO3- 
 
 
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Ex: acertar a seguinte equação de oxidação redução: 
1. Verificar os elementos que sofrem variação no número de oxidação. 
 
2. Escrever as semi-equações de oxidação (aumento do número de oxidação) e de 
redução (diminuição do número de oxidação). 
 
3. Balancear as massas dos elementos que sofrem oxidação (aumento do número 
de oxidação) e redução (diminuição do número de oxidação) nas semi-equações. 
 
4. Efectuar o balanço de electrões baseando-se na variação dos números de 
oxidação. 
 
5. Acertar as semi-equações quanto às cargas, adicionando iões H+ (se a reação 
ocorrer em meio ácido) e iões OH- (se ocorrer em meio básico) ao membro 
conveniente. 
Cr2O7
2- Cl- Cr3+ Cl2
Acerto de equações redox, pelo método ião electrão. 
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6. Balancear o número de átomos de oxigénio e hidrogénio adicionando moléculas 
de água ao membro deficiente . 
 
7. Balancear as duas semi-equações quanto ao número de electrões multiplicando-
as por um factor adequado. 
 
8. Somar ambas as semi-equações, anulando as espécie que aparecem em ambos 
os lados. 
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Conceitos básicos de estequiometria 
3.5.1. Massa atómica 
 
É a massa de um átomo em unidades de massa atómica (u). Uma unidade 
de massa atómica é definida como a massa igual a 1/12 da massa de um 
átomo de carbono 12. 
 
3.5.2. Massa molecular 
 
É a soma das massas atómicas (em u) dos átomos de uma dada molécula. 
 
 
3.5.3. Massa molar 
 
É a massa de uma substância (em gramas) ; é numericamente igual à 
massa molecular 
ESTEQUIOMETRIA 
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Conceitos básicos de estequiometria 
Conceito de mole e de número de Avogadro 
 
Mol é a quantidade de substância que contém tantas unidades 
elementares (átomos, moléculas, iões) como em 12 gramas de carbono 12. 
Essa quantidade de substância é representada pelo número de Avogadro : 
6,0221415.1023. 
 
Volume molar (Vm)É a relação entre o volume e a quantidade de matéria de uma dada 
substância (mais utilizado para o estado gasoso). 
 
 
 
 
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Principais Leis das transformações Químicas 
Lei da conservação da massa (Antoine Laurent Lavoisier) 
 
A matéria não pode ser criada nem destruída apenas é possível 
transformá-la de uma forma em outra. 
 
 
 
Lei da Proporção definida (Joseph Proust) 
 
Amostras diferentes do mesmo composto contêm sempre a mesma 
proporção das massas dos seus elementos constituintes. 
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Cálculos Estequiométricos. 
Ex. 
 
a). Quantas moles de alumínio há em 7 gramas de alumínio? 
 
b) Quantos gramas de enxofre há em 2,5 moles de enxofre? 
 
c) Quantos átomos de oxigénio há em 25,4 gramas de oxigénio? 
 
d) Quantas moles de ureia há em 98 gramas de ureia [(NH2)2CO]? 
 
e) Quantos átomos de hidrogénio há em 14 gramas de ureia [(NH2)2CO] 
 
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* Quantidades de reagentes e produtos 
 
Ex. 3.12 
 
 
2C2H6 (g) 7O2 (g)
4CO2 (g) H2O (l)
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* Quantidades de reagentes e produtos 
 
a) Quantos gramas de Li (Lítio) são necessários para formar15 gramas 
de hidrogénio? 
 
b) Quantos gramas de O2 são necessários para produzir 8 gramas de 
NO2? 
 
c) O tetracloreto de silício pode ser preparado por aquecimento de 
Si em cloro gasoso. Se forem produzidas 0,89 moles de SiCl4. 
Quantas moles de cloro molecular foram necessárias nessa 
reacção? 
 
d) Exercícios Raymond Chang página 110. 
 
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Composição percentual dos compostos 
 
É definida como sendo a percentagem em massa de cada elemento 
presente num dado composto. 
 
 
 
 
Ex3.13. Ache a composição percentual do dióxido de carbono. Gás que 
encontra-se na atmosfera de muitos planetas e que também é utilizado 
no processo de prevenção e extinção de fogo. 
 
Ex3.14. Diga qual é a composição percentual do ácido sulfúrico. Utilizado 
na fabricação de fertilizantes e detergentes. 
 
Ex3.15. ácido hipobromoso, ácido sulfuroso e hidróxido de amónio. 
Percentagem de composição elementar = ________________________________________
número de moles ́ massa molar do elemento
massa molar do composto
 ́ 100%
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Dada a composição percentual em massa de um 
composto é possível determinar a sua fórmula 
empírica: 
 
Ex3.15. Diga qual é a fórmula empírica do ácido 
ascórbico (vitamina C) se ele é constituído por 40,92 
% de carbono, 4,58 % de hidrogénio e 54,50% de 
oxigénio. 
Ex3.16. Ache as fórmulas empíricas dos compostos 
constituídos por : 
a) 24,75 % de potássio, 34,77 % de manganês e 
40,51% de oxigénio. 
b) 17,56 % de sódio, 39,69 % de crómio e 42,75% de 
oxigénio. 
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Determinação experimental de fórmulas empíricas: 
 
Ex3.17 A combustão de 11,5 gramas de um dado gás que contém 
(carbono, oxigénio e hidrogénio) produziu 22,0 gramas de dióxido de 
carbono e 13,5 gramas de água. Ache a fórmula empírica do desse gás. 
 
Determinação experimental de fórmulas moleculares: 
 
Ex3.18 Uma amostra de um composto contém 30,46 % de nitrogénio e 
69,54 % de oxigénio. A massa molar do composto é de 92,02 g. Ache a 
fórmula molecular do composto. 
 
Ex3.19 Um composto contém 29,47 % de cálcio, 23, 58 % de enxofre e 
47,06 % de oxigénio. Determine a sua fórmula molecular se a sua massa 
molar é de 136 gramas. 
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Determinação experimental de fórmulas empíricas: 
 
Ex3.17 A combustão de 11,5 gramas de um dado gás que contém 
(carbono, oxigénio e hidrogénio) produziu 22,0 gramas de dióxido de 
carbono e 13,5 gramas de água. Ache a fórmula empírica do desse gás. 
 
Determinação experimental de fórmulas moleculares: 
 
Ex3.18 Uma amostra de um composto contém 30,46 % de nitrogénio e 69,54 
% de oxigénio. A massa molar do composto é de 92,02 gramas. Ache a 
fórmula molecular do composto. 
 
Ex3.19 Um composto contém 29,47 % de cálcio, 23, 58 % de enxofre e 47,06 
% de oxigénio. Determine a sua fórmula molecular se a sua massa molar é 
de 136 gramas. 
 
Ex3.20 Qual é a fórmula molecular de um composto constituído por 6,444 g 
de boro e 1,803 gramas de H. A sua massa molar é aproximadamente 30 g. 
 
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Reagente limitante é o reagente consumido em primeiro lugar numa da reacção. 
Quando ele for consumido totalmente não se pode formar mais produtos. 
 
Ex3.21 Qual é o reagente limitante quando põe-se a reagir 8 gramas de Li com 8 gramas 
de água, formando hidróxido de lítio e hidrogénio gasoso? 
 
Ex3.22 A ureia é preparada segundo a reação do amoníaco com dióxido de carbono. 
Em um determinado processo 632,7 gramas de amoníaco reagem com 1142 gramas de 
dióxido de carbono. 
a) Qual dos dois reagentes é limitante? 
b) Calcule a massa de ureia formada. 
c) Qual é a massa de reagente em excesso no final da reacção? 
 
Casa 
Ex3.23 Quando o óxido de ferro reage com monóxido de carbono formam-se 
ferro metálico e dióxido de carbono. Ache a quantidade de ferro (em 
gramas) formada quando 754 g de óxido de ferro reagem com 390 gramas 
de monóxido de carbono. 
Rendimento da reacção 
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Rendimento da reacção 
A quantidade de reagente limitante determina rendimento teórico da 
reação, a máxima quantidade de produto que pode ser obtida a partir da 
quantidade do reagente limitante. 
 
 O rendimento real é a quantidade que foi realmente obtida na reacção 
química. 
 
 
 
 
Ex3.22 Em uma dada operação industrial 3,54.10
7 gramas de cloreto de 
titánio (IV) reagem com 1,13.107 g de magnésio. Calcule o rendimento da 
reaccção se foram obtidos 7,91.106 g de Titánio. 
 
Ex3.23 Em um processo 1,54.10
3 gramas de óxido de vanádio (V) reagem 
com 1,96.103 g de Ca. Calcule o rendimento da reacção se foram obtidos 
500 gramas de vanádio. 
Rendimento = __________________________
rendimento real
rendimento teórico
´ 100%
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Ex3.24 Diga que forças intermoleculares estão presentes entre as seguintes 
substâncias 
 
a) CO2 e H2O b) HF e CH3O c) CCl4 e NH d) Sn
4+ e CH4 
 
Ex3.25 Acerte as seguintes reacções: 
 
a) 
 
b) 
 
c) 
 
d) 
 
e) 
 
f) 
C10H16 + Cl2 C + HCl
C7H6O2 + O2 CO2 + H2O
Si2H3 + O2 SiO2 + H2O
Ag2S + KCN KAg(CN)2 + K2S
As + NaOH Na3AsO3 + H2
Au + O2Au2O3
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Ex3.26 Acerte as seguintes equações de oxidação-redução: 
 
 
 
a) 
 
b) 
 
c) 
 
d) 
 
 
Ex3.27 Determine a fórmula molecular do clorafenicol, antibiótico usado no 
tratamento de febre tifoide sendo que a sua composição percentual é 
dada por : 41,88 % de carbono, 3,74 % de hidrogénio, 21,95 % de cloro 8, 
67 % de nitrogénio, e a percentagem restante corresponde ao oxigénio. 
Sabe-se que a sua massa molar é de 323 g/mol. 
Zn + NO3
- Zn2+ + NH4
+
CrO4
2- + NO2
- Cr3+ + NO3
-
MnO4
- + NO2
- MnO2 + NO3
- (meio básico)
MnO4
- + NO2
- MnO4 
2- + NO3
- (meio básico)
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Ex3.28 Calcule a quantidade de cal que pode ser preparada por 
aquecimento de 150 Kg de calcário que é 90 % puro em CaCO3. A 
equação química da reacção é : 
 
 
 
Ex3.29 A cloropicrina ou nitroclorofórmio, um insecticida de grande espectro, 
é sintetizada segundo a reacção: 
 
 
 
Calcule o rendimento da reacção se foram obtidos 468 gramas de 
cloropicrina a partir de 185,4 gramas de nitrometano. 
 
CaO + CO2CaCO3
CH3NO2 + Cl2 CCl3NO2 + 3HCl
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Ex3.30 Qual é a massa de sulfato de cálcio obtida quando se trata 370 
gramas de hidróxido de cálcio contendo 20 % de purezas por solução de 
ácido sulfúrico. 
Com base na reacção: 
 
 
 
Ex3.31 A combustão de 30 gramas de grafite pura produziu 86 gramas de 
dióxido de carbono. Qual é o rendimento da reacção? 
 
 
 
 
Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + H2O
C + O2 CO2
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1. O álcool etílico (C2H5OH), usado como combustível, pode ser obtido 
industrialmente pela fermentação da sacarose, representada simplificadamente pelas 
equações: 
C12H22O11 + H2O 2 C6H12O6 
 
 C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2 
Partindo-se de uma quantidade de caldo-de-cana, que contenha 500 kg de sacarose, e 
admitindo-se um rendimento de 68,4%, a massa de álcool obtida em kg será: (Dados: 
C = 12, H = 1, O = 16) a) 44. b) 46. c) 92. d) 107 e) 342. 
2. Uma amostra de 10 g de calcário contém 8 g de carbonato de cálcio. A 
percentagem de pureza do carbonato de cálcio é: a) 0,8%. b) 10,0%. c) 8,0%. 
d) 80%. e) 20,0%. 
 
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3. O acetileno, gás utilizado em maçaricos, pode ser obtido a partir do carbeto de 
cálcio (carbureto) de acordo com a equação: CaC2 + 2 H2O Ca(OH)2 + C2H2 
Qual o volume de gás acetileno obtido a 25 °C e 1 atm a partir de 1,0 kg de CaC2 com 
30% de impureza? (Dados: massa molar: CaC2 = = 64 g mol
–1; volume molar a 25 
°C e 1 atm = = 24 L/mol–1). 
 
4. Em um tubo, 16,8 g de bicarbonato de sódio são decompostos, pela acção do calor, 
em carbonato de sódio sólido, gás carbónico e água vapor. O volume de gás 
carbónico, em litros, obtido nas CNTP, supondo o rendimento da reacção igual a 
90%, é igual a: 
a) 2,02. b) 2,48. c) 4,48. d) 4,03. e) 8,96. (massa molar do NaHCO3 = 84 g/mol)