Enem e Vestibulares - Completo-0790-0792

Prévia do material em texto

Ciências da Natureza e suas Tecnologias
ENEM - CIÊNCIAS DA NATUREZA E SUAS TECNOLOGIAS
146
Geralmente, as fórmulas mínimas são uma “simpli-
ficação matemática” da fórmula molecular. A água 
oxigenada pode ser dividida por 2 formando a fór-
mula mínima acima. Na glicose, a fórmula molecular 
foi dividida por 6 e no ácido sulfúrico, não é possível 
dividir por um número inteiro, então a fórmula mínima 
fica igual à fórmula molecular.
Composição Centesimal ou Análise Elementar
A fórmula centesimal fornece o percen-
tual dos átomos que compõe a substância. 
Representa a proporção em massa que existe na 
substância. É sempre constante e segue a Lei de 
Proust.
Exemplo:
C: 85,6%
H: 14,4%
Veja como calcular a fórmula centesimal a partir 
de dados obtidos da análise da substância:
A análise de 0,40g de um certo óxido de ferro re-
velou que ele possui 0,28g de ferro e 0,12g de oxigê-
nio. Qual é a sua fórmula centesimal?
x = 70% de Fe
 x = 30%
Então, neste óxido possui 70% de Fe e 30% de O.
MOL
A palavra mol foi utilizada pela primeira vez pelo 
químico Wilhem Ostwald em 1896. Em latim, esta pa-
lavra significa mole, que significa”monte”, “quantida-
de”. A partir desta palavra também originou molé-
cula, que quer dizer pequena quantidade. Algumas 
mercadorias são vendidas em quantidades já defini-
das, como por exemplo a dúzia (6), a resma (500) e 
etc.
O mol também determina quantidade. Pode de-
terminar também massa e volume. Veja o esquema 
a seguir:
O mol indica quantidade. Um mol de qualquer 
coisa possui 6,02x1023 unidades. É utilizado em quími-
ca para referir-se à matéria microscópica, já que este 
número é muito grande. Pode ser usado para quanti-
ficar átomos, moléculas, íons, número de elétrons, etc.
O número 6,02x1023 é a constante de Avogadro.
Exemplos:
1 mol de átomos de H tem 6,02x1023 átomos.
2 mol de átomos de H tem 2 x 6,02x1023 átomos = 
12,04x1023 átomos de H
O mol indica massa. Um mol de um elemento é 
igual a sua massa molecular em gramas (g).
Exemplos:
1 mol de água tem 18g
2 mol de água tem 2 x 18 = 36g
O mol indica volume. Na realidade, indica o vo-
lume ocupado por um gás nas CNTP (condições nor-
mais de temperatura e pressão). Para gases que estão 
nestas condições, o valor de um mol é 22,4L (litros).
CNTP: 
T=0°C = 273K
P = 1atm = 760mmHg
Exemplos:
1 mol de CO2 ocupa que volume nas CNTP? 22,4L
 2 mol de CO2 ocupa que volume nas CNTP? 2 x 
22,4L = 44,8L
Para gases que não estão nestas condições, uti-
liza-se a fórmula do Gás Ideal ou Equação de Cla-
peyron:
P.V = n.R.T
Onde:
P = pressão do gás (atm)
V = volume do gás (L)
n = número de mols do gás (mol)
R = constante de Clapeyron = 0,082atm.L/mol.K
T = temperatura do gás (K)
ESTEQUIOMETRIA COMUM / ESTEQUIOMETRIA DA 
FÓRMULA:
Os cálculos estequiométricos são cálculos que re-
lacionam as grandezas e quantidades dos elementos 
químicos. Utiliza-se muito o conceito de mol nestes 
cálculos. É muito importante saber transformar a uni-
dade grama em mol. Pode-se usar a seguinte fórmula:
Onde:
n = número de mol (quantidade de matéria)
m = massa em gramas
MM = massa molar (g/mol)
Ciências da Natureza e suas Tecnologias
147
ENEM - CIÊNCIAS DA NATUREZA E SUAS TECNOLOGIAS
Exemplo:
Quantas gramas existem em 2 mol de CO2?
Este cálculo pode ser feito também por Regra de Três:
Para os cálculos com regra de três, sempre de-
vemos colocar as unidade iguais uma embaixo da 
outra, como no exemplo acima.
Outros exemplos de cálculos estequiométricos 
envolvendo apenas a fórmula química:
1)Quantos mols há em 90g de H2O?
 
90 = 18. x
5 mol = x
2) Quantas moléculas de água há em 3 mol de 
H2O?
 
x = 3 . 6,02.1023
x = 18,06. 1023 ou 1,806.1024 moléculas
3) Qual o volume ocupado por 4 mol do gás Cl2 
nas CNTP?
x = 4 x 22,4
x = 89,6L
4) Quantos mols existem em 89,6L do gás CO2 nas 
CNTP?
x = 4 mol
 
ESTEQUIOMETRIA DA EQUAÇÃO QUÍMICA
Os cálculos estequiométricos que envolvem uma 
reação química consiste em encontrar as quantidades 
de certas substâncias a partir de dados de outras subs-
tâncias que participam da mesma reação química. 
Estes cálculos são feitos através de proporções. De-
ve-se levar em conta os coeficientes, que agora se-
rão chamados de coeficientes estequiométricos.
Veja alguns passos que podem ser seguidos para 
montar e calcular:
1. fazer o balanceamento da equação química 
(acertar os coeficientes estequiométricos);
2. fazer contagem de mol de cada substância;
3. ler no problema o que pede;
4. relacionar as grandezas;
5. calcular com regra de três (proporção).
Exemplos:
1) 108g de metal alumínio reagem com o ácido 
sulfúrico, produzindo o sal e hidrogênio, segundo a 
reação abaixo:
Determine:
a) o balanceamento da equação:
Isto quer dizer que 2 mol de Al reage com 3 mol 
de H2SO4 reagindo com 1 mol de Al2(SO4)3 e 3 mol 
de H2
Ciências da Natureza e suas Tecnologias
ENEM - CIÊNCIAS DA NATUREZA E SUAS TECNOLOGIAS
148
b) a massa de ácido sulfúrico necessária para 
reagir com o alumínio:
1°) passo: 
2°) passo: 
3°) passo:
x = 588g de H2SO4
Relacionar a massa de ácido com a massa de 
alumínio, como no 3° passo. Antes, no 1° e no 2°pas-
so, transformar o número de mol em gramas.
CÁLCULO DE PUREZA
O cálculo de pureza é feito para determinar a 
quantidade de impurezas que existem nas substâncias. 
Estes cálculos são muito utilizados, já que nem todas 
as substâncias são puras.
Exemplo:
Uma amostra de calcita, contendo 80% de car-
bonato de cálcio, sofre decomposição quando sub-
metida a aquecimento, de acordo com a reação:
Qual massa de óxido de cálcio obtida a partir da 
queima de 800g de calcita?
x = 640g de CaCO3 
Para o restante do cálculo, utiliza-se somente o 
valor de CaCO3 puro, ou seja, 640g.
x = 358,4g de CaO
CÁLCULO DE RENDIMENTO
É comum, nas reações químicas, a quan-
tidade de produto ser inferior ao valor espera-
do. Neste caso, o rendimento não foi total. Isto 
pode acontecer por várias razões, como por 
exemplo, má qualidade dos aparelhos ou dos 
reagentes, falta de preparo do operador, etc. 
O cálculo de rendimento de uma reação química 
é feito a partir da quantidade obtida de produto 
e a quantidade teórica (que deveria ser obtida). 
Quando não houver referência ao rendimento de 
reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 
100%.
Exemplo:
Num processo de obtenção de ferro a partir do 
minério hematita (Fe2O3), considere a equação quí-
mica não-balanceada: