Análises de Processos Físico-Químicos I

Prévia do material em texto

16/4/2020 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ETEC Júlio de Mesquita – ETIM em Química 
Davi Gonçalves de Araújo - Orientadores: Professores 
Luis Gustavo, Jhonny Souza e Tatiana Augusto 
APFQ I 
ANÁLISES DE PROCESSOS FÍSICO-
QUÍMICOS I 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
“Terrorismo.” 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
APFQ I é de longe, a disciplina mais difícil do primeiro ano no ETIM em 
Química. Ela, além de ser a base de todo o cálculo químico, também ensina 
práticas de laboratório e uma das coisas mais importantes que essa disciplina 
aborda está no final: a titulação. Portanto, é essencial compreender muito bem 
todos os conteúdos dessa matéria. 
Eu preferi dividir essa apostila em 5 capítulos, que abordam os 5 assuntos de 
APFQ I e que estão relacionados entre si, mas que precisam ser aprendidos 
um de cada vez. A ordem dessa apostila é muito semelhante à ordem em que 
esses conteúdos foram ensinados pra mim (pelo Jhonny, LG e pela Tati). 
Portanto, pode ser que essa ordem confunda um pouco os bichos de 2020 
(visto que quem ministra as aulas de APFQ I agora são os professores 
Agrimaldo e Maria). Mas para evitar essa confusão, montei um sumário que 
com certeza fará você localizar rapidamente cada assunto da matéria. 
O primeiro capítulo, Solubilidade, aborda os primeiros conceitos sobre 
soluções e sobre a solubilidade das substâncias. Tem a finalidade de entender 
exatamente como e por que as soluções existem, compreender os seus 
componentes (soluto e solvente) e o conceito de precipitado (que futuramente, 
em Química Analítica Quantitativa e Qualitativa, vai ser extremamente 
importante), além de saber diferenciar os três tipos de dispersões e ter 
facilidade na leitura de gráficos de solubilidade. DIFICULDADE: Fácil. É um 
conteúdo muito mais interpretativo e, se você entender tudo direitinho com 
atenção, fica bem fácil. 
O segundo capítulo é Grandezas físico-químicas e tem como objetivo inserir 
o aluno no “mundo fantástico da físico-química”. O aluno vai receber MUITA 
informação em pouco tempo: massa atômica, molecular, e o aterrorizante mol 
(e todas as coisas que vem junto: massa molar, volume molar...). Enfim, o 
aluno vai receber a base de boa parte da físico-química e é imprescindível 
entender bem esse conteúdo. DIFICULDADE: Difícil. É um baque pro aluno, 
pois a quantidade de cálculos e de lógica necessária é algo muito 
provavelmente inédito para um novato de química. 
O terceiro capítulo, Reações químicas e estequiometria, insere uma nova 
tecnologia no estudo da físico-química: as reações químicas puras e seu 
estudo quantitativo, denominado cálculo estequiométrico. Em pouquíssimo 
tempo, o aluno vai entender as leis de Lavoisier e Proust e derivado delas, as 
relações de massa, volume de gases, número de mols e quantidades de 
matéria em reações químicas, além dos cálculos de pureza e rendimento. 
DIFICULDADE: Muito difícil. É extremamente complicado assimilar todas as 
proporcionalidades envolvidas no cálculo estequiométrico e na minha opinião, é 
o conteúdo mais difícil de APFQ I. 
O quarto capítulo recebe o nome de Soluções e é uma continuação do 
capítulo I, e ao mesmo tempo, um preparatório pro capítulo V. Aborda, 
principalmente, as unidades de concentração das soluções, além dos 
processos de concentrar e diluir e a mistura de soluções. DIFICULDADE: 
 
Média. Não é tão fácil quanto parece, pois esse é um conteúdo com muitas 
fórmulas pra decorar. Mas a dificuldade dos cálculos não é tão alta, o que faz 
com que também não seja tão difícil. 
O quinto e último capítulo, Introdução à volumetria, é uma abordagem inicial 
do conteúdo de volumetria e titulação, estudado profundamente em Química 
Analítica Quantitativa. Falando de forma mais simples, é como uma mistura 
entre os conteúdos do capítulo III e IV, onde as reações químicas são feitas por 
meio da mistura de soluções. DIFICULDADE: Média. Agora já experiente e 
com um pé no segundo ano, esse conteúdo provavelmente vai parecer ter uma 
dificuldade mediana. Mas esse conteúdo é, provavelmente, o mais 
importante de APFQ I. 
 
 
 
 
 SUMÁRIO 
 
CAPÍTULO I – Solubilidade ................................................................................... 1 
1. Conceito de Solubilidade................................................................................ 1 
2. O que é uma solução? ................................................................................... 2 
3. Coeficiente de solubilidade ............................................................................ 3 
4. Tipos de solução............................................................................................. 4 
5. Comportamento térmico das substâncias ..................................................... 6 
6. Dispersões ...................................................................................................... 7 
LISTA DE EXERCÍCIOS I .................................................................................... 10 
CAPÍTULO II – Grandezas físico-químicas ......................................................... 13 
7. Massa atômica .............................................................................................. 13 
8. Massa molecular........................................................................................... 14 
9. Mol – Quantidade de matéria ....................................................................... 15 
10. Massa molar ............................................................................................... 16 
11. Gases ideais: volume molar e equação de Clayperon ............................. 20 
LISTA DE EXERCÍCIOS II ................................................................................... 26 
CAPÍTULO III – Reações químicas e estequiometria ......................................... 29 
12. Conceito de reação química ...................................................................... 29 
13. Equações químicas .................................................................................... 30 
14. Leis de Lavoisier e de Proust (Leis ponderais) ......................................... 31 
15. Cálculo estequiométrico ............................................................................. 33 
16. Reagentes limitantes e em excesso .......................................................... 35 
17. Rendimento de uma reação e pureza ....................................................... 38 
18. Balanceamento de equações químicas ..................................................... 41 
LISTA DE EXERCÍCIOS III .................................................................................. 46 
CAPÍTULO IV – Soluções .................................................................................... 48 
19. Definição de unidades de concentração ................................................... 48 
20. Densidade da solução e concentração comum ........................................ 48 
21. Título em massa e em volume ................................................................... 50 
22. Partes por milhão, bilhão e trilhão (PPM, PPB e PPT) ............................. 51 
23. Fração molar ............................................................................................... 53 
24. Concentração molal (molalidade) .............................................................. 56 
25. Concentração molar (molaridade) ............................................................. 57 
26. Diluição ....................................................................................................... 58 
27. Concentrar uma solução ............................................................................ 64 
28. Misturas de soluções de mesmo soluto .................................................... 66 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS IV................................................................................. 70 
CAPÍTULO V – Introdução à volumetria ............................................................. 72 
29. Conceito de volumetria e titulação ............................................................. 72 
30. Titulação ácido-base (volumetria de neutralização).................................. 76 
31. Como funciona a fenolftaleína? ................................................................. 81 
32. Outros tipos de titulação............................................................................. 82 
LISTA DE EXERCÍCIOS V................................................................................... 84 
 
 
 
 1 
CAPÍTULO I – Solubilidade 
 
1. Conceito de Solubilidade 
 
Acho que é legal começar falando sobre algo mais “popular” para entendermos 
esse primeiro conceito. E pra isso, devemos olhar para uma coisa muito 
comum em nosso cotidiano: a preparação de sucos de “saquinho”. Claro, 
preparar um tang ou um clight em um dia de sol quente não é nenhum conceito 
físico-químico muito complicado. Mas é nesse procedimento que podemos 
entender a solubilidade: o pó contido nas embalagens de tang, ao ser 
despejado na água, desaparece de sua forma sólida, mudando a cor da água e 
transformando seu sabor. A capacidade do pó de tang de desaparecer na água 
é chamada de capacidade de dissolução (ou de se dissolver) na água, que 
é responsável por ser quem dissolve o pó. A esse conjunto de fatores, damos 
o nome de solubilidade. 
“Mas oras, o que acontece com o tang nesse processo? Ele desaparece?” 
Felizmente, ou infelizmente, não. O que acontece é que as moléculas que 
compõem o tang se aproximam das moléculas de água, não alterando sua 
composição e nem resultando em nenhum novo produto. Resumindo, é só 
“tang em água” (apesar de não ser tão simples assim). 
 
 
 
Mas quimicamente, devemos se atentar a um fator determinante da 
solublidade: a natureza do material. Nesse caso, entenda que é a polaridade 
dos materiais que determina sua solubilidade ou não. Na esmagadora maioria 
das vezes, os materiais são solúveis em água – visto que grande parte dos 
materiais são polares – e a água também. Portanto: 
 
 
 2 
“Semelhante dissolve semelhante” 
Portanto, o álcool etílico, substância polar, tem (literalmente) infinita 
solubilidade em água. Mas esse mesmo álcool tem baixíssima solubilidade em 
tetracloreto de carbono, pois esse é um composto apolar. 
Alem disso, boa parte dos sais tem boa solubilidade em água, visto que são 
compostos iônicos, polares e eletrólitos. Os sais, ao se dissolverem em água, 
se dissociam em seus íons. 
 
 
 
 
Não é muito legal falar muito sobre polaridade aqui, visto que esse é um 
assunto abordado em outra disciplina técnica (Tecnologia dos Materiais 
Inorgânicos). Mas ao menos o básico tem de ser abordado. 
 
2. O que é uma solução? 
 
Logo, se sabemos que a dissolução de um determinado material não altera sua 
composição nem forma um novo produto, como devemos chamar, por 
exemplo, um copo de água com sal dissolvido? 
 
 3 
Quando um determinado material é dissolvido em outro material, temos aquilo 
que chamamos de solução. Portanto, quimicamente, é por esse nome que 
devemos chamar o suco tang preparado ou um copo de água com sal. 
Numa solução, aquele(s) que é dissolvido é chamado de soluto, e aquele que 
dissolve é chamado de solvente. Tanto o soluto quanto o solvente podem 
estar em qualquer uma dos estados de agregação (sólido, líquido ou gasoso), 
contanto que haja coerência química (por exemplo, um gás não pode ser 
dissolvido em um sólido de forma “facilitada”). 
O principal solvente utilizado é a água – pois como já dito, ela dissolve grande 
parte dos compostos químicos. Todas as soluções são claramente 
consideradas misturas homogêneas, pois um material está dissolvido no 
outro. 
 
3. Coeficiente de solubilidade 
 
Para relacionar a quantidade de soluto e a quantidade de solvente de uma 
solução, temos o coeficiente de solubilidade. 
Essa é correlação entre a quantidade máxima em gramas de um soluto que 
pode ser dissolvida em 100 gramas de um solvente: 
 
 
 
 
 
 
O valor do coeficiente sofre alterações por meio de fatores intuitivos, como a 
temperatura e a pressão, que podem diminuir ou aumentar a solubilidade de 
um determinado soluto em um determinado solvente. Além disso, a massa de 
referência do solvente pode mudar, apesar de ser mais comum os 100 gramas. 
O valor obtido pela fórmula do coeficiente nem sempre é usado. O C.S. pode 
ser expresso não só pelo valor, mas também por meio de tabelas e gráficos – 
sendo a maneira gráfica a mais utilizada. 
Tome, como exemplo, o C.S. do cloreto de amônio: 
 
 
 
 4 
Os valores do C.S. do cloreto de amônio para 20°C, 40°C, 60°C e 80°C, são 
respectivamente, 0,372; 0,458; 0,552 e 0,656. Mas esses valores não nos 
permitem mensurar o quão solúvel o sal em questão é em água. 
Mas a tabela e o gráfico, sim. É ainda mais informativo o gráfico – que indica o 
crescimento do C.S. proporcional ao aumento da temperatura. 
E é importante destacar como o gráfico do C.S. deve ser montado. No eixo X, 
deve-se indicar as diferentes temperaturas em que foram constatadas a 
solubilidade. E no eixo Y, deve-se indicar a massa, em gramas, do soluto – 
destacando que o referencial é 100 gramas de solvente. 
Qualquer quantidade de soluto que esteja acima do C.S., em condições 
normais, não é dissolvida (só se é dissolvida a quantidade máxima desse 
soluto, ou seja, igual ao C.S.) e forma o que chamamos de precipitado, que é 
uma fase sólida geralmente visivel na solução (geralmente ficando no fundo do 
recipiente). 
 
 
 
4. Tipos de solução 
 
Ter um máximo de soluto possível a ser dissolvido em um determinado 
solvente não obriga que alguém prepare uma solução com exatamente aquela 
quantidade. Por isso, existem quatro tipos de solução: insaturadas, 
saturadas, saturadas com corpo de fundo e supersaturadas. 
As soluções insaturadas são todas aquelas nas quais a quantidade do soluto 
está abaixo do C.S. para um determinado solvente. 
As soluções saturadas são todas aquelas que possuem a quantidade máxima 
de soluto dissolvido (quantidade igual ao C.S.) em um determinado solvente. 
 
 5 
As soluções saturadas com corpo de fundo são todas aquelas que possuem 
uma quantidade de soluto acima do C.S.. Nesse caso, só é dissolvida a massa 
máximo possível de soluto, e qualquer massa sobressalente forma precipitado. 
E as soluções supersaturadas são um tipo incomum de solução, que ocorre 
em condições especiais. São todas as soluções que possuem uma massa de 
soluto acima do C.S. e completamente dissolvida – ou seja, sem corpo de 
fundo. A solução supersaturada é instável, e a mínima perturbação do sistema 
faz com que o excesso de soluto dissolvido precipite, tornando-se uma solução 
saturada com corpo de fundo. 
Observe a curva de solubilidade de um sal em água: 
 
 
 
Nela, nós temos três soluções representadas por A, B e C. Pela leitura do 
gráfico, percebe-se que A, B e C possuem a mesma quantidade de soluto (30 
gramas), mas foram preparadas em temperaturas diferentes – A solução A foi 
preparada à aproximadamente 18°C; a solução B, à aproximadamente 37°C, e 
a solução C, à 56°C. A partir da análise gráfica, podemos determinar que: 
 A solução “A” pode ser uma solução saturada com corpo de fundo, 
caso haja precipitado; ou uma solução supersaturada, caso não haja a 
presença de precipitado. Isso porque as 30 gramas presentes nessa 
solução caracterizam uma massa acima do C.S. para a temperatura de 
18°C. 
 
 6 
 A solução “B” é uma solução saturada. Isso porque as 30 gramas 
presentes nessa solução caracterizam uma massa equivalente ao C.S.para a temperatura de 37°C. 
 
 A solução “C” é uma solução insaturada. Isso porque as 30 gramas 
presentes nessa solução caracterizam uma massa abaixo do C.S. para 
a temperatura de 56°C. 
 
5. Comportamento térmico das substâncias 
 
Como vimos anteriormente, a solubilidade de um soluto se altera conforme o 
aumento ou diminuição da temperatura. Mas esse comportamento pode 
assumir duas formas – uma substância pode se comportar de maneira 
exotérmica ou endotérmica. 
O comportamento exotérmico consiste na diminuição do C.S. a partir do 
aumento da temperatura. Por isso, esse comportamento tem a propriedade de 
liberação de energia. 
Já o comportamento endotérmico consiste no aumento do C.S. a partir do 
aumento da temperatura. Por isso, esse comportamento tem a propriedade de 
absorção de energia. 
 
 
 
 7 
A curva de solubilidade acima informa o C.S. de diversas substâncias, em 
diversas temperaturas, em 100 gramas de água. Pode-se notar que quase 
todos eles aumentam sua solubilidade conforme o aumento de temperatura – 
ou seja, se comportam endotermicamente. Mas o sulfato de cério 
( ) é o único que apresenta um comportamento exotérmico, isto é – 
o único que diminui sua solubilidade com o aumento de temperatura. 
Há ainda algumas substâncias que não alteram muito sua solubilidade com o 
aumento ou diminuição da temperatura – como o NaCl, conhecido como sal de 
cozinha: 
 
 
 
Apesar da pouca alteração do C.S. com a temperatura, pode-se dizer que o 
NaCl se comporta de forma ligeiramente endotérmica. 
 
6. Dispersões 
 
As dispersões são nada mais que um material “disperso” em outro material. 
 
“Mas isso não é o que significa uma solução?” 
 
Indiretamente, sim. E isso se deve ao fato de que uma solução também é um 
tipo de dispersão. Uma solução possui uma massa de material dissolvida – 
impossibilitando que aquele material seja visto em sua forma sólida, pois as 
partículas se organizam sem estar juntas a outras iguais – então moléculas de 
 
 8 
açúcar, por exemplo, quando dissolvidas em água, se separam de outras 
moléculas de açúcar e ficam próximas às moléculas de água, ocupando o 
espaço vazio que existe entre elas. 
 
 
 
Numa dispersão, chamamos o particulado de disperso; e chamamos a 
substância que comporta o particulado de dispersante. 
Podemos classificar as dispersões em três tipos: soluções, dispersões 
coloidais ou dispersões grosseiras. Essas classificações se dão de acordo 
com o tamanho do particulado presente na dispersão. 
As soluções são classificadas dessa forma quando o tamanho do particulado é 
menor que 1nm. Seu particulado não pode ser visualizado nem com a 
utilização de microscópios ópticos. O disperso da solução é chamado de 
soluto, e o dispersante, de solvente. 
As dispersões coloidais ou coloides são todas as dispersões que possuem 
um particulado com diâmetro entre 1nm e 1000nm. Suas partículas só podem 
ser visualizadas com o auxílio de um microscópio – a olho nu, não é possível 
vê-las. Um exemplo de coloide é o leite e suas gorduras. 
 
 
 
 9 
As dispersões grosseiras ou suspensões são todas as dispersões que 
possuem um particulado com diâmetro acima de 1000nm. Podem ser vistos 
claramente à olho nu. Um exemplo de suspensão é a areia na água. 
 
 
 
Abaixo, uma tabela que resume os três tipos de dispersões: 
 
 
 
 10 
LISTA DE EXERCÍCIOS I 
 
1. (UFRS) Quais são as soluções aquosas contendo uma única substância 
dissolvida que podem apresentar corpo de fundo dessa substância? (Gabarito: 
B) 
a) saturadas e supersaturadas b) somente as saturadas 
c) insaturadas diluídas. d) somente as supersaturadas. 
 e) insaturadas concentradas 
 
2. (PUC SP) A uma solução de cloreto de sódio foi adicionado um cristal desse 
sal e verificou-se que não se dissolveu, provocando, ainda, a formação de um 
precipitado. Pode-se inferir que a solução original era: (Gabarito: E) 
a) estável b) diluída c) saturada d) concentrada e) supersaturada 
 
3. A 42ºC, a solubilidade de certo sal é de 15 g para cada 100 g de água. 
Assinale a alternativa que indica corretamente a solução que será formada 
nessa temperatura se adicionarmos 30 g desse sal em 200 g de água e 
agitarmos convenientemente: (Gabarito: B) 
a) insaturada b) saturada c) supersaturada d) saturada com corpo de chão. 
 
4. O gráfico abaixo indica as curvas de solubilidade de quatro diferentes sais: 
 
 
 
 11 
Qual destes sais apresenta maior solubilidade a 40oC? (Gabarito: A) 
a) NaClO3 b) KNO3 c) NH4Cl d) NaCl 
 
5. A curva de solubilidade da substância KNO3 dissolvida em 100 g de água em 
função da temperatura é mostrada abaixo. 
 
 
Se tivermos 40g de água a 50o C, qual será aproximadamente a massa de 
KNO3 dissolvida? (Gabarito: C) 
a) 28 g b) 56 g c) 33,6 g d) 45 g 
 
6. (UFMG) Seis soluções aquosas de nitrato de sódio (NaNO3), numeradas de I 
a VI, foram preparadas em diferentes temperaturas dissolvendo-se diferentes 
massas de NaNO3 em 100 g de água. Em alguns casos, o NaNO3 não se 
dissolveu completamente. Este gráfico representa a curva de solubilidade de 
NaNO3 em função da temperatura. Os seis pontos correspondem aos sistemas 
preparados: 
 
 
 
 12 
A partir da análise desse gráfico, é CORRETO afirmar que os dois sistemas em 
que há precipitado são: (Gabarito: B) 
a) I e II b) I e III c) IV e V d) V e VI 
 
7. Observe o gráfico abaixo e analise as afirmações de I a IV. 
 
 
 
I- Se acrescentamos 250 g de NH4NO3 a 50g de água a 60°C, obteremos uma 
solução saturada com corpo de chão. 
II- A dissolução do NH4NO3 e do Nal em água ocorre com liberação e absorção 
de calor, respectivamente. 
III- A 40°C, o Nal é mais solúvel que o NaBr e menos solúvel que o NH4NO3. 
IV- Quando uma solução aquosa saturada de NH4NO3, inicialmente preparada 
a 60°C, for resfriada a 10°C, obteremos uma solução insaturada. 
 
Está correto apenas o que se afirma em: (Gabarito: B) 
a) I e II b) I e III c) I e IV d) II e III e) III e IV 
 
 
 13 
CAPÍTULO II – Grandezas físico-químicas 
 
7. Massa atômica 
 
Toda a matéria possui massa. E por isso, um átomo também possui sua 
própria massa. 
Mas nós sabemos que os átomos são entidades muito pequenas – e por isso, 
seria muito difícil mensurar ou imaginar a massa em gramas de um átomo, pois 
esse valor seria microscópico. E então, para mensurar e comparar as massas 
dos diferentes átomos dos elementos da tabela periódica, criou-se o conceito 
de massa atômica. 
A massa atômica é a massa de um átomo (de determinado elemento) medida 
na unidade de massa atômica, sendo simbolizada por “u”. 1u equivale a um 
doze avos (1/12) da massa de um átomo de carbono-12. E 1u é igual a 
aproximadamente gramas. 
 
 
 
Tome como exemplo os átomos do elemento hidrogênio: 
 
 
 
 14 
Como podemos ver na imagem acima, a maioria das tabelas periódicas 
apresentam os símbolos dos elementos, o seus números atômicos e suas 
massas atômicas. A massa dos átomos do elemento hidrogênio é de 
1,00794u, mas na maioria dos cálculos envolvendo esse valor, o numero é 
arredondado para até duas casas decimais. Com isso, no caso do hidrogênio, 
sua massa é em 95% dos casos considerada como 1u. 
Os valores de massa atômica são tabelados, e podem ser facilmente 
consultados na tabela periódica dos elementos químicos. 
 
8. Massa molecular 
 
Sabemos agora que os átomos tem sua própria unidade de massa. Mas a 
química não se resume a átomos. Claro, em nosso cotidiano, os objetos, 
alimentos e materiais que estão ao nosso redor são constituídos por moléculas 
ou compostos iônicos – que são grupos de átomos ligados por atrações 
eletrônicas e por doação/recepção de elétrons, respectivamente. 
E para mensurar a massa de uma molécula, nós temos o conceito de massa 
molecular. 
Sim, conceito.Isso porque a unidade de massa molecular é a mesma que a 
de massa atômica – e isso se explica pelo simples fato de uma molécula ser 
um grupo de átomos ligados um ao outro. Portanto, se uma molécula é um 
grupo de átomos unidos, sua massa é equivalente à soma das massas de 
todos os átomos que a compõem. Esse mesmo conceito também se aplica a 
compostos iônicos, visto que também são constituídos por átomos. 
O cálculo da massa molecular requisita conhecer as massas dos átomos que 
compõem a molécula e a interpretação de sua fórmula molecular. Tome como 
exemplo o seguinte problema: 
 
“Calcule a massa molecular dos seguintes compostos: 
(A) NaCl 
(B) 
(C) ” 
 
No exercício (A) NaCl, é possível perceber que existem dois átomos no 
composto: o sódio (Na) e o cloro (Cl). Sabendo que a massa atômica do sódio 
é 23u, e que a massa do cloro é 35,5u, basta somar a massa de ambos os 
átomos: 
 
 
 15 
23 (Na) + 35,5 (Cl) = 58,5u 
Portanto, a massa molecular do NaCl é igual à aproximadamente 58,5u. 
No exercício (B) , devemos se atentar à presença de um “2” depois do 
símbolo do hidrogênio. Isso significa que existem dois átomos de hidrogênio e 
um de oxigênio na molécula. Sabendo que a massa do hidrogênio é 1u, e que 
a massa do oxigênio é 16u, devemos somar a massa de dois átomos de 
hidrogênio com a massa de um átomo de oxigênio: 
 
2.1 (H) + 16 (O) = 18u 
 
Portanto, a massa molecular da água ( ) é equivalente à aproximadamente 
18u. 
E o exercício (C) exige mais atenção que os exercícios anteriores. 
Isso porque ele envolve a interpretação do quê é um íon composto – no caso, o 
sulfato ( ). O composto do exercício possui dois átomos de alumínio ( ) e 
três íons . Se cada íon possui 1 átomo de enxofre (S) e 4 átomos de 
oxigênio ( ). Se existem 3 íons , logo existem 3 átomos de enxofre (S) e 
12 átomos de oxigênio (O) no composto. Sabendo que a massa atômica do 
alumínio é 27u, que a do enxofre é 32u e que a do oxigênio é 16u, devemos 
somar a massa de dois átomos de alumínio com a de três átomos de enxofre e 
a de doze átomos de oxigênio: 
 
2.27 (Al) + 3.32 (S) + 12.16 (O) = 342u 
 
Portanto, a massa molecular do sulfato de alumínio é de aproximadamente 
342u. 
 
9. Mol – Quantidade de matéria 
 
Nos dois itens anteriores, descobrimos que há uma unidade de medida que 
mensura a massa de átomos ou de moléculas. Porém, mesmo assim, você 
conseguiria dizer quantas moléculas de gás oxigênio respirou em um dia? Ou 
então dizer quantos átomos de ferro existem em uma chapa metálica? 
Para representar quantidades de íons, átomos, moléculas ou partículas em 
uma quantidade que seja visualmente notável, existe a unidade de medida que 
expressa quantidade de matéria: o mol. 
 
 
 16 
“Um mol de qualquer átomo, substância ou íon equivale a 6,02. 
entidades correspondentes.” 
Ou seja, seguindo a definição, um mol de átomos de ferro, por exemplo, é 
equivalente a 6,02. átomos de ferro. Um mol de SiC é equivalente a 
6,02. moléculas de SiC. E o mol, apesar de ser unidade de medida para 
quantidade de matéria, pode ser usado para medir outras coisas igualmente. 
Logo, por ser uma unidade de medida, podemos ver constantemente diversos 
múltiplos do mol, como 0,5 mols, 2 mols... Dependendo sempre de qual 
quantidade de moléculas, átomos ou íons quer-se expressar. Observe o 
exemplo abaixo: 
 
“Qual é o número de mols que representa corretamente 3,01. 
moléculas de açúcar?” 
 
Para resolver exercícios como esse, é necessário entender a relação de 
proporcionalidade entre as unidades de medida. Sabemos que 1 mol é igual a 
6,02. entidades. E queremos descobrir qual é o número de mols 
correspondente a 3,01. entidades. Se conhecemos três valores que 
possuem uma proporção entre si (além do valor que queremos descobrir), 
podemos aplicar a regra de proporcionalidade direta (ou “regra de três”): 
 
 
1 mol -------------------------- 6,02. entidades 6,02. X = 3,01. 
X mol -------------------------- 3,01. entidades X = 
 
 
 X = 0,5 mol 
 
 
Portanto, 0,5 é o número de mols que representa corretamente 3,01. 
moléculas de açúcar. 
 
10. Massa molar 
 
Apesar de sabermos que existe uma unidade de medida responsável por 
representar quantidades consideráveis de átomos, moléculas... e outras 
entidades, ainda sim não podemos mensurar o quão pesado seriam 
determinadas quantidades de moléculas de açúcar. Ou seja, até o momento, 
conseguimos quantificar quantidades relevantes de átomos a partir do mol, 
 
 17 
mas não conseguimos traduzir isso para algo mais comum em nosso cotidiano: 
a massa em gramas. 
Para indicar a massa de 1 mol de átomos ou moléculas, existe a unidade de 
medida que expressa essa relação: a massa molar. 
“A massa molar é a massa de 6,02. átomos, moléculas ou íons.” 
 
Mas como podemos saber a massa molar de determinados átomos ou 
moléculas? A resposta é simples. 
A massa molar é numericamente igual à massa atômica e a massa molecular. 
Isso justamente porquê determinados átomos, por exemplo, são mais pesados 
que outros, e proporcionalmente, 1 mol desse átomo proporcionalmente será 
mais pesado que 1 mol desse outro átomo. 
Mas mesmo assim, isso ainda não explica o porquê do valor de massa molar 
ser numericamente igual ou de valor muito próximo com a massa atômica ou 
molecular. Primeiramente, relembremos o seguinte fato: 
 
“1u é igual a gramas” 
 
Sabendo isso, tomemos como exemplo o átomo de carbono: 
 
 
 
 18 
Sua massa molecular é de 12,011u. Com isso, convertamos esse valor para 
gramas por uma regra de três, para conhecer a massa de um átomo de 
carbono: 
 
1u --------------------- gramas X = . 12,011 
12,011u ------------------- x gramas X = 1,994474594. gramas 
Portanto, a massa de um átomo de carbono é equivalente a 
1,994474594. gramas. Agora, podemos descobrir a massa de 6,02. 
átomos de carbono, ou seja, 1 mol de átomos de carbono (a massa molar do 
carbono), também a partir de uma regra de três: 
 
1 átomo ------------------------------------ 1,994474594. gramas 
6,02. átomos------ ------------------------------- x gramas 
 
X = 6,02. . 1,994474594. 
X = 12,00679706 gramas 
 
Percebeu? O valor é praticamente o mesmo que o da massa atômica do 
carbono. Devemos nos referir à massa molar de qualquer átomo ou moléculas 
em g/mol, pois é exatamente isso que expressa: a massa de 1 mol de átomos 
ou moléculas. Portanto, não se preocupe: O valor de massa molar sempre é 
numericamente igual ao da massa atômica ou molecular, e portanto, pode ser 
consultado (ou calculado, no caso da massa molar de moléculas) com o auxílio 
de tabelas periódicas. 
Por fim, tome o seguinte exercício como exemplo: 
 
“Quantas moléculas existem em 36 gramas de água 100% pura?” 
 
Primeiramente, precisamos saber a massa molecular da água ( ), que será 
numericamente igual à sua massa molar: 
 
2.1 (H) + 1.16 (O) = 18u ou 18 g/mol 
 
 
 19 
Portanto, agora sabemos que 18 gramas de água são equivalentes a 1 mol, 
que é equivalente a 6,02. moléculas. Portanto, podemos estabelecer uma 
regra de três entre a massa molar, a quantidade de moléculas e a massa 
fornecida pelo problema: 
 
6,02. moléculas ---------------------------------- 18 gramas 
X moléculas ------------------------------------------- 36 gramas 
18X = 6,02. . 36 
18X = 2,1672. 
X = 
 
 
 
X = 1,204. moléculas 
 
Por isso, em 36 gramas de água, existem 1,204. moléculas. 
Um outro método (e mais “fácil”) de relacionar o número de mols com a massa 
molar é utilizando a seguinte fórmula: 
 
 
 
 
 
 
Onde n representa o número de mols, m representa a massa analisada(que 
é um dado sempre fornecido no problema) e mm representa a massa molar do 
composto analisado. Portanto, utilizando a fórmula, também podemos resolver 
o exercício anterior (mas de forma mais extensa): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6,02. moléculas ------------------------ 1 mol X = 2. 6,02. 
X moléculas --------------------------------- 2 mols X = 1,204. moléculas 
 
Portanto, utilizar a fórmula também pode te fazer chegar à solução do 
exercício, mas por um caminho “mais longo”. 
 
 20 
11. Gases ideais: volume molar e equação de Clayperon 
 
Sabemos, então, como relacionar massas, quantidades de matéria e números 
de mols. Geralmente esses conceitos são os mais fundamentais em resolução 
de exercícios envolvendo mol, como também nas próximas matérias dessa 
disciplina (estequiometria, concentrações, titulação...). Mas há ainda uma 
incógnita que precisa ser explicada: as substâncias gasosas. 
O estado gasoso da matéria consiste em um estado de agregação onde as 
moléculas estão muito separadas umas das outras no espaço que ocupam, e 
todo gás possui forma inconstante e variável. A forma que um gás se apresenta 
sempre dependerá do recipiente onde está comportado: 
 
 
 
Além disso, descrever os movimentos das moléculas que compõem os gases 
seria uma tarefa quase impossível, visto que amostras analisáveis de gases 
sempre vão conter quantidades enormes de moléculas movimentando-se em 
altíssimas velocidades. 
Para simplificar os estudos dos gases, consideramos os gases como gases 
ideais, que respeitam as seguintes regras: 
 É composto de partículas puntiformes, ou seja, de tamanho desprezível; 
dessa maneira, elas não podem realizar movimento de rotação. 
 
 A força de interação elétrica entre as partículas devem ser nulas, ou 
seja, elas devem estar bem afastadas para que não haja força elétrica. 
 Há ocorrência de interação apenas durante as colisões, que são 
perfeitamente elásticas; e após esta colisão entre duas partículas, não 
há perda de energia na forma de calor. 
 
 21 
Tratar os gases como ideais facilita as análises das mudanças de um fator que, 
assim como a forma, também é inconstante e variável: o volume que um gás 
ocupa no espaço, ou simplificando, o volume que uma quantidade de matéria 
ocupa (o volume molar!). 
Primeiramente, precisamos entender que tanto a forma quanto o volume de um 
gás se alteram com variações de pressão e temperatura. Porém, a hipótese 
de Avogadro diz que: 
“Em condições normais de temperatura e pressão, 6,02. moléculas (1 
mol) de qualquer gás ideal ocupam 22,4 litros.” 
 
As “condições naturais de temperatura e pressão”, também chamadas de 
“CNTP” e citadas por Avogadro equivalem a 1 atm de pressão e 273°K de 
temperatura. 
Portanto, 1 mol (6,02. ) de moléculas de gás oxigênio, quando submetidas a 
temperatura de 0°C (que é igual a 273°K) e a uma pressão de 1 atm, sempre 
ocuparão o volume de 22,4 litros. 
Proporcionalmente, na CNTP, podemos definir os volumes ocupados por 
diversas amostras de gás, conhecendo o número de mols, a massa da amostra 
ou a quantidade de moléculas presentes na referida amostra. Observe o 
seguinte exercício: 
 
“O cilindro de gás hidrogênio ( ) ideal abaixo está cheio e possui 
aproximadamente 11,2 litros do gás. Considere-o na CNTP.” 
 
 
(A) Quantos mols de gás existem no cilindro? 
 
 22 
(B) Quantas moléculas de existem no cilindro? 
(C) Quantas gramas de existem no cilindro? 
 
Na resolução do exercício (A) precisamos apenas estabelecer uma proporção 
(regra de três) entre o volume de gás hidrogênio do cilindro, e o volume 
ocupado por 1 mol, que é 22,4 litros na CNTP: 
 
1 mol ------------------------------ 22,4 litros 
 
 
 
X mol ----------------------------- 11,2 litros 
 
Portanto, existem 0,5 mols de no cilindro. 
A resolução do exercício (B) pode ser realizada utilizando o resultado obtido na 
questão (A). Mas para podermos relacionar o volume molar com a quantidade 
de matéria, estabeleçamos o seguinte método de resolução: 1 mol equivale a 
6,02. moléculas, que por sua vez, ocupam o espaço de 22,4 litros na 
CNTP. Portanto, usando o volume de gás (11,2 litros) dado no problema, 
podemos chegar ao resultado por uma regra de três: 
 
6,02. moléculas ------------------------ 22,4 litros 
X moléculas ---------------------------------- 11,2 litros 
 
 6,02. 
 
 
 
 
 
Portanto, existem moléculas de no cilindro. 
 
 23 
E por fim, a resolução do exercício (C) pode ser feita utilizando qualquer uma 
das duas respostas dos exercícios anteriores. Porém, é importante relacionar o 
volume molar com a massa molar. Para isso, primeiramente, calculemos a 
massa molar do gás hidrogênio ( ): 
 
2.1 (H) = 2 g/mol (ou 2u) 
 
 
Com esse dado, podemos estabelecer uma regra de três entre a massa molar 
(2 g/mol), o volume molar na CNTP (22,4 litros) e o volume de gás (11,2 
litros) fornecido no problema: 
 
2 gramas --------------------- 22,4 litros 
X gramas -------------------- 11,2 litros 
 
Logo, existe 1 grama de no cilindro. 
É importante destacar que além da CNTP (Condições Naturais de Temperatura 
e Pressão), há também a CATP (Condições Ambientais de Temperatura e 
Pressão), onde predominam a pressão de 1 atm e a temperatura de 25°C 
(298°K) e o volume molar equivale a 25 litros. 
Apesar de parecer que acabamos esse assunto, ainda temos mais uma 
questão para discutir. Até o momento, fazemos o estudo dos gases 
desconsiderando as ações da pressão e da temperatura, pois usamos a 
hipótese de Avogadro como base, e esta diz respeito apenas a gases na 
CNTP. 
 
“Mas... E se aumentarmos a temperatura? Ou a pressão? O volume 
aumenta, ou diminui nos dois casos?” 
 
Bom, nós já dissemos no começo desse item que sim, a pressão e a 
temperatura alteram o volume que um gás ocupa. 
O detalhe é que pressão e temperatura são “inversos” nesse quesito. O 
aumento da pressão faz com que o gás ocupe menos volume, enquanto o 
aumento da temperatura faz com que o gás ocupe mais volume: 
 
 A pressão aumenta e o volume diminui. E isso se deve ao simples fato 
da pressão diminuir a área de contato que o gás tem disponível, fazendo 
 
 24 
com que suas moléculas fiquem cada vez mais próximas e 
consequentemente ocupando um volume menor do que antes de 
sofrerem a pressão. 
 
 
 
 
 A temperatura aumenta e o volume aumenta. Isso porque a temperatura 
é uma grandeza que mede a energia cinética média das partículas em 
um sistema. Aumentar a temperatura é o mesmo que aumentar a 
energia cinética, e o aumento da energia cinética leva a uma maior 
velocidade das moléculas de gás, fazendo com que elas procurem mais 
espaço para poderem se locomover. 
 
Para relacionar as três variáveis de um gás (temperatura, pressão e volume) e 
sua quantidade de moléculas, o físico francês Paul Emile Clayperon 
estabeleceu uma expressão matemática conhecida como Equação de 
Clayperon, baseando-se em leis como a de Gay-Lussac e de Charles: 
 
 
 
Onde P representa a pressão em ATM; V, o volume em litros; n, o número 
de mols; R, uma constante que é igual a 0,082; e T, a temperatura em graus 
Kelvin (°K). Com essa expressão é possível descobrir não só o volume 
ocupado por um gás em condições diferentes das comuns, como também as 
temperaturas e pressões de sistemas gasosos. Tudo isso baseando se em 
dados conhecidos e na própria equação. Tome como exemplo o seguinteproblema: 
“Um analista recebeu uma amostra de 32 gramas de um gás metano ( ) 
ideal, contido em um tanque térmico, e constatou a temperatura de 546°K. 
Sabendo que a pressão exercida pelo tanque no gás é de 5 ATM, calcule o 
volume ocupado por ele. (Considere: R = 0,082)” 
Para a resolução desse problema precisamos inicialmente listar todos os dados 
fornecidos pelo enunciado, já que precisamos aplica-los posteriormente na 
equação. 
P = 5 ATM 
V = ? 
 
 25 
n = ? 
R = 0,082 
T = 546°K 
Massa do gás = 32 gramas 
 
Apesar de termos duas incógnitas, é possível descobrir o valor de uma delas 
sem a utilização da fórmula: o número de mols. Isso porquê o enunciado nos 
forneceu a massa de gás contida no tanque (32 gramas), e a fórmula do gás 
( ), o que nos permite calcular a massa molar: 
 
1.12 (C) + 4.1 (H) = 16 g/mol (ou 16u) 
 
Calculada a massa molar, basta aplicar a massa do gás contida no tanque e a 
massa molar do gás na fórmula do número de mols: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Agora que conhecemos o número de mols, só há uma incógnita no exercício e 
nos resta aplicar todos os dados do problema (exceto a massa) e o próprio 
número de mols na equação de Clayperon: 
 
 
 
 
 
 
 
Portanto, o volume ocupado por esse gás é de aproximadamente 17,9 litros. 
 
 
 26 
LISTA DE EXERCÍCIOS II 
 
1. Assinale a alternativa que indica, respectivamente, as massas moleculares 
corretas das seguintes substâncias: H2SO4, H4P2O7, Al2(SO4)3, Ca3[Fe(CN)6]2. 
(Dados: Massas atômicas: H = 1; C = 12; N = 14; O = 16, Al = 27, P = 31; S = 
32; Ca = 40 e Fe = 56) – (Gabarito: B) 
a) 98 u, 178 u, 107 u, 272 u b) 98 u, 178 u, 342 u, 544 u 
c) 98 u, 178 u, 134 u, 696 u d) 98 u, 178 u, 342 u, 356 u 
e) 98 u, 178 u, 310 u, 308 u 
 
2. Considere as seguintes afirmações: 
I – A massa molecular é a massa da molécula expressa em u. 
II – A massa molecular é numericamente igual à soma das massas atômicas de 
todos os átomos da molécula. 
III – A massa molecular indica quantas vezes a molécula pesa mais que 1/12 
do átomo de 12C. 
São verdadeiras: (Gabarito: A) 
a) Todas b) Nenhuma c) Somente I e II d) Somente I e III e) Somente II e III 
 
3. Submetida a um tratamento médico, uma pessoa ingeriu um comprimido 
contendo 45 mg de ácido acetilsalicílico (C9H8O4). Qual é o número de 
moléculas de ácido ingeridas por essa pessoa? (Considere: Massa molar de 
C9H8O4: 180g/mol e 1 mol = 6,0.10²³ moléculas) – (Gabarito: A) 
a) 1,5.1020 b) 2,4.1023 c) 3,4.1023 d) 4,5.1020 e) 6,0 .1023 
 
4. A massa, em gramas, e o número de átomos existente em 8,0 mol de 
átomos de mercúrio são: (Dado: Massa molar do mercúrio: 200g/mol) – 
(Gabarito: C) 
a) 200 g e 6,0.1023 átomos b) 800 g e 48,0.1023 átomos. 
c) 1600 g e 48,0.1023 átomos d) 200 g e 48,0.1023 átomos. 
e) 1600 g e 6,0.1023 átomos. 
 
 
 27 
5. Considere um copo que contém 180 mL de água. Determine, 
respectivamente, o número de mol de moléculas de água, o número de 
moléculas de água e o número total de átomos (Massas atômicas = H = 1,0; O 
= 16; Número de Avogadro = 6,0.1023; densidade da água =1,0 g/mL) – 
(Alternativa A) 
a) 10 mol, 6,0.1024 moléculas de água e 18.1024 átomos. 
b) 5 mol, 6,0.1024 moléculas de água e 18.1024 átomos. 
c) 10 mol, 5,0.1023 moléculas de água e 15.1024 átomos. 
d) 18 mol, 6,0.1024 moléculas de água e 18.1024 átomos. 
e) 20 mol, 12.1024 moléculas de água e 36.1024 átomos. 
 
6. (UNB) Os microprocessadores atuais são muito pequenos e substituíram 
enormes placas contendo inúmeras válvulas. Eles são organizados de forma 
que apresentem determinadas respostas ao serem percorridos por um impulso 
elétrico. Só é possível a construção de dispositivos tão pequenos devido ao 
diminuto tamanho dos átomos. Sendo estes muito pequenos, é impossível 
contá-los. A constante de Avogadro - e não o número de Avogadro - permite 
que se calcule o número de entidades - átomos, moléculas, formas unitárias, 
etc. - presentes em uma dada amostra de substância. O valor dessa constante, 
medido experimentalmente, é igual a 6,02.1023 mol-1. Com relação ao assunto, 
diga se são verdadeiras ou falsas as seguintes sentenças: 
(01) A constante de Avogadro é uma grandeza, sendo, portanto, um número 
(6,02.1023) multiplicado por uma unidade de medida (mol-1). (V) 
(02) A constante de Avogadro, por ser uma grandeza determinada 
experimentalmente, pode ter seu valor alterado em função do avanço 
tecnológico. (V) 
(03) Massas iguais de diferentes elementos químicos contêm o mesmo número 
de átomos. (F) 
(04) Entre os elementos químicos, o único que, em princípio, não está sujeito a 
uma variação de massa atômica é o isótopo do carbono de massa 12,00 u. (V) 
 
7. (Fuvest-SP) A tabela abaixo apresenta o mol, em gramas, de várias 
substâncias: 
 
 
 
 28 
Comparando massas iguais dessas substâncias, a que apresenta maior 
número de moléculas é: (Gabarito: E) 
a) Au b) HCl c) O3 d) C5H10 e) H2O 
 
8. (FEI-SP) Nas condições normais de pressão e temperatura (CNTP), o 
volume ocupado por 10 g de monóxido de carbono (CO) é de: (Dados: C = 12 
u, O = 16 u, volume molar = 22,4 L). 
a) 6,0 L b) 8,0 L c) 9,0 L d) 10 L e) 12 L 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 29 
CAPÍTULO III – Reações químicas e estequiometria 
 
12. Conceito de reação química 
 
A matéria pode sofrer dois tipos de transformações principais: a física e a 
química. A transformação física é quando não se altera a natureza da matéria, 
ou seja, a sua composição. Por exemplo, quando cortamos um pedaço de 
madeira, ela sofreu uma transformação, mas foi um fenômeno físico, porque 
ainda continua sendo madeira, a sua constituição é a mesma do início. 
Por outro lado, uma transformação ou fenômeno químico ocorre quando a 
natureza ou composição da matéria é alterada. Nesse caso, as partículas 
iniciais (que podem ser moléculas, átomos, aglomerados iônicos, íons, etc.) 
sofrem rupturas (são “desmontadas”) e seus átomos se rearranjam, formando 
novas moléculas, íons ou aglomerados iônicos que não claramente não 
existiam anteriormente. Isso é chamado de reação química. 
Por exemplo, imagine que aproximemos um palito de fósforo aceso do álcool 
etílico. Sabemos o que vai acontecer: o álcool começará a queimar. Isso 
significa que ele está sofrendo uma reação química com o oxigênio do ar (O2) e 
mudará sua composição, deixando de ser etanol (C2H6O), e o oxigênio também 
deixará de ter sua composição inicial, originando novas substâncias, que são o 
dióxido de carbono (CO2) e água (H2O). 
 
 
Nas reações químicas, as substâncias que reagem entre si são chamadas de 
reagentes, e as substâncias resultantes da reação são chamadas de 
produtos. 
Existem alguns fatores visuais que indicam que uma reação química ocorreu, 
como: 
 A liberação de gases; 
 
 
 30 
 Mudança de cor; 
 
 Formação de precipitado (corpo de fundo); 
 
 Aparecimento de chama ou luminosidade. 
 
Importantes processos que ocorrem em nosso organismo, na natureza e em 
indústrias, tais como a produção de medicamentos e alimentos industrializados, 
são reações químicas. Por isso, elas são extremamente importantes para o 
surgimento e para a manutenção da vida. 
Existem vários tipos de reações químicas, que podem ser classificados de 
acordo com vários critérios, mas os tipos principais estudados em química são: 
 
 Reações inorgânicas: São todas as reações que envolvem substâncias 
de origem inorgânica e costumam ser classificadas de acordo com o 
número de substâncias formadas, número de reagentes e presença ou 
não de substâncias simples e compostas. São quatro os principais tipos 
de reações inorgânicas: de síntese, de decomposição, de simples 
troca e as de dupla troca. 
 
 Reações orgânicas: São as que envolvem os compostos orgânicos. 
Geralmente sãoclassificadas em três tipos principais: de adição, de 
substituição e as de eliminação. 
 
13. Equações químicas 
 
A equação química é a forma de se descrever qualquer reação química. 
 
Reagentes → Produtos 
 
A representação acima indica como uma equação química deve ser montada: 
as substâncias que reagem (reagentes) devem ser inseridas ao lado esquerdo 
de uma seta, que deve apontar para os produtos da reação, que por sua vez, 
obviamente se localizarão ao lado direito da seta. Símbolos e números são 
utilizados para descrever os nomes e as proporções das diferentes substâncias 
que entram nessas reações. 
Observe a seguinte equação química: 
 
 
 31 
 
 
Primeiramente, devemos saber interpretar essa equação química: ela nos 
indica que o gás hidrogênio ( ) reage com o gás cloro ( ) para formar o 
ácido clorídrico ( ). 
Depois, devemos observar a presença de um número 2 antecedendo o HCl, na 
área dos produtos. Esse número recebe o nome de coeficiente e é responsável 
por identificar a quantidade de moléculas que reagiram (caso anteceda um 
reagente) ou foram produzidas (caso anteceda um produto) na reação química. 
A ausência de um coeficiente antecedendo alguma das substancias indica que 
apenas uma molécula dessa substância está envolvida na reação. Portanto, 
uma molécula de terá de reagir com uma molécula de para gerar duas 
moléculas de . 
Além disso, nessa mesma reação química é possível notar a presença da letra 
g entre parênteses, sucedendo todas as moléculas da equação. Essa letra é 
responsável por representar o estado físico dos produtos e dos reagentes. “s” 
indica o estado sólido, “l” indica o estado líquido, “g” indica o estado gasoso e 
“v” indica o estado de vapor. Além disso, é possível encontrar a expressão “aq”, 
que indica que a substância está em solução aquosa (dissolvida em água). 
Portanto, todas as substâncias da reação estão no estado gasoso. 
Podemos saber outras informações sobre determinadas reações a partir de 
outros símbolos presentes em suas equações químicas: 
 Quando a reação é reversível: ↔ 
 
 Presença de luz: λ 
 
 Catalisadores (aceleradores de reação) ou aquecimento: 
 
 Formação de um precipitado: 
 
 Liberação de gás: 
 
 
14. Leis de Lavoisier e de Proust (Leis ponderais) 
 
As leis ponderais chegam em um momento da história em que a química 
começa a crescer. Com o grande avanço das pesquisas na área, a alquimia 
perde espaço, e a química propriamente dita começa a emergir. 
Dessa forma, o método científico começa a ser utilizado com mais frequência. 
Os estudos meticulosos e fundamentados passam a ser maioria; e 
 
 32 
experiências, bem como ponderações pontuais acerca das reações químicas, 
principalmente, se destacam. 
As leis ponderais foram introduzidas na ciência como forma de compreender o 
papel das reações químicas. Ou melhor, não só compreender, como também 
entender sua influência até mesmo na natureza humana. 
O objetivo das leis ponderais era o de verificar o comportamento dos elementos 
químicos em meio às reações. Além disso, elas relacionavam as massas dos 
elementos integrantes de uma mesma reação. 
A ideia principal seria observar como tais substâncias se comportariam a partir 
de uma dada regularidade, por assim dizer. 
As duas principais leis ponderais reconhecidas são as Leis de Lavoisier e de 
Proust. A partir delas, busca-se compreender como as reações químicas 
funcionam. Isso abrange desde a compreensão de transformação, como 
também de proporção. Afinal, como as substâncias comportam-se em meio às 
reações? 
Inicialmente, abordemos a Lei de Lavoisier. Essa lei foi introduzida pelo 
químico francês Antoine Laurent Lavoiser (1743-1794). Para tal constatação, 
Lavoiser realizou diversos experimentos. O primeiro consistia em 
experimentações de reações químicas em variados ambientes. 
Ao realizar um experimento em um ambiente fechado, ele constatou o que se 
teria como base até os dias de hoje. Segundo Lavoisier, a soma das massas 
percebida nos reagentes seria igual à soma das massas dos produtos. 
De uma forma mais esclarecedora, a Lei de Lavoisier se resumiu, inclusive, a 
um dito popular que atravessou séculos. Essa lei, basicamente, se sintetiza à: 
 
“Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.” 
 
Portanto, em qualquer reação química, a soma das massas dos reagentes 
sempre é igual a soma das massas dos produtos. 
E é possível provar. Tome como exemplo a reação de formação da água: 
 
 
 
 
 
1 mol de é equivalente à 2 gramas. mols de são equivalentes a 
18 gramas. Somando as massas dos dois reagentes, temos 18 gramas, um 
valor equivalente a 1 mol de água, que é o único produto dessa reação. 
https://www.todoestudo.com.br/quimica/lei-de-proust
https://www.todoestudo.com.br/quimica/lei-de-proust
 
 33 
Já a Lei de Proust, desenvolvida pelo químico francês Joseph Louis Proust de 
forma também experimental, enuncia que as massas dos reagentes e produtos 
participantes de uma reação mantêm uma proporção constante entre si. 
Portanto, se 1 grama de um reagente X, ao reagir com 9 gramas de um 
reagente Y, forma 10 gramas de um produto Z, pode se que dizer que 2 
gramas do reagente X proporcionalmente formarão 20 gramas do produto Z. 
 
Reagente X Reagente Y Produto Z 
1 grama 9 gramas 10 gramas 
2 gramas 18 gramas 20 gramas 
3 gramas 27 gramas 30 gramas 
4 gramas 36 gramas 40 gramas 
 
Ambas as leis são extremamente necessárias, pois é a partir delas que 
podemos identificar as massas necessárias de reagentes para a execução de 
uma reação química em laboratório e quais serão as massas de produtos 
formadas. A aplicação dessas leis na análise e interpretação de reações e 
processos químicos é chamada de cálculo estequiométrico. 
 
15. Cálculo estequiométrico 
 
De início, tome como exemplo a seguinte situação problema: 
 
“As indústrias metalúrgicas, para produzir ferro-gusa (um ferro com baixo 
teor de pureza) a partir do minério (óxido de ferro), costumam executar a 
seguinte reação química: 
 
 
 
Sabendo que a massa molar do CO é 28 gramas/mol e que a massa molar 
do Fe (ferro-gusa) é 56 gramas/mol, calcule a massa de CO necessária 
para produzir 112 gramas de ferro gusa.” 
 
Para a resolução desse problema, devemos nos basear no enunciado da Lei 
de Proust, que diz que os reagentes e os produtos mantêm uma proporção 
constante entre si. 
 
 34 
Então, podemos estabelecer uma regra de três entre as massas de CO (28 
gramas) e de ferro-gusa (56 gramas) da reação dada (que são 1 mol) e a 
massa de ferro que deve ser produzida (112 gramas) e a massa de CO 
necessária para essa produção (que ainda não conhecemos, mas vamos 
descobrir): 
 
28 gramas de CO ---------------------------------- 56 gramas de Fe 
X gramas de CO ------------------------------------- 112 gramas de Fe 
 
56X = 3136 
X = 56 gramas 
 
Portanto, a massa de CO necessária para a produção de 112 gramas de ferro-
gusa é 56 gramas. 
Isso é o cálculo estequiométrico. A partir de uma reação padrão dada, pode-se 
determinar massas envolvidas e produzidas em outras reações com diferentes 
massas. 
Porém, há ainda outras formas de cálculo estequiométrico. É possível 
relacionar mols, volumes de gases e as próprias massas de reagentes, entre 
eles mesmos ou um ao outro. Como prova disso, veja o seguinte exemplo: 
 
“A produção de amônia, NH3, é um processo muito importante na 
indústria química. Dada a reação desse processo: 
 
 
 
... e as massas molares do N2 (28 g/mol), H2 (2 g/mol) e NH3 (17 g/mol), 
responda: 
 
a)Ao reagir 2 mols de N2, qual será o volume de amônia liberado no 
processo? 
b)Ao reagir 22,4 litros de H2 na CNTP, qual é a massa de NH3 obtida 
nessa reação? 
Para a resolução da questão a), deve-se lembrarda lei dos gases ideais, que 
enuncia que 1 mol de qualquer gás ocupa um volume de 22,4 litros na CNTP. 
 
 35 
Com isso, se a reação dada nos diz que 1 mol de N2 gera 2 mols de NH3, 
podemos deduzir que 1 mol de N2 gera 22,4.2 litros de NH3, ou seja, 44,8 
litros. Sabendo disso, basta estabelecer uma regra de três entre o número de 
mols de N2 (1 mol) dado na reação, o volume de NH3 que ele produz (44,8 
litros), o número de mols de N2 do problema (2 mols) e o volume de NH3 que 
ele produz (que não sabemos ainda, mas vamos descobrir): 
 
1 mol de N2 --------------------------- 44,8 litros de NH3 
2 mols de N2 --------------------------------- X litros de NH3 
 
X = 44,8.2 
X = 89,6 litros 
 
Portanto, o volume de NH3 liberado na reação de 2 mols de N2 é de 89,6 litros. 
Para a resolução da questão b), devemos novamente relembrar da lei dos 
gases ideais e relacionar o volume de um gás reagente (H2) com a massa de 
produto (NH3) que ele forma. A reação padrão fornecida pelo problema nos diz 
que 3 mols de H2 formam 2 mols de NH3. A partir disso podemos deduzir que 
3.22,4 litros de H2 formam 2.17 gramas de NH3, ou seja, 67,2 litros de H2 
geram 34 gramas de NH3. Podemos estabelecer uma regra de três entre esses 
dois valores, o volume de H2 da reação requisitada (22,4 litros) e a massa de 
NH3 que será formada nessa nova reação (que ainda não sabemos, mas 
vamos descobrir): 
 
67,2 litros de H2 ---------------------- 34 gramas de NH3 
22,4 litros de H2 ------------------------ X gramas de NH3 
 
67,2X = 761,6 
X 11,33 gramas 
 
Portanto, a massa de NH3 produzida por 22,4 litros de H2 é de 
aproximadamente 11,33 gramas. 
 
16. Reagentes limitantes e em excesso 
 
 
 36 
Até aqui, ao estudar as reações, nós as encaramos como ideais, isto é, 
aceitamos que todos os reagentes reagem completamente; exatamente como é 
descrito nas equações químicas. No entanto, no mundo real isto nem sempre 
ocorre. Uma série de fatores pode interferir no desenvolvimento de uma 
reação química. 
Por exemplo: há a impureza dos reagentes, seu manejo inadequado, 
imprecisão das medidas efetuadas pelos aparelhos do laboratório ou máquinas 
industriais, não completude da reação no momento em as medições são feitas, 
uma reação concorrente (isto é, que ocorre exatamente ao mesmo tempo em 
que a nossa reação de interesse pode consumir os reagentes utilizados), a 
pressão e a temperatura podem variar, e assim por diante. 
Todos esses fatores devem ser levados em consideração para que se prepare 
a máxima quantidade de produtos a partir de uma determinada quantidade de 
reagente. O primeiro desses fatores que iremos estudar é o que acontece 
quando a reação não ocorre com o consumo total dos reagentes em razão do 
excesso de um deles, porque muitas vezes na indústria os reagentes não são 
colocados em contato nas proporções exatas. 
Por exemplo, considere a reação abaixo entre o monóxido de carbono e o 
oxigênio: 
 
2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) 
 
Com base na proporção estequiométrica mostrada na reação balanceada 
acima, são necessárias duas moléculas de monóxido de carbono para reagir 
com uma de oxigênio, gerando duas moléculas de dióxido de carbono. A 
proporção é, portanto, 2 : 1 : 2. Se essa proporção for mudada e um dos 
reagentes estiver em excesso, a reação não ocorrerá da mesma maneira: 
 
2 CO (g) + 2 O2 (g) → 2 CO2(g) + O2 (g) 
 
Considerando o exemplo acima, que não está na proporção estequiométrica, 
verifica-se que o monóxido de carbono é totalmente consumido enquanto que o 
oxigênio não. Isto significa que o oxigênio é o reagente em excesso e o 
monóxido de carbono é o reagente limitante. 
O reagente limitante realmente limita a reação, pois depois que ele é 
totalmente consumido a reação cessa, não importando a quantidade de 
reagente em excesso que ainda há. 
A partir da equação química balanceada é possível determinar quem é o 
reagente limitante e o que está em excesso e a relação entre as quantidades 
das substâncias envolvidas. 
 
 37 
Vejamos um exemplo de como realizar este cálculo; consideremos o caso da 
combustão do álcool: 
 
“Uma massa de 138 g álcool etílico (C2H6O) foi posta para queimar com 
320g de oxigênio (O2), em condições normais de temperatura e pressão. 
Qual é a massa de gás carbônico liberado e o excesso de reagente, se 
houver?” 
 
 
 
A reação balanceada é dada por: 
 
 1 C2H6O(V) + 3 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(v) 
 1 mol 3 mol 2 mol 
 46 g 96g 88g 
 138g 320g 
 
 
Só de analisarmos os dados, vemos que a massa de oxigênio é 
proporcionalmente maior que a do álcool, assim o oxigênio é o reagente em 
excesso e o álcool etílico é o reagente limitante. 
Calculando a massa de gás carbônico formado a partir da quantidade do 
reagente limitante: 
 
46g de C2H6O ------------ 88g de CO2 
138g de C2H6O -------------- X gramas de CO2 
 
x = 264 g de CO2 
 
 
A massa de oxigênio que reagiu é determinada de forma análoga: 
 
46g de C2H6O ------------ 96g O2 
138g de C2H6O ---------------xg O2 
 
x = 288 g de O2 
 
 
 38 
A massa em excesso é a diferença da massa que foi colocada para reagir e a 
que efetivamente reagiu: 
320g - 288g = 32g 
 
Portanto, para determinar o reagente limitante e o reagente em excesso, deve-
se identificar qual reagente foi totalmente consumido e aquele que ainda possui 
sobra. E para quantificar o excesso, deve-se calcular quanto do reagente em 
excesso foi consumido e subtrair da quantidade de reagente que foi inserido. 
 
17. Rendimento de uma reação e pureza 
 
Compreendemos no último item que muitas vezes, em reações químicas 
práticas, quantidades maiores do que o necessário de reagentes são inseridas 
em reações para que o rendimento seja satisfatório. 
Mas se existe o problema do excesso... Também existe o problema da 
insuficiência. Muitas vezes, uma reação pode não se completar de forma 
satisfatória por dois possíveis motivos, os quais iremos estudar nesse item. 
O primeiro deles é o rendimento insuficiente de uma reação. É comum, nas 
reações químicas, a quantidade de produto formada ser inferior ao valor 
esperado. Neste caso, o rendimento não foi total. Isto pode acontecer por 
várias razões, como por exemplo, má qualidade dos aparelhos ou falta de 
preparo do operador. 
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%. 
Vejamos um exemplo de um cálculo estequiométrico numa reação em que o 
rendimento é abaixo de 100%: 
 
“Num processo de obtenção de ferro puro a partir do minério hematita 
(Fe2O3), inseriu-se 480 gramas do minério em um reator. Considerando a 
reação do processo: 
 
 
 
 
 39 
...e admitindo um rendimento de 80% na reação, qual é a massa de ferro 
puro obtida? Dados: MM Fe2O3 = 160g/mol; MM Fe = 56g/mol” 
A ideia de resolução mais rápida passa por, inicialmente, descobrir a massa de 
ferro puro que seria formada caso a reação tivesse 100% de rendimento: 
 
 160g de Fe2O3 --------------- 112g de Fe 
480g de Fe2O3 ------------------ xg de Fe 
 
 
 
X = 336g de Fe 
 
Se a massa de ferro que deveria ser formada com o rendimento 100% da 
reação é 336 gramas, basta estabelecer uma relação com 80% (o rendimento 
real da reação) para descobrir a massa de ferro realmente obtida nesse 
processo: 
 
 
 
 
 
X = 268,8g de Fe 
 
Portanto, a massa de ferro puro que realmente foi produzida nesse processo 
(com 80% de rendimento) foi de 268,8 gramas. 
 
 40 
O segundo problema que encontramos é a pureza dos reagentes. Na 
indústria química, por exemplo, são produzidassubstâncias a partir de matérias 
primas. Essas, por sua vez, sempre contêm impurezas além do material que se 
é requisitado. Vejamos um exemplo: 
 
“Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre 
decomposição quando submetida a aquecimento, de acordo com a 
reação: 
 
 
 
Qual é a massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800g de 
calcita? Dados: MM CaCO3 = 100g/mol; MM CaO = 56g/mol” 
 
A resolução de problemas envolvendo pureza dos reagentes pode ser resolvida 
do mesmo modo que um problema envolvendo o rendimento de uma reação, 
pois ambas envolvem porcentagem da mesma forma. A diferença entre os dois 
é apenas conceitual. Portanto, primeiro calcula-se a massa de CaO (óxido de 
cálcio) que deveria ser formada caso o reagente (CaCO3, carbonato de cálcio) 
fosse 100% puro: 
 
(1 mol)100g de CaCO3 ------------- (1 mol)56g de CaO 
800g de CaCO3 ---------------- xg de CaO 
 
100X = 44800 
X = 448 gramas de CaO 
 
Se a massa de CaO que deveria ser formada com a pureza 100% do reagente 
é 448 gramas, basta estabelecer uma relação com 80% (a pureza real do 
reagente, CaCO3) para descobrir a massa de CaO realmente obtida nesse 
processo: 
 
 
 41 
 
448 g de CaO ------------- 100% 
xg de CaO ----------- 80% 
 
100X = 35840 
X = 358,4 gramas de CaO 
 
Portanto, a massa de CaO realmente formada nessa reação (na qual a matéria 
prima tinha 80% de pureza) foi de 358,4 gramas. 
 
18. Balanceamento de equações químicas 
 
Você já deve ter reparado que até aqui, os exemplos utilizados nesse capítulo 
(III) sempre forneciam as reações, com suas equações químicas balanceadas. 
Mas... E se elas não estiverem balanceadas? 
Sempre, ao receber um exercício de físico-química que envolva reações, é 
essencial saber se a reação dada está balanceada ou não. 
Isso porque balancear uma equação química é garantir que os átomos 
presentes na reação estarão em mesma quantidade nos reagentes e nos 
produtos. 
Como os átomos não podem ser criados ou destruídos, as substâncias iniciais 
são rompidas e transformadas em novas substâncias, mas a quantidade de 
átomos permanece a mesma. 
Ou seja: quando os reagentes se transformam em produtos, 
os átomos presentes na reação continuam os mesmos, só que rearranjados, 
como podemos observar na reação a seguir: 
 
 
 
 42 
Um átomo de carbono reagiu com dois átomos de oxigênio para formar uma 
molécula de dióxido de carbono. Os átomos são os mesmos nos dois termos 
da equação, mas houve uma transformação. 
Se pegarmos, por exemplo, a equação química da reação de formação de 
água, mas não balanceada: 
 
 
 
Pela reação de formação da água, vemos que há mais átomos reagentes que 
produtos, por isso a equação não está balanceada. Isso contraria a lei de 
Proust, pois não há uma proporção fixa; e também a lei de Lavoisier, pois a 
soma das massas dos reagentes não é igual a dos produtos. 
Para então tornar a equação química verdadeira, fazemos o balanceamento da 
equação e obtemos como resultado: 
 
 
 
Note que: 
 
 Quando o coeficiente é 1 não é necessário escrevê-lo na equação; 
 
 Em um balanceamento só mudamos os coeficientes antes das 
substâncias, pois se trocarmos os números subscritos mudamos a 
fórmula química. Por exemplo: H2O é a água, mas H2O2 é o peróxido de 
hidrogênio. 
https://www.todamateria.com.br/lei-de-proust/
https://www.todamateria.com.br/lei-de-proust/
 
 43 
Já que entendemos por que devemos balancear equações químicas, devemos 
aprender a “botar a mão na massa” e balancear por conta própria. 
Existem vários métodos de balancear equações químicas. Há um que é 
aprendido na disciplina de TMI, e que por isso não vamos discutir agora. 
O método mais comum e utilizado é o famoso “tentando e errando”, ou então, 
método das tentativas, para os mais íntimos. Nesse método, vamos atribuindo 
coeficientes conforme observamos a equação. Para explicar de forma didática, 
vamos balancear juntos a equação química da combustão do propano: 
 
1° passo: iniciar o balanceamento pelo elemento químico que aparece apenas 
uma vez em cada membro da equação. 
 
 
 
Observamos que carbono e hidrogênio aparecem em apenas um composto nos 
reagentes e produtos. 
 
2° passo: entre os elementos observados anteriormente escolher o que 
apresenta maior índice. 
Para isso, somamos os números subscritos de cada elemento, e vemos qual 
apresenta maior valor. 
 
Pelos resultados acima, escolhemos iniciar pelo hidrogênio, que apresenta 
maior atomicidade. 
A ordem do balanceamento será: 
1. Hidrogênio 
2. Carbono 
3. Oxigênio 
 
3° passo: transformar índice em coeficiente: 
https://www.todamateria.com.br/elementos-quimicos/
 
 44 
Hidrogênio 
O balanceamento é feito transpondo o índice do hidrogênio no reagente e 
usando-o como coeficiente no produto que tem átomos desse elemento. 
 
 
Como no produto tem-se 2 átomos de hidrogênio, inserimos um número como 
coeficiente que multiplicado por 2 obtém-se como resultado 8 átomos de 
hidrogênio, por isso escolhemos o 4. 
 
4° passo: prosseguir o balanceamento para os demais elementos: 
Carbono: 
 
 
Temos 3 átomos de carbono no reagente, logo, acrescentamos o coeficiente 3 
para também termos 3 carbonos no produto. 
Oxigênio: 
 
Somando o número de átomos de oxigênio nos produtos formados vemos que 
possui 10 átomos, sendo assim, precisamos de 10 átomos de oxigênio no 
reagente. 
 
 
Acrescentamos um número que multiplicado por 2 nos dê um resultado de 10 
átomos. 
 
Portanto, a equação balanceada para essa reação é: 
 
 
Há também quem use uma técnica de balanceamento, denominada “MACHO”. 
Ela consiste em iniciar o balanceamento da equação por metais, em seguida 
ametais, e deixando por último os elementos carbono, hidrogênio e oxigênio. 
 
 45 
Vamos aplicar essa ordem de balanceamento na reação a seguir: 
 
 
 
 
 
Agora, botando a mão na massa: 
 
 
 
Observamos que o carbono só tem um átomo em cada lado, então não 
precisou fazer nenhuma alteração. O mesmo ocorreu para hidrogênio e 
oxigênio, pois observarmos que as quantidades de átomos foram ajustadas 
quando atribuímos os coeficientes anteriormente. 
 
 
 
 46 
LISTA DE EXERCÍCIOS III 
 
1. Explique o conceito de reação química e cite um exemplo presente no nosso 
cotidiano. 
 
2. Sobre as leis de Lavoisier e Proust, identifique, de forma resumida, o que 
cada uma representa para as reações químicas. 
 
3. (Cesgranrio 90): O reage com o segundo a reação balanceada: 
2 + → + 2 
Assinale, entre as opções abaixo, aquela que indica o número máximo de mols 
de que pode ser formado quando se faz reagir 5 moles de com 2 mols de 
 : (Gabarito C) 
a) 3 b) 4 c) 6 d) 7,5 e) 15 
 
4. A amônia ( ) é uma substância química muito importante para a indústria. 
Ela é utilizada na preparação dos produtos de limpeza, dos explosivos, dos 
fertilizantes, das fibras de matéria têxtil, etc. A síntese de é realizada em 
fase gasosa, à temperatura de aproximadamente 450°C, de acordo com a 
seguinte reação global: 
 + 3 → 2 + energia 
Se a mistura inicial é de 30 mols de e 75 mols de , que quantidade de 
 será produzida, em mols, teoricamente, se a reação de síntese for 
completa? (Gabarito: 50 mols) 
 
5. (PUC-MG) Fosgênio, COCl2, é um gás venenoso. Quando inalado, reage 
com a água nos pulmões para produzir ácido clorídrico (HCl), que causa graves 
danos pulmonares, levando, finalmente, à morte: por causa disso, já foi até 
usado como gás de guerra. A equação química balanceada dessa reação é: 
COCl2 + H2O → CO2 + 2 HCl 
Se uma pessoa inalar 0,198g de fosgênio, a massa de ácido clorídrico, em 
gramas, que se forma nos pulmões, é igual a: (Massa molar do fosfogênio: 99 
g/mol; massa molar do HCl: 36,5 g/mol) – (Gabarito B) 
 
a) 1,09.10-1 b) 1,46.10-1 c) 2,92.10-1d) 3,65.10-2 e) 7,30.10-2 
 
 
 47 
6. (FGV) A floculação é uma das fases do tratamento de águas de 
abastecimento público e consiste na adição de óxido de cálcio e sulfato de 
alumínio à água. As reações correspondentes são as que seguem: 
CaO + H2O → Ca(OH)2 
3 Ca(OH)2 + Al2(SO4)3 → 2 Al(OH)3 + 3 CaSO4 
Se os reagentes estiverem em proporções estequiométricas, cada 28 g de 
óxido de cálcio produzirão qual massa de sulfato de cálcio? (dados - massas 
molares: Ca=40 g/mol, O=16 g/mol, H=1g/mol, Al=27 g/mol, S=32 g/mol) – 
(Gabarito B) 
 
a)204 g b)68 g c)28 g d)56 g e)84 g 
 
7. (Unimep) O cobre participa de muitas ligas importantes, tais como latão e 
bronze. Ele pode ser extraído do minério calcosita, Cu2S, por meio de 
aquecimento em presença de ar seco, de acordo com a equação não 
balanceada: 
Cu2S + O2 → Cu + SO2 
Supondo um rendimento de 80% na reação, a massa de cobre que pode ser 
obtida a partir de 500 gramas de Cu2S é, aproximadamente igual a: (Dados: 
massas atômicas - Cu = 63,5; S = 32) – (Gabarito C) 
 
a)260 g b)400 g c)320 g d)420 g e)350 g 
 
8. (PUC-MG) A combustão do gás amoníaco (NH3) é representada pela 
seguinte equação não balanceada: 
NH3(g) + O2(g) → N2(g) + H2O(ℓ) 
A massa de água, em gramas, obtida a partir de 89,6 L de gás amoníaco, nas 
CNTP, é igual a: (Dados: massa molar (g/mol) - H2O = 18; volume molar nas 
CNTP = 22,4 L.) – (Gabarito B) 
 
a)216g b)108g c)72g d)36g 
 
 
 
 
 48 
CAPÍTULO IV – Soluções 
 
19. Definição de unidades de concentração 
 
Como já visto antes, as soluções são dispersões em que há uma substância 
dissolvida (chamada de soluto) e uma substância que dissolve (denominada 
solvente). 
Rótulos e frascos contendo soluções em laboratórios sempre possuem uma 
identificação qualitativa (ou seja, que diz do que é). Sempre encontraremos 
etiquetas com nomes como “solução aquosa de NaCl”. 
Mas se há uma identificação qualitativa... Também há de se quantificar, dizer o 
quanto de cada componente existe naquela solução. 
E pra isso, temos as unidades de concentração das soluções. Elas podem 
relacionar a massa e o volume de solvente; a massa, o volume e o número de 
mols de soluto; e a massa e volume total da solução. Veremos aqui vários tipos 
de concentrações, que expressam essas grandezas de várias formas 
diferentes. 
 
20. Densidade da solução e concentração comum 
 
A densidade (que você já deve ter visto antes) relaciona a massa de um 
determinado material com o volume que ela ocupa. 
A densidade de uma solução segue o mesmo conceito: é a massa da solução 
sobre o volume que ela ocupa. A massa total da solução pode ser descrita 
soma das massas de soluto e solvente: 
 
 
 
 
 
 
 
Na equação acima, representa a massa do soluto, representa a massa 
do solvente, representa a massa total da solução e representa o volume 
total da solução. A unidade de medida mais comum para densidade é o g/ml, 
mas é possível encontra-la em g/L ou kg/m3. 
Você deve ter percebido que nas equações acima, o volume da solução não é 
representado como a soma dos volumes de soluto e solvente. Isso é porque 
nem sempre ao se misturar, por exemplo, 500 ml de um soluto em 1 litro de 
solvente, se obterá 1,5 litros de solução. Um exemplo disso é uma solução 
aquosa de álcool. Ao dissolver, por exemplo, 100 ml de álcool em 400 ml de 
água, o volume final da solução será um valor abaixo de 500 ml. Isso se 
 
 49 
justifica pois as moléculas de álcool são fortemente atraídas pelas de água por 
ligação de hidrogênio, diminuindo o volume que essa solução ocupa. 
Vamos ver um exemplo de aplicação: 
 
“Sabendo que 400 mL de uma solução foi preparada a partir da mistura de 
2 gramas de um determinado sal com 200 gramas de água, determine o 
valor de sua densidade em g/ml.” 
 
No enunciado da questão, podemos identificar os seguintes dados: 
 Volume da solução = 400 mL 
 Massa do soluto (sal) = 2 g 
 Massa do solvente (água) = 200 g 
 
Para determinar a densidade da solução, basta substituir os valores da massa 
do solvente, massa do soluto e volume da solução na fórmula da densidade: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Portanto, a densidade dessa solução é 0,505g/ml. 
Seguindo em frente, a concentração comum (ou concentração em massa) 
relaciona a quantidade de massa do soluto presente em um determinado 
volume da solução. 
 
 
 
 
 
Na equação acima, representa a massa do soluto e o representa o 
volume total da solução. A unidade de medida mais comum para a 
concentração comum é g/L. 
Vamos resolver juntos o exercício: 
 
“Ao dissolver 100 g de NaOH em água, obtiveram-se 410 mL de solução. 
Calcule a concentração comum em g/L dessa solução.” 
 
 50 
Primeiramente, devemos converter o volume da solução de ml para litros: 
 
V = 410 mL = 0,41 L 
 
Depois, basta substituir os valores na fórmula da concentração comum: 
 
 
 
 
 
 
Portanto, a concentração comum dessa solução é 243g/L. 
 
21. Título em massa e em volume 
 
O título em massa é uma relação entre a massa do soluto e a massa total da 
solução, que como já descrevemos, pode ser descrita como a soma das 
massas de soluto e solvente: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Como é uma razão entre duas grandezas iguais (massa/massa), o título por si 
só não possui unidade de medida. Porém, a maioria dos autores refere-se ao 
título em porcentagem (ou porcentagem em massa), obtido através da 
multiplicação do titulo em massa por 100: 
 
 
 
Vamos resolver um exercício envolvendo título: 
 
 
 51 
“Calcule o título e a porcentagem em massa de uma solução feita a partir 
da dissolução de 368 g de glicerina, C3H8O3, em 1600 g de água.” 
 
Primeiramente, vamos calcular o título, substituindo os valores em sua fórmula: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Agora, podemos calcular a porcentagem em massa substituindo os valores em 
sua fórmula: 
 
 
 
Portanto, o título dessa solução é de 0,185, e a sua porcentagem em massa, 
18,5%. 
Há também o título em volume. Pouco usual, ele relaciona o volume do soluto 
com o volume total da solução. Também não possui unidade de medida e a 
maioria dos autores refere-se a uma porcentagem em volume: 
 
 
 
 
 
 
22. Partes por milhão, bilhão e trilhão (PPM, PPB e PPT) 
 
Normalmente, no aspecto quantitativo das soluções, para se calcular a relação 
entre a massa do soluto e a massa da solução, utiliza-se o título ou a 
porcentagem em massa, que vimos no ultimo item. 
 
 52 
Porém, existem alguns casos em que a massa do soluto presente na solução é 
tão pequena, que praticamente a massa do solvente é igual à massa da 
solução. Nesses casos, não se pode usar como referencial uma 
porcentagem, ou seja, analisar quantos gramas de soluto há em 100 unidades 
da solução. Assim, é preciso usar como referência quantidades maiores de 
solução. 
E para isso, a concentração em partes por milhão (PPM) indica a quantidade, 
em gramas, de soluto presente em 1000000 gramas da solução. Em resumo, é 
uma unidade de concentração que serve para relacionar a massa do soluto 
com a de soluções que estão muito diluídas: 
 
 
 
 
 
 
Existem casos em que a solução está tão diluída que é necessário usar partes 
por bilhão (PPB) ou até partes por trilhão (PPT), que seguem a mesma lógica 
da concentração PPM: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Se a solução for sólida ou líquida, a relação nessas concentrações é de 
massa/massa; se a solução for gasosa, a relação é de volume/volume; e se a 
solvente da solução for a água, a relação pode ser de massa/volume,