Relações de Massas e Átomos

Prévia do material em texto

<p>RELAÇÕES DE MASSAS</p><p>. MASSAS DOS ÁTOMOS</p><p>É muito importante, tanto nas atividades em laboratório como nas indústrias, saber antecipadamente as quantidades</p><p>de reagentes que devemos usar para obter a quantidade desejada de produtos. A previsão das quantidades só é</p><p>possível através de cálculos das massas e dos volumes das substâncias envolvidas nas reações químicas. No</p><p>entanto, muitas vezes é necessário determinar também o número de átomos ou de moléculas das substâncias que</p><p>reagem ou são produzidas. Para isso, um primeiro passo é conhecer a massa dos átomos.</p><p>Como átomos ou moléculas são entidades muito pequenas para serem “pesadas”</p><p>isoladamente, foi estabelecido um padrão para comparar suas massas.</p><p>Determinar a massa de um corpo ("pesá-lo") é comparar sua massa com um</p><p>padrão de massa conveniente e previamente escolhido.</p><p>UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (U)</p><p>Atualmente, nossa escala de massas atômicas está baseada no isótopo mais comum</p><p>do carbono, com número de massa igual a 12 (12C), ao qual foi atribuída exatamente a</p><p>massa de 12 unidades de massa atômica (u).</p><p>• O 12C foi escolhido em 1962 e é usado atualmente em todos os países do mundo.</p><p>• 1 u = 1,66054 · 10–24 g.</p><p>Massa atômica de um átomo (MA)</p><p>A massa atômica de um átomo é sua massa determinada em u, ou seja, é a massa comparada com 1/12 da massa</p><p>do 12C.</p><p>As massas atômicas dos diferentes átomos podem ser determinadas experimentalmente com grande precisão,</p><p>usando um aparelho denominado espectrômetro de massa.</p><p>. Para facilitar nossos cálculos não usaremos esses valores exatos; faremos um</p><p>“arredondamento” para o número inteiro mais próximo:</p><p>Observação</p><p>Os valores arredondados das massas atômicas são iguais aos números de massa (A) dos átomos; por esse motivo,</p><p>usaremos o A como se fosse o MA.</p><p>Massa atômica de um elemento</p><p>A massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos. Vejamos como se</p><p>calcula a massa atômica do elemento neônio, que é constituído</p><p>de três isótopos.</p><p>1</p><p>Logo, a massa atômica do elemento neônio será igual a 20,179 u, e a sua representação na tabela periódica é feita</p><p>conforme indicado na ilustração ao lado.</p><p>Massa molecular</p><p>É a soma das massas atômicas dos átomos que constituem as moléculas. Vejamos alguns exemplos:</p><p>Observação:_____________________________________________________________</p><p>Para compostos iônicos, utiliza-se a expressão massa-fórmula. Por simplificação, é comum utilizar o termo massa</p><p>atômica tanto para átomos como para íons monoatômicos, enquanto o termo massa molecular é utilizado tanto</p><p>para compostos moleculares como para iônicos.</p><p>___________________________________________________________________________</p><p>HORA DO EXERCÍCIO!!!!!!</p><p>1. Calcule as massas moleculares das seguintes substâncias:</p><p>a) C2H6</p><p>b) SO2</p><p>c) CaCO3</p><p>d) NaHSO4</p><p>e) CH3COONa</p><p>f) (NH4)3PO4</p><p>g) Fe4[Fe(CN)6]3</p><p>h) Na2CO3. 10 H2O</p><p>2. O propano um dos constituíntes do gás de cozinha tem massa molecular 44 u e fórmula C3HX. Qual o valor de</p><p>X? (Dado MA: H=1 e C=12)</p><p>3. A glicose é um açúcar muito importante para o nosso metabolismo e tem fórmula molecular do tipo: CXH2XOX.</p><p>Sabendo que a massa molecular da glicose é 180 u, qual o valor de X? (Dado MA: H=1, C=12 e O=16)</p><p>4. O ácido nítrico (HNO3) é utilizado na fabricação de explosivos como nitroglicerina e dinamite (TNT). Qual a sua</p><p>massa molecular? (Dado MA: H=1, N=14 e O=16)</p><p>5. O gás metano (CH4) é formado na fermentação de vegetais e pode ser usado como combustível. Quantas vezes</p><p>a massa da molécula do CH4 é maior que o carbono-12? (Dado MA: H=1 e C=12)</p><p>6. O éter de farmácia tem fórmula:</p><p>CH3 - CH2 - O - CH2 - CH3</p><p>Qual a sua massa molecular? (Dado MA: H=1, C=12 e O=16)</p><p>7. Qual a relação entre as massas moleculares dos principais gases componentes do ar (N2 e O2)? (Dado MA: N=14</p><p>e O=16)</p><p>8. O etanol é o álcool extraído da cana de açúcar e tem fórmula</p><p>H3C - CH2 - OH</p><p>2</p><p>Qual sua massa molecular? (Dado MA: H=1, C=12 e O=16)</p><p>9. Uma substância tem fórmula C5HX e apresenta massa molecular 72. Qual o valor de X? (Dado MA: H=1 e C=12)</p><p>10. O etileno glicol, aditivo da água do radiador de carros, tem fórmula molecular do tipo CXH3XOX. Sabendo que sua</p><p>massa molecular vale 62 u, qual a fórmula real do aditivo?</p><p>CONSTANTE DE AVOGADRO</p><p>OU NÚMERO DE AVOGADRO</p><p>Como contar a quantidade de grãos de arroz existentes num saco de 5 kg? Existe uma maneira mais prática do que</p><p>contar os grãos um por um. Inicialmente contamos certa quantidade de grãos e determinamos sua massa. A seguir</p><p>estabelecemos uma relação entre a massa dessa quantidade fixa e a massa do arroz contida no saco.</p><p>Veja como isso pode ser feito:</p><p>Vamos supor que 100 grãos de arroz tenham massa de 2 g. Usando a relação entre massa e número de grãos,</p><p>temos:</p><p>Um procedimento semelhante nos permite descobrir o número de partículas numa amostra.</p><p>Amedeo Avogadro (1776-1856) foi o primeiro cientista a conceber a idéia de que uma amostra de um elemento, com</p><p>massa em gramas numericamente igual à sua massa atômica (MA), apresenta sempre o mesmo número de átomos</p><p>(N).</p><p>Avogadro não conseguiu determinar o valor de N. Ao longo do século XX, muitos experimentos — bastante</p><p>engenhosos — foram feitos para determinar esse número N, denominado posteriormente Número de Avogadro</p><p>(Constante de Avogadro), em homenagem ao cientista.</p><p>Esse número (N) tem como valor aceito atualmente:</p><p>Em uma massa em gramas numericamente igual à massa atômica, para qualquer elemento, existem 6,02 ·</p><p>1023 átomos.</p><p>Em uma massa em gramas numericamente igual à massa molecular (MM), para qualquer substância</p><p>molecular, existem 6,02 · 1023 moléculas.</p><p>MOL: A UNIDADE DE QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIAS</p><p>No nosso cotidiano, compramos, vendemos e contamos coisas indicando sua massa (1 quilo de açúcar) ou seu</p><p>volume (1 litro de leite) ou ainda seu número de unidades.</p><p>Em Química, como trabalhamos com átomos e moléculas, que são extremamente pequenos, vamos tomar, como</p><p>unidade, os conjuntos formados por 6,02 · 1023 partículas (átomos, moléculas, íons etc.). Essa unidade recebe o</p><p>nome de mol.</p><p>Atualmente, por resolução da IUPAC:</p><p>Mol é a quantidade de substância que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos de 12C contidos</p><p>em 0,012 kg (12 g) de 12C.</p><p>Como em 12 g de 12C existem 6,02 · 1023 átomos:</p><p>Mol é a quantidade de substância que contém 6,02 · 1023 entidades.</p><p>3</p><p>MASSA MOLAR (M)</p><p>Massa molar é a massa que contém 6,02 · 1023 entidades.</p><p>Sua unidade é grama mol–1 (g/mol).</p><p>DETERMINAÇÃO DA QUANTIDADE</p><p>DE SUBSTÂNCIA = NÚMERO DE MOL</p><p>É a relação entre a massa (m) de uma amostra de substância e sua massa molar (M).</p><p>Conhecendo o número de mol, podemos estabelecer uma relação entre a massa (g) e o número de</p><p>partículas.</p><p>HORA DO EXERCÍCIO!!!!!!</p><p>01. Complete:</p><p>a) 1 mol de átomos de ferro (Fe=56) pesa ________ gramas e contém _____________ átomos.</p><p>b) 1 mol de gás oxigênio (O2) pesa __________ gramas e contém _____________ moléculas (Dado MA: O=16)</p><p>02. Complete:</p><p>a) 4 mols de C5H12 ______________ mols de átomos de C</p><p>______________ mols de átomos de H</p><p>b) 6 mols de CO2 ______________ mols de átomos de C</p><p>______________ mols de átomos de O</p><p>03. Quantos átomos de carbono existem em um pedaço de grafite com massa 2,4.10-3 g? (Dado MA do C = 12u)</p><p>04. Considere as seguintes amostras: 9,8 g de H2SO4 e 3,2 g de gás oxigênio. Em qual das amostras há maior</p><p>número de átomos de oxigênio? (Dado MA: H=1, O=16 e S=32)</p><p>05. Qual a massa em gramas de um átomos de carbono? (Dado MA: C=12)</p><p>06. Qual a massa em gramas de uma molécula de etano (C2H6)? (Dado MA: H=1 e C=12)</p><p>07. Qual a massa em gramas de um átomo de magnésio? (Dado MA: Mg=24)</p><p>4</p><p>08. Qual a massa em gramas de uma molécula de água? (Dado MA: H=1 e O=16)</p><p>09. Um anel contém 0,05 mol de átomos de prata. Qual a massa de prata no anel? (Dado MA: Ag=107,8)</p><p>10. Um tanque de gasolina contém 50 mols de isoctano (C8H18). Qual a massa correspondente? (Dado MA: H=1 e</p><p>C=12)</p><p>11. Quantas moléculas de glicose (C6H12O6) existem em uma colher contendo 3,6 g daquele açúcar? (Dado MA:</p><p>H=1 , C=12 e O=16)</p><p>12. Qual a massa de uma molécula de glicose?</p><p>13. 19,6</p><p>g de uma substância contém 1,2.1023 moléculas. Determine a massa molecular da substância.</p><p>14. 14 g de um metal possuem 1,5.1023 átomos. Qual a massa atômica do elemento?</p><p>15. Qual a massa de 3,0.1022 moléculas de gás carbônico (CO2)? (Dado MA: O=16 e C=12)</p><p>16. Calcule o número de moléculas em um balão contendo 8,0 g de gás argônio. (Dado MA: Ar=40)</p><p>17. Quantos átomos de ferro existem em uma janela com 11,2 Kg de ferro?</p><p>(Dado MA: Fe=56)</p><p>18. Qual a massa de gás neônio em uma lâmpada fluorescente que contém 2,4.1023 átomos de neônio? (Dado MA:</p><p>Ne=20)</p><p>19. Um pedaço de bronze contém 1,2.1023 átomos de cobre e 0,05 mol de átomos de estanho. Qual a massa</p><p>daquela liga metálica? (Dado MA: Cu=63,5 e Sn= 119)</p><p>20. O tanque de combustível de um carro contém 3680 g de etanol (C2H6O) e 360 g de água. Determine o número</p><p>de mols da cada substância? (Dado MA: H=1, C=12 e O=16)</p><p>REAÇÕES QUÍMICAS</p><p>1 – Conceito: é um processo pelo qual certas substâncias são transformadas em outras, em conseqüência de</p><p>rearranjo de seus átomos.</p><p>Obs.: Evidência de ocorrência de reações químicas</p><p>- mudança de cor;</p><p>- liberação de gases (efervescência);</p><p>- formação de um sólido (precipitado);</p><p>- aparecimento de uma chama ou luminosidade.</p><p>2 – Equação Química: é a representação gráfica de uma reação química.</p><p>Numa equação química temos: coeficientes, os números que precedem as fórmulas e que indicam a proporção entre</p><p>as substâncias que participam da reação; e índices, os números que sucedem os símbolos dos elementos e indicam</p><p>o número de átomos presentes nas substâncias.</p><p>2.1 – Não-balanceada: quando o número de átomos do produto é diferente do número de átomos dos reagentes.</p><p>Ex.: H2 + O2H2O</p><p>2.2 – Balanceada: quando o número de átomos do produto é igual ao número de átomos dos reagentes.</p><p>Ex.: 2H2 + O22H2O</p><p>Balanceamento das Reações Químicas Método das Tentativas</p><p>Balanceamento de reações:</p><p>Ajustar ou Balancear uma equação química consiste em igualar o número total de átomos de cada elemento nos dois</p><p>membros da equação.</p><p>Uma das maneiras de balancear uma equação química é usar o Método das Tentativas, ao qual sugerimos a</p><p>seguinte seqüência:</p><p>1º) Ajustar os átomos dos metais;</p><p>5</p><p>2º) Ajustar os átomos dos ametais;</p><p>3º) Ajustar os átomos de hidrogênio;</p><p>4º) Ajustar os átomos de oxigênio.</p><p>Exemplos:</p><p>Balancear as equações químicas:</p><p>Ex1- Aℓ(OH)3 + H2S → Aℓ2S3 + H2O</p><p>1º Passo) Ajustar o alumínio</p><p>2Aℓ(OH)3 + H2S → Aℓ2S3 + H2O</p><p>2º Passo) Ajustar o enxofre</p><p>2Aℓ(OH)3 + 3H2S → Aℓ2S3 + H2O</p><p>3º Passo) Ajustar o hidrogênio</p><p>2Aℓ(OH)3 + 3H2S → Aℓ2S3 + 6H2O</p><p>4º Passo) Observe que o oxigênio ficou automaticamente ajustado</p><p>2Aℓ(OH)3 + 3H2S → Aℓ2S3 + 6H2O</p><p>Os valores encontrados (2, 3, 1 e 6) são denominados de coeficientes estequiométricos.</p><p>Ex2- C4H10 + O2 → CO2 + H2O</p><p>1º Passo) Ajustar o carbono</p><p>C4H10 + O2 → 4 CO2 + H2O</p><p>2º Passo) Ajustar o hidrogênio</p><p>C4H10 + O2 → 4 CO2 + 5 H2O</p><p>3º Passo) Ajustar o oxigênio</p><p>C4H10 + 6,5 O2 → 4 CO2 + 5 H2O</p><p>4º Passo) É preferível que os coeficientes estequiométricos sejam os menores números inteiros possíveis. Logo,</p><p>podemos multiplicar todos coeficientes da equação por 2.</p><p>2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O</p><p>HORA DO EXERCICIO!!!!!</p><p>05. Acertar os coeficientes das equações abaixo pelo método das tentativas, considerando os menores</p><p>inteiros possíveis.</p><p>a) SO2 + O2 → SO3</p><p>b) N2 + H2 → NH3</p><p>c) HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + H2O</p><p>d) Mg + H3PO4 → Mg3(PO4)2 + H2</p><p>e) Fe(OH)3 + H2SO3 → Fe2(SO3)3 + H2O</p><p>f) CO + O2 → CO2</p><p>g) Ca(HCO3)2 + HCℓ → CaCℓ 2 + CO2 + H2O</p><p>h) C2H5OH + O2 → CO2 + H2O</p><p>05. Faça o balanceamento das equações a seguir pelo método das tentativas:</p><p>a) BaO + As2O5 Ba3(AsO4)2</p><p>6</p><p>b) H2 + O2 H2O</p><p>c) Al(OH)3 + H4SiO4 Al4(SiO4)3 + H2O</p><p>d) Cu(OH)2 + H4P2O7 Cu2P2O7 + H2O</p><p>e) FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2</p><p>f) Fe2(SO4)3 + H2O + SO2 Fe2SO4 + H2SO4</p><p>g) H20 + CO2 H2CO3</p><p>h) Fe3O4 + HBr FeBr2 + FeBr3 + H2O</p><p>i) SO3 + KOH K2SO4 + H2O</p><p>j) C2H5OH + O2 CO2 + H2O</p><p>k) C6H6 + O2 CO2 + H2O</p><p>03. Faça o balanceamento das equações abaixo com os menores coeficientes inteiros e responda as perguntas:</p><p>a) Cl2 + NaOH NaCl + NaClO + H2O</p><p>b) HIO3 + HI I2 + H2O</p><p>c) Al(OH)3 + H4SiO4 Al4(SiO4)3 + H2O</p><p>A- Qual a soma dos coeficientes da equação c?</p><p>B- Qual a soma dos coeficientes dos reagentes da equação b?</p><p>C- Qual a soma dos coeficientes na equação b?</p><p>D- Qual a substância encontrada nos reagentes das equações que apresenta maior coeficiente?</p><p>E- Qual a soma dos coeficientes da água encontrados nas equações a, b e c?</p><p>ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS</p><p>As bases para o estudo da estequiometria das reações químicas foram lançadas no século XVIII por cientistas que</p><p>conseguiram expressar matematicamente as regularidades que ocorrem nas reações químicas, através das Leis das</p><p>Combinações Químicas.</p><p>Essas leis foram divididas em dois grupos:</p><p>• Leis ponderais: relacionam as massas dos participantes de uma reação.</p><p>• Lei volumétrica: relaciona os volumes dos participantes de uma reação.</p><p>7</p><p>LEIS PONDERAIS</p><p>Lei da conservação da massa ou Lei de Lavoisier</p><p>“Em um sistema, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos”.</p><p>A + B ----- AB</p><p>2g 5g 7g</p><p>Lei das proporções definidas ou Lei de Proust</p><p>“ Toda substância apresenta uma proporção constante em massa, na sua composição, e a proporção na qual as</p><p>substâncias reagem e se formam é constante”.</p><p>A + B ------ AB</p><p>2g 5g 7g</p><p>4g 10g 14g</p><p>Com a Lei de Proust podemos prever as quantidades das substâncias que participarão de uma reação</p><p>química.</p><p>LEIS VOLUMÉTRICAS</p><p>Lei de Gay-Lussac</p><p>“Os volumes de todas as substâncias gasosas envolvidas em um processo químico estão entre si em uma relação de</p><p>números inteiros e simples, desde que medidos à mesma temperatura e pressão”.</p><p>1 L de H2 + 1 L de Cl2 à 2 L de HCl relação de números inteiros e simples: 1:1:2</p><p>Cabe aqui observar que nem sempre a soma dos volumes dos reagentes é igual à dos produtos. Isso quer dizer que</p><p>não existe lei de conservação de volume, como ocorre com a massa.</p><p>10 L de H2 + 5 L de O2 à 10 L de H2O relação de números inteiros e simples: 10:5:10, que pode ser</p><p>simplificada por 2:1:2</p><p>Lei ou hipótese de Avogadro</p><p>“Volumes iguais de gases diferentes possuem o mesmo número de moléculas, desde que mantidos nas mesmas</p><p>condições de temperatura e pressão”. Para melhor entender a Lei de Gay-Lussac, o italiano Amedeo Avogadro</p><p>introduziu o conceito de moléculas, explicando por que a relação dos volumes é dada por números inteiros. Dessa</p><p>forma foi estabelecido o enunciado do volume molar.</p><p>OS COEFICIENTES E A QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA (MOL)</p><p>As equações químicas nos mostram a proporção em número de moléculas, segundo a qual as substâncias reagem e</p><p>se formam. Entretanto, quando estamos num laboratório ou numa indústria, trabalhamos com quantidades de</p><p>substância medidas em massa (g, kg, ton…).</p><p>Podemos estabelecer uma relação entre essas situações: nível microscópico e nível macroscópico, respectivamente,</p><p>dando uma nova interpretação aos coeficientes das equações.</p><p>8</p><p>Essa conclusão, de grande importância, mostra que os coeficientes de cada substância, numa equação balanceada,</p><p>correspondem aos números de mol de cada um dos participantes.</p><p>A quantidade de matéria em mol pode ser expressa em outras grandezas, tais como: massa em gramas, volume de</p><p>gases e, ainda, número de moléculas.</p><p>O que foi demonstrado para a reação de formação da amônia é válido para qualquer reação</p><p>química, o que permite prever as quantidades de reagentes e produtos envolvidos em uma reação.</p><p>Em todos esses tipos de cálculo estequiométrico vamos nos basear nos coeficientes da equação que, como vimos,</p><p>dão a proporção em mols dos componentes da reação.</p><p>REGRAS</p><p>1ª regra: Escreva corretamente a equação química mencionada no problema (caso ela não tenha sido fornecida);</p><p>2ª regra: As reações devem ser balanceadas corretamente (tentativa ou oxi-redução), lembrando que os</p><p>coeficientes indicam as proporções</p><p>em mols dos reagentes e produtos;</p><p>3ª regra: Caso o problema envolva pureza de reagentes, fazer a correção dos valores, trabalhando somente com</p><p>a parte pura que efetivamente irá reagir;</p><p>4ª regra: Caso o problema envolva reagentes em excesso – e isso percebemos quando são citados dados</p><p>relativos a mais de um reagente – devemos verificar qual deles está correto. O outro, que está em excesso, deve</p><p>ser descartado para efeito de cálculos.</p><p>5ª regra: Relacione, por meio de uma regra de três, os dados e a pergunta do problema, escrevendo</p><p>corretamente as informações em massa, volume, mols, moléculas, átomos, etc. Lembre-se de não podemos</p><p>esquecer a relação:</p><p>1 mol = ......g = 22,4 L (CNTP) = 6,02x1023</p><p>6ª regra: Se o problema citar o rendimento da reação, devemos proceder à correção dos valores obtidos.</p><p>9</p><p>Exercícios resolvidos</p><p>RELAÇÃO MASSA - MASSA</p><p>Na reação gasosa N2 + H2 → NH3, qual a massa, em g, de NH3 obtida, quando se reagem totalmente 18g de</p><p>H2?</p><p>Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 →2NH3.</p><p>Veja os dados informados (18g de H2) e o que está sendo solicitado (massa de NH3) e estabeleça uma regra de três.</p><p>3H2 -------------- 2NH3</p><p>3x2g -------------- 2x17g</p><p>18g -------------- x</p><p>x= 102g</p><p>Na reação gasosa N2 + H2 → NH3, qual a massa, em kg, de NH3 obtida, quando se reagem totalmente 280g</p><p>de N2?</p><p>Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 → 2NH3.</p><p>Veja os dados informados (280g de N2) e o que está sendo solicitado (massa de NH3 em kg) e estabeleça uma regra</p><p>de três.</p><p>1N2 -------------- 2NH3</p><p>1x28g ----------- 2x17g</p><p>280g -------------- x</p><p>x= 340g ou x= 0,34 kg</p><p>RELAÇÃO MASSA - VOLUME</p><p>Na reação gasosa N2 + H2 → NH3, qual o volume de NH3 obtido nas CNTP, quando se reagem totalmente</p><p>18g de H2?</p><p>Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 → 2NH3.</p><p>Veja os dados informados (18g de H2) e o que está sendo solicitado (volume de NH3 nas CNTP) e estabeleça uma</p><p>regra de três.</p><p>3H2 -------------- 2NH3</p><p>3 x 2g -------------- 2 x 22,4L</p><p>18g -------------- x</p><p>x= 134,4L</p><p>Na reação gasosa N2 + H2 → NH3, qual o volume de H2 consumido nas CNTP, quando é produzido 340g de</p><p>NH3?</p><p>10</p><p>Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 → 2NH3.</p><p>Veja os dados informados (340g de NH3) e o que está sendo solicitado (volume de H2 em L nas CNTP) e estabeleça</p><p>uma regra de três.</p><p>3H2 -------------- 2NH3</p><p>3 x 22,4L ------------- 2 x 17g</p><p>x -------------- 340g</p><p>x= 672L</p><p>RELAÇÃO MASSA - Nº MOLÉCULAS</p><p>Na reação gasosa N2 + H2 → NH3, qual o número de moléculas de NH3 obtido, quando se reagem totalmente 18g de</p><p>H2?</p><p>Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 → 2NH3.</p><p>Veja os dados informados (18g de H2) e o que está sendo solicitado (número de moléculas de NH3) e estabeleça uma</p><p>regra de três.</p><p>3H2 -------------- 2NH3</p><p>3 x 2g --------------2 x 6,02x1023</p><p>18g -------------- x</p><p>x= 18,06x1023 ou x= 1,806x1024 moléculas</p><p>Na reação gasosa N2 + H2 → NH3, qual o número de moléculas de H2 consumido, quando é produzido 340g</p><p>de NH3?</p><p>Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 → 2NH3.</p><p>Veja os dados informados (340g de NH3) e o que está sendo solicitado (número de moléculas de H2) e estabeleça</p><p>uma regra de três.</p><p>3H2 -------------- 2NH3</p><p>3 x 6,02x1023 --------- 2 x 17g</p><p>x -------------- 340g</p><p>x= 180,6x1023 ou x= 1,806x1025</p><p>HORA DO EXERCICIO!!!!!</p><p>01. (PAVE - 2012) Um vinho que fica aberto (em contato com o ar) por muito tempo pode sofrer oxidação</p><p>à vinagre. Esta reação química está apresentada pelas fórmulas moleculares: C2H6O + O2 → C2H4O2 +</p><p>H2O</p><p>Para produzir um vinagre que possua 6 g de ácido acético (C2H4O2), a massa de etanol (C2H6O) a ser oxidada é de:</p><p>a) 3,5 g. b) 7,8 g. c) 60,0 g. d) 4,6 g. e) 78,0 g.</p><p>02. Na reação N2 + 3H2 → 2NH3 qual a massa de NH3 obtida quando se reagem totalmente 3g de H2?</p><p>Resposta: 17g de NH3</p><p>11</p><p>03. Na reação N2 + 3H2 → 2NH3 qual o volume de N2, a 0ºC e 1 atm, obtido quando se reagem totalmente 3g de H2?</p><p>Resposta: 11,2L</p><p>04. O hipoclorito de sódio, é uma substância comercializada, em solução aquosa, com o nome de água sanitária ou</p><p>água de lavadeira,possuindo propriedades bactericidas e alvejantes. Esse sal é produzido a partir de cloro e de soda</p><p>cáustica, de acordo com a reação equacionada a seguir:</p><p>Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O</p><p>Determine as massas de cloro e de soda cáustica necessárias à obtenção de 1490g de hipoclorito de</p><p>sódio.(Empregue os seguintes valores de massa molar: Cl2 = 71,0g/mol . NaOH = 40,0g/mol . NaClO= 74,5g/mol )</p><p>Reposta: 1420 g de Cl2 e 1600 g de NaOH</p><p>05. A combustão completa do metanol pode ser representada pela equação não-balanceada:</p><p>CH3OH(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)</p><p>Quando se utilizam 5,0 mols de metanol nessa reação, quantos mols de CO2 são produzidos?</p><p>a) 1,0 b) 2,5 c) 5,0 d) 7,5 e) 10</p><p>06. O alumínio é obtido pela eletrólise da bauxita (Al2O3 ). Nessa eletrólise, ocorre a formação de oxigênio que reage</p><p>com os eletrodos de carbono utilizados no processo. A equação que representa o processo global é:</p><p>2 Al2O3 + 3 C →_ 3 CO2 + 4 Al</p><p>A massa de Al2 O3 consumida na obtenção de 54g de alumínio será, aproximadamente, igual a:</p><p>Dados: C = 12 u; O = 16 u; Al = 27 u.</p><p>Resposta: 76,5g</p><p>07. O ácido fosfórico, usado em refrigerante tipo “cola” e possível causador da osteoporose, pode ser formado a partir</p><p>da equação não-balanceada:</p><p>Ca3(PO4)2+ H2SO4 → H3PO4 + CaSO4</p><p>Partindo-se de 62g de Ca3(PO4)2 e usando-se quantidade suficiente de H2SO4 , qual, em gramas, a massa</p><p>aproximada de H3PO4 obtida ?</p><p>Dados: H = 1u; O = 16u; P = 31u; Ca = 40u.</p><p>Resposta: 39 g</p><p>08.Jaques A. C. Charles, químico famoso por seus experimentos com balões, foi o responsável pelo segundo vôo</p><p>tripulado. Para gerar gás hidrogênio, com o qual o balão foi cheio, ele utilizou ferro metálico e ácido, conforme a</p><p>seguinte reação:</p><p>Fe(s) + H2SO4(aq) →FeSO4(aq) + H2(g)</p><p>Supondo-se que tenham sido utilizados 448kg de ferro metálico; o volume, em litros, de gás hidrogênio obtido nas</p><p>CNTP foi de:</p><p>Dados: O = 16 g/mol; Fe = 56 g/mol.</p><p>Resposta: 179,2 L</p><p>PUREZA</p><p>Pureza: É comum o uso de reagentes impuros, principalmente em reações industriais, ou porque são mais baratos</p><p>ou porque já são encontrados na natureza acompanhados de impurezas (o que ocorre, por exemplo, com os</p><p>minérios).</p><p>Grau de pureza: é o quociente entre a massa da substância principal e a massa total da amostra (ou massa do</p><p>material bruto).</p><p>Em 200g de calcário encontramos 180g de CaCO3 e 20g de impurezas. Qual o grau de pureza do calcário?</p><p>200g -------------100%</p><p>180g -------------</p><p>x</p><p>x = 90%</p><p>Uma amostra de 200 kg de calcário (com teor de 80% de CaCO3) foi tratada com ácido fosfórico - H3PO4 - conforme</p><p>a equação química balanceada:</p><p>3CaCO3 + 2H3PO4 -------1Ca3(PO4)2 + 3H2O + 3CO2. Calcule a massa de Ca3(PO4)2 formado.</p><p>12</p><p>Os coeficientes já estão acertados: 3CaCO3 + 2H3PO4 ---------- 1Ca3(PO4)2 + 3H2O + 3CO2</p><p>Veja os dados informados (200 kg de Calcário com 80% de pureza, ou seja, temos apenas 160kg de CaCO3) e o que</p><p>está sendo solicitado (massa do sal formado - Ca3(PO4)2) e estabeleça uma regra de três.</p><p>3CaCO3 -------------- 1Ca3(PO4)2</p><p>3x100g---------------- 1x310g</p><p>160kg --------------- x</p><p>x=165,33 kg</p><p>Considere a reação FeS + HCl ---------- FeCl2 + H2S. Qual a massa de cloreto ferroso - FeCl2 - obtida quando 1100g</p><p>de sulfeto ferroso - FeS de 80% de pureza reagem com excesso de ácido clorídrico - HCl?</p><p>Acerte os coeficientes da equação: 1FeS + 2HCl ------------1FeCl2 + 1H2S</p><p>Veja os dados informados (1100g de sulfeto ferroso com 80% de pureza, ou seja, 880g de sulfeto ferroso puro) e o</p><p>que está sendo solicitado (massa de cloreto ferroso) e estabeleça uma regra de três.</p><p>1FeS -------------- 1FeCl2</p><p>1x88g ------------- 1x127g</p><p>880g -------------- x</p><p>x= 1270g</p><p>RENDIMENTO</p><p>Rendimento de uma reação é o quociente entre a quantidade de produto realmente obtida e a quantidade de produto</p><p>que seria teoricamente obtida pela equação química correspondente.</p><p>Queimando-se 30g de carbono puro, com rendimento de 90%, qual a massa de dióxido de carbono (CO2) obtida,</p><p>conforme a equação: C + O2→ CO2 .</p><p>Os coeficientes já estão acertados: 1C + 1O2 →1CO2 .</p><p>Veja os dados informados (30g de Carbono puro com 90% de rendimento) e o que está sendo solicitado (massa de</p><p>dióxido de carbono obtida) e estabeleça uma regra de três.</p><p>1C -------------- 1CO2</p><p>1x12g----------- 1x44g</p><p>30g --------------- x</p><p>x=110g (considerando que o rendimento seria de 100%)</p><p>estabeleça outra regra de três para calcular o rendimento (90%)</p><p>110g -------------100% (rendimento teórico)</p><p>y --------------- 90%</p><p>y= 99g</p><p>13</p><p>REAGENTE EM EXCESSO E LIMITANTE</p><p>Quando são dadas as quantidades de dois ou mais participantes: É importante lembrar que as substâncias não</p><p>reagem na proporção que queremos (ou que as misturamos), mas na proporção que a equação (ou seja, a Lei de</p><p>Proust) as obriga. Quando o problema dá as quantidades de dois participantes, provavelmente um deles está em</p><p>excesso, pois, em caso contrário, bastaria dar a quantidade de um deles e a quantidade do outro seria calculada.</p><p>Para fazer o cálculo estequiométrico, baseamo-nos no reagente que não está em excesso (denominado reagente</p><p>limitante).</p><p>Nesse caso devemos seguir as etapas:</p><p>1ª - Considere um dos reagentes o limitante e determine quanto de produto seria formado;</p><p>2ª - Repita o procedimento com o outro reagente;</p><p>3ª - A menor quantidade de produto encontrada corresponde ao reagente limitante e indica a quantidade de produto</p><p>formada.</p><p>Foram misturados 40g de gás hidrogênio (H2) com 40g de gás oxigênio, com a finalidade de produzir água, conforme</p><p>a equação: H2 + O2 → H2O. Determine:</p><p>a)o reagente limitante;</p><p>b)a massa de água formada;</p><p>c)a massa de reagente em excesso.</p><p>Acerte os coeficientes da equação:2H2 +1O2 →2H2O.</p><p>Vamos considerar que o H2 seja o reagente limitante.</p><p>2H2 --------------- 2H2O</p><p>2x2g----------------2x18g</p><p>40g ------------------ x</p><p>x=360g</p><p>Em seguida, vamos considerar que o O2 seja o reagente limitante.</p><p>1O2 --------------- 2H2O</p><p>1x32g------------- 2x18g</p><p>40g ------------------ xy</p><p>y=45g</p><p>Observe que a menor quantidade água corresponde ao consumo total de O2, que é realmente o reagente limitante. A</p><p>massa de água produzida será de 45g.</p><p>Agora vamos calcular a massa de H2 que será consumida e o que restou em excesso, aplicando uma nova regra de</p><p>três:</p><p>2H2 --------------- 2O2</p><p>2x2g---------------2x32g</p><p>z -------------- 40g</p><p>z=5g (massa de H2 que irá reagir)</p><p>14</p><p>Como a massa total de H2 era de 40g e só 5g irá reagir, teremos um excesso de 35g (40-5).</p><p>Dessa forma, passaremos a responder os quesitos solicitados:</p><p>a)reagente limitante: O2</p><p>b)massa de água formada: 45g</p><p>c)massa de H2 em excesso: 35g</p><p>Exercícios propostos</p><p>01.Qual a massa de água que se forma na combustão de 1g de gás hidrogênio (H2), conforme a reação H2 + O2</p><p>→ H2O?</p><p>R:9</p><p>02. Sabendo que 10,8g de alumínio reagiram completamente com ácido sulfúrico, conforme a reação: Al + H2SO4 →</p><p>Al2(SO4)3 + H2, calcule:</p><p>a)massa de ácido sulfúrico consumida;</p><p>b)massa de sulfato de alumínio produzida;</p><p>c)volume de gás hidrogênio liberado, medido nas CNTP.</p><p>R: a)58,8g b)68,4g c) 13,44L</p><p>03.Qual a massa de gás oxigênio necessária para reagir com 560g de monóxido de carbono, conforme a equação:</p><p>CO + O2 → CO2 ?</p><p>R: 320g</p><p>04. Calcular a massa de óxido cúprico (CuO) a partir de 5,08g de cobre metálico, conforme a reação: Cu + O2 →</p><p>CuO.</p><p>R:6,36g</p><p>05. Efetuando-se a reação entre 18g de alumínio e 462g de gás cloro, segundo a equação química: Al + Cl2 → AlCl3</p><p>, obtém-se qual quantidade máxima de cloreto de alumínio?</p><p>R: 89g</p><p>06. Quantos mols de O2 são obtidos a partir de 2,0 mols de pentóxido de dinitrogênio (N2O5), de acordo com a</p><p>reação: N2O5 + K2O2 → KNO3 + O2</p><p>R: 1,0</p><p>07. Quantas moléculas de gás carbônico podem ser obtidas pela queima de 96g de carbono puro, conforme a</p><p>reação: C + O2 → CO2?</p><p>R:4,816x1024</p><p>08.(Faap-SP) A combustão do metanol (CH3OH) pode ser representada pela equação não balanceada: CH3OH + O2</p><p>→ CO2 + H2O. Quando se utilizam 5,0 mols de metanol nessa reação, quantos mols de gás carbônico são</p><p>produzidos?</p><p>R:5</p><p>09. Quantas moléculas de gás oxigênio reagem com 6 mols de monóxido de carbono, conforme a equação: CO + O2</p><p>→ CO2 ?</p><p>R: 1,806x1024</p><p>10. (UECE) Uma vela de parafina queima-se, no ar ambiente, para formar água e dióxido de carbono. A parafina é</p><p>composta por moléculas de vários tamanhos, mas utilizaremos para ela a fórmula C25H52.</p><p>Tal reação representa-se pela equação: C25H52 + O2 → H2O + CO2 . Responda:</p><p>a)Quantos mols de oxigênio são necessários para queimar um mol de parafina?</p><p>b)Quanto pesa esse oxigênio?</p><p>R: a) 38 b) 1216g</p><p>11. O ácido sulfúrico de larga utilização e fator determinante do índice de desenvolvimento de um país, é obtido pela</p><p>reação SO3 + H2O → H2SO4.</p><p>Reagimos 80g de trióxido de enxofre (SO3) com água em excesso e condições necessárias. Qual a massa de ácido</p><p>sulfúrico obtida nessa reação que tem rendimento igual a 75%?</p><p>R:73,5</p><p>12. Quais são as massas de ácido sulfúrico e hidróxido de sódio necessárias para preparar 28,4g de sulfato de sódio,</p><p>conforme a reação: H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O?</p><p>R:19,6 e 16</p><p>13. 400g de hidróxido de sódio (NaOH) são adicionados a 504g de ácido nítrico (HNO3), produzindo nitrato de sódio</p><p>(NaNO3) e água. Calcule:</p><p>a)massa de nitrato de sódio obtida;</p><p>b)massa do reagente em excesso, se houver.</p><p>R: a) 680g b) 80g de NaOH</p><p>14. (UFRN) Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio (CaCO3), sofre decomposição quando</p><p>submetida a aquecimento, segundo a reação:</p><p>15</p><p>CaCO3 → CaO + CO2.</p><p>Qual a massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800g de calcita? R:358,4</p><p>15. Qual a quantidade máxima de NH3 , em gramas, que pode ser obtida a partir de uma mistura de 140g de gás</p><p>nitrogênio (N2) com 18g de gás hidrogênio (H2), conforme a reação: N2 + H2 → NH3</p><p>R: 102g</p><p>16. (PUC-MG) A equação de ustulação da pirita (FeS) é: FeS + O2 -------SO2 + Fe2O3. Qual a massa de óxido de ferro</p><p>III obtida, em kg, a partir de 300 kg de pirita, que apresenta 20% de impurezas?</p><p>R:218,18</p><p>17. (Fuvest-SP) Qual a quantidade máxima, em gramas, de carbonato de cálcio que pode ser preparada</p><p>misturando-se 2 mols de carbonato de sódio com 3 mols de cloreto de cálcio, conforme a equação: Na2CO3 + CaCl2</p><p>-------- CaCO3 + NaCl.</p><p>R: 200g</p><p>18. 32,70g de zinco metálico (Zn) reagem com uma solução concentrada de hidróxido de sódio (NaOH), produzindo</p><p>64,53g de zincato de sódio (Na2ZnO2). Qual o rendimento dessa reação?</p><p>R:89,69%</p><p>19. Misturam-se 147g de ácido sulfúrico e 100g de hidróxido de sódio que se reajam segundo a reação: H2SO4 +</p><p>NaOH → Na2SO4 + H2O. Qual a massa de sulfato de sódio formada? Qual a massa do reagente que sobra em</p><p>excesso após a reação? R:177,5 e 24,5</p><p>20. Para a produção de soda cáustica (NaOH), uma indústria reage carbonato de sódio com hidróxido de cálcio</p><p>segundo a equação: Na2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + NaOH. Ao reagirmos 265g de carbonato de sódio com 80% de</p><p>pureza, devemos obter que massa, em gramas, de soda cáustica?</p><p>R:160</p><p>21. (UFF-RJ) O cloreto de alumínio é um reagente muito utilizado em processos industriais que pode ser obtido por</p><p>meio da reação entre alumínio metálico e cloro gasoso, conforme a seguinte reação química: Al + Cl2 → AlCl3. Se</p><p>2,70g de alumínio são misturados a 4,0g de cloro, qual a massa produzida em gramas, de cloreto de alumínio?</p><p>R:5,01</p><p>22. Quantas moléculas de gás carbônico (CO2) podem ser obtidas pela queima completa de 9,6g de carbono puro,</p><p>conforme a reação C + O2 → CO2?</p><p>R:4,816x1023</p><p>23. Qual a massa, em gramas, de cloreto de ferro II (FeCl2), em gramas, produzida pela reação completa de 111,6g</p><p>de Fe com ácido clorídrico (HCl), de acordo com a reação química não-balanceada a seguir Fe + HCl → FeCl2 + H2</p><p>?</p><p>R: 253,09</p><p>24. Dada a reação não-balanceada Fe+ HCl → FeCl3 + H2, qual o número de moléculas de gás hidrogênio</p><p>produzidas pela reação de 112g de ferro?</p><p>R:1,806x1024</p><p>25. Qual a quantidade de água formada a partir de 10g de gás hidrogênio, sabendo-se que o rendimento da reação é</p><p>de 80%?</p><p>R: 72g</p><p>26. Quantos mols de ácido clorídrico (HCl) são necessários para produzir 23,4g de cloreto de sódio (NaCl), conforme</p><p>a reação HCl + NaOH → NaCl + H2O?</p><p>R:0,4</p><p>Soluções</p><p>1- Introdução:</p><p>Soluções são misturas homogêneas de 2 ou mais substâncias. O disperso é o soluto, o qual está em menor</p><p>quantidade; e o dispersante é o solvente, que é o componente predominante.</p><p>Exemplo:</p><p>Mistura homogênea de sal e água.</p><p>1.1-Classificação das soluções:</p><p>As soluções são classificadas segundo o seu estado físico. Logo, as soluções são sólidas, líquidas ou gasosas.</p><p>Sólidas – ligas metálicas. Exemplo: ouro comum</p><p>Líquidas – muito comuns. Exemplo: vinagre</p><p>Gasosas – os gases sempre se misturam perfeitamente entre si, resultando uma solução (ou mistura)</p><p>gasosa.</p><p>16</p><p>Exemplo: o ar.</p><p>2- Regra de Solubilidade:</p><p>Semelhante dissolve semelhante.</p><p>Exemplos:</p><p>Mistura de água e álcool.</p><p>Mistura de água e gasolina.</p><p>Em geral, em uma solução o solvente é a substância em maior quantidade. Logo, a água é chamada de</p><p>solvente universal.</p><p>3- Saturação de uma solução:</p><p>O ponto de saturação depende do soluto, do solvente e das condições físicas.</p><p>Coeficiente de solubilidade (Cs) – é a quantidade (em gramas) de soluto para saturar uma quantidade</p><p>padrão de solvente, em determinadas condições de T e P.</p><p>m1 = m2 → Cs = 100 • m1</p><p>Cs 100 m2</p><p>Quando o coeficiente de solubilidade é praticamente nulo – a substância é insolúvel no solvente. Quando</p><p>duas substâncias se dissolvem em qualquer proporção (miscíveis) – o coeficiente de solubilidade é infinito.</p><p>3.1- Classificação das soluções em função do ponto de saturação</p><p>Não-saturadas (ou insaturadas) – contém menos soluto do que o estabelecido pelo Cs.</p><p>Saturadas – atingem o Cs</p><p>Supersaturadas – ultrapassam o Cs.</p><p>Exemplo:</p><p>NaCl em água em condições ambientes (20°C, 1 atm).</p><p>Na solução insaturada – o NaCl se dissolve</p><p>Na solução saturada – o NaCl não se dissolve</p><p>Na solução supersaturada - há precipitação do NaCl excedente.</p><p>Exemplos:</p><p>a) A determinada temperatura, o Cs do iodeto de sódio é igual a 180 g/100 g de H2O. Calcule a massa</p><p>de água necessária para preparar uma solução saturada que contenha 12,6 g desse sal na</p><p>temperatura considerada.</p><p>b) Uma solução aquosa saturada de acetato de chumbo, preparada a 18°C com os cuidados</p><p>necessários, pesou 45 g e, por evaporação, forneceu um resíduo sólido de 15 g. calcule o Cs do sal.</p><p>4. Curvas de solubilidade</p><p>São gráficos que apresentam variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias em função da</p><p>temperatura.</p><p>Exemplo:</p><p>Curva de solubilidade do KNO3</p><p>Temperatura (°C) (g) KNO3 /100g de</p><p>água</p><p>0 13,3</p><p>10 20,9</p><p>20 31,6</p><p>30 45,8</p><p>40 63,9</p><p>50 85,5</p><p>60 110</p><p>70 138</p><p>17</p><p>80 169</p><p>90 202</p><p>100 246</p><p>Para qualquer ponto em cima da curva de solubilidade, a solução é saturada.</p><p>Para qualquer ponto acima da curva de solubilidade, a solução é supersaturada.</p><p>Para qualquer ponto abaixo da curva de solubilidade, a solução é insaturada.</p><p>Através do gráfico também é possível observar que a solubilidade aumenta com o aumento da temperatura.</p><p>Em geral, isso ocorre porque quando o soluto se dissolve com absorção de calor (dissolução endotérmica), as</p><p>substâncias que se dissolvem com liberação de calor (dissolução exotérmica) tendem a ser menos solúveis a</p><p>quente.</p><p>HORA DO EXERCICIO!</p><p>1. Classifique, quanto ao estado de agregação, as seguintes soluções:</p><p>a) ar atmosférico filtrado;</p><p>b) NaCl dissolvido em água;</p><p>c) acetona e água;</p><p>d) iodo dissolvido em clorofórmio;</p><p>e) liga de cobre e zinco.</p><p>2. Classifique as soluções abaixo quanto à condutibilidade elétrica:</p><p>a) HCl com água;</p><p>b) C6H12O6 em água;</p><p>c) NaOH em água;</p><p>d) álcool comum em água</p><p>.</p><p>3. O Li2SO4 apresenta a seguinte curva de solubilidade:</p><p>Os pontos assinalados representam soluções de Li2SO4 com</p><p>diferentes concentrações. A partir da análise do gráfico, pode-se</p><p>afirmar que as soluções supersaturadas são:</p><p>a) D e F.</p><p>b) C, E e H.</p><p>c) A, B e G.</p><p>d) F e G.</p><p>e) D e B.</p><p>18</p><p>5. O coeficiente de solubilidade do nitrato de potássio</p><p>é de 20 g de KNO3, para 100 g de H2O, a 20 ºC.</p><p>Logo, nessa mesma temperatura, a quantidade de sal</p><p>que se pode dissolver em 250 g de H2O será de:</p><p>a) 20 g</p><p>b) 40 g</p><p>c) 50 g</p><p>d) 60 g</p><p>e) 200g</p><p>6. Ainda para o mesmo sal do exercício anterior,</p><p>considerando a mesma temperatura, podemos dizer,</p><p>com relação à dissolução de 200 g do sal em 1.000 g</p><p>de água, que a solução formada pode ser classificada</p><p>como:</p><p>a) heterogênea.</p><p>b) saturada.</p><p>c) insaturada.</p><p>d) supersaturada.</p><p>e) concentrada.</p><p>7. (Ufpe 2000) Uma solução saturada de NH4Cl foi</p><p>preparada a 80°C utilizando-se 200g de água.</p><p>Posteriormente, esta solução sofre um resfriamento</p><p>sob agitação até atingir 40°C. Determine a massa de</p><p>sal depositada neste processo. A solubilidade do</p><p>NH4Cl varia com a temperatura, conforme mostrado</p><p>no gráfico abaixo.</p><p>8. (Ufpe 2003) A solubilidade do oxalato de cálcio a</p><p>20°C é de 33,0 g por 100 g de água. Qual a massa,</p><p>em gramas, de CaC2O4 depositada no fundo do</p><p>recipiente quando 100 g de CaC2O4(s) são</p><p>adicionados em 200</p><p>g de água a 20°C?</p><p>9. (Ufrrj) Observe o gráfico a seguir e responda às</p><p>questões que se seguem.</p><p>a) Qual a menor quantidade de água necessária para</p><p>dissolver completamente, a 60°C, 120g de B?</p><p>b) Qual a massa de A necessária para preparar, a</p><p>0°C, com 100g de água, uma solução saturada (I) e</p><p>outra solução insaturada (II)?</p><p>10. (Unesp) O gráfico a seguir mostra as curvas de</p><p>solubilidade em água, em função da temperatura, dos</p><p>sais KNO3 e MnSO4.</p><p>Com base neste gráfico, discuta se as afirmações a e</p><p>b são verdadeiras ou falsas.</p><p>a) O processo de dissolução dos dois sais é</p><p>endotérmico.</p><p>b) 100 mL de solução saturada a 56°C contêm</p><p>aproximadamente 10g de KNO3.</p><p>12. (Uel) A 10°C a solubilidade do nitrato de potássio é</p><p>de 20,0g/100g H2O. Uma solução contendo 18,0g de</p><p>nitrato de potássio em 50,0g de água a 25°C é</p><p>resfriada a 10°C.</p><p>Quantos gramas do sal permanecem dissolvidos na</p><p>água?</p><p>a) 1,00</p><p>b) 5,00</p><p>c) 9,00</p><p>d) 10,0</p><p>e) 18,0</p><p>13. (Cesgranrio) A curva de solubilidade de um sal</p><p>hipotético é:</p><p>A quantidade de água necessária para dissolver 30</p><p>gramas do sal a 35°C será, em gramas:</p><p>a) 45</p><p>b) 60</p><p>c) 75</p><p>d) 90</p><p>e) 105</p><p>19</p><p>Analisando, no gráfico apresentado, as curvas de</p><p>solubilidade em função da temperatura, é correto</p><p>afirmar que, na temperatura de 20°C, o sólido que</p><p>deverá precipitar primeiro é o</p><p>a) NH4Cl</p><p>b) NaHCO3</p><p>c) NH4HCO3</p><p>d) NaCl</p><p>e) Na2CO3</p><p>15. (Fatec 2006) A partir do gráfico a seguir são feitas</p><p>as afirmações de I a IV.</p><p>I. Se acrescentarmos 250 g de NH4NO3 a 50 g de</p><p>água a 60 °C, obteremos uma solução saturada com</p><p>corpo de chão.</p><p>II. A dissolução, em água, do NH4NO3 e do NaI ocorre</p><p>com liberação e absorção de calor, respectivamente.</p><p>III. A 40 °C, o NaI é mais solúvel que o NaBr e menos</p><p>solúvel que o NH4NO3.</p><p>IV. Quando uma solução aquosa saturada de NH4NO3,</p><p>inicialmente preparada a 60 °C, for resfriada a 10 °C,</p><p>obteremos uma solução insaturada.</p><p>Está correto apenas o que se afirma em:</p><p>a) I e II.</p><p>b) I e III.</p><p>c) I e IV.</p><p>d) II e III.</p><p>e) III e IV.</p><p>16. (Fei) Tem-se 500g de uma solução aquosa de</p><p>sacarose (C12H22O11), saturada a 50°C. Qual a massa</p><p>de cristais que se separam da solução, quando ela é</p><p>resfriada até 30°C?</p><p>Dados: Coeficiente de solubilidade (Cs) da sacarose</p><p>em água:</p><p>Cs a 30°C=220g/100g de água</p><p>Cs a 50°C=260g/100g de água</p><p>a) 40,0 g</p><p>b) 28,8 g</p><p>c) 84,25 g</p><p>d) 55,5 g</p><p>e) 62,5 g</p><p>ASPECTOS QUANTITATIVOS DAS SOLUÇÕES</p><p>De acordo com a IUPAC, a quantidade de matéria deve ser expressa em mols. Nas soluções, a</p><p>concentração pode ser determinada em mols, massa ou volume. O que realmente importa é</p><p>estabelecer uma comparação entre a quantidade de soluto e a quantidade de solvente ou de</p><p>solução.</p><p>5. CONCENTRAÇÕES DAS SOLUÇÕES</p><p>5.1. Concentração comum (C): Determina a quantidade de massa de soluto (m1) em gramas por</p><p>unidade de volume (V) de solução (L).</p><p>Unidades empregadas: g/L, g/mL, g/cm3</p><p>20</p><p>Exemplos:</p><p>a) Ao dissolver 4g de NaOH em 2L de solução, qual será a concentração?</p><p>b) Calcule a concentração, em g/L, de uma solução de nitrato de potássio, sabendo que ela encerra 60 g</p><p>do sal em 300 cm3 de solução.</p><p>c) Calcule a massa de ácido nítrico necessária para a preparação de 150 mL de uma solução de</p><p>concentração 50 g/L?</p><p>d) Um frasco de 1 L apresenta o seguinte rótulo:</p><p>NaOH: C = 20 g/L</p><p>Se a massa do NaOH dissolvida for 8g, qual o volume dessa solução?</p><p>OBS:</p><p>Não confunda concentração (C) com densidade ( d ) de uma solução:</p><p>C = m1 d =  m       ou        d = m1 + m2</p><p>V  V                               V</p><p>A densidade da solução não é uma forma de expressar a concentração da solução. Logo, a densidade</p><p>aparece com freqüência em problemas que envolvem a concentração das soluções, pois:</p><p>● a densidade de uma solução depende de sua concentração</p><p>● e na prática, é facilmente medida por um densímetro</p><p>5.2. Título ou concentração em massa/massa (T): Determina a quantidade de massa de soluto (m1)</p><p>em uma determinada quantidade de massa de solução (m). Não apresenta unidade.</p><p>τ =</p><p>𝑚</p><p>1</p><p>𝑚 ↔ τ =</p><p>𝑚</p><p>1</p><p>𝑚</p><p>1</p><p>+𝑚</p><p>2</p><p>τ% = 100. τ</p><p>Exemplos:</p><p>A) Uma solução contém 8 g de NaCl e 42 g de água. Qual o título em massa da solução? E o seu título</p><p>percentual?</p><p>B) A análise de um vinho revelou que ele contém 18 mL de álcool em cada copo de 120 mL. Qual é o título em</p><p>volume desse vinho?</p><p>HORA DO EXERCICIO!</p><p>21</p><p>Concentração Comum (C), Densidade (d) e Titulo (%)</p><p>01. Qual a concentração de uma solução contendo 40g de cloreto de sódio dissolvidos em 250 mL de solução?</p><p>R:160</p><p>02. Uma solução foi preparada adicionando-se 40g de hidróxido de sódio em água suficiente para produzir 200</p><p>mL de solução. Calcule a concentração comum dessa solução. R:200</p><p>03. Calcule a concentração comum de uma solução de nitrato de prata, sabendo que ela encerra 120g do sal</p><p>em 600 cm3 de solução. R:200</p><p>04. Determine a massa de ácido nítrico, em gramas, necessária para a preparação de 150 mL de uma solução</p><p>de Concentração 50g/L. R:7,5g</p><p>05. (Faap-SP) Calcule a concentração, em g/L, de uma solução aquosa de nitrato de sódio que contêm 30g de</p><p>sal em 400 mL de solução. R:75g</p><p>06. (Mack-SP) Qual a concentração, em g/L, da solução obtida ao se dissolverem 4g de cloreto de sódio em</p><p>50 cm3 de solução? R:80</p><p>07. São dissolvidos 24g de sacarose em água suficiente para 500mL de solução. Qual é a concentração</p><p>comum dessa solução? R:48</p><p>08. Calcule a concentração comum de uma solução que apresenta volume de 800mL e contém 80g de soluto.</p><p>R:100</p><p>09. (PUCCamp-SP) Evapora-se totalmente o solvente de 250 mL de uma solução aquosa de cloreto de</p><p>magnésio de concentração 8,0g/L. Quantos gramas de soluto são obtidos? R:2</p><p>10. São dissolvidos 200g de cloreto de sódio em água suficiente para 2 litros de solução. qual é a concentração</p><p>comum dessa solução? R:100</p><p>11. 300g de açúcar foram adicionados a uma certa quantidade de água, obtendo-se uma solução 60g/L. Qual</p><p>o volume dessa solução, em mL? R:5000</p><p>12. A concentração comum de uma solução é de 20g/L. Determine o volume, em mL, dessa solução, sabendo</p><p>que ela contém 75g de soluto. R:3750</p><p>13. Determine a massa de NaOH, em gramas, dissolvido em água suficiente para 300mL de solução, cuja</p><p>concentração comum é de 700g/L. R:210</p><p>14. Um frasco de laboratório contém 2,0 L de uma solução aquosa de NaCl. A massa do sal dissolvida na</p><p>solução é de 120g. Que volume, em L, deve ser retirado da solução inicial para que se obtenham 30g de sal</p><p>dissolvido? R:0,5</p><p>15. Calcular a porcentagem, em massa, de uma solução formada, quando foram utilizados 40g de cloreto de</p><p>sódio para serem dissolvidos em 60g de água. R: 40%</p><p>16. Uma solução aquosa de hidróxido de sódio é preparada, misturando-se 20g de soluto com 140g de</p><p>solvente. Qual a porcentagem, em massa, do soluto na solução? R: 12.5%</p><p>17. (F.F.O.Diamantina-MG) Quantos gramas de água são necessários, a fim de preparar uma solução a 20%</p><p>em peso,usando 80g de soluto? R: 320g</p><p>18. (PUC-Camp-SP) Tem-se um frasco de soro glicosado, a 5% (solução aquosa de 5% em massa de glicose).</p><p>Para preparar 1 kg desse soro, quantos gramas de glicose devem ser dissolvidos em água? R: 50g</p><p>19. (E.E.Mauá-SP) Uma solução de um dado soluto foi preparada a partir de 160g de água. Se o título da</p><p>solução é 0,2, calcule a massa do soluto. R: 40g</p><p>20. A análise revelou que um vinho contém 48 mL de álcool em cada caneca de 300 mL. Qual o título em</p><p>volume desse vinho? E em porcentagem? R: 0,16 e 16%</p><p>5.3. Concentração molar ,molaridade ou mol/L: É a relação entre o número de mols do</p><p>soluto (n1) e o volume (V), em litros, da solução.</p><p>=</p><p>𝑛</p><p>1</p><p>𝑣 ↔ =</p><p>𝑚</p><p>1</p><p>𝑀</p><p>1</p><p>𝑉</p><p>Exemplos:</p><p>a) Dissolvemos 8 g de NaOH em água e o volume foi completado para 1000 mL. Determine a concentração</p><p>em mol/L.</p><p>b) Qual a massa, em gramas, e a quantidade de matéria em mols de H2SO4 presente em 200 mL de</p><p>solução 0,1 mol/L.</p><p>22</p><p>c) Qual é a concentração molar de uma solução de iodeto de sódio (NaI) que encerra 45 g do sal em 400</p><p>mL de solução?</p><p>HORA DO EXERCICIO!</p><p>21. Quantos litros de solução de cloreto de sódio a 0,2 mol/L podem ser preparados a partir de 468g de cloreto</p><p>de sódio? R: 40L</p><p>22. Qual a quantidade de soluto, em gramas, presente em 100mL de uma solução 1mol/L de HCl? R: 3,65g</p><p>23. (UFRN) Qual a concentração molar da glicose (C6H12O6) numa solução aquosa que contém 9g de soluto</p><p>em 500mL de solução? R: 0,1mol/L</p><p>24. Qual a concentração molar de uma solução aquosa de ácido sulfúrico, sabendo-se que foram dissolvidos</p><p>49g do ácido em 2L de solução? R: 0,25mol/L</p><p>25. (UFAC) Qual a molaridade de uma solução aquosa contendo 36,5g de ácido clorídrico (HCl) dissolvidos em</p><p>água até completar 2L de solução? R:0,5 mol/L</p><p>26. Para preparar uma solução de concentração 0,2 mol/L, usando 15g de iodeto de sódio (NaI), qual deverá</p><p>ser o volume dessa solução, em litros? R: 0,5L</p><p>27. Ao dissolver 5,85g de cloreto de sódio em água suficiente para 0,5L de solução, calcule a concentração</p><p>molar dessa solução? R: 0,2mol/L</p><p>28. No preparo de uma solução alvejante de tinturaria, 521,5g de hipoclorito de sódio (NaClO) são dissolvidos</p><p>em água suficiente para 10L de solução. Qual é a concentração molar da solução obtida? R: 0,7 mol/L</p><p>29. (Vunesp-SP) Dissolveram-se 2,48g de tiossulfato de sódio penta-hidratado (Na2S2O3.5H2O) em água</p><p>suficiente para se obter 100cm3 de solução. Qual a molaridade dessa solução? R: 0,1 mol/L</p><p>30. O rótulo de uma garrafa de água mineral, distribuída para consumo, informa que ela contém,</p><p>principalmente, 696,35 mg/L de bicarbonato de sódio (NaHCO3), além de outros componentes. Qual a</p><p>concentração molar de bicarbonato de sódio? R: 0,008 mol/L</p><p>5.4. Relação entre as unidades de concentração e densidade</p><p>23</p><p>HORA DO EXERCICIO!</p><p>31. Uma solução de ácido clorídrico, de densidade 1,2 kg/L, contém 40% em massa, de</p><p>HCl. Qual a massa de água, em gramas, existente em 1 L de solução do ácido, nessa concentração?</p><p>R:720g</p><p>32. (PUC-PR) A solução aquosa de NaOH (soda cáustica) é um produto químico muito utilizado. Uma</p><p>determinada indústria necessitou usar uma solução com 20% em massa de hidróxido de sódio, que</p><p>apresenta uma densidade de 1,2 kg/L. Qual a molaridade da solução? R: 6M</p><p>33. O soro caseiro, recomendado para evitar a desidratação infantil, consiste em uma solução aquosa de</p><p>cloreto de sódio (3,5 g/L) e de sacarose (11 g/L). Qual a concentração molar do cloreto de sódio nessa</p><p>solução? R: 0,06M</p><p>34. Num refrigerante do tipo “cola”, foi feita uma análise química que determinou uma concentração de íons</p><p>fosfato (PO4</p><p>-3) igual a 0,15 g/L. Qual a concentração de íons fosfato, em mols por litro, nesse refrigerante?</p><p>R: 1,57x10-3M</p><p>35. (Cesgranrio-RJ) Num exame laboratorial, foi recolhida uma amostra de sangue, sendo o plasma separado</p><p>dos eritrócitos, ou seja, deles isolado antes que qualquer modificação fosse feita na concentração de gás</p><p>carbônico. Qual a concentração em g/L, sabendo-se que a concentração de CO2, neste plasma, foi de 0,025</p><p>mol/L? R: 1,1</p><p>36. Considerando que o conteúdo de ácido acético existente no vinagre é de aproximadamente 3% em peso e</p><p>que a densidade do vinagre é 1 g/mL, qual a molaridade do ácido acético existente em um litro de vinagre?</p><p>R: 0,5M</p><p>5.5. Partes por Milhão (ppm)</p><p>Quando uma solução é extremamente diluída, a massa do solvente é praticamente igual à massa da solução.</p><p>Quando isso ocorre, utilizamos a expressão ppm – partes por milhão.</p><p>Partes por milhão (ppm) indica a relação entre a quantidade, em gramas, de soluto presente em 1000000</p><p>gramas da solução. É uma grandeza que serve para relacionar a massa do soluto com a de soluções que</p><p>estão muito diluídas. Nesses casos, a massa do solvente é praticamente igual à da solução.</p><p>Assim, escrevemos:</p><p>Caso a solução seja sólida ou líquida, a concentração em ppm é dada em massa; se estiver na fase gasosa,</p><p>ela será fornecida em volume.</p><p>Dessa maneira, podemos dizer que a quantidade máxima permitida de chumbo nas águas de abastecimento</p><p>público deve ser de 0,015 ppm, isso significa que são 0,015 g ou 15 mg de chumbo em 1 milhão de gramas da</p><p>solução, ou seja, da água.</p><p>Um conceito muito semelhante ao de ppm é o de partes por bilhão (ppb), no qual a comparação é feita</p><p>entre 1 parte e 1 bilhão ( 109) de partes</p><p>24</p><p>Exercícios</p><p>37. Um determinado creme hidratante contém 800 ppm de glicerina. Determine a massa de glicerina, em mg, contida</p><p>em 200 g desse hidratante. R. 160 mg</p><p>38. Segundo o US Public Health Service (Serviço de Saúde Pública dos Estados Unidos), a água potável deve ter, no</p><p>máximo, 0,05% de sais dissolvidos. Transforme essa porcentagem emmassa em ppm. R.500 ppm.</p><p>39. (PUCCAMP) – A dispersão dos gases SO2, NO2, O3, CO e outros poluentes do ar fica prejudicada quando</p><p>ocorre a inversão térmica. Considere que numa dessas ocasiões a concentração do CO seja de 10 volumes em 1</p><p>x 106 volumes de ar (10 ppm = 10 partes por milhão). Quantos m3 de CO há em 1 x 103 m3 do ar?</p><p>a) 100. b) 10,0. c) 1,00. d) 0,10. e) 0,010.</p><p>Termoquímica</p><p>As transformações físicas e as reações químicas quase sempre estão envolvidas em perda ou ganho de calor. O</p><p>calor é uma das formas de energia mais comum que se conhece.</p><p>A termoquímica é uma parte da Química que faz o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante</p><p>as reações químicas.</p><p>A maioria das reações químicas envolve perda ou ganho de calor (energia).</p><p>Veja na tabela abaixo os tipos de reações com perda ou ganho de calor.</p><p>Reações que liberam energia Reações que absorvem energia</p><p>Queima do carvão Cozimento de alimentos</p><p>Queima da vela Fotossíntese das plantas, o sol fornece energia</p><p>Reação química em uma pilha Pancada violenta que inicia a detonação de um explosivo</p><p>Queima da gasolina no carro Cromagem em para-choque de carro, com energia elétrica</p><p>As transformações físicas também são acompanhadas de calor, como ocorre nas mudanças de estados físicos da</p><p>matéria.</p><p>absorção de calor</p><p>SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO</p><p>liberação de calor</p><p>Quando a substância passa do estado físico sólido para líquido e em seguida para gasoso, ocorre absorção de calor.</p><p>Quando a substância passa do estado gasoso para líquido e em seguida para sólido, ocorre liberação de calor.</p><p>Essa energia que vem das reações químicas é decorrente do rearranjo das ligações químicas dos reagentes,</p><p>transformando-se em produtos. Essa energia armazenada é a ENTALPIA (H). É a energia que vem de dentro da</p><p>molécula.</p><p>Nas reações químicas, não é necessário calcular a entalpia. Devemos calcular, geralmente, a variação de</p><p>entalpia (ΔH). A variação de entalpia é a diferença entre a entalpia dos produtos e a entalpia dos reagentes.</p><p>Unidade de calor</p><p>Tipos de reações</p><p>As reações químicas podem ser de dois tipos:</p><p>- ENDOTÉRMICA: absorvem calor (+)</p><p>- EXOTÉRMICA: liberam calor (-)</p><p>Reação endotérmica</p><p>É uma reação química cuja energia total (entalpia) dos seus produtos é maior que a de seus reagentes.</p><p>25</p><p>Isso significa que ela absorve energia, na forma de calor.</p><p>Observe o exemplo a seguir, onde calculamos a variação de entalpia de uma reação.</p><p>Se o valor for positivo (+) a reação é</p><p>endotérmica, ou seja, ela absorveu</p><p>energia para acontecer.</p><p>Reação exotérmica</p><p>É uma reação química cuja energia total</p><p>(entalpia) dos seus produtos é menor que a de seus reagentes.</p><p>Isso significa que ela libera energia, na forma de calor.</p><p>Observe o exemplo a seguir, onde calculamos a variação de entalpia de uma reação.</p><p>Se o valor for negativo (-), a reação é</p><p>exotérmica, ou seja, ela perdeu energia</p><p>para acontecer.</p><p>Exercícios</p><p>1) Numa reação exotérmica, há [1] de calor, a entalpia final (produtos) é [2] que a entalpia inicial (reagentes) e</p><p>a variação de entalpia é [3] que zero. Completa-se corretamente essa frase substituindo-se [1], [2] e [3],</p><p>respectivamente, por:</p><p>a) liberação, maior, maior.</p><p>b) absorção , maior, menor.</p><p>c) liberação, menor, menor.</p><p>d) absorção, menor, maior.</p><p>e) liberação, maior, menor.</p><p>26</p><p>2) Numa reação endotérmica, há [1] de calor, a entalpia final (produtos) é [2] que a entalpia inicial (reagentes) e a</p><p>variação de entalpia é [3] que zero. Completa-se corretamente essa frase substituindo-se [1], [2] e [3],</p><p>respectivamente, por:</p><p>a) liberação, maior, maior.</p><p>b)</p><p>absorção, maior, menor.</p><p>c) absorção, maior, maior.</p><p>d) absorção, menor, maior.</p><p>e) liberação, maior, menor.</p><p>3) Considere as seguintes transformações:</p><p>I. Dióxido de carbono sólido (gelo seco) → dióxido de carbono gasoso.</p><p>II. Ferro fundido → ferro sólido.</p><p>III. Água líquida → vapor d’água.</p><p>Dessas transformações, no sentido indicado e à temperatura constante, apenas:</p><p>a) I</p><p>b) é exotérmica.</p><p>c) II é exotérmica.</p><p>d) III é exotérmica.</p><p>e) I e II são exotérmicas.</p><p>f) II e III são exotérmicas.</p><p>4) No processo exotérmico, o calor é cedida ao meio ambiente, enquanto no processo endotérmico o calor é</p><p>absorvido do ambiente. Quando um atleta sofre uma contusão, é necessário resfriar, imediatamente, o local</p><p>com emprego de éter; quando o gelo é exposto à temperatura ambiente, liquefaz-se.</p><p>A evaporação do éter e a fusão do gelo são, respectivamente, processos:</p><p>a) endotérmico e endotérmico.</p><p>b) exotérmico e exotérmico. c) endotérmico e exotérmico. d) exotérmico e endotérmico.</p><p>e) isotérmico e endotérmico</p><p>5) A “cal extinta” [Ca(OH)2] pode ser obtida pela reação entre óxido de cálcio (CaO) e a água, com conseqüente</p><p>liberação de energia. O óxido de cálcio, ou “cal viva”, por sua vez, é obtido por forte aquecimento de carbonato</p><p>de cálcio (CaCO3). As equações referentes às reações são:</p><p>I. CaO + H2O → Ca(OH)2 + calor</p><p>II. CaCO3 + calor → CaO + CO2</p><p>Identifique a afirmativa incorreta:</p><p>a) A reação II é endotérmica.</p><p>b) A reação II é uma reação de decomposição.</p><p>c) A reação I é uma reação endotérmica.</p><p>d) A reação total entre “a cal extinta” e o ácido sulfúrico (H2SO4) produz CaSO4 e água.</p><p>e) A reação entre a “cal viva” e o ácido clorídrico (HCl) produz CaCl2 e água.</p><p>6) Considere os processos a seguir:</p><p>I. Queima do carvão.</p><p>II. Fusão do gelo à temperatura de 25°C.</p><p>III. Combustão da madeira.</p><p>a) apenas o primeiro é exotérmico.</p><p>b) apenas o segundo é exotérmico.</p><p>c) apenas o terceiro é exotérmico.</p><p>d) apenas o primeiro é endotérmico.</p><p>e) apenas o segundo é endotérmico</p><p>7) As bolsas térmicas consistem, geralmente, de dois invólucros selados e separados, onde são armazenadas</p><p>diferentes substâncias químicas. Quando a camada que separa os dois invólucros é rompida, as substâncias</p><p>neles contidas misturam-se e ocorre o aquecimento ou o resfriamento. A seguir, estão representadas algumas</p><p>reações químicas que ocorrem após o rompimento da camada que separa os invólucros com seus respectivos</p><p>ΔH.</p><p>I. CaO + SiO2(g)→ CaSiO3(s) ΔH = – 89,5 kj/mol</p><p>II. NH4NO3(s) + H2O(l) → NH4</p><p>+</p><p>(aq) + NO3</p><p>-</p><p>(aq) ΔH = + 25,69 kj/mol</p><p>III. CaCl2(s) + H2O(l) → Ca2+</p><p>(aq) + 2 Cl-(aq) ΔH = – 82,80 kj/mol</p><p>27</p><p>Analise as reações e os valores correspondentes de ΔH e indique a alternativa que correlaciona,</p><p>adequadamente, as reações com as bolsas térmicas quentes ou frias.</p><p>a) I. fria, II. quente, III. fria.</p><p>b) I. quente, II. fria, III. quente.</p><p>c) I. fria. II. fria, III. fria.</p><p>d) I. quente, II. quente, III. fria.</p><p>e) I. quente, II. quente, III. quente.</p><p>8) Observe o esquema.</p><p>De acordo com o</p><p>esquema apresentado, podemos</p><p>dizer que esse processo deverá</p><p>ser:</p><p>a) exotérmico, com variação</p><p>de entalpia de + 1870 kJ</p><p>b) exotérmico e absorver</p><p>1870 kJ</p><p>c) endotérmico, com</p><p>variação de entalpia de –</p><p>1870 kJ</p><p>d) endotérmico e absorver</p><p>130 kJ</p><p>e) exotérmico e liberar 130</p><p>kJ</p><p>28</p><p>29</p>