Apostila Cursinho 2015 Ariel

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SUMÁRIO 
 
 
Capítulo 1: Relações de Massa 
Unidade de massa atômica .............................................................................................................................. 03 
Massa atômica .................................................................................................................................................. 03 
Massa molecular ............................................................................................................................................... 03 
Número de Avogadro ........................................................................................................................................ 03 
Mol..... ............................................................................................................................................................... 03 
Massa Molar ..................................................................................................................................................... 04 
Sessão leitura ................................................................................................................................................... 04 
Exercício comentado ........................................................................................................................................ 05 
Exercícios ......................................................................................................................................................... 05 
Gabarito ............................................................................................................................................................ 06 
 
Capítulo 2: Reações Químicas 
Reações de síntese ou adição ......................................................................................................................... 08 
Reações de análise ou decomposição ............................................................................................................. 08 
Reações de deslocamento ............................................................................................................................... 08 
Reações de dupla troca .................................................................................................................................... 08 
Sessão leitura ................................................................................................................................................... 09 
Exercício comentado ........................................................................................................................................ 11 
Exercícios ........................................................................................................................................................ 12 
Gabarito ........................................................................................................................................................... 15 
 
Capítulo 3: Leis Ponderais 
Lei de Lavoisier ................................................................................................................................................. 16 
Lei de Proust ..................................................................................................................................................... 16 
Lei de Avogadro ................................................................................................................................................ 16 
Sessão leitura ................................................................................................................................................... 16 
Exercício comentado ....................................................................................................................................... 17 
 
Capítulo 4: Balanceamento das Equações Químicas 
Método das tentativas ...................................................................................................................................... 18 
Método de oxirredução ..................................................................................................................................... 19 
Sessão leitura ................................................................................................................................................... 19 
Exercício comentado ........................................................................................................................................ 20 
Exercícios ........................................................................................................................................................ 21 
Gabarito ........................................................................................................................................................... 22 
 
Capítulo 5: Estudo dos Gases 
Características gerais ....................................................................................................................................... 23 
Pressão ............................................................................................................................................................ 23 
Volume ............................................................................................................................................................. 23 
Temperatura .................................................................................................................................................... 23 
Transformações gasosas ................................................................................................................................. 24 
Equação geral dos gases ................................................................................................................................. 24 
Volume molar ................................................................................................................................................... 24 
Lei de Avogadro ................................................................................................................................................ 25 
Equação de Clapeyron ..................................................................................................................................... 25 
Densidade dos gases ....................................................................................................................................... 25 
Sessão leitura .................................................................................................................................................. 25 
Exercício comentado ........................................................................................................................................ 27 
Exercícios ........................................................................................................................................................ 27 
Gabarito ............................................................................................................................................................ 29 
 
Capítulo 6: Cálculos Estequiométricos 
Cálculos envolvendo volumes de substâncias gasosas .................................................................................. 30 
Cálculos envolvendo rendimento da reação .................................................................................................... 31 
Cálculos envolvendo excesso (ou falta) de algum dos reagentes ................................................................... 32 
Cálculos envolvendo mais de uma reação ...................................................................................................... 33 
Cálculos envolvendo pureza............................................................................................................................ 33 
Sessão leitura .................................................................................................................................................. 35 
Exercícios ........................................................................................................................................................ 36 
Gabarito ........................................................................................................................................................... 40 
 
 
Pintou no ENEM 
Questões do ENEM .......................................................................................................................................... 41 
Gabarito ............................................................................................................................................................ 44 
 
 
Referências ...................................................................................................................... 45
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
 
Capítulo 1 
 
1. Relações de massa 
 A química possibilitou a humanidade uma 
melhora substancial em sua qualidade de vida, 
pois a partir de seus princípios foram criados 
medicamentos, combustíveis, alimentos, tecidos, 
polímeros, etc. No entanto, para que a Química 
fosse economicamente viável, tivemos que 
aprender a manuseá-la e quantifica-la. A 
quantificação nos permitiu saber exatamente o 
quanto gastar de reagentes e o quando produzir. 
Muitas vezes é preciso determinar também o 
número de átomos ou de moléculas das 
substâncias que reagem ou são produzidas. Para 
isso, um primeiro passo é conhecer a massa dos 
átomos. 
 
1.1.Unidade de massa atômica (u) 
 Em 1961, na Conferência da União Internacional 
de Química Pura e Aplicada (IUPAC), adotou-se 
como padrão de massas atômicas o isótopo 12 
do elemento carbono (12C), ao qual se 
convencionou atribuir o valor exato de 12 
unidades de massa atômica. 
Uma unidade de massa atômica (1 u) 
corresponde a 1/12 de massa de um átomo de 
isótopo 12 do carbono. 
 
 
 
1.2.Massa Atômica (MA) 
 Massa atômica é o número que indica quantas 
vezes a massa de um átomo de um determinado 
elemento é mais pesada que 1u, ou seja, 1/12 do 
átomo de 12C. 
Exemplo: O oxigênio tem massa atômica de 16u, 
portanto é mais pesado 16 vezes em relação à 
1/12 de um átomo de carbono-12. 
Observação: Os elementos químicos consistem 
em dois ou mais isótopos. Por isso, as massas 
atômicas dos elementos que vemos nas tabelas 
periódicas são médias ponderadas das massas 
dos seus respectivos isótopos. 
 
1.3.Massa Molecular 
 Se conhecermos as massas atômicas dos 
átomos constituintes de uma molécula, 
podemos calcular a massa dessa molécula. 
A massa molecular (às vezes chamada de 
peso molecular) é a soma das massas 
atômicas (em u) dos átomos da molécula. 
Por exemplo, a massa molecular da água 
(H2O) é: 
2 x (massa atômica do H) + massa atômica do O 
2 x (1,008 u) + 16,00 u = 18,02 u 
 Temos de multiplicar a massa atômica de 
cada elemento pelo número de átomos 
desse elemento presente na molécula e, 
depois, somar as contribuições de todos os 
elementos. 
 Exemplo: 
Calcular a massa molecular: 
NaCl, C12H22O11, COCl2, HCL, H2SO4. 
 
1.4.Número de Avogadro 
Amedeo Avogadro foi o primeiro cientista a 
conceber a ideia de que uma amostra de um 
elemento, com massa em gramas igual à 
sua massa atômica, apresenta sempre o 
mesmo número de átomos. Esse número foi 
denominado Número de Avogadro 
 e seu valor é aproximadamente 
igual a 6,02 x 10
23
. 
Exemplo: Em 342g de sacarose há 6,02 x 10
23
 
desta substância. 
 
1.5.Mol 
 O mol é definido como a quantidade de 
matéria de um sistema que contém 6,02 x 
10
23
 unidades elementares. Pela definição, 
qualquer quantidade de matéria que 
contenha 6,02 x 10
23
 entidades é 1 mol. 
Assim, pode-se ter 1 mol de átomos, de 
moléculas, de íons, de prótons, de elétrons 
etc. 
4 
 
 
1.6.Massa Molar 
 É a massa equivalente a 1 mol (6,02 x 1023 
entidades) de determinada espécie química. Sua 
unidade é g/mol. 
Exemplo: A massa atômica do carbono é 12u, 
portanto a massa de 1 mol de C é 12g. Ou seja, 
a massa molar de C é 12g/mol. 
A massa molar nada mais é que a massa da 
substância por unidade de quantidade de 
matéria. Portanto: 
, onde n=nº de mols, m=massa da 
substância, M=massa molar. 
LEMBRE-SE QUE: 
 
 
Sessão leitura: 
Por que os objetos flutuam ou afundam na 
água? 
É muito comum supormos que objetos pesados 
afundem e objetos mais leves flutuem. Ao 
observar o que acontece com eles quando 
colocados em água, entretanto, vimos que isso 
nem sempre é verdade. O bloco grande de 
madeira, objeto relativamente pesado, flutua 
enquanto o alfinete, objeto relativamente leve 
afunda. Porque isso acontece? 
Isso nos mostra que a massa, isoladamente, não 
é critério para prever a flutuação ou não dos 
objetos. Afinal navios enormes, com toneladas de 
matérias, flutuam nas águas de mares e rios. 
Algumas pessoas pensam que a flutuação nesse 
caso está relacionada com a quantidade de 
água. Mas a quantidade de água não tem 
influência sobre a flutuação. 
Se a massa isoladamente não é critério para 
prever se os objetos afundam ou flutuam na água 
e se a quantidade de água não tem influência 
sobre a flutuação, quais variáveis estariam 
envolvidas nessa questão? 
Para melhorar nossa explicação e as previsões 
sobre comportamento dos objetos quando 
colocados em água, vamos discutir um processo 
que chamamos de separação de variáveis. 
Objetos de mesma massa podem ter 
comportamento diferente em relação a flutuação, 
o que também ocorre com objetos de mesmo 
volume. No caso dos objetos de mesma massa, 
os que flutuam tem maior volume do que os que 
afundam. Assim blocos de madeira, que flutuam, 
tem maior volume, portanto são bem maiores do 
que blocos de chumbo de mesma massa, que 
afundam. No caso de objetos com o mesmo 
volume, os que afundam tem maior massa do 
que os que flutuam. Finalmente comparando 
objetos de um mesmo material, pode-se concluir 
que, independentemente de sua massa e de seu 
volume, eles tem o mesmo comportamento em 
relação a flutuação. É o que acontece com os 
blocos de um mesmo tipo de madeira: todos 
flutuam. Por um raciocínio semelhante, 
concluímos que todos os parafusos de ferro, 
apesar de possuírem massa e volume diferentes, 
afundam na água. 
Tudo isso nos leva a concluir que o fato de um 
objeto flutuar ou não depende do material de que 
é feito, e não de sua massa ou de seu volume 
isoladamente. No entanto já obtivemos uma pista 
importante: no caso dos de mesmo volume, os 
que afundam, tem massa maior que os que 
flutuam; no caso dos de mesma massa, os que 
afundam tem volume menor que os que flutuam. 
Ou seja, a flutuação depende de uma 
propriedade que relaciona massa e volume. 
Densidade; propriedade específica dos 
materiais. 
Analisando as medidas de massa e volume e as 
relações que estabelecemos entre duas 
grandezas, para os objetos de mesmo material, 
concluímos que a propriedade que relaciona a 
massa e o volume é a densidade. Como 
sabemos, essa propriedade é constante, a uma 
dada temperatura, para objetos feitos de um 
mesmo material, independentemente de sua 
massa ou de seu volume. Assim um pregode 
ferro possui a mesma densidade que uma barra 
de ferro. Portanto a densidade é uma 
propriedade específica, muito útil para a 
identificação dos materiais, já que cada tipo 
possui a sua. Por sua vez, massa e volume são 
propriedades gerais e não servem, isoladamente, 
para identificar os materiais. 
5 
 
 
A unidade utilizada para representar a densidade 
é o grama por centímetro cúbico (g/cm
3
). Isso 
significa que estamos, de certa forma definindo 
essa propriedade como a massa dividida pelo 
volume. Além de ser útil para cálculos, essa 
fórmula expressa a ideia de que, com densidade, 
podemos comparar as massas do mesmo 
volume de diferentes materiais. 
Pela explicação dada, concluímos que é possível 
prever a flutuação dos objetos com base no 
conceito de densidade. Objetos mais densos que 
a água afundam; os menos densos flutuam. 
Como a densidade da água é 1,0 g/cm
3
, 
deduzimos que os objetos de densidade maior 
que 1,0 g/cm
3
 afundam e os de densidade menor 
flutuam. O mesmo raciocínio é válido no caso de 
outros líquidos. Basta comparar a densidade do 
líquido com a do objeto. 
 
 
 
Exercício Comentado: 
Os motores a diesel lançam na atmosfera 
diversos gases, entre eles o dióxido de enxofre e 
o monóxido de carbono. Uma amostra dos gases 
emitidos por um motor a diesel foi recolhida. 
Observou-se que ela continha 0,2 mol de dióxido 
de enxofre e 3 x 10
23
 moléculas de monóxido de 
carbono. A massa total, em gramas, referente à 
amostra dos gases emitidos é igual a: 
a) 12,8 
b) 14,4 
c) 26,8 
d) 40,4 
 
 
1 mol de SO2 ----- 64 gramas 
0,2mol de SO2 ----- X 
 
X = 12,8 gramas de SO2 
 
6 x 10
23
 moléculas de CO ----- 28 gramas 
3 x 10
23
 moléculas de CO ----- Y 
 
Y = 14 gramas de CO 
 
Logo: 
12,8 gramas + 14 gramas = 26,8 gramas 
 
 
 
 
Exercícios: 
1. A água pesada D2O, utilizada como 
moderador em reatores nucleares, apresenta na 
sua molécula um isótopo do hidrogênio, o 
deutério (D), que contém no seu núcleo 1 
nêutron. A massa molecular da água pesada é: 
a) 17,0 
b) 18,0 
c) 19,0 
d) 20,0 
e) 21,0 
 
2.Para a prevenção de cárie dentária recomenda-
se a adição de fluoreto à água potável ou a 
fluoretação do sal de cozinha. Há necessidade 
de se acrescentar cerca de 1,8 x 10- 3 g de 
fluoreto à dieta diária. Que quantidade de íons, 
em mol, há em 1,8 x 10-3 g de fluoreto? (Massa 
molar do íon fluoreto = 19g/mol) a) 1 x 10-2 
b) 1 x 10-3 
c) 1 x 10-4 
d) 1 x 10-5 
e) 1 x 10-6 
 
3. Admitindo-se que um diamante contenha 
apenas átomos de carbono e que cada quilate 
corresponda a 200mg, determine o número de 
quilates em um diamante que contenha 2,0 x 10
22
 
átomos. 
a) 0,25 
b) 0,5 
c) 1,0 
d) 1,5 
e) 2 
 
4. Para atrair machos para acasalamento, 
muitas espécies fêmeas de insetos 
secretam compostos químicos chamados 
fero hormônios. 
Aproximadamente 10-12g de tal composto 
de fórmula C19H38O devem estar presentes 
para que seja eficaz. Quantas moléculas 
isso representa? (Massas molares: C= 
12g/mol; H= 
1g/mol; O= 16g/mol) 
a) 2 x 109 moléculas 
b) 3 x 109 moléculas 
c) 1010 moléculas 
d) 4 x 109 moléculas 
e) 8 x 109 moléculas 
 
 
 
6 
 
 
5. Um químico possui uma amostra de 
cobre. Qual é a massa, em gramas, dessa 
amostra, sabendo-se que ela é constituída 
por 3,01 x 1023 átomos? 
(Massa atômica: Cu = 64) 
a) 0,32.1023g 
b)0,29.1023g 
c)1,60.1023g 
d)64,00g 
e)32,00g 
 
6. Linus Pauling, Prêmio Nobel de 
Química e da Paz, faleceu aos 93 anos. Era 
um ferrenho defensor das propriedades 
terapêuticas da vitamina C. Ingeria 
diariamente cerca de 2,1 x 10
2
 mol dessa 
vitamina. (Dose diária recomendada de 
vitamina C (C6H8O6) = 62mg.) Quantas 
vezes, aproximadamente, a dose ingerida 
por Pauling é maior que a recomendada? 
(Dados: H = 1, C = 12, O= 16) 
a) 10 
b) 60 
c) 1,0 x 10² 
d) 1,0 x 10³ 
e) 6,0 x 10
4
 
 
7. O gás fosgênio (COCl2), utilizado 
como arma química na Primeira Guerra 
Mundial, ao reagir com água produz dióxido 
de carbono e ácido clorídrico: 
COCl2 + H2O → 2HCl + CO2 Qual seria a 
massa molar do gás fosgênio (COCl2)? 
a)103g/mol 
b)87g/mol 
c)99g/mol 
d)110g/mol 
e)18g/mol 
 
8. Uma pastilha contendo 500mg de 
ácido ascórbico (vitamina C)foi dissolvida 
em um copo contendo 200mLde água. 
Dadas as massas molares C=12g.mol
-1
 , H 
= 1g . mol
-1
 e O = 16g . mol
-1
 e a fórmula 
molecular da vitamina C, C6H8O6, a 
concentração da solução obtida é: 
 a) 0,0042 mol · L
-1 
 
b) 0,0142 mol · L
-1
 
c) 2,5 mol · L
-1 
 
d) 0,5g · L
-1 
 
e) 5,0g · L
-1
 
 
 
 
9. Qual a massa, em gramas, de uma única 
molécula de açúcar comum (sacarose 
C12H22O11)? (MA: C= 12; O= 16; H=1) 
a)6,32x10
-23
 
b)5,68x10
-22
 
c)4,25x10
-22
 
d)6,68x10
-22
 
e)7,00x10
-22
 
 
10. O mercúrio, na forma iônica, é tóxico 
porque inibe certas enzimas. Uma amostra de 
25g de atum de uma grande remessa foi 
analisada e constatou-se que continha 2,1 x 10-7 
mol de Hg+2. Considerando-se que os alimentos 
com conteúdo de mercúrio acima de 0,50 x 10-3 
g por quilograma de alimento não podem ser 
comercializados, demonstre se a remessa de 
atum deve ou não ser confiscada. (MAHg= 200) 
 
11. Um dos possíveis meios de se remover 
CO2 gasoso da atmosfera, diminuindo assim sua 
contribuição para o “efeito estufa”, envolve a 
fixação do gás por organismos microscópicos 
presentes em rios, lagos e, principalmente 
oceanos. Dados publicados em 2003 na revista 
Química Nova na Escola indicam que o 
reservatório da hidroelétrica de Promissão, SP, 
absorve 704 toneladas de CO2 por dia. Calcule a 
quantidade de CO2, expressa em mol/dia, 
absorvida pelo reservatório. 
 
 
 
Gabarito 
1. d 
2. c 
3. e 
4. a 
5. e 
6. b 
7. c 
8. b 
9. b 
10. 1,68 x 10-3g/Kg 
11. 1,6 x 107 mol/dia 
 
 
 
 
 
 
7 
 
 
Capítulo 2 
 
2. Reações Químicas. 
 
Uma reação química significa uma 
transformação de substâncias em outras. Os 
elementos químicos não são modificados, apenas 
as substâncias. Num processo nuclear os 
elementos são transformados em outros. Num 
processo físico nem os elementos e nem as 
substâncias são transformados. 
 
Processo Elementos Substâncias 
Físico não se 
transformam 
não se 
transformam 
Químico não se 
transformam 
se 
transformam 
Nuclear se transformam se 
transformam 
 
 
As substâncias que iniciam uma reação 
química são chamadas reagentes, enquanto que 
aquelas que são obtidas são chamadas produtos 
da reação. Diz-se então que os reagentes são 
transformados nos produtos. É claro que para 
haver uma reação química deve existir afinidade 
entre os reagentes. Essas afinidades podem ser 
estudadas através das funções químicas. Por 
exemplo, quando se diz que os ácidos reagem 
com os carbonatos produzindo sal, água e gás 
carbônico, estabelece-se uma generalização 
resultante da experiência, ou seja, sabe-se que 
qualquer ácido é capaz de reagir com qualquer 
carbonato. Assim, é conveniente lembrar que as 
reações químicas são fatos observados 
experimentalmente. 
 O termo espontâneo não deve ser confundido 
com instantâneo. Por exemplo, a reação de um 
ácido com a solução aquosade um carbonato é 
espontânea e instantânea. Entretanto, o 
enferrujamento de um prego é espontâneo, mas 
não é instantâneo. Quando se diz que uma dada 
reação é espontânea sob determinadas 
condições afirma-se que ela ocorre, mas nada se 
sabe a respeito do tempo que leva para ocorrer. A 
experiência e a pesquisa poderão responder 
sobre isso. Ao contrário, se uma reação é 
instantânea fica implícito que ela é espontânea e 
que ocorre rapidamente. 
Uma equação química é a descrição global da 
reação química. Nela, constam as fórmulas das 
substâncias reagente e dos produtos: 
 
Reagentes → Produtos 
 
À esquerda da seta, que indica o sentido da 
transformação, estão os reagentes. Esse lado é 
chamado primeiro membro da equação. À direita 
estão os produtos, no chamado segundo membro 
da equação. 
 
Para escrever corretamente uma equação há, 
dois pontos básicos: 
 
a) Deve representar realmente um fato 
experimental, conhecido e bem analisado. 
b) Deve obedecer à Lei de Lavoisier. 
 
Nas reações químicas, é importante se 
prever a quantidade de produtos que podem 
ser obtidos a partir de uma certa quantidade 
de reagentes consumidos. Os cálculos que 
possibilitam prever essa quantidade são 
chamados de cálculos estequiométricos. A 
palavra estequiometria vem do grego 
stoicheia (partes mais simples) e metreim 
(medida). Essas quantidades podem ser 
expressas de diversas maneiras: massa, 
volume, quantidade de matéria (mol), 
número de moléculas. 
 Os cálculos estequiométricos baseiam-se 
nos coeficientes da equação. É importante 
saber que, numa equação balanceada, os 
coeficientes nos dão a proporção em mols 
dos participantes da reação. 
Em meados do século 
 XVIII, cientistas conseguiram expressar 
matematicamente certas regularidades que 
ocorrem nas reações químicas, baseando-se 
em leis de combinações químicas que foram 
divididas em ponderais (relacionam às 
massas dos participantes da reação). 
 
Reações químicas (tipos): Síntese, análise e 
deslocamento, dupla-trocar 
As reações químicas são processos que 
transformam uma ou mais substâncias, 
chamados reagentes, em outras substâncias, 
chamadas produtos. Em uma linguagem mais 
acadêmica, dizemos que uma reação química 
promove mudança na estrutura da matéria. 
Na química inorgânica podemos classificar as 
reações em quatro tipos diferentes: 
8 
 
 
1) Reações de síntese ou adição 
As reações de síntese ou adição são aquelas 
onde substâncias se juntam formando uma única 
substância. Representando genericamente os 
reagentes por A e B, uma reação de síntese pode 
ser escrita como: 
 
Veja alguns exemplos: 
Fe + S FeS 
2H2 + O2 2H2O 
H2O + CO2 H2CO3 
Perceba nos exemplos que os reagentes não 
precisam ser necessariamente substâncias 
simples (Fe, S, H2, O2), podendo também ser 
substâncias compostas (CO2, H2O) mas, em 
todas elas o produto é uma substância "menos 
simples" que as que o originaram. 
 
 
2) Reações de análise ou decomposição 
As reações de análise ou decomposição são o 
oposto das reações de síntese, ou seja, um 
reagente dá origem a produtos mais simples que 
ele. Escrevendo a reação genérica fica fácil 
entender o que acontece: 
 
Não parece bastante simples? E é bastante 
simples. Veja nos exemplos: 
2H2O 2 H2 + O2 
2H2O2 2H2O + O2 
 
Reversibilidade das reações químicas 
 
Os exemplos podem sugerir que qualquer reação 
de síntese pode ser invertida através de uma 
reação de análise. Isso não é verdade. Algumas 
reações podem serreversíveis, como podemos 
notar na reação da água: 
2H2 + O2 2H2O 
2H2O 2H2 + O2 
Entretanto, isso não é uma regra. 
 
3) Reações de deslocamento 
As reações de deslocamento ou de simples-troca 
merecem um pouco mais de atenção do que as 
anteriores. Não que sejam complicadas, pois não 
são, mas por alguns pequenos detalhes. Em sua 
forma genérica ela pode ser escrita como: 
 
Vamos entender o que aconteceu: C trocou de 
lugar A. Simples assim, mas será que isso ocorre 
sempre? É intuitivo que não. Iamgine o seguinte: 
você entra em um baile e vê a pessoa com quem 
gostaria de dançar dançando com outra pessoa. 
Você vai até lá e tentará fazê-la mudar de par, ou 
seja, estará tentando deslocar o acompanhante 
indesejável e assumir seu lugar. Se você for mais 
forte que o "indesejável", basta dar-lhe um 
empurrão e assumir seu lugar mas, se ele for um 
brutamontes troglodita, possivelmente ele nem 
sentirá seu empurrão. Na reação de 
deslocamento o processo é idêntico: C vê B 
ligado a A, aproxima-se e, sendo mais forte, 
desloca A e assume a ligação com B. Caso C não 
seja mais forte que A nada acontece. 
Basta então saber que é mais forte que quem: 
 
 
Desta forma, temos: 
2Na + 2H2O 2NaOH + H2 (o sódio desloca 
o hidrogênio da água H-OH) 
Au + HCl não reage (o ouro não 
consegue deslocar o hidrogênio) 
 
 
4) Reações de dupla-troca 
São também muito simples, mas devemos 
também ficar atento a detalhes. O mecanismo é 
fácil: 
 
Certamente você já percebeu o que aconteceu: A 
trocou de lugar com C. A diferença desse tipo 
com as de deslocamento é que nem A nem C 
estavam sozinhos e, após a troca nenhum deles 
ficou sozinho. 
Para entendermos como e quando uma reação 
deste tipo ocorre teremos que observar o 
seguinte: 
A substância AB está em solução e, desta 
forma, o que temos na verdade são os íons 
A
+
 e B
-
 separados uns dos outros. A 
substância CD também está em solução, 
portanto temos também os íons C
+
 e D
-
 separados; 
9 
 
 
Quando juntamos as duas soluções estamos 
promovendo uma grande mistura entre os íons 
A
+
, B
-
, C
+
 e D
-
, formando uma grande "sopa de 
íons"; 
 
Se, ao combinarmos C
+
 com B
-
, o composto 
CB for solúvel, os íons serão novamente 
separados em C
+
 e B
-
, resultando exatamente 
na mesma coisa que tínhamos anteriormente. 
O mesmo acontece com A
+
 e B
-
. 
Assim, ao misturarmos AB com CD, estamos na 
verdade fazendo: 
 
 
E perceba que juntar íons que se separarão 
novamente resultará na mesma "sopa de íons" e 
não resultará em nenhuma nova substância, 
portanto não ocorre nenhuma reação. 
Para que a reação efetivamente ocorra, será 
necessário que ao menos um dos prováveis 
produtos (AD ou CB) não sejam separados ao se 
juntarem, ou seja, deve-se formar um composto 
insolúvel e isso é conseguido através de um sal 
insolúvel, de um gás ou de água. Se um dos 
produtos for um sal insolúvel ele não será 
separado em ións e permanecerá sólido. Se for 
um gás ele se desprenderá da solução 
(borbulhas) e também permanecerá com suas 
moléculas agrupadas. Se um dos produtos for a 
água, ela não se desagrupa em sua própria 
presença. 
NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl 
Nesta reação o produto AgCl (cloreto de prata) é 
insolúvel, portanto a reação ocorre. 
NaCl + LiNO3 NaNO3 + LiCl 
Como nenhum dos produtos formados, 
NaNO3 (nitrato de sódio) ou LiCl (cloreto de lítio) é 
insolúvel, a reação não ocorre 
NaOH + HCl NaCl + H2O 
Como um dos produtos é a água (H2O), a reação 
ocorre. 
Para a previsão da ocorrência ou não de uma 
reação de dupla-troca é fundamental que 
conheçamos a solubilidade dos sais em água e, 
para relembrar isso, leia o texto 
sobre solubilidade em água. 
Viu como é simples? Com um pouco de prática e 
exercícios você consegue até escrever reações 
que podem dar origem a um determinado 
produto. Quer ver? 
Imagine que você que obter sulfato 
de chumbo (PbSO4) . Você sabe que terá que 
juntar o íon chumbo (Pb
2+
) e o íon sulfato (SO4
2-
). 
Como você sabe que o sulfato de chumbo é 
insolúvel, pode promover uma dupla-troca: 
PbX + YSO4 PbSO4 + XY 
É sóescolher X e Y de forma que as duas 
substâncias sejam solúveis. 
Outra forma é fazer um deslocamento do 
hidrogênio pelo chumbo, já que este é mais 
reativo: 
Pb + H2SO4 H2 + PbSO4 
 
 
 
Sessão Leitura: 
 
Texto 1: 
 
As evidências e o reconhecimento de 
reações químicas. 
 
 O reconhecimento de reações químicas 
está relacionado a presença de evidências 
que permitem diferenciar o estado final 
quando comparado ao estado inicial do 
sistema. Há várias evidências para o 
reconhecimento de reações químicas. Por 
exemplo na coagulação da caseína do leite, 
usando coalho, o aparecimento de coágulos 
do leite é evidência de que a reação ocorreu. 
Esse tipo de evidência é uma forma simples 
e direta de reconhecer uma reação química 
e pode envolver um ou mais dos seguintes 
fenômenos: a formação de gases, a 
mudança de cor, a formação de sólido, a 
liberação de calor, a liberação de 
eletricidade ou luz. Não podemos ter 
certeza, no entanto que ocorreu uma reação 
química baseados apenas nessas 
evidências. Uma forma mais segura de se 
obter informações sobre a natureza de uma 
transformação é o isolamento dos materiais 
obtidos, seguido da determinação de 
algumas de suas propriedades, como as 
temperaturas de fusão e de ebulição, a 
densidade, etc. 
A constatação de que essas propriedades 
são diferentes daquelas dos componentes 
do sistema inicial é uma forma mais segura 
de comprovar a ocorrência de reações 
químicas. Na prática, esse último 
procedimento só é usado quando 
trabalhamos com reações desconhecidas, 
para as quais não se tem certeza sobre a 
natureza dos produtos. O conhecimento das 
10 
 
 
evidências de reações químicas é 
ferramenta empírica poderosa que ajuda os 
químicos a ganhar tempo na caracterização 
das transformações. 
A dissolução de açúcar em água e as 
mudanças de fase da água são exemplos de 
fenômenos em que ocorrem transformações 
do estado físico no qual o material se 
encontra. Uma característica comum a 
esses dois fenômenos é que não há 
produção de novos matérias. Além disso é 
possível obter novamente o material no seu 
estado inicial. Ou seja, é possível obter água 
no estado liquido pelo resfriamento do vapor 
e obter o açúcar no estado sólido pela 
evaporação do solvente. 
Concluindo, as reações químicas são 
geralmente acompanhadas de 
transformações físicas, que permitem 
evidenciar sua ocorrência. O que podemos 
reconhecer são as transformações físicas, 
pois não há uma evidência direta de que o 
fenômeno ocorrido caracteriza uma reação 
química. É o nosso conhecimento empírico 
acumulado que permite identificar, por meio 
dessas transformações físicas, os casos em 
que há produção de novos materiais e, 
portanto, reações químicas. 
 
Texto 2: 
Estado de Equilíbrio, o que é? 
Bem, você pode imaginar uma situação real e 
que acontece no seu dia-a-dia. 
Imagine uma garrafa de cerveja, quando a 
colocamos em um congelador ou freezer e 
esquecemos de retirá-la após um determinado 
tempo, possivelmente a garrafa teria estourado, 
mas muitas vezes isso não ocorre, ocorrendo um 
fenômeno que é denominado 
de supercongelamento, isto é, quando o líquido, 
no caso a cerveja, "esquece" de congelar, pois o 
processo de resfriamento foi muito rápido e as 
moléculas do líquido estão em um estado de 
equilíbrio. No entanto, quando retiramos a garrafa 
do congelador e a abrimos, ela estoura, pois 
diminuímos a pressão no interior da garrafa, ou 
seja, diminuímos a pressão dentro do sistema, o 
que provoca uma perturbação no estado de 
equilíbrio que se estabelecia dentro da garrafa. 
Estados de Equilíbrio estão muito presentes 
no nosso dia-a-dia, seja em fenômenos físicos, 
biológicos e até mesmo fenômenos químicos. 
Exemplos diversos de equilíbrio químico 
podem ser verificados no nosso cotidiano, tais 
como os descritos abaixo. 
Óculos 
Você, possivelmente, já viu ou ouviu falar dos 
óculos fotocromáticos, talvez não os conheça por 
este nome, mas devem conhecê-los. 
Óculos fotocromáticos são aqueles óculos que 
possuem lentes que mudam de cor, conforme a 
intensidade luminosa, ou seja, quando uma 
pessoa que usa este tipo de óculos está dentro 
de uma residência, as lentes são praticamente 
incolores, mas quando esta pessoa sai para fora 
da residência, ficando exposta à luz, as lentes 
tendem a ficar com uma coloração escura. Isso é 
devido à uma reação química que ocorre nos 
óculos, você sabia? 
A reação que ocorre nas lentes dos óculos é a 
seguinte: 
AgCl + Energia Ag + Cl 
 
O cloreto de prata (AgCl), quando na lente, dá 
uma aparência clara para a mesma, já a prata 
metálica (Ag), quando é formada na lente dá uma 
aparência escura à lente. Esta reação é um caso 
em que se aumentar a energia, no caso a 
claridade, na lente o equilíbrio deslocará para o 
lado da formação do Ag elementar que é escuro 
(na lente). Quando se diminui a intensidade 
luminosa na lente ocorre o favorecimento da 
reação inversa, ou seja, a diminuição da 
sensação escura. 
Este exemplo é abrangido pelo princípio de Le 
Chatelier, que diz: "Quando um sistema está em 
equilíbrio e sofre alguma perturbação, seja ela por 
variação de pressão, de concentração de algum 
dos reagentes ou dos produtos, ou pela variação 
da temperatura, o sistema tenderá a retornar o 
estado de equilíbrio, a partir da diminuição do 
efeito provocado pela perturbação." 
Este princípio pode ser enunciado de uma 
maneira mais simplificada, quando se aplica uma 
perturbação a um sistema em equilíbrio, o 
sistema tende a provocar um reajuste para 
diminuir as influências da perturbação. 
Um outro exemplo de equilíbrio químico em 
nosso dia-a-dia é o caso da garrafa de 
refrigerante, é isso mesmo, refrigerante. 
Refrigerante 
Dentro de uma garrafa de refrigerante, ocorre 
várias reações, mas um destaque pode ser dado 
11 
 
 
para o ácido carbônico (H2CO3), que se 
decompõe em H2O e CO2 . 
H2CO3(aq) H2O + CO2(g) 
Esta é a reação de decomposição do ácido 
carbônico, sendo que ela está em equilíbrio 
químico, pois a medida que ocorre a 
decomposição, também ocorre a formação de 
ácido carbônico, sendo assim pode se dizer que 
esta é uma reação que representa um estado de 
equilíbrio, que sofre influência pelo aumento de 
temperatura, pela pressão e também pela 
concentração. 
Quando abrimos uma garrafa de refrigerante, 
ocorre uma diminuição da pressão no interior do 
sistema (garrafa de refrigerante), ocorrendo um 
deslocamento do equilíbrio para o lado de maior 
número de mols gasosos, ou seja, o lado dos 
produtos. Isto é mostrado pelo princípio de Le 
Chatelier. O estado de equilíbrio também pode 
ser deslocado pelo aumento da temperatura, ou 
seja, caso coloquemos um pouco de refrigerante 
para aquecer em um recipiente adequado, 
ocorrerá a liberação de gases (esta reação é 
endotérmica), assim como no caso em que 
abrimos a garrafa de refrigerante, ou seja, o gás 
liberado é o gás carbônico, CO2,, Neste exemplo, 
nas duas situações, estaremos provocando um 
deslocamento de equilíbrio químico, o que 
provocará no refrigerante uma modificação no 
seu gosto. Isto você já deve ter percebido, 
quando um resto de refrigerante fica muito tempo 
dentro da geladeira, ele fica com um gosto 
diferente, isto ocorre devido ao fato de ter 
ocorrido perda de CO2, logo, perda de H2CO3. 
Estes dois exemplos, lentes fotocromáticas e 
garrafa de refrigerante, são exemplos de 
equilíbrio químico, que ocorrem em nosso 
cotidiano, mas não são os únicos exemplos, 
podemos citar, ainda, o caso do equilíbrio químico 
que ocorre nos dentes ou do que ocorre nos 
pulmões, entre outros tantos.Exercício Comentado: 
 
(FEI-SP) Das reações químicas que ocorrem: 
I. nos flashes fotográficos descartáveis; 
II. com o fermento químico para fazer bolos; 
III. no ataque de ácido clorídrico ao ferro; 
IV. na formação de hidróxido de alumínio usado 
no tratamento de água; 
V. na câmara de gás; 
representadas, respectivamente, pelas equações: 
I. 2 Mg + O2 →2 MgO 
II. NH4HCO3 → CO2+ NH3 + H2O 
III. Fe + 2 HCl → FeCl2+ H2 
IV. Al2(SO4)3+ 6 NaOH → 2 Al(OH)3+ 3 Na2SO4 
V. H2SO4+ 2 KCN → K2SO4 + 2 HCN 
Assinale a alternativa que corresponde a reações 
de decomposição: 
a) apenas I e III. 
b) apenas II e IV. 
c) apenas I. 
d) apenas II. 
e) apenas V. 
 
 
 
Somente a reação II, pois nela uma substância 
(NH4HCO3) decompõe-se em três substâncias 
mais simples (CO2+ NH3 + H2O). O bolo cresce 
em razão da liberação do gás carbônico (CO2). 
As demais reações são de: 
I. 2 Mg + O2 →2 MgO: Síntese ou adição. 
III. Fe + 2 HCl → FeCl2+ H2: Simples troca. 
IV. Al2(SO4)3+ 6 NaOH → 2 Al(OH)3+ 3 
Na2SO4: Dupla troca. 
V. H2SO4+ 2 KCN → K2SO4 + 2 HCN: Dupla 
troca. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
12 
 
 
Exercícios: 
 
1. Sabe-se que 1,0 mol de um composto contém 
72g de carbono(C), 12 mols de átomos de 
hidrogênio(H) e 12x10
23
 átomos de oxigênio(O). 
Admitindo-se o valor da constante de Avogadro 
como sendo 6,0x10
23
 mol
-1
 e com base na 
Classificação Periódica dos elementos, escreva: 
a) A fórmula molecular do composto. 
b) A fórmula mínima do composto. 
 
2. Um éter, de massa molar 60g/mol, tem a 
seguinte composição centesimal: 
C = 60 %; H = 13,33 %; O = 26,67 %. 
(Massa molares, em g/mol: C=12; H=1; O=16) 
a) Determine a fórmula molecular do éter. 
 
3. Sabendo-se que um composto mineral 
apresenta a seguinte composição centesimal: 
Na=27,06%; N=16,47% e O=56,47% e que existe 
nesse composto somente um átomo de sódio, 
calcular a sua fórmula molecular. 
(Dados: N = 14; O = 16; Na = 23) 
 
4. Na reação representada a seguir 
Pb(NO3)2 + XCl2 → PbCl2 + X(NO3)2, 
onde X representa um elemento químico, são 
consumidos 11,1 g de XCl‚ para precipitar 27,8 g 
de cloreto de chumbo II 
a) Classifique essa reação. 
5. Lavoisier, no "TraitéÉlémentaire de Chimie", 
cujo segundo centenário de publicação é 
celebrado este ano, afirma que a proporção entre 
as massas de oxigênio e hidrogênio que entram 
na composição de 100 partes de água é 85:15. 
Hoje sabemos que essa proporção é 
aproximadamente: 
(Dados: Massas Atômicas: H =1 e O = 16) 
a) 67 : 33. 
b) 80 : 20. 
c) 87 : 13. 
d) 89 : 11. 
e) 91 : 9. 
 
6. A porcentagem em massa de nitrogênio 
presente no nitrato de amônio é igual a: 
a) 14 % 
b) 17,5 % 
c) 28 % 
d) 35 % 
e) 70 % 
(Massas molares, em g/mol: N= 14; H= 1; O= 16). 
 
7. Em relação às equações químicas a seguir, 
assinale a opção correta: 
I- 2KClO3 → 2KCl + 3O2 
II- Mg(OH)2 + H2SO4 → MgSO4 + 2H2O 
III- Ca + ZnCl2 → CaCl2 + Zn 
a) I representa uma reação de síntese do clorato 
de potássio. 
b) I representa uma reação de decomposição do 
cloreto de potássio. 
c) II representa uma reação de hidrólise de um 
sal. 
d) II representa uma reação de oxi-redução. 
e) III representa, simultaneamente, uma reação 
de deslocamento e de oxi-redução. 
8. Considerando as reações químicas 
representadas pelas equações da coluna I, faça 
associação com os dados da coluna II, de acordo 
com a classificação correta: 
Coluna I 
(1) CaCO3 → CaO + CO2 
(2) CO2 + H2O + NH3 →NH4HCO3 
(3) NaCl + NH4HCO3 → NaHCO3 + NH4Cl 
(4) Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 
Coluna II 
(I) reação de síntese ou adição 
(II) reação de decomposição ou análise 
(III) reação de deslocamento 
(IV) reação de dupla troca 
13 
 
 
 
a) 1 - II; 2 - III; 3 - I; 4 - III 
b) 1 - II; 2 - I; 3 - IV; 4 - III 
c) 1 - I; 2 - II; 3 - III; 4 - IV 
d) 1 - I; 2 - III; 3 - II; 4 - IV 
e) 1 - III; 2 - IV; 3 - I; 4 - II 
 
9. Das reações químicas que ocorrem: 
I. nos flashes fotográficos descartáveis 
II. com o fermento químico para fazer bolos 
III. no ataque de ácido clorídrico ao ferro 
IV. na formação de hidróxido de alumínio usado 
no tratamento de água 
V. na câmara de gás 
Representadas respectivamente pelas equações: 
I. 2Mg + O2 → 2MgO 
II. NH4HCO3 → CO2 + NH3 + H2O 
III. Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2 
IV. Al2(SO4)3 + 6NaOH → 2Al(OH)3 + 3Na2SO4 
V. H2SO4 + 2KCN → K2SO4 + 2HCN 
Assinale a alternativa que corresponde a reações 
de decomposição: 
a) apenas I e III 
b) apenas II e IV 
c) apenas I 
d) apenas II 
e) apenas V 
 
10. 1 KBrO3 → 1KBr + yO2 
Relativamente à equação acima, podemos 
afirmar que: 
a) representa uma reação de síntese. 
b) apresenta, como produtos, duas substâncias 
compostas. 
c) se y for igual a 3/2, a equação fica 
corretamente balanceada. 
d) KBrO3 é o brometo de potássio. 
e) não se verifica, nas substâncias, mudança do 
número de oxidação. 
 
11. Uma reação de deslocamento simples, de 
cátion, é mostrada na equação: 
a) H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2H2O 
b) SO2 + H2O →H2SO3 
c) Cu + 2 AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2 Ag 
d) 2 KBrO3 → 3 O2 + 2 KBr 
e) 2 KBr + Cl2 → 2 KCl + Br2 
 
12. A equação de uma reação característica de 
neutralização é: 
a) HNO3 + H2O →H3O
+
 + NO3
- 
b) NaOH + HCl → NaCl + H2O 
c) Ba(OH)2(s) + H2O(l) → Ba
+2
(aq) + 2OH
-
 (aq) 
d) H2 + Cl2 →2 HCl 
e) 2NaI + Cl2 → 2 NaCl + I2 
 
13. A classificação das reações a seguir 
equacionadas é, respectivamente: 
I) NH4Cl(s)+NaOH(s)+H2O →NaCl(s) + NH3(g) + 
H2 O(l) 
II) P2O5 + 3H2O → 2H3PO4 
III) 3Cl2 + 2 AlBr3 → 2 AlCl3 + 3Br2 
a) salificação, ionização e dupla troca. 
b) decomposição, adição e dupla troca. 
c) simples troca, análise e adição. 
d) dupla troca, adição e deslocamento simples. 
e) adição, dupla troca e salificação. 
 
14 
 
 
14. Dentre as equações abaixo, a única que 
representa uma síntese é: 
a) H2 + 1/2 O2 + descarga elétrica → H2O 
b) NaBr + AgNO3 → AgBr + NaNO3 
c) Hg2O → 2 Hg + 1/2 O2 
d) 2 NaI + Cl2 → 2 NaCl + I2 
e) CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O 
 
15. Quando se adicionam 2ml de HNO3, 0,1 
molar, a 2ml de NaOH, 0,1 molar, a temperatura 
do sistema eleva-se. 
Pode-se concluir que a reação ocorrida é: 
a) de deslocamento ou simples troca com 
liberação de calor. 
b) de dupla troca com absorção de calor. 
c) de neutralização com liberação de calor. 
d) de adição com absorção de calor. 
e) de decomposição com liberação de calor. 
 
16. Considere as afirmativas: 
I - O cálcio metálico, sólido, reage com água para 
produzir hidróxido de cálcio e hidrogênio gasoso. 
II - O magnésio reage com bromo e produz 
brometo de magnésio. 
III - Quando se aquece o hidrogenossulfito de 
sódio, forma-se o sulfito de sódio e há 
desprendimento de dióxido de enxofre, gasoso, e 
de vapor de água. 
As reações descritas em I, II e III são 
classificadas, 
respectivamente, como 
a) deslocamento, combinação e decomposição. 
b) deslocamento, combinação e combustão. 
c) dupla-troca, combinação e decomposição. 
d) dupla-troca, combinação e combustão. 
e) combinação, deslocamento e decomposição. 
 
17. I - Zn + 2AgNO3 → 2Ag + Zn(NO3)2 
II - (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O 
III - 2Mg + O2 → 2MgO 
IV – Cl2 + 2NaBr → Br2 + 2NaCl 
V – H2SO4 + Na2CO3 → Na2SO4 + H2CO3 
Dadas as reações acima, indique a opção que 
apresenta a ordem correta de suas classificações. 
a) Deslocamento; decomposição; síntese; 
deslocamento; dupla-troca. 
b) Deslocamento; síntese;decomposição; 
deslocamento; dupla-troca. 
c) Dupla-troca; decomposição; síntese; dupla-
troca; deslocamento. 
d) Dupla-troca; síntese; decomposição; dupla-
troca; deslocamento. 
e) Síntese; decomposição; deslocamento; dupla-
troca; dupla-troca. 
 
18. Da equação a seguir, é correto afirmar que:
 
a) no MnO‚, o número de oxidação do oxigênio é 
igual a zero. 
b) não ocorre a formação de um gás. 
c) refere-se a uma reação de deslocamento. 
d) representa uma análise que ficará 
corretamente balanceada se x for igual a dois. 
e) representa uma reação importante, pois um de 
seus produtos é o manganês metálico. 
 
15 
 
 
19. Um composto submetido à decomposição 
produziu hidrogênio (H‚) e silício (Si) na 
proporção, respectivamente, de 3,0g para 28,0g. 
No composto original, quantos átomos de 
hidrogênio estão combinados com um átomo de 
silício? 
Massas molares: 
H‚ = 2,0 g/mol 
Si = 28,0 g/mol 
a) 1 
b) 2 
c) 3 
d) 4 
e) 6 
20. A seqüência de reações: 
xKHCO3 → M + CO2 + H2O 
CO2 + Ba(OH)2 → N + H2O 
ficará correta se x, M e N forem substituídos 
respectivamente por: 
a) 1, K2CO3 e Ba2CO3 
b) 1, K2O2 e Ba2C 
c) 2, K2O e BaHCO3 
d) 2, K2CO3 e Ba2HCO3 
e) 2, K2CO3 e BaCO3 
 
21. (UFPB-PB) O ferro é um metal de grande 
importância para a nossa civilização, uma vez 
que é muito usado na estrutura das edificações, 
na produção de máquinas e motores. A produção 
desse metal em escala industrial é feita em altos 
fornos e ocorre de acordo com a equação: 
Fe2O3 + 3 CO  2 Fe + 3 CO2 
A respeito dessa reação, é correto afirmar: 
a) O carbono, no CO, sofre redução 
b) O CO reduz o ferro, no Fe2O3 , a Fe
3+
 
c) O ferro, no Fe2O3, sofre oxidação 
d) O CO é o agente oxidante 
e) O ferro metálico é produzido pela redução do 
Fe
3+
 
 
GABARITO 
1. a) C6H2O2 
b) C3H6O 
2. a) C3H8 
3. NaNO3 
4. a) Dupla-troca. 
5. [D] 
6. [D] 
7. [E] 
8. [B] 
9. [D] 
10. [C] 
11. [C] 
12. [B] 
13. [D] 
14. [A] 
15. [C] 
16. [A] 
17. [A] 
18. [D] 
19. [C] 
20. [E] 
21. [E] 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
16 
 
 
Capítulo 3 
 
3. Leis Ponderais. 
 
 
3.1 Lei da conservação da massa ou Lei 
de Lavoisier: 
 
 "Desde que uma reação química seja 
realizada num sistema fechado, não se observa 
variação de massa no processo”. Em outras 
palavras, a soma das massas dos reagentes é 
igual à soma das massas dos produtos. 
 
É interessante notificar que a reação poderá 
ser completa ou incompleta. No primeiro caso, ao 
final, tem-se os produtos e eventualmente algum 
reagente que havia sido colocado em excesso. 
No segundo caso, não se obtém as quantidades 
esperadas dos produtos e, ao final, tem-se ainda 
reagentes que não reagiram, incorporados aos 
produtos. 
 
Em termos práticos, fazer uma equação 
obedecer à lei de Lavoisier é fazer com que o 
número de átomos de qualquer elemento seja o 
mesmo nos dois membros da equação. 
 
Observação: Procure usar na equação os 
menores números inteiros. Deve-se evitar o uso 
de números fracionários porque poderiam dar 
interpretação diferente da reação que ocorre. 
 
Os números que aparecem antes da fórmula 
molecular de uma substância nas reações são 
chamados coeficientes estequiométricos das 
substâncias. O método usado acima para obter os 
coeficientes é chamado das tentativas. O 
processo em si é chamado balanceamento da 
equação. 
 
 
3.2 Lei das proporções definidas ou Lei de 
Proust: 
 
Toda substância apresenta uma proporção 
constante em massa, na sua composição, e 
a proporção na qual as substâncias reagem 
e se formam é constante. Com a Lei de 
Proust podemos prever as quantidades das 
substâncias que participarão de uma reação 
química. 
 
A + B  AB 
2g 5g 7g 
4g 10g 14g 
 
 
3.3 Lei ou hipótese de Avogadro: 
 
 “Volumes iguais de gases diferentes 
possuem o mesmo número de moléculas, 
desde que mantidos nas mesmas condições 
de temperatura e pressão”. 
 Para melhor entender a Lei de Gay-
Lussac, o italiano Amadeo Avogadro 
introduziu o conceito de moléculas, 
explicando por que a relação dos volumes é 
dada por números inteiros. 
 
Sessão Leitura: 
A massa é conservada nas reações 
químicas? 
É comum a idéia de que objetos, ao serem 
queimados, ficam mais leves. Isso se deve 
ao fato de lidarmos, em nosso cotidiano, 
com um grande número de combustões que 
envolvem produtos gasosos. Por exemplo, o 
etanol, tem como produtos de sua queima 
gases como dióxido de carbono e vapor de 
água, entre outros. Se a reação ocorre em 
sistemas abertos, esses gases ficam 
dispersos na atmosfera. Ao contrário do que 
ocorre com uma vela ou um pedaço de 
papel, cujos produtos também incluem 
substâncias gasosas, a lã de aço, ao ser 
queimada, tem sua massa aumentada. A 
maioria das combustões envolve a 
participação do oxigênio, chamado 
comburente. Os produtos formados terão, 
em sua composição átomos de oxigênio; por 
exemplo a água, dióxido de carbono. 
Deve-se observar que a queima do papel e 
da lã de aço, não contraria a conservação 
da massa nas reações química. A soma das 
massas dos reagentes é igual a soma das 
massas dos produtos, mas nesse caso só 
podemos constatar a conservação de massa 
em sistemas fechados, pois nessas reações 
estão envolvidas substâncias gasosas, 
sejam como reagentes ou como produtos. 
O fato de que a massa é conservada nas 
reações químicas é importante para 
podermos, mais adiante, representar as 
17 
 
 
reações por equações usando símbolos 
químicos. A conservação da massa é uma 
forte evidência a favor de que nas reações 
químicas a matéria não é criada nem 
destruída, mas apenas se transforma por 
meio do rearranjo dos átomos que a 
constituem. Lavoisier, ao anunciar esse 
princípio, teria dito que na “natureza nada se 
perde, nada se cria, tudo se transforma.” 
É por isso que a conservação da massa 
talvez seja a principal via para passarmos 
do nível fenomenológico, em que podemos 
observar as transformações, para o atômico-
molecular, em que nos valemos de modelos 
para tentar explicar o que está ocorrendo. 
As ideias que utilizamos para justificar por 
que a massa se conserva nas 
transformações – “nada saiu e nada entrou 
no frasco”, isso pode ser traduzido para “os 
átomos presentes no sistema inicial são os 
mesmos presentes no sistema final”. 
Uma importante consequência desta 
conclusão é – a massa se conserva 
porque os átomos dos elementos 
químicos envolvidos na transformação 
se conservam- 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercício comentado: 
1) Considere a seguinte equação química: 
N2H4 + 2H2O2 N2 + 4H2O 
As seguintes afirmativas foram feitas por 
alunos em relação a essa equação. 
Justifique cada uma delas. 
A) O número de átomos dos reagentes é 
igual ao número de átomos dos 
produtos. 
B) A massa dos reagentes é igual a massa 
dos produtos. 
C) A reação produz uma substância 
simples e uma substância composta. 
D) Reagentes e produtos encontram-se em 
estados físicos diferentes. 
 
 
1) 
A) O número de átomos dos reagentes é 
igual ao número de átomos dos produtos, 
pois a equação química está balanceada. 
B) Pela lei de conservação da massa, a 
massa dos produtos é igual a massa dos 
reagentes. 
C) Na reação química temos a formaçãode 
uma substância simples N2, e uma 
substância composta H2O. 
D) Não, temos reagentes gasosos e 
reagentes líquidos e também produtos 
gasosos e líquidos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
18 
 
 
Capítulo 4 
4. Balanceamento de 
equações químicas 
 
No exemplo: 
2H2 + 1O2→ 2H2O 
 Deve-se concluir o seguinte: 
 
 A proporção mínima em que ocorre a reação é 
de 2 moléculas de hidrogênio para umamolécula 
de oxigênio, para formar 2 moléculas de água. 
 
 Essa proporção sempre é mantida quando a 
reação se realiza. Quer dizer, colocando-se 100 
moléculas de H2 precisam-se de 50 moléculas de 
O2 para produzir 100 moléculas de água (H2O). 
 
a) Dessa maneira, para 2 mols de 
moléculas de H2 precisa-se de 1 mol de 
moléculas de O2 para formar 2 mols de 
moléculas de água (H2O). 
 
2H2 + 1O2→ 2H2O 2moléculas 
1 molécula 2 moléculas 
 
A) 2 mols 1mol 2mols 
 
B) 2g de H2 / 32g de O2/36g de H2O 
 
O esquema acima é básico, fundamental. 
Veja que ao se achar os coeficientes 
estequiométricos pode-se fazer a interpretação da 
reação de várias maneiras: 
 
a) Relacionar os números de mols; 
b) Relacionar os números de moléculas; 
c) Relacionar as massas das substâncias. 
 
O raciocínio pode ainda ser ampliado 
fazendo-se a leitura em diagonal ou em zig-zag. 
Por exemplo, pode-se dizer que 2 mols de 
moléculas de H2 reagem com 6 x 10
23
 moléculas 
de O2 para formar 36 g de H2O. Existem também 
outras leituras 
 
Um outro aspecto a considerar é ilustrado na 
figura a seguir, correspondente à equação: 
 
2 H2 + 1 O2 
→2H2O 
 
 
 
Observe que as ligações nas moléculas H2 e 
O2 foram quebradas. Antes, os átomos de 
hidrogênio estavam ligados entre si em cada 
molécula H2 acontecendo o mesmo com os dois 
átomos de oxigênio na molécula O2. Na água, 
cada molécula tem um átomo de oxigênio ligado a 
dois de hidrogênio. 
 
O processo de quebrar ligações sempre 
envolve absorção de energia (endotérmico). Ao 
contrário, quando os átomos se ligam há 
desprendimento de energia (exotérmico). A 
discussão sobre esse assunto será mostrada na 
Termoquímica. 
 
Além do procedimento das tentativas para 
balancear a equação há outro método, chamado 
deoxirredução. 
 
Se a equação química apresenta até quatro 
substâncias cujas moléculas não são 
complicadas, use o Método das Tentativas. 
Lembre-se que quanto mais treinado, melhor seu 
tempo. Numa prova, dificilmente se utilizaria o 
método algébrico, o qual, não obstante a 
simplicidade, exige tempo. 
 
4.1 Método das tentativas. 
Os coeficientes são obtidos por tentativas: 
Sugere-se a seguinte ordem de prioridade: 
1º) Metais e ametais 
2º) Hidrogênio 
3º) Oxigênio 
Exemplo: 
Balancear a seguinte reação química: 
NaOH + HClNaCl + H2O 
 
 
 
19 
 
 
4.2 Método de Oxirredução. 
O método de oxirredução aplica-se somente 
às reações desse tipo. Ao se aplicar o método 
deve-se iniciar pelo conceito de número de 
oxidação (NOx), para isso devemos conhecer as 
regras que permitem achar esse número, depois 
reconhecer se a reação é de oxirredução, achar o 
oxidante, o redutor e finalmente, fazer o 
balanceamento da equação que pode estar 
escrita tanto na forma molecular como na forma 
iônica. 
O número de oxidação (NOX) de um 
elemento químico é a carga que ele recebe em 
uma reação química. 
 
Para saber qual o nox de um átomo dentro de 
uma molécula, devemos seguir algumas regras: 
1- Todos os metais alcalinos, hidrogênio, 
prata (Ag). 
Nox: +1. 
2- Metais alcalinos terrosos, Zinco (Zn). 
Nox:+2. 
3- Alumínio (Al). 
Nox: +3. 
4- Oxigênio 
Nox: -2. 
5- Elementos isolados e substâncias 
simples. 
Nox: 0. 
6- A soma de todos os Nox dos átomos de 
uma molécula sempre é zero. 
7- Íons compostos tem soma dos nox dos 
átomos que o constitui igual a carga do 
íon (PO4
-3
). 
Exemplo: 
Calcular o Nox de todos os átomos de cada 
molécula. 
A) HCl 
B) CaCO3 
C) CO2 
D) HClO 
E) SO4
-2
 
F) NaNO3 
G) H2O2 
H) HNO3 
I) Al(OH)3 
J) CH3OH 
K) NO2
-
 
L) HCO3
-
 
M) Na2CO3 
N) N2O4 
 
Para aplicarmos o método de oxirredução 
primeiro temos que saber se a reação 
química é uma reação de oxirredução, para 
isso devemos seguir alguns passos. 
A primeira coisa a se fazer é calcular todos 
os nox de cada átomo ou íon presentes na 
reação, pois muitas vezes não conseguimos 
perceber imediatamente a variação do nox. 
Exemplo; 
H2S + Br2+ H2O  H2SO4 + HBr 
1º Vamos determinar todos os nox: 
+1 -2 0 +1 -2 +1 +6 -2 +1 -1 
H2S+ Br2 + H2O  H2SO4 + HBr 
 
2º Vamos agora observar se houve variação 
no nox e determinar qual substância oxidou e 
qual reduziu. 
No exemplo acima o enxofre (S) oxidou, isto 
é, perdeu elétrons, pois o seu nox aumentou 
de -2 para +6. Já o bromo (Br), reduziu ou 
seja, ganhou elétrons, e seu nox diminuiu de 
0 para -1. 
Os elétrons que o Bromo perdeu foram 
recebidos pelo enxofre, portanto o Bromo 
causou a oxidação do enxofre, e, por isso, o 
enxofre é o agente oxidante. O contrário 
aconteceu com o enxofre, ele recebeu os 
elétrons do bromo, causando a redução dele; 
então, o bromo é o agente redutor. 
 
Sessão leitura: 
Escrevendo equações químicas. 
Para representar os fenômenos por meio de 
equações químicas, temos que usar uma 
série de conceitos de maneira articulada e 
estar atentos ao fato de que a representação 
é uma simplificação do fenômeno. O primeiro 
pressuposto para escrevermos equações 
químicas é que os materiais são constituídos 
por átomos, que se conservam durante as 
transformações. Desse modo, o mesmo 
número de átomos de um determinado 
elemento químico existente nos reagentes 
deve constar também nos produtos. Isso 
explica o fato de a massa ser conservada 
numa reação química. A operação associada 
a esse princípio é chamado balanceamento 
da equação química. O balanceamento é 
importante para a realização de cálculos para 
20 
 
 
a determinação de quantidades de reagentes 
ou de produtos. 
O segundo pressuposto, que nos permite 
escrever equações químicas, é o de que, nas 
reações, os átomos se combinam para 
formar substâncias diferentes das inicias. As 
formas com que os átomos se combinam são 
determinadas pela valência dos elementos e 
pelo arranjo espacial dos elétrons de 
valência. 
Existe uma relação entre as quantidades de 
reagentes na formação dos produtos de uma 
reação química. Foi observado no final do 
século XVIII que as substâncias sempre 
mantém a mesma proporção ao se 
combinarem, isso foi observado por Joseph 
Louis Proust, e é conhecida como leis das 
proporções definidas ou lei de Proust. Por 
meio dessa lei, Proust foi capaz de mostrar 
que as substâncias não se combinavam 
numa variedade infinita de proporções, como 
pensava, por exemplo, Lavoisier, mas 
apenas em proporções definidas por 
números inteiros. Usando essa ideia, Proust 
foi capaz de propor uma definição para 
compostos químicos “verdadeiros”, de modo 
a diferenciá-los de soluções e ligas metálicas. 
Segundo Proust, esses compostos 
verdadeiros teriam composições definidas, 
independentemente da forma como teriam 
sido preparados. Nas palavras de Proust: “... 
um composto é um produto privilegiado ao 
qual a Natureza confere proporções 
fixas...Devemos reconhecer, portanto...queas características de um composto 
verdadeiro são invariáveis como a proporção 
entre seus elementos...” 
Sabe-se hoje que nem todas as substâncias 
compostas seguem a Lei de Proust, pois 
existem algumas para as quais as 
proporções entre os átomos podem variar. 
Para a maioria das substâncias com as quais 
lidamos em nosso cotidiano e para todas 
aquelas com as quais trabalharemos ao 
longo do nosso curso, a lei de Proust, no 
entanto, continua essencialmente válida e 
aplicável. 
 
 
 
 
 
Exercício comentado: 
P + HNO3 + H2O  H3PO4 + NO 
0 +5 +5 +2 
Veja que o fósforo (P) teve o seu nox alterado de 
0 para +5, ou seja, sofreu uma oxidação. A 
variação foi de 5 elétrons; 
Já o nitrogênio (N) teve o seu nox alterado de +5 
para +2, ou seja, sofreu uma redução. A variação 
foi de 3 elétrons. 
Escolha uma substância da oxidação e outra da 
redução para iniciar o balanceamento. Neste caso 
vou escolher o HNO3 e o P (poderia ser as outras. 
Só não devemos escolher a substância que tem o 
seu nox repetido em outro local da reação 
(aparece mais de uma vez no reagente ou no 
produto e tem o seu valor repetido em outro local 
da reação com o mesmo elemento). 
HNO3 : 3 x 1 = 3 (é a variação dos elétrons 
multiplicado pela atomicidade do elemento que 
sofreu a redução); 
P: 5 x 1 = 5 (é a variação dos elétrons 
multiplicado pela atomicidade do elemento que 
sofreu a oxidação); 
Agora inverta os resultados, escrevendo o 
coeficiente 5 para o HNO3 e 3 para o P. Veja só: 
3P + 5HNO3 + H2O ® H3PO4 + NO 
Agora é só completar o restante da equação, 
utilizando o mesmo raciocínio do método direto 
ou por tentativas. 
3P + 5HNO3 + 2H2O ® 3H3PO4 +5NO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
21 
 
 
Exercícios: 
 
1) Faça o balanceamento das seguintes 
equações químicas: 
 
A) C2H6O + O2  CO2 + H2O 
B) Na2CO3 + HCl  NaCl + H2O + CO2 
C) C6H12O6  C2H6O + CO2 
D) C4H10 + O2  CO2 + H2O 
E) FeCl3 + Na2CO3  Fe2(CO3)3 + NaCl 
F) NH4Cl + Ba(OH)2  BaCl2 + NH3 + H2O 
G)Ca(OH)2 + H3PO4  Ca3(PO4)2 + H2O 
H)Fe2(CO3)3 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + H2O + 
CO2 
2) (FUVEST) A decomposição térmica de 1 mol de 
dicromato de amônio é representada pela 
equação: 
(NH4)2Cr2O7 N2 + CrxOy + z H2O 
Os valores de x, y e z são, respectivamente: 
a) 2, 3 e 4 
b) 2, 7 e 4 
c) 2, 7 e 8 
d) 3, 2 e 4 
e) 3, 2 e 8 
 
3) O airbag é um dispositivo destinado a 
proteger motoristas e passageiros em caso de 
colisão (batida).
 
A imagem acima retrata o instante em que 
os airbags são acionados dentro de um veículo, 
alguns centésimos de segundo após a colisão. A 
reação que ocorre é representada pela equação: 
6 NaN3 (s) + Fe2O3 (s) → Na2O (s) + 2 Fe (s) 
+N2↑ (g) 
Após o balanceamento da equação, a soma de 
todos os coeficientes mínimos e inteiros das 
espécies químicas envolvidas é igual a: 
a) 16 
b) 20 
c) 22 
d) 8 
 
4)(PUC-RJ) O óxido de alumínio (Al2O3) é 
utilizado como antiácido. A reação que ocorre no 
estômago é: 
X Al2O3 + Y HCl → Z AlCl3 + W H2O 
Os coeficientes X, Y, Z e W são, respectivamente: 
a) 1, 2, 3, 6. 
b) 1, 6, 2, 3. 
c) 2, 3, 1, 6. 
d) 2, 4, 4, 3. 
e) 4, 2, 1, 6. 
5) Considere as seguintes equações químicas: 
1) 1 C12H22O11 → 12 C + 11 H2O 
2) 1 KClO4 → 1 KCl + 2O2 
3) 2 Fe + 3 H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + 3 H2 
4) NaHCO3 → Na2CO3 +CO2 +H2O 
Pode-se afirmar que: 
a) somente 1 e 2 estão balanceadas 
b) 1, 2 e 3 estão balanceadas 
c) todas estão balanceadas 
22 
 
 
6) (PUCCAMP) Num “sapato de cromo”, o couro 
é tratado com um banho de “licor de cromo”, 
preparado através da reação representada pela 
equação: 
Na2Cr2O7+ x SO2 + H2O y Cr(OH)SO4 + 
Na2SO4 
Depois de balanceada com os menores 
coeficientes inteiros possíveis, ela apresenta: 
 x y 
a) 3 2 
b) 2 3 
c) 2 2 
d) 3 3 
e) 2 1 
 
7) (UNIP/SP) A soma dos menores coeficientes 
inteiros que balanceiam a equação: 
 
Cl2+ NH3 N2H4 + NH4Cl é 
a) 4 
b) 15 
c) 21 
d) 8 
e) 6 
 
8) (OSEC/SP) A soma dos coeficientes da 
equação abaixo é igual a 
Br2+ KOH KBrO3 + KBr + H2O 
a) 13 
b) 20 
c) 19 
d) 15 
e) 18 
 
 
 
 
Gabarito: 
1)A)1, 3, 2, 3 
B)1, 2, 2, 1, 1 
C)1, 2, 2 
D)2, 13, 8, 10 
E)2, 3, 1, 6 
F)2, 1, 1, 2, 2 
G)3, 2, 1, 6 
H)1, 3, 1, 3, 3 
2)a 
3)b 
4)b 
 5)b 
 6)a 
 7)d 
 8)e 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
23 
 
 
Capítulo 5 
5. Estudo dos gases 
 
O conhecimento das propriedades dos 
gases é de grande importância uma vez que 
estão muito presentes em nosso cotidiano. 
A maioria dos gases são compostos 
moleculares, com exceção dos gases 
nobres, que são formados por átomos 
isolados. 
 
5.1.Características gerais dos gases 
 
 Os gases não têm forma nem volume 
próprios. Um gás tem a forma do recipiente 
onde está contido e ocupa todo o espaço 
limitado pelas paredes do recipiente. As 
partículas constituintes de um gás 
encontram-se muito afastadas umas das 
outras e praticamente não ocorre interação 
entre elas. Isso explica por que os gases 
têm densidades baixas, podem ser 
facilmente comprimidos e se misturam com 
muita facilidade. Além disso, as partículas 
movimentam-se de maneira contínua e 
desordenada em todas as direções e 
sentidos. Chocam-se entre si e contra a 
parede do recipiente sem perder energia. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5.2 Variáveis de estado dos 
gases: 
 
5.2.1 Pressão 
 
Em um frasco fechado, a pressão exercida 
por um gás resulta dos choques entre as 
partículas desse gás contra as paredes 
internas do recipiente que o contém. 
 Em 1643, Torricelli determinou 
experimentalmente que a pressão exercida pela 
atmosfera ao nível do mar corresponde à 
pressão exercida por uma coluna de mercúrio de 
760mm: 
 
1atm = 760mmHg = 101325Pa = 1,0bar 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5.2.2 Volume 
 
 O volume de uma amostra gasosa é igual ao 
volume interno do recipiente que a contém. 
As unidades de volume mais usadas são: 
 
1L = 1dm
3
= 1000cm
3
= 1000mL = 0,001m
3
 
 
 
5.2.3Temperatura 
 
 A temperatura de um gás está relacionada com 
o grau de agitação das suas moléculas. 
 Existem várias escalas termométricas, 
entretanto no estudo dos gases usa-se a escala 
absoluta ou Kelvin (K). 
 No Brasil as temperaturassão medidas na escala 
centesimal ou Celsius (°C), portanto devemos 
converter os valoresde temperatura para Kelvin: 
 
 
TK = TC + 273 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
24 
 
 
5.3 Transformações gasosas 
 
5.3.1 Isotérmica 
 
 Mantendo-se a temperatura constante, a 
pressão e o volume de uma amostra de gás 
variam de modo inversamente proporcional, fato 
conhecido como Lei de Boyle. 
 
 
 
 
 Matematicamente podemos expressar essa lei 
da seguinte maneira: 
 P x V = constante 
Podemos também dizer que: 
 P1 x V1 = P2 x V2 
 
5.3.2 Isobárica 
 
 À pressão constante, o volume de uma 
massa fixa de um gás varia linearmente com 
a temperatura do gás, fato conhecido como 
Lei de Charles/Gay-Lussac.Um aumento na temperatura acarreta um 
aumento do volume ocupado pelo gás. 
 
 
Matematicamente: 
 V/T=constante ou V1/T1=V2/T2 
 
 
5.3.3 Isocórica ou Isovolumétrica 
 
 O volume constante, a pressão de uma massa 
fixa de gás é diretamente proporcional a 
temperatura absoluta do gás. 
 
 
 
 
Um aumento na temperatura acarreta um 
aumento na pressão exercida pelo gás. 
 
 
 
 
 
Matematicamente: 
 
P/T = constante ou P1/T1 =P2/T2 
 
 
5.4 Equação geral dos gases 
 
A lei de Boyle e as leis de Charles e Gay- Lussac 
podem ser reunidas em uma única expressão 
conhecida como equação geral dos gases: 
 
 
 
 
5.5 Volume molar 
 
É o volume ocupado por 1 mol de um gás a 
uma determinada pressão e temperatura. O 
volume molar foi determinado 
experimentalmente considerando as 
Condições Normais de Temperatura e 
25 
 
 
Pressão (CNTP), ou seja, a pressão de 1 
atm e temperatura de 273K, o que 
corresponde a 22,4L. 
 
5.6 Lei de Avogadro 
 
Volumes iguais de gases quaisquer, nas 
mesmas condições de pressão e 
temperatura, contêm igual número de 
moléculas. 
 
 
 
 
 
5.7.Equação de Clapeyron 
 
Para uma massa constante de um mesmo gás, 
vale sempre a relação: 
 
P x V = constante 
 T 
 
O valor da constante depende da quantidade do 
gás em mol. Para um mol de qualquer gás: 
 
P x V = R 
 T 
 O valor de R nas CNTP é 0,082 atm.L/K.mol. 
Dependendo das unidades empregadas para 
indicar as outras grandezas teremos valores 
diferentes de R, como por exemplo, 
62,3mmHg.L/mol.K. Para um número de mol 
qualquer, temos: 
 
p x V = n x R x T 
 Essa equação também é conhecida como 
equação geral dos gases ideais. 
 
5.8 Densidade dos gases 
 
 Densidade absoluta de um gás, em 
determinada pressão e temperatura, é o 
quociente entre a massa e o volume do gás. 
 d = m 
 V 
 
 
 
 
Sessão leitura: 
 
Texto 1 
 
Ah!! Os gases... 
 
Tem que ser admitido que uma relação muito 
simples também existe entre os volumes de 
substâncias gasosas e o número de moléculas 
simples ou compostas que as constituem. A 
primeira hipótese a se apresentar em relação a 
isso, e aparentemente a única admissível, é a 
suposição de que o número de moléculas 
integrantes em qualquer gás é sempre o mesmo 
para volumes iguais ou é sempre proporcional ao 
volume. 
Essa hipótese viria a ser comprovada mais tarde 
e permitiu a definição da grandeza Volume molar, 
válida para gases: 
 
Um mol de qualquer gás sempre ocupa, nas 
mesmas condições de temperatura e pressão 
o mesmo volume. 
 
Vamos então definir as Condições Normais de 
Temperatura e Pressão (CNTP), como a 
temperatura de 0º C e a pressão de 1 atm, o 
volume molar dos gases é igual a 22,4L. Essa 
quantidade corresponde, aproximadamente, ao 
volume de 11 garrafas de PET (de refrigerante) 
de 2L ou a um cubo de 28,2cm de aresta. 
 
A grandeza molar permite que sejam realizados 
cálculos estequiométricos relacionando 
quantidade de matéria (em mol) e volume; e 
massa-volume. Nunca é demais lembrar que esse 
volume se aplica somente aos gases. Isso porque 
as moléculas num gás ideal permanecem 
isoladas como moléculas individuais. É por isso 
também que muitos gases reais vão exibir uma 
pequena diferença em relação a esse 
comportamento ideal, exibindo valores 
ligeiramente diferentes para, entre outros o 
volume molar. 
Usando volumes de recipientes conhecidos (por 
exemplos garrafas pets de refrigerantes, tem 
volumes de 2L), estime o que isso significa, em 
termos reais, o volume de um gás nas CNTP. 
 
 
 
 
 
 
 
 
26 
 
 
 
Texto 2 
 
Os perigos dos gases de escape automóvel. 
 
Os maiores responsáveis pela poluição 
atmosférica, principalmente nas grandes cidades, 
são sem dúvida os automóveis através dos gases 
de escape que emitem. As pessoas que vivem 
nos centros das grandes cidades certamente 
sabem isto melhor que ninguém porque “sentem-
no na pele” todos os dias. 
 
De entre os poluentes emitidos pelo escape dos 
automóveis podemos destacar os seguintes: 
monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono 
(CO2), hidrocarbonetos (HC), dióxido de enxofre 
(SO2), óxidos de nitrogénio (NOx) e partículas 
diversas (poeiras, fumos, fuligem, etc.). 
 
Estes compostos apresentam perigos, tanto para 
a saúde humana como para o meio ambiente. 
 
O monóxido de carbono é um gás que ao ser 
respirado entra na corrente sanguínea 
provocando dores de cabeça e dificuldades 
respiratórias, podendo mesmo causar asfixia e 
provocar mortes no caso de estar presente em 
altas concentrações. De entre os hidrocarbonetos 
expelidos para a atmosfera pelo escape 
automóvel, os mais perigosos são talvez o 
metano e o benzeno, uma vez que em 
concentrações elevadas podem ser 
cancerígenos, e além disso também contribuem 
para o aquecimento global do planeta. Os óxidos 
de nitrogénio são os grandes responsáveis pela 
“névoa de poluição” que por vezes se faz notar 
nas cidades e que reduz a visibilidade. Também 
contribuem para o efeito estufa e podem provocar 
irritação nos olhos e no sistema respiratório. As 
partículas diversas também contribuem para a 
formação da “névoa de poluição” e são 
agressivas para o nosso sistema respiratório e 
cardiovascular. Em relação ao dióxido de 
carbono, apesar de não ser nocivo para o 
Homem, é o principal responsável pelo efeito 
estufa e pelo consequente aquecimento global do 
planeta. 
 
O aumento consecutivo do número de 
automóveis a circular nas ruas de todo o mundo 
em conjunto com o abate indiscriminado de 
árvores está a provocar um desequilíbrio no ciclo 
do CO2 (dióxido de carbono), ou seja a flora 
global já não é suficiente para manter os níveis de 
carbono na atmosfera equilibrados – o dióxido de 
carbono produzido sofreu um aumento 
considerável, devido à ação do homem, enquanto 
que a utilização do CO2 por parte das plantas 
diminuiu o que está a provocar a acumulação de 
grandes quantidades deste gás na atmosfera. 
Estas altas concentrações de dióxido de carbono 
fazem com que o calor fique retido na atmosfera, 
o que está a provocar o aquecimento gradual do 
planeta levando a alterações climatéricas graves. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
27 
 
 
 
Exercício Comentado: 
 
A figura representa um experimento de coleta 
de 0,16 g de gás oxigênio em um tubo de 
ensaio inicialmente preenchido com água 
destilada a 27 °C. Quando o nível da água 
dentro do tubo de ensaio é o mesmo que o 
nível de fora, a pressão no interior do tubo é 
de 0,86 atm. Dadas a pressão de vapor 
(H2O) a 27 °C = 0,040 atm e R = 0,082 atm . 
L . K–1 . mol–1, o volume de gás, em mL, 
dentro do tubo de ensaio é igual a 
 
 a) 30. 
b) 140. 
c) 150. 
d) 280. 
e) 300. 
 
 
 
 
 
Sendo: 
PT = pressão total no interior do tubo 
PO2 = pressão do gás O2 
PH2O = pressão do vapor d’água 
V = volume do tubo 
mO2 = massa de O2 
MO2 = massa molar do O2 (32 g/mol) 
T = 27 °C = 300 K 
 
PT = PO2 + PH2O ∴ 
PO2 = 0,86 – 0,04 
PO2 = 0,82 atm 
 
Então, tem-se que: 
 
PV = nRT 
V = 0,15L 
 
 
Exercícios: 
 
1. Um vendedor de balões de gás na Praia deBoa Viagem, em Recife, utiliza um cilindro 
de60L de Hélio a 5 atm de pressão, para encher 
os balões. A temperatura do ar é 3ºC e o cilindro 
está em um local bem ventilado na sombra. No 
momento em que o vendedor não conseguir 
mais encher nenhum balão, qual o volume e a 
pressão do gás Hélio restante no cilindro? a) V = 
0 L; P = 0 atm 
b) V = 22,4 L; P = 1 atm 
c) V = 60 L; P = 1 atm 
d) V = 10 L; P = 5 atm 
e) V = 60 L e P = 0 atm 
 
2. Ao subir do fundo de um lago para a 
superfície, o volume de uma bolha triplica. 
Supondo que a temperatura da água no fundo 
do lago seja igual à temperatura na superfície, e 
considerando que a pressão exercida por uma 
coluna de água de 10 m de altura corresponde, 
praticamente, à pressão de uma atmosfera, 
podemos concluir que a profundidade do lago é, 
aproximadamente. a) 2 m. 
b) 5 m. 
c) 10 m. 
d) 20 m. 
e) 30 m. 
 
3. Uma estudante está interessada em verificar 
as propriedades do hidrogênio gasoso a baixas 
temperaturas. Ela utilizou, inicialmente, um 
volume de 2,98 L de H2(g), à temperatura 
ambiente (25°C) e 1atm de pressão, e resfriou o 
gás, à pressão constante, a uma temperatura de 
– 200°C. Que volume desse gás a estudante 
encontrou no final do experimento? 
a) 0,73 mL. 
b) 7,30 mL. 
c) 73,0 mL. 
d) 730 mL. 
e) 7300 mL. 
 
4. Imediatamente acima da superfície da Terra 
localiza-se uma região da atmosfera conhecida 
como troposfera, na qual ocorrem as nuvens, os 
ventos e a chuva. A temperatura no seu topo é 
de –50oC e sua pressão é de 0,25 atm. Se um 
balão resistente a altas pressões, cheio com gás 
hélio até um volume de 10 litros, a 1,00 atm e 
27oC for solto, qual o volume, em mL, deste 
balão quando chegar ao topo da troposfera? 
28 
 
 
 a) 40,0L 
b) 74,1L 
c) 36,3L 
d) 29,7L 
e) 52,5L 
 
5. A pressão total do ar no interior de um 
pneu era de 2,30 atm quando a temperatura 
do pneu era de 27 °C. Depois de ter rodado 
um certo tempo, mediu-se novamente sua 
pressão e verificou-se que esta era agora de 
2,53 atm. Supondo a variação de volume do 
pneu desprezível, a nova temperatura será: 
a) 29,7 °C. 
b) 57,0 °C. 
c) 33,0 °C. 
d) 330 °C. 
e) n.d.a. 
 
6. Um cilindro de gás industrial com 
capacidade para 100L, contém 44 Kg de gás 
propano a 27°C. Considerando que em uma 
semana seja consumido gás suficiente para 
que a pressão seja reduzida à metade e 
supondo que a temperatura permaneça 
constante, a pressão inicial no cilindro e 
número de mols de gás utilizado serão 
respectivamente: (Dado: C=12 g/mol, H=1 
g/mol) 
a) 246 atm e 500 mols 
b) 246 atm e 22 mols 
c) 123 atm e 1000 mols 
d) 123 atm e 500 mols 
e) 123 atm e 44 mols 
 
7. A massa de oxigênio necessária para 
encher um cilindro de capacidade igual a 25 
litros, sob pressão de 10 atm e a 25 °C é de: 
(Dados: massa molar do O2 = 32 g/mol; 
volume molar de gás a 1 atm e 25 °C = 25 
L/mol) 
a) 960 g. 
b) 320 g. 
c) 48 g. 
d) 32 g. 
e) 16 g. 
 
8. Um tanque, contendo gás butano a 227°C 
com capacidade de 4,10 m3, sofre um 
vazamento ocasionado por defeito em uma 
das válvulas de segurança. Procedimentos 
posteriores confirmaram uma variação de 
pressão na ordem de 1,5 atm. Admitindo-se 
que a temperatura do tanque não variou, 
pode-se afirmar que a massa perdida de 
butano, em kg, foi:(Dados: C = 12 u; H = 1 u; 
R = 0,082 atm x L / mol x K.) 
a) 8,7 kg. 
b) 2,9 kg. 
c) 15,0 kg. 
d) 0,33 kg. 
e) 30,3 kg. 
 
9. Considere um balão de aniversário contendo 
2,3 L de ar seco. Aproximadamente 20% deste 
gás são constituídos por oxigênio (O2). Suponha 
que 1 mol de gás ocupa aproximadamente um 
volume de 23 L, a 25 °C e sob a pressão de 1 
atm. O número aproximado de moléculas de 
oxigênio presentes no balão será: 
a) 6,0 · 1022 moléculas. 
b) 6,0 · 1023 moléculas. 
c) 1,2 · 1022 moléculas. 
d) 23 moléculas. 
e) 0,46 moléculas. 
 
10. É possível fazer um vulcão, em miniatura, no 
laboratório, usando o dicromato de amônio 
(NH4)2Cr2O7. Este composto, ao ser aquecido, 
se decompõe vigorosamente, liberando, dentre 
outras substâncias, os gases N2 e H2O. Se 
utilizarmos 25,2 g de dicromato de amônio e se 
forem recolhidos os gases de reação num balão 
de 2,0 L a 27 °C, a pressão total do gás, neste 
balão, em atmosferas, será igual a: (Dados: 
massas atômicas: H = 1 u; N = 14 u; O = 16 u; Cr 
= 52 u; R = 0,082 atm L K–1 mol–
1)(NH4)2Cr2O7(s) → N2(g) + 4 H2O(g) + 
Cr2O3(s) a) 0,11 
b) 1,00 
c) 1,11 
d) 1,23 
e) 12,3 
 
11. Um frasco completamente vazio tem massa 
820g e cheio de oxigênio tem massa 844g. A 
capacidade do frasco, sabendo-se que o oxigênio 
se encontra nas CNTP, é: Dados: massa 
molar do O2 = 32 g/mol; volume molar dos gases 
nas CNTP = 22,4 L. 
a) 16,8 L. 
b) 18,3 L. 
c) 33,6 L. 
d) 36,6 L. 
e) 54,1 L. 
 
 
 
29 
 
 
 
12. Considere o diagrama: 
Qual o nome das transformações gasosas 
verificadas quando passamos de I para II, de II 
para III e de III para I respectivamente: 
a) isobárica, isotérmica, isocórica 
b) isocórica, isobárica, isotérmica 
c) isobárica, isocórica, isotérmica 
d) isotérmica, isobárica, isocórica 
e) isotérmica, isocórica, isobárica 
 
13. Em hospitais, o gás oxigênio (O2) é 
usado em algumas terapias do aparelho 
respiratório. Nesses casos, ele é 
armazenado em cilindros com volume de 60 
L, a uma pressão de 150 atm. Considerando 
a temperatura constante, qual volume 
ocuparia o oxigênio contido em 1 cilindro, a 
uma pressão de 760 mm Hg? 
a)7000L 
b)8000L 
c)9000L 
d)10000L 
e)6000L 
 
14. Uma garrafa de 1,5L, indeformável e 
seca, foi fechada com uma tampa plástica. 
A pressão ambiente era de 1,0 atm e a 
temperatura de 27°C. Em seguida, essa 
garrafa foi colocada ao sole, após certo 
tempo, a temperatura em seu interior subiu 
para 57°C e a tampa foi arremessada pelo 
efeito da pressão interna. Qual era a 
pressão no interior da garrafa no instante 
imediatamente anterior à expulsão da 
tampa? 
a)1,3atm 
b)1,5atm 
c)2,0atm 
d)1,1atm 
e)2,5atm 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Gabarito: 
 
1. c 
2. d 
3. d 
4. d 
5. b 
6. a 
7. b 
8. a 
9. c 
10. d 
11. a 
12. a 
13. c 
14. d 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
30 
 
 
Capítulo 6 
 
6. Cálculos Estequiométricos: 
Os dados do problema podem vir expressos 
das mais diversas maneiras: quantidade de 
matéria (mol), massa, número de moléculas, 
volume, etc. Em todos esses tipos de 
cálculo estequiométrico vamos nos basear 
nos coeficientes da equação que, como 
vimos, dão a proporção em mols dos 
componentes da reação. 
Para resolver qualquer tipo de cálculo 
estequiométrico devemos seguir algumas 
regras: 
1ª regra: Escreva corretamente a equação 
química mencionada no problema (caso ela não 
tenha sido fornecida). 
 
2ª regra: As reações devem ser 
balanceadas corretamente (tentativa ou 
oxirredução), lembrando que os coeficientes 
indicam as proporções em molsdos 
reagentes e produtos. 
3ª regra: Caso o problema envolva pureza de 
reagentes, fazer a correção dos valores, 
trabalhando somente com a parte pura que 
efetivamente irá reagir. 
 
4ª regra: Caso o problema envolva reagentes em 
excesso – e isso percebemos quando são 
citados dados relativos a mais de um reagente – 
devemos verificar qual deles está correto. O 
outro, que está em excesso, deve ser descartado 
para efeito de cálculos. 
 
5ª regra: Relacione, por meio de uma regra de 
três, os dados e a pergunta do problema, 
escrevendo corretamente as informações em 
massa, volume, mols, moléculas, átomos, etc. 
 
Lembre-se de que não podemos esquecer a 
relação: 1 mol = (x) g = 2,4 L (CNTP) = 6,02 
. 10²³ 
6ª regra: Se o problema citar o rendimento da 
reação, devemos proceder à correção dos valores 
obtidos. 
 
 
6.1 Tipos de Cálculos Estequiométricos 
6.1.1Cálculos envolvendo volumes de 
substâncias gasosas 
 
Quando não estamos trabalhando com 
substâncias gasosas normalmente utilizamos as 
relações de massas, nº de mols demoléculas, 
nºde mols de átomos e ainda nº de moléculas e 
de átomos. Todos eles se aplicam a qualquer 
reação química, independente do estado de 
agregação (sólido, líquidoou gás) da substância. 
 
No caso de substâncias gasosas é possível ainda 
estabelecer relações entre volumes,tanto para 
reagentes como entre eles e os produtos da 
reação. 
 
O raciocínio é bastante simples e envolve a Lei 
de Avogadro: 
 
"O volume ocupado por um gás, sob pressão 
e temperatura constantes, é 
Diretamente proporcional ao seu nº de 
moléculas”. 
 
Matematicamente teríamos: 
 
V = K x N 
 
para P e T constantes 
 
Como o nº de moléculas é, por sua vez, 
diretamente proporcional ao nº de mols do gás, 
tem-se: 
 
N = k' . n. 
 
 Desse modo teremos: 
 
V = K’ . n 
 
Essa constante k' é dada por: 
 
RxT 
P 
 
onde T e P são, respectivamente, a temperatura e 
apressão do gás, e R é a constante universal dos 
gases. 
Uma avaliação mais precisa érealizada no 
assunto de Gases Ideais. Assim teremos: 
 
V = n x R x T 
 P 
 
Quando na reação aparecem duas ou 
maissubstâncias gasosas; a razão entre 
seusnúmeros de mols é a mesma que existe 
entre seusvolumes, desde que nas 
mesmascondições de temperatura e pressão. 
Assim, por exemplo, na reação entre 
31 
 
 
 
H2(g) e O2(g) 
 
para formar H2O pode-se escrever da seguinte 
maneira: 
 
2H2 + 1O2 2H2O 
 
nH2 = VH2= 2 
nO2VO2 1 
 
 
Não se aplica a razão entre volumes quando a 
substância se encontra como líquido ousólido. Ela 
é usada apenas para gases e vapores. Gay-
Lussac foi o primeiro a observar essas relações 
de volume entre substâncias gasosas. Em vários 
problemas envolvendo substâncias gasosas fala-
se de condições normais de 
pressão e temperatura (CNTP) e também em 
condições ambientais. 
No primeiro caso, CNTP, deseja-se dizer que a 
pressão é de 1 atm e que a temperatura 
valeO°C, ou 273 K. 
Desse modo, ao aplicar a equação: 
 
V= n x R x T 
 P 
Para 1 mol demoléculas do gás, acha-se o 
seguinte valor: 
 
V = 22,4 L/mol 
 
Quantidade chamada de volume molar nas 
CNTP. 
As condições ambientais são P = 1 atm e 
T::298K, ou seja, em torno de 25°C. Aequação: 
 
V = n x R x T 
 P 
 
Aplicada a essa situação fornece um volume 
molar próximo de 
25 L/mol. 
 
Exemplos: 
 
01) Considere a equação da reação de 
combustão do acetileno (não-balanceada): 
 
C2H2(g) + O2(g) _ CO2(g) + H2O(g) 
 
Admitindo-se CNTP e comportamento de gás 
ideal, a soma do número de mols dos produtos 
obtidos, quando 112 litros de C2H2 reagem com 
excesso de oxigênio, é igual a: 
 
a) 5. 
b) 10. 
c) 15. 
d) 20. 
e) 22,4. 
 
 
02) Considere a reação: 
3 (NH4)2CO3 + 2 H3PO4 _ 2 (NH4)3PO4 + 3 CO2(g) + 
3 H2O 
O volume em litros de gás carbônico liberado, 
quando 250g de carbonato de amônio reagem 
com excesso de ácido fosfórico, é de: 
 
Dados: Volume molar nas CNTP = 22,4 L. 
H = 1,0g/mol; C = 12g/mol; 
N = 14g/mol; O = 16g/mol; P = 31g/mol. 
 
a) 23,5 L. 
b) 58,3 L. 
c) 76,8 L. 
d) 84,1 L. 
e) 132,9 L. 
 
 
 
 
 
 
6.1.2Cálculos envolvendo rendimento da 
reação 
 
No exemplo anteriores consideramos que as 
reações são completas, isto é, as quantidades 
colocadas para reagir produzem, de acordo com 
a estequiometria, as quantidades máximas 
possíveis dos produtos. Por exemplo, quando 2 
mols de H2 reagem com 1 mol de O2 encontra-se 
no final 2 mols de H2O. Considere agora a 
possibilidade de a quantidade do produto ser 
inferior à quantidade dada pela estequiometria. 
Ao se produzir menos do que o esperado diz-se 
que a reação não teve rendimento total, ou seja, 
100%. Para saber o rendimento de uma reação 
deve-se raciocinar tanto sobre os produtos como 
sobre os reagentes. 
 
 Comocalcular as quantidades dos reagentes e 
dos produtos? 
 
1ª - Considere um dos reagentes o limitante e 
determine quanto de produto seria formado; 
2ª - Repita o procedimento com o outro reagente; 
3ª - A menor quantidade de produto encontrada 
corresponde ao reagente limitante e indica a 
quantidade de produto formado. 
 
 
 
 
 
32 
 
 
Exercício resolvido: 
 
01)Uma amostra de massa 8,48g de carbonato 
de sódio reagiu completamente com quantidade 
estequiométrica de ácido clorídrico diluído, 
originando entre outros produtos 2,64g de um 
gás. Em relação a essa reação, é verdadeiro 
afirmar que: 
Dados:(Na) = 23u, ( C) = 12u, ( O ) = 16u, (H ) = 
1u, (Cl) = 35,5u , N = 6,02 x 1023 
 
a) foram formadas 3,612 x 1024 moléculas de gás 
nas CNTP e 0,18g de água no estado líquido. 
 
b) o rendimento da reação calculado pela massa 
obtida do gás nas condições da experiência é 
igual a 
75%. 
 
c) cada 1,06g de carbonato de sódio reage 
exatamente com 3,65g de HCl, pois cada mol do 
sal reage exatamente com 3,65g de HCl. 
 
d) admitindo-se um rendimento teórico de 100% 
para a reação, a massa de gás obtida será de 
7,04g. 
 
e) para cada 73,0g de HClque reage exatamente 
com carbonato de sódio, formam-se 88,0g de 
gás, admitindo-se um rendimento de 100% para a 
reação. 
 
Resolução: 
 
Na2CO3 + 2 HCl _ 2 NaCl+ H2O + CO2 
106g 44g 
8,48g m, então m = 3,52gcomo foi obtido, pelo 
enunciado, 2,64g temos um rendimento menor 
que 100% 
3,52g _ 100% 
2,64g _ x%, então x = 75% 
 
Exemplos: 
 
01) A combustão do gás amoníaco é 
representada pela seguinte equação não-
balanceada: 
 
NH3 + O2 _ N2 + H2O 
 
Calcule a massa de água, obtida a partir de 56 L 
de NH3, nas CNTP, sabendo que a reação tem 
Rendimento de 95%.Dados: H = 1 g/mol; O = 16 
g/mol;volume molar nas CNTP = 22,4 L. 
 
a) 256,5g. 
b) 270,0g. 
c) 67,5g. 
d) 64,1g. 
e) 42,8g. 
 
02)O óxido nitroso é usado como anestésico em 
partos. A sua obtenção é dada pela reação 
apresentada na equação química abaixo: 
 
NH4NO3 N20 + 2 H2O 
 
Se foram usados 6 gramas de nitrato de amônio e 
foram obtidos 2,97 g de óxido de dinitrogênio, 
qual o rendimento da reação? 
a) 91% 
b) 110% 
c) 97% 
d) 90% 
e) 80% 
 
03)16g de enxofre regem com 28g de ferro, 
produzindo 44g de sulfeto de ferro II. Se o 
rendimento da reação for de 100%, a massa de 
sulfeto de ferro II, obtida na reação de 50g de 
enxofre de pureza 50% com ferro suficiente, é 
igual a: 
a) 137,5g. 
b) 130,0g. 
c) 110,0g. 
d) 68,75g. 
e) 40,0g. 
 
6.1.3 Cálculos envolvendo excesso (ou falta) 
de algum dos reagentes 
 
De acordo com a lei de Proust, as substâncias 
reagem em proporções fixas e definidas. 
 
Por exemplo, 2 mols de H2 reagem sempre com 
1 mol de O2 para formar 2 mols de H2O. 
Secolocarmos mais de 2 mols de H2 em relação 
a 1 mol de O2, a reaçãoocorre formando 2mols 
de H2O e restará H2 porque ele estava em 
excesso. Diz-se então que houve excesso de 
H2 ou ainda que o O2 é o reagente limitante, 
porque ele determinou quanto de H2 foi capaz 
dereagir. É claro que o O2 reagiu 
completamente. 
Exemplos: 
01) Considere a reação em fase gasosa: N2 + 3 
H22 NH3. Fazendo-se reagir 4 L de N2 com 9 L 
de H2 emcondições de pressão e temperatura 
constantes, pode-se afirmar que: 
 
a) Os reagentes estão em quantidades 
estequiométricas. 
b) O N2 está em excesso. 
c) Após o término da reação, os reagentes serão 
totalmente convertidos em amônia. 
d) A reação se processa com aumento de volume 
total. 
e) Após o término da reação, serão formados 8 L 
de NH3. 
33 
 
 
 
02): Considerando-se a reação: 
AgNO3 + KI AgI + KNO3 e fornecendo-se as 
massas molares, 
Ag = 108g/mol; N = 14g/mol; O = 16g/mol; K = 
39g/mol; I = 127g/mol, se reagirmos 17g de 
AgNO3 com17g de KI, haverá: 
 
a) consumo total dos dois reagentes. 
b) excesso de 0,4g de AgNO3. 
c) excesso de 0,4g de KI. 
d) excesso de 4,0g de AgNO3. 
e) excesso de 4,0g de KI. 
 
 
03) Efetuando-se a reação entre 18g de alumínio 
e 462g de gás cloro, segundo a equação: 
Al(s) + Cl2(g)AlCl3(s) 
Obtém-se uma quantidade máxima de cloreto de 
alumínio igual a: 
Dados: Al = 27 g/mol; Cl = 35,5 g/mol. 
 
a) 36g. 
b) 44,5g. 
c) 89g. 
d) 462g. 
e) 240g. 
 
 
6.1.4 Cálculos envolvendo mais de uma 
reação 
 
Nesse tipo de problema deve-se notar que, em 
geral, o produto de uma reação é oreagente na 
reação posterior, estabelecendo assim um elo de 
ligação entre elas. Dessamaneira, basta ajustar 
os coeficientes de todas as substâncias nas 
reações de modo queaquela que faz a ligação 
tenha o mesmo valor. 
 
Exemplos: 
 
01)Uma das formas de poluição de nossos dias é 
a chuva ácida. Ela provoca a destruição de 
monumentos históricos, como a Basílica em 
Belém, cuja fachada é revestida de mármore, 
através da corrosão provocada pelo ácido. A 
origem dessa forma de poluição encontra-se na 
queima de derivados de petróleo que contêm 
impurezas como o enxofre, e se processa 
segundo as reações: 
 
S + O2_ SO2 
2 SO2 + O2 _ 2 SO3 
SO3 + H2O _ H2SO4 
 
Considerando-se que em 100 L de gasolina 
encontram-se 3,2 mg de enxofre, a quantidade, 
em gramas, de ácido sulfúrico formada pela 
queima deste volume de combustível será de: 
Dados: H = 1 u; O = 16 u; S = 32 u. 
 
a) 98g. 
b) 9,8g. 
c) 0,98g. 
d) 0,098g. 
e) 0,0098g. 
 
 
02) Considere as reações: 
 
• K2O + H2O _ 2 X 
• N2O5 + H2O _ 2 Y 
• X + Y _ Z + H2O 
 
O número de mols de Z existente em 202g desta 
substância é: 
 
a) 1. 
b) 2. 
c) 3. 
d) 4. 
e) 5. 
 
 
 
 
6.1.5 cálculos envolvendo pureza 
 
 É comum o uso de reagentes impuros, 
principalmente em reações industriais, ou porque 
são mais baratos ou porque já são encontrados 
na natureza acompanhados de impurezas (o que 
ocorre, por exemplo, com os minérios). 
Grau de pureza: é o quociente entre a massa da 
substância principal e a massa total da amostra 
(ou massa do material bruto). 
 Exercício resolvido: 
 Em 200g de calcário encontramos 180g de 
CaCO3 e 20g de impurezas. Qual o grau de 
pureza do calcário? 
 200g-------------100% 
 180g ------------- x 
 x = 90% 
 
 Uma amostra de 200 kg de calcário (com teor de 
80% de CaCO3) foi tratada com ácido fosfórico - 
H3PO4 - conforme a equação química 
balanceada: 
3CaCO3 + 2H3PO4 1Ca3(PO4)2 + 3H2O + 3CO2. 
Calcule a massa de Ca3(PO4)2 formado. 
34 
 
 
Os coeficientes já estão acertados: 
3CaCO3 + 2H3PO4 1Ca3(PO4)2 + 3H2O + 3CO2 
 
Veja os dados informados (200 kg de Calcário 
com 80% de pureza, ou seja, temos apenas 
160kg de CaCO3) e o que está sendo solicitado 
(massa do sal formado - Ca3(PO4)2) e estabeleça 
uma regra de três. 
3CaCO3 -------------- 1Ca3(PO4)2 
3x100g---------------- 1x310g 
 160kg --------------- x 
x=165,33 kg 
 
 Considere a reação: 
FeS + HCl FeCl2 + H2S. Qual a massa de 
cloreto ferroso - FeCl2 - obtida quando 1100g de 
sulfeto ferroso - FeS de 80% depureza reagem 
com excesso de ácido clorídrico - HCl? 
Acerte os coeficientes da equação: 
1FeS + 2HCl 1FeCl2 + 1H2S 
 
Veja os dados informados (1100g de sulfeto 
ferroso com 80% de pureza, ou seja, 880g de 
sulfeto ferroso puro) e o que está sendo solicitado 
(massa de cloreto ferroso) e estabeleça uma 
regra de três. 
 
1FeS -------------- 1FeCl2 
1x88g ------------- 1x127g 
 880g -------------- x 
 x= 1270g 
 
 
Exemplos: 
 
01) O ácido acetilsalicílico (C9H8O4), comumente 
chamado de aspirina, é muito usado pelos alunos, 
após uma prova de química, física ou 
matemática, disciplinas que requerem muitos 
cálculos e atenção. A massa de ácido 
acetilsalicílico que deve reagir com anidrido 
acético (C4H6O3), para se obter três comprimidos 
de aspirina, cada um com 0,6g, admitindo que o 
ácido salicílico é 92% puro, é: 
Dados: C = 12 u; H = 1 u; O = 16 u. 
 
C7H6O3 + C4H6O3 C9H8O4 + C2H4O2 
 
a) 1,50g. 
b) 1,92g. 
c) 1,65g. 
d) 1,38g. 
e) 2,25g. 
 
02) Uma amostra de 10g de calcário contém 8g 
de carbonato de cálcio. A porcentagem de pureza 
do carbonato de cálcio é: 
 
a) 0,8%. 
b) 10%. 
c) 8%. 
d) 80%. 
e) 20%. 
 
03)Para obtermos 17,6g de gás carbônico (CO2) 
pela queima total de um carvão com 60% de 
pureza, necessitaremos de uma amostra de 
carvão com massa igual a: 
Dados: C = 12 g/mol; O = 16 g/mol. 
 
a) 2,4g. 
b) 4,8g. 
c) 60g. 
d) 43g. 
e) 56g. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
35 
 
 
Sessão Leitura: 
 
Equação química, reação e reagentes 
O cálculo estequiométrico, ou cálculo das 
medidas apropriadas, é um dos maiores passos 
dados pela humanidade no campo científico e é o 
cerne da química quantitativa. 
Lavoisier (1743-1794), o pai da química moderna, 
foi capaz de associar todos os conhecimentos 
qualitativos da sua época à exatidão da 
matemática. 
Para tanto, desenvolveu vários equipamentos de 
medição, entre eles a balança analítica de 
laboratório, permitindo ao químico medir ou 
calcular as massas dos reagentes e produtos 
envolvidos em uma reação química. 
Atualmente, o cálculo estequiométrico é utilizado 
em várias atividades, tais como: pela indústria 
que deseja saber quanto de matéria-prima 
(reagentes) deve utilizar para obter uma 
determinada quantidade de produtos, pelo médico 
que quer calcular quanto de determinada 
substância deve ministrar para cada paciente, 
entre inúmeras outras. 
Apesar de temido por muitos vestibulandos, o 
cálculo estequiométrico deixa de ser um problema 
se os seguintes passos forem seguidos: 
1
o
 passo - Montar e balancear a equação 
química; 
2
o
 passo - Escrever a proporção em mols 
(coeficientes da equação balanceada); 
3
o
 passo - Adaptar a proporção em mols às 
unidades usadas no enunciado do exercício 
(massa, volume nas CNTP, n? de moléculas etc); 
4
o
 passo - Efetuar a regra de três com os dados 
do exercício. 
Verifique o exemplo abaixo. Depois confira estas 
outras dicas importantes: se a reação for 
representada em várias etapas (reações 
sucessivas), some todas para obter uma só e 
faça o cálculo com esta; se for apresentado 
rendimento no exercício, efetue o cálculo 
normalmente. A quantidade calculada supõe 
rendimento de 100% e com uma simples regra de 
3 você adapta o resultado ao rendimento dado. 
O cálculo estequiométrico é umassunto muito 
abordado nos vestibulares. Vamos tentar 
entender: 
Para fazermos um bolo simples é necessário 
respeitar uma receita padrão: 
3 xícaras de farinha de trigo 
4 ovos 
1 copo de leite 
É evidente que aqui não levaremos em conta o 
recheio. Este fica a critério do freguês. 
Podemos identificar que a receita nos traz os 
ingredientes e suas quantidades. 
No Cálculo Estequiométrico, temos a mesma 
situação. Para resolvê-lo precisamos de uma 
receita (reação) que traga os ingredientes 
(reagentes e/ou produtos) e suas quantidades 
(coeficientes estequiométricos da reação). 
Exemplo: 
1C + 2H2 + 1/2O2 1CH3OH 
Devemos lembrar que as quantidades em uma 
reação não podem ser dadas em xícaras, copos e 
etc., mas em quantidade de matéria (mols). Assim 
a reação em exemplo estabelece uma proporção: 
Para cada mol de carbono são necessários 2 
mols de gás hidrogênio e meio mol de gás 
oxigênio. Se pusermos para reagir 2 mols de 
carbono, será necessário dobrar a receita. 
Em tempo, a quantidade de matéria (mol) é 
equivalente à massa molar de uma substância ou 
então a 6,02 . 10
23
 moléculas e se for um gás que 
esteja nas condições normais de temperatura e 
pressão, o mol pode significar 22,4 litros. 
 
 
 
Texto 1 
 
Química para um mundo melhor. 
 
A ciência química não é somente descoberta. É 
também, e especialmente, criação e 
transformação. Sem a atividade dos químicos de 
todas as épocas, algumas conquistas 
espetaculares jamais teriam acontecido, como os 
avanços no tratamento de doenças, a exploração 
espacial e as maravilhas atuais da tecnologia. 
A química presta uma contribuição essencial a 
humanidade com alimentos e medicamentos, com 
roupas e moradia, com energia e matérias-
primas, com transportes e comunicações. 
Fornece ainda, matérias para a física e para a 
indústria, modelos e substratos a biologia e 
farmacologia, propriedades e procedimentos para 
outras ciências e tecnologias. 
Graças a química o nosso mundo se tornou um 
lugar mais confortável para se viver. Nossos 
carros, casas, roupas transbordam criatividade 
química. O nosso futuro energético dependerá da 
Química, assim como atingir um dos objetivos do 
36 
 
 
milênio, que é prover água e saneamento básico 
seguros para toda a humanidade. 
Um mundo sem a Ciência Química seria um 
mundo sem materiais sintéticos, e isso significa 
sem telefones, sem computadores e sem cinema. 
Seria também um mundo sem aspirina ou 
detergentes, shampoo ou pasta de dente, sem 
cosméticos, contraceptivos, ou papel- e, assim 
sem jornal ou livros, colas ou tintas. Enfim, sem o 
desenvolvimento proporcionado pela ciência 
química, a vida hoje, seria chata, curta e dolorida! 
Enquanto a Física decodifica as leis do universo e 
a biologia decifra as do mundo vivo, a Química 
desvenda os segredos da matéria e de suas 
transformações. A vida é sua mais elevada forma 
de expressão. A Química exerce portanto um 
papel primordial em nossa compreensão dos 
fenômenos materiais, em nossa capacidade de 
agir sobre eles, para muda-los e controla-los. E 
as transformações materiais que faremos- como 
humanos- refletirão o melhor ou pior de nós. 
Todavia, por mais que pareça, o químico não é 
um mágico da matéria, capaz de “ilusionar” com 
novas formas da matéria, premeditadas ou 
inesperadas, a partir do que nos cerca. O químico 
é um forjador racional e criativo, um arquiteto na 
escala das moléculas, e dentre tudo isso o cálculo 
estequiométrico se faz presente o tempo todo. 
Percebemos ai sua importância. 
 
 
 
Exercícios: 
 
1) Quantas moléculas existem em 88g de 
dióxido de carbono? (C=12; O=16 cte de 
Avogadro=6,02 x 1023) 
 
a)2,1x1024 
b)1,5x1024 
c)1,2x1024 
d)1,2x1023 
e)1,5x1025 
 
2) A equação química: 
2Mg(OH)2 + X HCl 2MgCl2 + 4 H2O 
fica estequiometricamente correta se x for 
igual a: 
 
a) 1 
b) 2 
c) 3 
d) 4 
e) 5 
 
2) A quantos gramas correspondem 
 3 .10
24
 átomos de alumínio? 
 
a)100g 
b)130g 
c)110g 
d)0135g 
e)150g 
 
4) De acordo com a Lei de Lavoisier, 
quando fizermos reagir completamente, 
em ambiente fechado, 1,12g de ferro com 
0,64g de enxofre, a massa, em gramas, 
de sulfeto de ferro obtido 
será de: Dados:Fe=56u; S=32u 
 
a) 2,76 
b) 2,24 
c) 1,76 
d) 1,28 
e) 0,48 
 
 
5. Qual é a massa correspondente a 5 mols de 
Alumínio? (Al = 27) 
 
a)140g 
b)135g 
c)130g 
d)145g 
e)125g 
 
6. Na reação dada pela equação: 
 A + B → C, a razão entre as massas de A e B 
é 0,4. Se 8g de A forem adicionados a 25g de 
B, após a reação, verificar-se-á: 
 
a) a formação de 20g de C, havendo excesso de 
13g de B. 
b) um excesso de 5g de B e consumo total da 
massa de A colocada. 
c) o consumo total das massas de A e B 
colocadas. 
D) a formação de 18g de C, havendo excesso de 
5g de A. 
e) um excesso de 4,8g de A e consumo total da 
massa de B colocada. 
 
7. A soma dos menores coeficientes inteiros que 
balanceiam a equação: 
Cl2+ NH3  N2H4 + NH4Cl é: 
a) 4 
b) 15 
c) 21 
d) 8 
e) 6 
 
8)(PUCCAMP) Num “sapato de cromo”, o 
couro é tratado com um banho de “licor de 
cromo”, preparado através da reação 
representada pela equação: 
 
Na2SO4 
 
37 
 
 
Depois de balanceada com os 
 menores coeficientes inteiros possíveis, ela 
apresenta: x y 
 a) 3, 2 
 b) 2, 3 
c) 2, 2 
d) 3, 3 
e) 2, 1 
 
9) A composição em volume do ar 
atmosférico é de 78% de nitrogênio, 21% de 
oxigênio e 1% de argônio. A massa em 
grama de argônio (Ar=40) em 224L de ar 
(CNTP) será: 
a)0,082 
b)40 
c)2,24 
d)1 
e)4 
 
10. Uma mistura contém 24 g de carbono e 
 8g de hidrogênio e se 
 transforma completamente em metano. Qual 
é a composição centesimal do metano? 
a) 13% de C e 36% de H 
b) 6,5% de C e 3,5% de H 
c) 25% de C e 75% de H 
d) 75% de C e 25% de H 
e) 80% de C e 20% de H 
 
11. Sabe-se que 6g de carbono reagem 
exatamente com 2g de hidrogênio. Se 
colocarmos 15g de carbono para reagir com 
6 g de hidrogênio, qual a massa de metano 
a ser formada? a) 21 g 
b) 32 g 
c) 8 g 
d) 9 g 
e) 20g 
 
12. As águas poluídas do Rio Tietê liberam, 
entre outros poluentes, o gás sulfídrico. Um 
dos maiores problemas causados por esse 
gás é o ataque corrosivo aos fios de
 cobre das instalações elétricas existentes 
junto a esse rio. O gás sulfídrico é mais 
denso do que o ar e, assim, concentra-se 
mais próximo do solo. Considerando a 
massa molar média do ar igual a 28,9, a 
densidade de H2S em reação ao ar, nas 
mesmas condições de temperatura e 
pressão, será aproximadamente; 
a)1,6 
 b)2,2 
c)2,3 
d)1,5 
e)1,2 
 
13. Considerando a reação: 
N2 + 3H2 2NH3 
Quantos litros de amônia são obtidos a 
partir de 3L de nitrogênio. Considere todos os 
gases nas CNTP 
a)8L 
b)9L 
c)12L 
d)6L 
e)7L 
 
14.Dada a equação química Na2CO3 + 
HClNaCl + CO2 + H2O A massa de 
carbonato de sódio que reage 
completamente com 0,25 mol de HCl é: 
a)13,00g 
b)13,5g 
c)14,25g 
d)13,25g 
e)14,00g 
 
15.Ao mergulharmos uma placa de prata 
metálica em uma solução de ácido nítrico 
ocorrerá a seguintereação: Ag + HNO3 
AgNO3 + NO + H2O Ajustando a equação 
química acima, pode-se calcular que a 
massa de água produzida, quando é 
consumido 1 mol de prata, é, em gramas: 
a) 10 
b) 12 
c) 16 
d) 13 
e) 14 
f) 15 
 
16. O ácido fosfórico, usado em 
refrigerantes do tipo cola e possível 
causador da osteoporose, pode ser 
formado a partir da equação: Ca3(PO4)2 
+ H2SO4 H3PO4 + CaSO4 Partindo-
se de 62g de Ca3(PO4)2 e usando-se 
quantidade suficiente de H2SO4, qual, em 
gramas, a massa aproximada de H3PO4 
obtida? 
a)39,2g 
b)46,6g 
c)22,3g 
d)29,3g 
e)34,5g 
 
17. Carbonato de sódio reage com 
água de cal formando carbonato de cálcio, 
material pouco solúvel em água. Na 
reação de 106Kg de carbonato de sódio 
com excesso de água de cal a massa de 
carbonato de cálcio produzida é igual a: 
a)120Kg 
b)90KB 
c)100Kg 
38 
 
 
d)110KG 
e)105Kg 
 
18. O efeito altamente tóxico do 
cianeto, ao ser ingerido por via oral, deve-
se à sua reação com o ácido clorídrico, 
um veneno fatal em quantidades 
superiores a 0,062g. A massa mínima, em 
gramas, de cianeto de potássio capaz de 
produzir a quantidade de ácido cianídrico 
no valor citado acima é igual a: 
a)0,21 
b)0,36 
c)0,32 
d)0,15 
e)0,09 
 
19. Combustível e importante 
reagente na obtenção de amônia e 
compostos orgânicos saturados, o 
hidrogênio pode ser obtido pela reação: 
NaH(s) + H2O(l)- 
Quantos litros do gás, nas condições 
ambiente, podem ser obtidos pela hidrólise 
de 60,0g de hidreto de sódio? Dados: 
Volume molar, nas CNTP= 24,5L/mol 
Massa molar do NaH = 
24g/mol 
a) 61,2 
b) 49,0 
c) 44,8 
d) 36,8 
e) 56,0 
 
20. O CO2 produzido pela 
decomposição térmica de 320g de 
carbonato de cálcio teve seu volume medido 
a 27°C e 0,8atm. O valor, em litros, 
encontrado foi: (R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1) 
a)100L 
b)96,46L 
c)92,23L 
d)94,56L 
e)98,88L 
 
21. Numa estação espacial, emprega-se 
óxido de lítio para remover o CO2 no 
processo de renovação do ar de respiração, 
seguindo a equação Li2O + CO2 
Li2CO3 Sabendo-se que são utilizadas 
unidades de absorção contendo 1,8Kg de 
Li2O, o volume máximo de CO2, medidos 
na CNTP, que cada uma delas pode 
absorver, é: a)1322L 
b)1330L 
c)1344L 
d)1320L 
e)1340L 
 
22. O alumínio é obtido pela eletrólise 
da bauxita. Nessa eletrólise, ocorre a 
formação de oxigênio que reage com um 
dos eletrodos de carbono utilizados no 
processo. A equação não balanceada que 
representa o processo global é: Al2O3 + C 
-
quantos mols de CO2 e de Al, 
respectivamente, são produzidos esse 
processo? a) 3 e 2 
b) 1 e 4 
c) 2 e 3 
e) 3 e 4 
d) 2 e 1 
 
23. Num recipiente foram colocados 15,0g de 
ferro e 4,8g de oxigênio. Qual a massa de 
Fe2O3, formada após um deles ter sido 
completamente consumido? (Fe = 56; O = 16) 
a) 19,8g 
b) 16,0g 
c) 9,6g 
d) 9,9g 
e) 10,2g 
 
 
25. Duas das reações que ocorrem na 
produção do ferro são representadas por: 
2C + O2  2CO 
 Fe2O3 + 3CO  2Fe + 3CO2 . 
O monóxido de carbono formado na primeira 
reação é consumido na segunda. 
Considerando apenas essas duas etapas do 
processo, calcule a massa aproximada, em 
Kg, de carvão consumido na 
Produção de 1t de ferro (Fe = 56) 
a)318Kg 
b)321Kg 
c)319Kg 
d)320Kg 
e)317Kg 
 
26. Em 2,8Kg de óxido de cálcio, 
também conhecido com cal virgem, foi 
adicionada água, formando hidróxido de 
cálcio, usado para pintar uma parede. Após 
a sua aplicação, transformou-senuma 
camada dura, pela reação química com gás 
carbônico existente no ar, formando 
carbonato de cálcio. A massa de sal obtida 
é, aproximadamente, igual a: a)5Kg 
b)7Kg 
c)8Kg 
d)4Kg 
e)6Kg 
 
27. Na sequência de reações Na2O + 
H2O 2NaOH 
 
39 
 
 
H3PO4 + 3NaOH Na3PO4 + 3H2O 
Se partirmos de 10 mols de Na2O, 
obteremos: a)9mols 
b)10mols 
c)11mols 
d)12mols 
e)8mols 
 
 
28. A combustão do gás metano, CH4, 
dá como produtos CO2 e H2O, ambos na 
fase gasosa. Se 1L de metano for queimado 
na presença de 10L de O2,qual o volume 
final da mistura resultante? a)11L 
b)12l 
c)13L 
d)10L 
e)9L 
 
 
 
 
 
 
29. Uma amostra de calcita, contendo 
80% de carbonato de cálcio, sofre 
decomposição quando submetida a 
aquecimento, segundo a equação: 
CaCO3 CaO + CO2 
Qual é a massa de óxido de cálcio obtida a 
partir da queima de 800g de calcita? 
a)359,3g 
b)356,5g 
c)358,4g 
d)360,2g 
e)361,8g 
 
30. Oitenta gramas de calcário (grau de 
pureza é de 90% em CaCO3) reagem com 
ácido sulfúrico segundo a equação química: 
CaCO3+ H2SO4 CaSO4+ H2O+ CO2 
Qual o volume de gás carbônico formado 
nas CNTP, na reação acima? 
a) 16,3L 
b) 17,92L 
c) 1,61L 
d) 16,13L 
e) 2,4L 
 
31. Deseja-se obter 180L de dióxido de 
carbono, medidos nas condições normais 
,pela calcinação de um calcário de 90% de 
pureza. Qual é a massa necessária de 
calcário? a)900,0g 
b)803,57g 
c)798,56g 
d)793,32g 
e)810,23g 
 
32. (ACAFE) Calcule a massa de 
CaCO3 com 80% de pureza, necessária 
para produzir 1,2 L de CO2 nas CNTP, no 
processo: Dados: Ca = 40; C 
= 12; O = 16 
 CaCO3 CaO + CO2 
a) 125g 
b) 80g 
c) 40g 
d) 50g 
e) 62,5g 
 
33. O gás hilariante (N2O) pode ser 
obtido pela decomposição térmica do 
nitrato de amônio. Se de 4,0g do sal 
obtivermos 2,0g do gás hilariante, podemos 
prever que a pureza do sal é da ordem de: 
a)90,9% 
b)87,3% 
c)80,6% 
d)78,9% 
e)101,3% 
 
 
34. Em um tubo, 16,8g de bicarbonato 
de sódio são decompostos, pela ação do 
calor, em carbonato de sódio sólido, gás 
carbônico, em litros, obtidos nas CNTP, 
supondo o rendimento da reação igual a 
90%, é igual a: a)2,00 
b)2,1 
c)2,02 
d)2,3 
e)2,4 
 
35. 32,70g de zinco metálico reagem 
com uma solução concentrada de hidróxido 
de sódio, produzindo 64,53g de 
 zincato de sódio (Na2ZnO2). 
Qual é o rendimento dessa reação? a)88% 
b)92% 
c)86% 
d)90% 
e)95% 
 
36.Atualmente, sistemas de purificação de 
emissões poluidoras estão sendo exigidos 
por lei em um número cada vez maior de 
países. O controle das emissões de dióxido 
de enxofre gasoso, provenientes da queima 
de carvão que contém enxofre, pode ser 
feito pela reação desse gás com uma 
suspensão de hidróxido de cálcio em água, 
sendo formado um produto não poluidor do 
ar. A queima do enxofre e a reação do 
dióxido de enxofre com o hidróxido de 
cálcio, bem como as massas de algumas 
das substâncias envolvidas nessas 
40 
 
 
reações, podem ser assim representadas: 
S (32g) + O2 (32g)SO2 (64g) 
SO2(64g) + Ca(OH)2(74g) produto não 
poluidor 
Dessa forma, para absorver todo o dióxido 
de enxofre produzido pela queima de uma 
tonelada de carvão (contendo 1% de 
enxofre), é suficiente a utilização de uma 
massa de hidróxido de cálcio de, 
aproximadamente: a) 23 kg. 
b) 43 kg. 
c) 64 kg. 
d) 74 kg. 
e) 138 kg 
 
37. Para se obter 1,5 kg do dióxido de 
urânio puro, matéria-prima para a produção 
de combustível nuclear, é necessário extrair-
se e tratar-se 1,0 tonelada de minério. 
Assim, o rendimento (dado em % em 
massa) do tratamento do minério até chegar 
ao dióxido de urânio puro é de 
a) 0,10 %. 
b) 0,15 %. 
c) 0,20 %. 
d) 1,5 %. 
e) 2,0% 
 
 
 
38. Dos seguintes compostos, qual apresenta 
massa molecular igual a 30? 
a) C2H6 
b) PH3 
c) NH3 
d) NO2 
e) N2O3 
 
39. Uma fábrica consome 5 kg de ácido nítrico, 
HNO3, na obtenção de nitroglicerina. A 
quantidade de matéria em mols de ácido nítrico é 
aproximadamente igual a: 
a) 9,4 
b) 12,6 
c) 54 
d) 79,4 
e) 110 
 
40. A massa de 56L de gás carbônico na CNTP é 
exatamente: 
a) 5,6 gramas 
b) 11 gramas 
c) 44 gramas 
d) 110 gramas 
e) 120 gramas 
 
 
 
Gabarito: 
1.c 
2.b 
3.e 
4.c 
5.b 
6.b 
7.d 
8.a 
9.e 
10.d 
11.e 
12.e 
13.d 
14.d 
15.b 
16.a 
17.c 
18.d 
19.e 
20.b 
21.c 
22.e 
23.b 
24.e 
25.b 
26.a 
27.b 
28.d 
29.a 
30.c 
31.d 
32.b 
33.e 
34.a 
35.e 
36.a 
37.e 
38.a 
39.d 
40.d 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
41 
 
 
Questões do ENEM: 
 
 
01) (Enem)Acidentes de trânsito causam milhares 
de mortes todos os anos nas estradas do país. 
Pneus desgastados (“carecas”), freios em 
péssimas condições e excesso de velocidade são 
fatores que contribuem para elevar o número de 
acidentes de trânsito. Responsável por 20% dos 
acidentes, o uso de pneu “careca” é considerado 
falta grave e o condutor recebe punição de 5 
pontos na carteira de habilitação. A borracha do 
pneu, entre outros materiais, é constituída por um 
polímero de isopreno (C5H8) e tem uma 
densidade igual a 0,92 g/cm
3
. Considere que o 
desgaste médio de um pneu até o momento de 
sua troca corresponda ao consumo de 31 mols de 
isopreno e que a manta que forma a banda de 
rodagem desse pneu seja um retângulo de 20 cm 
x 190 cm. Para esse caso específico, a espessura 
gasta do pneu seria de, aproximadamente, 
(Dadas as massas molares em g/mol: C = 12 e H 
= 1). 
a) 0,51 cm. 
b) 0,55 cm. 
c) 0,60 cm. 
 d) 0,75 cm. 
 
02)(Enem) O metano (CH4), também conhecido 
por gás dos pântanos, é produzido pela 
decomposição de compostos orgânicos, na 
ausência de oxigênio, por determinadas bactérias 
e consumido na própria atmosfera. Quando 5 mol 
de metano reagem com 3 mol de oxigênio, o 
número de mols de gás carbônico (CO2) liberados 
será igual a: 
 
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O 
 
a) 1,0 mol. 
b) 1,5 mol. 
c) 3,0 mol. 
d) 3,5 mol. 
e) 5,0 mol. 
 
03)(Enem)– A composição média de uma bateria 
automotiva esgotada é de aproximadamente 32% 
Pb, 3% PbO, 17% PbO2 e 36% PbSO4. A média 
de massa da pasta residual de uma bateria usada 
é de 6kg, onde 19% é PbO2, 60% PbSO4 e 21% 
Pb. Entre todos os compostos de chumbo 
presentes na pasta, o que mais preocupa é o 
sulfato de chumbo (II), pois nos processos 
pirometalúrgicos, em que os compostos de 
chumbo (placas das baterias) são fundidos, há a 
conversão de sulfato em dióxido de enxofre, gás 
muito poluente. 
Para reduzir o problema das emissões de SO2 (g), 
a indústria pode utilizar uma planta mista, ou seja, 
utilizar o processo hidrometalúrgico, para a 
dessulfuração antes da fusão do composto de 
chumbo. Nesse caso, a redução de sulfato 
presente no PbSO4 é feita via lixiviação com 
solução de carbonato de sódio (Na2CO3) a 45°C, 
em que se obtém o carbonato de chumbo (II) com 
rendimento de 91%. Após esse processo, o 
material segue para a fundição para obter o 
chumbo metálico. 
 
PbSO4 + Na2CO3 → PbCO3 + Na2SO4 
 
(Dados: massas molares em g/mol Pb = 207; S = 
32; Na = 23; O = 16; C = 12) 
 
 Segundo as condições do processo apresentado 
para a obtenção de carbonato de chumbo (II) por 
meio da lixiviação por carbonato de sódio e 
considerando uma massa de pasta residual de 
uma bateria de 6 kg, qual quantidade aproximada, 
em quilogramas, de PbCO3 é obtida? 
 
a) 1,7 kg. 
b) 1,9 kg. 
c) 2,9 kg. 
d) 3,3 kg. 
e) 3,6 kg 
 
04)(Enem) Atualmente, sistemas de purificação 
de emissões poluidoras estão sendo exigidos por 
lei em um número cada vez maior de países. O 
controle das emissões de dióxido de enxofre 
gasoso, provenientes da queima de carvão que 
contém enxofre, pode ser feito pela reação desse 
gás com uma suspensão de hidróxido de cálcio 
em água, sendo formado um produto não-poluidor 
do ar. A queima do enxofre e a reação do dióxido 
de enxofre com o hidróxido de cálcio, bem como 
as massas de algumas das substâncias 
envolvidas nessas reações, podem ser assim 
representadas: 
 
enxofre (32 g) + oxigênio (32 g) → dióxido de 
enxofre (64g) 
 
42 
 
 
dióxido de enxofre (64 g) + hidróxido de cálcio (74 
g) → produto não-poluidor 
 
Dessa forma, para absorver todo o dióxido de 
enxofre produzido pela queima de uma tonelada 
de carvão (contendo 1 % de enxofre), é suficiente 
a utilização de uma massa de hidróxido de cálcio 
de, aproximadamente: 
a) 23 kg. 
b) 43 kg. 
c) 64 kg. 
d) 74 kg. 
e) 138 kg. 
 
05) (Enem)Os sistemas de comunicação e 
transporte criados pelo homem foram evoluindo 
ao longo do tempo. Assim, em fins do século 
XVIII, apareceram os balões, cujo 
desenvolvimento ocorreu durante todo o século 
XIX, chegando ao século XX com os dirigíveis 
cheios de hidrogênio e, mais recentemente, de 
hélio. Nesse processo, o brasileiro Santos 
Dumont contribuiu de modo significativo. Os 
“Zeppelins”, dirigíveis cheios de hidrogênio, estão, 
ainda, entre as maiores naves aéreas já 
construídas pelo homem. O mais famoso deles, o 
Hindemburg, começou a sua história em 1936, 
terminando em maio de 1937, num dos maiores 
acidentes aéreos já vistos e filmados. O seu 
tamanho era incrível, tendo cerca de 250 metros 
de comprimento, com um volume de 200 × 10
6 
litros, correspondendo a 8,1 × 10
6 
mol de gás. 
Se o hidrogênio (H2) necessário para encher 
totalmente o Hindemburg fosse obtido a partir da 
reação de ferro (Fe) com HCl, dando FeCl2, 
quantos quilogramas de ferro seriam 
necessários? (Dado: Massa molar do Fe = 56 
g/mol). 
 
A) 453.600 Kg 
B) 483.600 Kg 
C) 553.600 Kg 
D) 450.000 Kg 
E) 536.000 Kg 
 
06) (Enem)O peróxido de hidrogênio é 
comumente utilizado como antisséptico e 
alvejante. Também pode ser empregado em 
trabalhos de restauração de quadros 
enegrecidos e no clareamento de dentes. Na 
presença de soluções ácidas de oxidantes, 
como o permanganato de potássio, este 
óxido decompõe-se, conforme a equação a 
seguir: 
5 H2O2 (aq) + 2 KMnO4 (aq) + 3 H2SO4 (aq) 
5 O2 (g) + 2 MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 8 
H2O (l) 
 
De acordo com a estequiometria da reação 
descrita, a quantidade de permanganato de 
potássio necessária para reagir completamente 
com 20,0 mL de uma solução 0,1 mol/L de 
peróxidode hidrogênio é igual a 
A) 2,0×10
0
 
mol. 
B) 2,0×10
-3
 
mol. 
C) 8,0×10
-1
 
mol. 
D) 8,0×10
-4
 mol. 
E) 5,0×10
-3
 mol. 
 
 
07) (Enem)Aspartame é um edulcorante artificial 
(adoçante dietético) que apresenta potencial 
adoçante 200 vezes maior que o açúcar 
comum, permitindo seu uso em pequenas 
quantidades. Muito usado pela indústria 
alimentícia, principalmente nos refrigerantes 
diet, tem valor energético que corresponde a 
4 calorias/grama. É contraindicado a 
portadores de fenilcetonúria, uma doença 
genética rara que provoca o acúmulo da 
fenilalanina no organismo, causando retardo 
mental. O IDA (índice diário aceitável) desse 
adoçante é 40 mg/kg de massa corpórea. 
Com base nas informações do texto, a 
quantidade máxima recomendada de aspartame, 
em mol, que uma pessoa de 70 kg de massa 
corporal pode ingerir por dia émais próxima de: 
 Dado: massa molar do aspartame = 294 g/mol 
A)1,3×10
4
 
B)9,5× 
10
–3
. 
C)4 × 10
–2
. 
D)2,6. 
E)823. 
 
08) (Enem) No Japão, um movimento nacional 
para a promoção da luta contra o aquecimento 
global leva o slogan: 1 pessoa, 1 dia, 1 kg de 
43 
 
 
CO2 a menos! A ideia é cada pessoa reduzir em 
1 kg a quantidade de CO2 emitida todo dia, por 
meio de pequenos gestos ecológicos, como 
diminuir a queima de gás de cozinha. 
 Considerando um processo de combustão 
completa de um gás de cozinha composto 
exclusivamente por butano 
 (C4H10), a mínima quantidade desse gás que um 
japonês deve deixar de queimar para atender à 
meta diária, apenas com esse gesto, é de 
Dados: CO2 (44 g/mol); C4H10 (58 g/mol) 
A) 0,25 kg. 
B) 0,33 kg. 
C) 1,0 kg. 
D) 1,3 kg. 
E) 3,0 kg. 
 
09)(Enem) O brasileiro consome em média 500 
miligramas de cálcio por dia, quando a 
quantidade recomendada é o dobro. Uma 
alimentação balanceada é a melhor decisão para 
evitar problemas no futuro, como a osteoporose, 
uma doença que atinge os ossos. Ela se 
caracteriza pela diminuição substancial de massa 
óssea, tornando os ossos frágeis e mais 
suscetíveis a fraturas. 
Considerando-se o valor de 6x10
23
 mol
-1
 para 
constante de Avogrado e a massa molar do cálcio 
igual a 40 g/mol, qual a quantidade mínima diária 
de átomos de cálcio a ser ingerida para que uma 
pessoa supra suas necessidades¿ 
 
A) 7,5x10
21
 
B) 1,5x10
22
 
C) 7,5x10
23
 
D)
 1,5x10
25 
 
10)(Enem)O etanol, produzido a partir da cana-
de-açúcar, tem se mostrado uma interessante 
alternativa como combustível em substituição a 
derivados de petróleo. 
 
C12H22O11 + H2O → 4 C2H6O + 4 CO2 
(Produção de etanol por fermentação) 
 
Na safra brasileira de 1997, foram produzidas 14 
x 10
6 
toneladas de açúcar. Se, por fermentação, 
todo esse açúcar fosse transformado em etanol, 
que massa desse produto, em toneladas, seria 
obtida? 
 (Dados: Massa molar do etanol = 42 g/mol; 
Massa molar da sacarose (açúcar) = 342 g/mol). 
A) 6,87x10
6
 t 
B) 6,00x10
6
 t 
C) 6,50x10
6
 t 
D) 7,87x10
6
 t 
E) 8x10
5
 t 
11) (Enem-99) Suponha que um agricultor 
esteja interessado em fazer uma plantação 
de girassóis. Procurando informação, leu a 
seguinte reportagem: 
 “Solo ácido não favorece plantio” 
Alguns cuidados devem ser tomados por 
quem decide iniciar o cultivo de girassol. A 
oleaginosa deve ser plantada em solos 
descompactados, com pH acima de 5,2 (que 
indica menor acidez da terra). Conforme 
recomendações da Embrapa, o agricultor 
deve colocar por hectare, 40 Kg a 60 Kg de 
nitrogênio, 40 kg a 80 Kg de fósforo, 40 Kg a 
80 Kg de potássio. O pH do solo, na região 
do agricultor, é de 4,8. Dessa forma, o 
agricultor deverá fazer a “calagem”. 
 
Suponha que o agricultor vá fazer calagem 
(aumento de pH do solo por adição de cal 
virgem – CaO). De maneira simplificada, a 
diminuição da acidez se dá pela interação 
da cal (CaO) com a água presente no solo, 
gerando hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), que 
reage com os íons H
+
 (dos ácidos), 
ocorrendo, então, a formação de água e 
deixando íons Ca
2+
 no solo. 
 
Considere as seguintes equações: 
 
I – CaO + 2 H2O  Ca(OH)3 
II – CaO + H2O  Ca(OH)2 
III – Ca(OH)2 + 2 H
+ Ca2+ + 2H2O 
IV – Ca(OH)2 + H
+CaO + H2O 
 
O processo de calagem descrito pode ser 
representado pelas equações: 
 
a) I e II 
b) I e IV 
c) II e III 
d) II e IV 
e) III e IV 
 
 
12) (Enem) Duas das reações que ocorrem na 
produção do ferro são representadas por: 
 
2C + O2  2CO 
44 
 
 
 Fe2O3 + 3CO  2Fe + 3CO2 
 
O monóxido de carbono formado na primeira 
reação é consumido na segunda. 
Considerando apenas essas duas etapas do 
processo, calcule a massa aproximada, em 
Kg, de carvão consumido na 
Produção de 1t de ferro (Fe = 56) 
a)318Kg 
b)321Kg 
c)319Kg 
d)320Kg 
e)317Kg 
 
13)(Enem)A soma dos coeficientes da equação 
Abaixo é igual a: 
 Br2 +KOH KBrO3 + KBr + H2O 
a) 13 
b) 20 
c) 19 
d) 15 
 
Pintou no Enem: 
 
14)(Enem-99)Um balão meteorológico foi 
preenchido com gás hidrogênio, H2, que 
está a 1,5 atm e 20°C e ocupa 8m3. 
Sabendo que, nessas condições de pressão 
e temperatura, o volume molar dos gses é 
16L, determine: a quantidade em mols de 
hidrogênio dentro do balão. 
a)200mol 
b)300mol 
c)450mol 
d)500mol 
e)550mol 
 
15)(Enem-02)Um protótipo de carro movido 
a hidrogênio foi submetido a um teste em 
uma pista de provas. Sabe-se que o 
protótipo tem um tanque de combustível 
com capacidade igual a 164L e percorre 22 
metros para cada mol de H2 consumido. No 
início do teste, a pressão no tanque era de 
600 atm e a temperatura, igual a 300K. 
Sabendo que no final do teste a pressão no 
tanque era de 150 atm e a temperatura igual 
a 300K, calcule a distância, em km, 
percorrida pelo protótipo. 
a)60Km 
b)62Km 
c)63Km 
d)64Km 
e)66km 
Gabarito das questões do ENEM: 
 
1)b 
2)d 
3)a 
4)a 
5)b 
6)d 
7)b 
8)b 
9)c 
10)a 
11)c 
12)e 
13)c 
14)d 
15)e 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
45 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
 
FELTRE, R.: Fundamentos da Química.Volume único. 2. Ed. São Paulo: Moderna, 1996. 
 
 
LISBOA,J.C.F.: Química.Volume 1. 1. Ed.. São Paulo: SM, 2010. 
 
 
MORTIMER, E.F.; MACHADO, A.H. Introdução ao estudo da química: transformações, energia e 
ambiente. 2. Ed. Belo Horizonte: Foco/CECIMIG, 2000. 
 
 
 
PERUZZO,F.M.; CANTO, E.L.: Química na abordagem do cotidiano. Volume 1. 4. Ed. São Paulo: 
Moderna, 2010. 
 
 
USBERCO, J.; SALVADOR, E.Química. Volume único.5. Ed. São Paulo: Saraiva, 2002. 
 
 
Química. Disponível em: 
<www.agracadaquimica.com.br/quimica/arealegal/outros/6.pdf>. Acesso em: 15 jan. 2014. 
 
 
Química. Disponível em: 
<www.quiprocura.net/equilibrio.htm>. Acesso em: 27 mai. 2014. 
 
 
Química. Disponível em: 
<www.ruadireita.com/automoveis/info/os-perigos-dos-gases-de-escape-automovel/>.Acesso em 27 mai. 
2014.