Apostila Cursinho 20143

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SUMÁRIO 
 
 
CAPÍTULO I 
 
Relações de Massa..............................................................................................................................02 
Sessão leitura........................................................................................................................................03 
Exercícios de Fixção..............................................................................................................................04 
 
CAPÍTULO II 
 
Reações Químicas...............................................................................................................................07 
Sessão Leitura.......................................................................................................................................09 
Exercícios de Fixação............................................................................................................................11 
Pintou no ENEM....................................................................................................................................15 
 
CAPÍTULO III 
 
Leis Ponderais.....................................................................................................................................16 
Sessão leitura........................................................................................................................................16 
Exercícios de Fixação............................................................................................................................17 
 
CAPÍTULO IV 
 
Balanceamento das Equações Químicas..........................................................................................18 
Sessão Leitura.......................................................................................................................................19 
Exercícios de Fixação............................................................................................................................20 
 
CAPÍTULO V 
 
Estudo dos Gases...............................................................................................................................23 
Sessão Leitura.......................................................................................................................................25 
Exercícios de Fixação............................................................................................................................26 
Pintou no ENEM....................................................................................................................................28 
 
CAPÍTULO VI 
 
Cálculos Estequiométricos.................................................................................................................29 
Sessão Leitura.......................................................................................................................................33 
Exercícios de Fixação............................................................................................................................35 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS...............................................................................................................................................43
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2 
 
 
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. 
3 
 
 
 
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 teminfluência 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 prego de 
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 
4 
 
 
possui a sua. Por sua vez, massa e volume são 
propriedades gerais e não servem, isoladamente, 
para identificar os materiais. 
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. 
 
Exercícios para fixação: 
01)Dada a reação não-balanceada: 
 
 Zn + HCl _ ZnCl2 + H2 
 
Qual o número de mols de átomos de zinco que 
reagem completamente com 20 mols de ácido 
Clorídrico (HCl)? 
 
02)A combustão completa do metano (CH4) 
produz dióxido de carbono (CO2) e água. A 
alternativa que representa o número de mols de 
CO2 produzido na combustão de 0,3 mol de CH4 
é: 
 CH4 + 2 O2_ CO2 + 2 H2O 
 
a) 1,2 mols. 
b) 0,6 mol. 
c) 0,9 mol. 
d) 0,3 mol. 
e) 1,5 mol. 
 
03)Considere a informação: cal viva + água  cal 
hidratada (hidróxido de cálcio). A quantidade de 
cal hidratada formada pela reação de água com 
2,0 mols de cal viva é: 
a) 1,0 mol. 
b) 1,5 mol. 
c) 2,0 mols. 
d) 2,5 mols. 
 
04)Na reação de óxido de alumínio com ácido 
sulfúrico forma-se sulfato de 
alumínio, Al2(SO4)3. Para se obterem 3 mols 
desse sulfato, quantos mols do ácido são 
necessários? 
a) 3. 
b) 6. 
c) 9. 
d) 12. 
e) 15 
 
05) Em um das etapas de tratamento de água, 
ocorre a retenção de partículas sólidas em uma 
massa gelatinosa constituída por hidróxido de 
alumínio. Essa substância é preparada pela 
adição de Ca(OH)2 e Al2(SO4)3 à água contida em 
tanques de tratamento. O número de mols do 
Al2(SO4)3 que devem reagir com suficiente 
Ca(OH)2 para formar 10 mols de hidróxido de 
alumínio é igual a: 
a) 1. 
b) 2. 
c) 3. 
d) 4. 
e) 5. 
Com auxílio da tabela de massas atômicas, 
calcular: 
 
06)A massa molecular e Molécula-grama e massa 
molar das seguintes substancias: 
 
a) Cloreto férrico: Fe Cl3 
b) Fosfato de magnésio: Mg3(PO4)2 
c) Cloreto de cálcio dihidratado: CaCl2.2H2O 
d) Nitrato de cobalto: Co(NO3)3 
 
07) A quantidade de matéria (Mol) existente em: 
 
a) 2,6 g cloreto de bário: BaCl2 
b) 12,08 g de sulfato de maganês: MnSO4 
c) 15,52 g de cromato de potássio: K2CrO4 
d) 12,06 g de ácidos de nítrico: HNO3 
 
08) A morfina (C17H19 NO3.H2O) é o alcalóide 
principal do ópio, narcótico muito importante 
porém muito venenoso. É um entorpecente 
perigoso, pois causa dependência. Calcule o 
número de átomos de hidrogênio existente em 
10,1 g de morfina? 
Dados: massa atômica: C: 12 u 
5 
 
 
 N: 14 u 
 O: 16 u 
 H: 1 u 
 
09)Calcular o número de elétrons do nitrogênio 
em 100g de aspartame (C14H18N2S5) ; 
Dados: 
14
N7 ; 
1
H1 ; 
12
C6 e 
32
S16 
10)Achar o número de átomos de: Carbono, 
Oxigênio e Hidrogênio cem 10g de aspirina 
(C9H8O4) ? 
Dados: 
1
H1 ; 
12
C6 e 
16
O8 
 
11)A Penicilina G, um antibiótico largamente 
utilizado, tem fórmula C16H18N2O4S, calcular a 
massa de penicilina contido numa ampola que 
contém 2,44 .10
24 
átomos de nitrogênio: 
Dados: 
14
N7 ; 
1
H1 ; 
12
C6 e 
32
S16 
16
O8 
 
12)Qual a porcentagem em massa de carbono na 
glicose (C6H12O6)? 
Dados: 
1
H1 ; 
12
C6 e 
16
O8 
 
13)Por ser opaco à radiação e pouco solúvel, o 
sulfato de bário (BaSO4) é utilizado como 
contraste em investigações radiográficas no 
tratamento gastrointestinal. Se o paciente ingerir 
para o exame 3,495 g dessa substância junto 
com 63 g de água, quantos átomos de oxigênio 
serão ingeridos? 
Dados: massa atômica: Ba: 137 u 
 S: 32 u 
 O: 16 u 
 H: 1 u 
 
 Exercícios complementares: 
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 quecada 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 
 
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 
6 
 
 
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 200mL de 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 aquosa de 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. 
8 
 
 
Na química inorgânica podemos classificar as 
reações em quatro tipos diferentes: 
1) Reações de síntese ou adição 
As reações de síntese ou adição são aquelas 
onde substâncias se juntam formando uma única 
substância. Representando genericamenteos 
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; 
Quando juntamos as duas soluções estamos 
promovendo uma grande mistura entre os íons 
9 
 
 
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 só escolher 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 
evidências de reações químicas é 
ferramenta empírica poderosa que ajuda os 
10 
 
 
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 caracterizauma 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 super 
congelamento, 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 
para o ácido carbônico (H2CO3), que se 
decompõe em H2O e CO2 . 
11 
 
 
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 para fixação: 
 
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) 
 
12 
 
 
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 "Traité Élémentaire 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 
 
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 
 
13 
 
 
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) 2 NaI + 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. 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 
 
14 
 
 
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. 
 
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 
15 
 
 
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 
 
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] 
 
 
 
 
Pintou no Enem: 
 
1) (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 
 
 
Gabarito: 
 
Pintou no enem: 
c) 
 
 
 
 
 
 
 
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 para fixação: 
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. 
 
 
2) O que é uma reação química? 
 
 
 
 
Gabarito: 
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 formação de 
uma substância simples N2, e uma 
substância composta H2O. 
D) Não, temos reagentes gasosos e 
reagentes líquidos e também produtos 
gasosos e líquidos. 
2) Uma reação química significa uma 
transformação de substâncias em outras. Os 
elementos químicos não são modificados, 
apenas as substâncias. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 uma molécula 
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 2 moléculas 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 
de oxirredução. 
 
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 
20 
 
 
da equação química. O balanceamento é 
importante para a realização de cálculos para 
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...que 
as 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. 
 
 
 
 
Exercícios para fixação: 
 
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 
I) Na2O + (NH4)2SO4 Na2SO4 + H2O 
+ NH3 
J) FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 
K) NH3 + O2 NO + H2O 
L) KMnO4 + H2SO4 Mn2O7 + K2SO4 
+ H2O 
M) CS2 + O2 CO2 + SO2 
N) H3PO4 + CaO Ca3(PO4)2 + 
H2O 
O) Na2CO3 + H3PO4 Na3PO4 + H2O 
+ CO2 
P) KMnO4 K2MnO4 + 
MnO2 + O2 
Q) Na + KNO3 Na2O + 
K2O + N2 
R) Ni(CO)4 Ni + CO 
S) CaC2 + H2O C2H2 + 
CaO 
 
 
21 
 
 
2) 01 (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 
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 
 
22 
 
 
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 
9) 
 
Pintou no Enem: 
1) (Enem) 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 
 
2) (Enem)A soma dos coeficientes da equação 
Abaixo é igual a: 
 Br2 + KOH  KBrO3 + KBr + H2O 
a) 13 
b) 20 
c) 19 
d) 15 
 
 
 
 
 
 
 
Gabarito: 
1) A)1, 3, 2, 3 K)4, 5, 4, 6 
B)1, 2, 2, 1, 1 L)2, 1, 1, 1, 1 
C)1, 2, 2 M)1, 3, 1, 2 
D)2, 13, 8, 10 N)2, 3, 1, 3 
E)2, 3, 1, 6 O)3, 2, 2, 3, 3 
F)2, 1, 1, 2, 2 P)2, 1, 1, 1 
G)3, 2, 1, 6 Q)10, 2, 5, 1, 1 
H)1, 3, 1, 3, 3 R)1, 1, 4 
I)1, 1, 1, 1, 2 S)1, 1, 1, 1 
J)4, 11, 2, 80 
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 temperaturas são medidas na 
escala centesimal ou Celsius (°C), portanto 
devemos converter os valores de 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 
25 
 
 
Condições Normais de Temperatura e 
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 volumedo 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. 
 
 
 
 
 
Exercícios para fixação: 
 
1. Um vendedor de balões de gás na Praia de 
Boa Viagem, em Recife, utiliza um cilindro de 
60L 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. 
 
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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? 
 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