Guia de Estudos da Unidade 4 Química Geral e Experimental

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Química Geral e Experimental
UNIDADE 4
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Para início de conversa
Prezado(a) aluno(a), estamos chegando ao final da nossa jornada de estudos, agora iremos iniciar a nossa 
quarta unidade. Mais uma vez, conto com seu comprometimento, pois ele será a chave para seu sucesso!
orientações da disciPlina
Caro estudante, com essa unidade, finalizaremos nossa jornada por essa disciplina. Introduzimos o estudo 
da Química e da matéria na 1ª unidade e também o método científico. Na 2ª unidade, você aprendeu 
sobre os átomos e sua estrutura e viu sua relação com a Tabela Periódica dos elementos. Na 3ª unidade 
tratamos das ligações químicas, onde você viu como os átomos se unem para formar as substâncias e 
como isso, define seus estados físicos.
Nessa 4ª e última unidade, falaremos sobre as soluções, que são sistemas homogêneos bastante comuns 
no nosso cotidiano. Também aprenderemos como calcular quantidades de substâncias que fazem parte de 
uma reação química, predizendo as quantidades produzidas (cálculos estequiométricos). 
Antes de iniciar o estudo do nosso guia, faça a leitura de seu livro-texto da página 68 a 87. Assista também 
a nossa videoaula, você tem a sua disposição a nossa biblioteca virtual, acesse e faça novas pesquisas. 
Caro(a) aluno(a), é de extrema importância acessar o ambiente virtual de aprendizagem e responder 
as atividades, pois elas possuem critério avaliativo. Em caso de quaisquer dúvidas, não perca tempo, 
pergunte logo ao seu tutor!
Está preparado(a)? Espero que sim!
2
solUções
Generalidades
Caro(a) aluno(a), ao nosso redor, sempre encontramos sistemas com um só aspecto (uma só fase), mas 
que são formados por várias substâncias. Por exemplo, a água que tomamos não é exatamente pura, pois 
ela contém sais, em pequena quantidade, que são úteis para nosso organismo. Da mesma forma, o ar 
que respiramos não é composto de uma substância, mas de vários gases misturados, entre eles, oxigênio, 
nitrogênio e argônio. Esses dois fatos constituem exemplos de soluções. Então, podemos definir:
Solução: todo e qualquer sistema homogêneo formado por mais de uma substância.
Ela é dividida em dois componentes:
Soluto: a parte que se dissolve, geralmente em menor quantidade.
Solvente: a parte que dissolve, geralmente em maior quantidade.
Então, por exemplo, quando você coloca açúcar na água, o açúcar é o soluto (a parte que se dissolve) e a 
água é o solvente (a parte que dissolve o soluto).
classificação das soluções 
As soluções podem ser classificadas:
1 - Quanto ao estado físico
•	 Soluções sólidas 
Exemplo: o latão, que é uma mistura de zinco e cobre, ou o aço, que é uma mistura de ferro e carbono.
•	 Soluções líquidas 
Exemplo: soro fisiológico (mistura de NaCl e água) e gasolina.
•	 Soluções gasosas 
Exemplo: o ar atmosférico e o gás de cozinha, que, além de ser uma mistura de butano e propano, tem 
substâncias que causam o odor para que se possa detectar vazamento.
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2 - Quanto à natureza do soluto
Soluções iônicas: Quando um soluto é uma substância iônica. 
Exemplo: NaCl em água.
Soluções moleculares: Quando o soluto é uma substância covalente. 
Exemplo: açúcar em água e álcool em gasolina.
3 - Quanto à proporção soluto/solvente
Antes de dar essa classificação, é necessário que você entenda um conceito importante: o conceito 
de coeficiente de solubilidade. Ele é definido como a quantidade máxima (em gramas) de soluto que 
você consegue dissolver numa quantidade fixa de solvente (geralmente estabelecida para cada 100g de 
solvente), numa dada temperatura. Imagine que você possui um copo com 100g de água e que você vai 
adicionando sal. 
Vai chegar um momento em que o sal não conseguirá mais se dissolver, porque aquela massa de solvente 
(100g) ultrapassará sua capacidade de dissolução, ou seja, seu coeficiente de solubilidade, e vai começar 
a aparecer no fundo do copo uma quantidade de sal não dissolvida (que chamamos de corpo de chão ou 
corpo de fundo).
Nesse contexto, temos as seguintes classificações:
Solução insaturada: solução cuja quantidade de soluto dissolvida é menor do que o seu coeficiente de 
solubilidade. Em outras palavras, ainda dá para adicionar mais um pouco de sal sem formar corpo de 
fundo.
Solução saturada: solução cuja quantidade de soluto dissolvida é exatamente igual ao máximo que o 
solvente consegue suportar, ou seja, quando a quantidade dissolvida é exatamente igual ao seu coeficiente 
de solubilidade. Nesse caso, qualquer adição de soluto a mais provocará a formação do corpo de fundo.
Solução supersaturada: solução cuja quantidade de soluto dissolvida supera a quantidade máxima 
estabelecida pelo coeficiente de solubilidade. Isso só é possível quando você adiciona sal à solução 
enquanto ela é aquecida. Quando um solvente é aquecido, geralmente, aumentamos sua capacidade de 
dissolução, ou seja, aumentamos seu coeficiente de solubilidade. No entanto, essa solução supersaturada, 
quando resfriada ou mesmo quando balançamos seu recipiente, voltará a ser saturada e o sal em excesso 
formará corpo de fundo.
Exemplo: Sabendo que o coeficiente de solubilidade de um certo sal é de 360g para cada 100g de água, 
podemos classificar:
Insaturada Saturada Supersaturada
Fonte da ilustração: Autor, 2016.
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curva de solubilidade
É uma representação gráfica dos coeficientes de solubilidades de sais em função da temperatura. É um 
diagrama útil para se previr a quantidade de sal que você pode adicionar num determinado solvente, 
ou ainda, a quantidade de sal que você consegue obter através de resfriamento de uma solução (esse 
aspecto é muito importante nos processos de cristalização, onde se consegue obter substâncias sólidas 
a partir de soluções).
Curva de solubilidade de alguns sais
Fonte da ilustração: Autor, 2016.
Com este tipo de gráfico, poderíamos responder, por exemplo, à seguinte pergunta: qual a quantidade 
máxima aproximada de KNO3 (nitrato de potássio) que podemos dissolver em 250g de água a 40°C?
Praticando
Para resolver esse problema, basta ver a curva do KNO3. Nela, você pode ver que, a cada 100g de água, 
conseguimos dissolver, no máximo, aproximadamente, 70g desse sal a 40°C. Então, basta fazer uma regra 
de três simples para resolver o problema:
70g de KNO3 ------------------------------------------ 100 g de água
X ---------------------------------------------- 250 g de água
X = 70 g x 250g/100g = 175g.
Então, conseguiríamos dissolver, no máximo, uma quantidade próxima de 175g desse sal a 40°C, numa 
quantidade de 250g de água.
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cÁlcUlos de concentrações eM solUções
Agora, você vai aprender como expressar a quantidade de soluto de uma determinada solução (ou seja, 
sua concentração), além de calcular quantidades de soluto necessárias para preparar soluções com 
determinada concentração. Isso é bastante útil no nosso dia a dia, uma vez que lidamos com soluções o 
tempo todo, e todas elas possuem uma quantidade fixa que é proporcional à quantidade de solução. Um 
exemplo disso é o soro fisiológico utilizado em hospitais. 
A quantidade de cloreto de sódio nele é de 0,9g para cada 100g de solução. Se essa proporção for maior 
ou menor, poderá acarretar problemas para o paciente, por exemplo.
GUarde essa ideia!
Vamos utilizar a seguinte convenção para nos referirmos a soluto, solvente e solução: quando nos 
referirmos ao soluto, usaremos o índice 1; para solventes, o índice 2; e, finalmente, para soluções, não 
usaremos índices.
As expressões de concentrações mais comuns são:
Concentração comum (C): razão entre a massa (em gramas) do soluto (m1) e o volume (em litros) da solução 
(V). É, portanto, expressa em g/L.
Então, por exemplo, quando dizemos que 4g de uma determinada substância está dissolvida num volume 
total de 100 mL (ou seja, 0,1L), então sua concentração em massa será:
C = 4g/0,1L = 40g/L
Título em massa (τ): razão entre a massa do soluto (m1) e a massa total da solução (m). Assim:
Essa é justamente a concentração expressa no soro fisiológico: 0,9%. Ou seja, 0,9g deNaCℓ para cada 
100g de solução. Há também uma variante dessa expressão, que é o título em volume. Nesse caso, seria 
a quantidade de volume de soluto que é dissolvida para formar uma solução de 100 mL. O grau alcoólico 
(°GL) que você vê por aí nos frascos de alcoóis etílicos comerciais é expresso dessa maneira. Então, por 
exemplo, quando você lê num frasco de álcool que ele possui 40°GL, isso significa que, para cada 100 mL 
daquele frasco, 40 mL são somente de álcool puro. Então, 40°GL é o mesmo que 40% em volume.
(Em percentual)
6
dica
CUIDADO! Uma coisa é expressar a massa de soluto em relação à massa de solução (título em massa), 
outra coisa é expressar a mesma massa numa quantidade de solvente (isso não é título em massa). Por 
exemplo, 10g de um soluto em 40g de solução, fornece:
τ = 10g x 100/40g = 25%
Mas as mesmas 10g numa massa de 40g de água (solvente) equivale a:
τ = 10g x 100/(10g + 40g) = 20%
Lembre-se de que: massa da solução = massa de soluto + massa de solvente.
Concentração molar (M): razão entre o número de mols do soluto (n1) e o volume (em litros) da solução (V). 
É, portanto, expressa em mol/L.
Palavras do Professor
Prezado(a) aluno(a), para explicar o que é número de mols, vamos fazer agora uma pausa e procurar abrir 
a imaginação um pouco. Você estudou, em unidades anteriores, que o átomo é a unidade formadora de 
qualquer matéria e que ele é um ente extremamente pequeno para ser medido com uma régua e também 
muito leve para ser pesado numa balança. 
Pois bem, imagine um átomo de um elemento qualquer na Tabela Periódica. Imaginemos o átomo de 
carbono. Lá, você tem a informação de que esse elemento possui número atômico 6 e número de massa 12. 
O que significa dizer que o carbono tem número de massa 12? Esse número é o quanto um átomo de 
carbono pesaria se pudesse ser colocado numa balança. Quer dizer que um átomo de carbono possui o 
peso de 12 unidades de massa atômica (ou 12 u). A unidade de massa atômica é uma massa relativa, que 
não existe na prática, mas que foi criada para que os químicos pudessem falar de massas de átomos.
7
Praticando
Agora, imagine que você juntasse 10 desses átomos de carbono. Você teria uma massa total de: 10 x 12 
u = 120 u, mas essa quantidade de átomos é muito pequena para você medir numa balança convencional 
(que meça o peso de qualquer objeto em gramas ou quilogramas). 
Junte agora uma quantidade de 10000 átomos de carbono e você terá 10000 x 12 u = 120000 u, mas ainda 
assim não é suficiente para que você consiga medir numa balança. Porém, se você juntar uma quantidade 
equivalente a 6,02 x 1023, você obterá uma massa de 12g (agora, sim, possível de ser medida numa 
balança!). A essa quantidade tão enorme de entidades, capaz de nos permitir sair do mundo microscópico 
e invisível dos átomos para o mundo macroscópico e visível aos nossos olhos, chamamos de mol.
Então, assim como uma dezena é um conjunto de 10 entidades, uma dúzia é um conjunto de 12 e uma 
centena é um conjunto de 100, um mol é um conjunto de 6,02 x 1023 entidades. Um mol de qualquer coisa 
que você imaginar possui 6,02 x 1023 dessa coisa. Note que juntar uma quantidade enorme como essa 
é impossível na prática. Juntar uma quantidade de 602.000.000.000.000.000.000.000 de qualquer coisa, 
ainda que seja quantidade de coisas bem minúsculas, iria demandar muito espaço (e muito tempo para 
reunir, aliás, um tempo muito superior a qualquer vida humana!).
Comparando com outros átomos, se juntássemos um mol (ou seja 6,02 x 1023) de átomos de oxigênio, cuja 
massa atômica é de 16 u, teríamos uma massa de 16g. O mesmo funciona para moléculas. A água, você 
sabe, possui a fórmula H2O. Cada hidrogênio da água pesa 1u (ver na Tabela Periódica) e cada oxigênio 
pesa 16 u. 
Então esse conjunto (2 átomos de hidrogênio e 1 de oxigênio) pesa: 2 x 1u + 1 x
16u = 18u. Então, se juntássemos 6,02 x 1023 desses conjuntinhos de 2 átomos de hidrogênio e 1 de 
oxigênio, teríamos 18g. Veja que interessante isso: quando você toma um gole d'água (aproximadamente 
72g) você está jogando para dentro de você
4 mols de moléculas de água (pois cada mol de moléculas de água pesa 18g. Faça as contas!), ou seja, 4 x 
6,02 x 1023 = 2,408 x 1024 moléculas! Você ingere aí uma quantidade extremamente enorme de moléculas 
de água, e um gole d'água é muito pouco para se matar a sede, não é mesmo?
Da mesma forma, como uma dúzia de melancias pesa mais que uma dúzia de laranjas, se juntarmos um 
mol de moléculas mais pesadas elas pesarão mais que um mol de moléculas mais leves. Pense numa 
molécula pesada como a molécula do açúcar (a sacarose, cuja fórmula molecular é de C12H22O11). Apenas 
uma molécula dessa substância pesa: 12 x 12u + 22 x 1u + 11 x 16u = 342u. Então, juntando apenas um 
mol (6,02 x 1023) de moléculas de açúcar, teremos 342g (ou seja, aproximadamente 1/3 de uma saco de 
1kg de açúcar!). Perceba que um mol de moléculas de açúcar pesa mais do que os 4 mols de moléculas 
de água (72g) do exemplo anterior.
Em resumo: um mol de qualquer coisa terá sempre a mesma quantidade (6,02 x 1023), mas a massa dessa 
quantidade dependerá da entidade (do átomo, da molécula ou da coisa) considerada.
8
Palavras do Professor
Agora, podemos retornar ao conceito de concentração molar de soluções. Como foi dito, ela expressa a 
quantidade de mols de soluto em relação a 1 litro de solução. Então, por exemplo, se tivermos 2 mols de 
um determinado soluto dissolvidos em 4 litros de solução, teremos a concentração molar:
M= 2 mols/4L = 0,5 mol/L.
Parte por milhão (ppm): é como o título em massa, mas é uma proporção das partes do soluto que 
existem em relação a um milhão (106) de partes da solução. Indicada para expressar soluções com muito 
pouca quantidade de soluto.
Assim, uma solução de título em massa 1%, representa 10000 partes por milhão, ou 10000 ppm (pois 1 
em cada 100 é o mesmo que ter 10000 em um milhão). Então, imagine uma solução cuja massa de soluto 
seja de 0,0006g, enquanto a massa da solução é de 10g. 
A concentração dessa solução em ppm, é:
0,0006g x 106ppm/10g = 60 ppm.
Desses conceitos vistos, é fácil notar que você pode expressar a concentração de qualquer solução dessas 
4 maneiras vistas. 
exeMPlo
Imagine uma solução composta de 23g de etanol (C2H6O) num volume de 250 mL, cuja densidade é de 
0,9g/mL. Podemos expressar essa informação em função das concentrações aqui já vistas, assim (a massa 
molar do etanol é: 2 x 12u + 6 x 1u + 1 x 16u = 46g/mol):
concentração comum: C = 23g/0,25L = 92g/L
Título em massa: A massa da solução é: m = d.V = 0,9g/mL x 250mL = 225g e o título, é, portanto: τ = 23g 
x 100/225g = 10,22%
concentração molar: o número de mols de etanol é: 23g/46g/mol = 0,5 mols e, portanto, a concentração 
molar é: M = 0,5 mols/0,25L = 2 mols/L
concentração em ppm: 10,22% x 10000 ppm/1% = 102200 ppm.
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como preparar soluções
Para o preparo de soluções em laboratório, necessitamos de alguns materiais de laboratório (para conhecer 
os materiais de laboratório, leia o BUP da Pearson da página 58 até a 62). Eis os materiais necessários:
•	 Balança analítica;
•	 Béquer;
•	 Bastão de vidro;
•	 Funil;
•	 Balão volumétrico;
•	 Pisseta com o solvente.
Praticando
Suponha que você deseje preparar 2 litros de uma solução aquosa (cujo solvente é a água) de concentração 
de 18g/L de um determinado sal.
Fonte da ilustração: Autor, 2016. 
Para isso, você precisa medir na balança analítica a massa correspondente para o preparo dos dois litros 
(no caso, 36g). Use o béquer para pesar o sal na balança (1).
Em seguida, adicione uma parte da água destilada da pisseta para dissolver o sal do béquer e mexa com 
o bastão de vidro (2). Após todo o sal ser dissolvido, use o funil para transferir a solução do béquer para 
o balão volumétrico de capacidade 2L (3). 
Lave o béquer esguichando a água destilada da pisseta em suas paredes, a fim de remover todo o excesso 
de sal, e o transfira para o balão volumétrico (4). Após verificar que todo o salfoi transferido, faça a 
aferição do balão até o menisco (que deve estar na mesma altura dos seus olhos), que é a marca que 
indica o volume de 2L (5). Depois, tampe o balão e o homogeneíze (6).
Esse é o procedimento básico e comum para o preparo de soluções, especialmente quando o soluto é 
um sólido. É claro que, dependendo da substância de cuja solução se deseje preparar, existem outros 
cuidados e procedimentos.
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esteQUioMetria
leitUra coMPleMentar
Caro(a) aluno(a), chegamos a um tópico extremamente importante para os químicos; a 
estequiometria. Para que você aprenda como realizar cálculos estequiométricos leia o 
capítulo três de nosso livro-texto, você pode não acompanhar todos os cálculos logo 
na primeira leitura, isso é natural, porém quero que voe, tenha força de vontade para 
realizar essa leitura tantas vezes quanto for necessário dado à importância do tema. 
Boa leitura!
A estequiometria trata da relação entre as quantidades de substâncias que reagem e que são produzidas 
numa reação química. Numa reação química, há a formação de novas substâncias a partir das originais. 
O papel da estequiometria consiste em relacionar as quantidades dessas substâncias que reagem 
(reagentes) com as que são novas (produtos). Toda reação química é representada da seguinte maneira:
Reagentes → Produtos
Exemplos: CaO + CO2 → CaCO3
Nessa reação, o óxido de cálcio (CaO) e o gás carbônico (CO2) reagem para produzir o carbonato de cálcio 
(CaCO3). Da estequiometria da reação, 1 mol do CaO reage com 1 mol do CO2 para produzir também 1 mol 
de CaCO3.
N2 + 3H2 → 2NH3
Nessa reação, hidrogênio (H2) reage com nitrogênio (N2) produzindo amônia (NH3). A estequiometria nos 
diz que 1 mol de nitrogênio reagem com 3 mols de hidrogênio produzindo 2 mols de amônia.
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O
Essa reação representa a decomposição do bicarbonato de sódio (NaHCO3), substância utilizada como 
extintor de incêndio (pó químico). O calor das chamas é suficiente para decompor o bicarbonato em 
carbonato de sódio (Na2CO3), gás carbônico e água, que extinguem a chama. A estequiometria da reação 
nos diz que 2 mols de bicarbonato se decompõem para formarem um mol de cada uma das três substâncias 
mencionadas como produtos.
CaCO3 + 2HCℓ → CaCℓ2 + CO2 + H2O
Essa reação química é típica do que ocorre quando a chuva ácida (geralmente vinda de atmosferas de 
cidades com grandes polos industriais) ataca monumentos de mármore (CaCO3). Nessa reação, o carbonato 
de cálcio (CaCO3) reage com ácido clorídrico (HCℓ), produzindo cloreto de cálcio (CaCℓ2), gás carbônico e 
água. Da estequiometria da reação, 1 mol de carbonato reage com 2 mols de ácido, produzindo um mol de 
cada uma das substâncias do lado direito da seta da reação. 
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Baseado nessas reações e no seu significado estequiométrico é que iremos aprender a calcular quantidades 
das substâncias participantes de uma reação química. Mas, antes disso, é necessário que você conheça 
duas principais leis ponderais (isto é, relações de massa).
lei de lavoiser: Num sistema fechado (ou seja, onde massas não entram e nem saem durante a reação) 
a massa total dos reagentes é a mesma dos produtos.
exeMPlo
CaO + H2O → Ca(OH)2
56g 18g 74g
Antes (74g) → Depois(74g)
Essa lei é sempre verdadeira, uma vez que uma reação química só provoca o rearranjo dos átomos, ou 
seja, a quebra de ligações químicas para a formação de novas ligações. Como as massas não mudam 
durante esse processo, evidentemente, elas se conservam. 
Então, se uma reação química não estiver com seus coeficientes estequiométricos (os números que 
aparecem na frente das substâncias numa equação química), teremos que ajustá-los para que a mesma 
quantidade de átomos de cada espécie seja sempre igual dos dois lados da equação química. Perceba 
isso nos exemplos já mostrados e verifique por você mesmo.
Lei de Proust : Toda substância apresenta uma proporção em massa constante na sua composição.
CaO + H2O → Ca(OH)2
56g 18g 74g
28g 9g 37g
5,6g 1,8g 7,4g
dica
Perceba que existe sempre uma proporcionalidade entre a quantidade em massa dos reagentes e dos 
produtos. Quando a massa dos reagentes se reduz à metade, por exemplo, a dos produtos também deverá 
ser reduzida para que a lei da conservação da massa (lei de Lavoiser) se mantenha. 
Eu poderia ter 1000g de CaO no sistema, mas se eu tiver também apenas 18g de água disponível, só 
reagirão 56g dessa massa de CaO (as outras 944g ficariam sem reagir, e diremos que o CaO está em 
excesso, enquanto que a água é o reagente limitante) e só serão produzidos 74g de hidróxido de cálcio 
(Ca(OH)2).
12
 
exeMPlo
cálculo estequiométrico:
A combustão completa do propano (C3H8) produz dióxido de carbono (CO2) e água, segundo a equação:
C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O
Determine:
a) Quantos mols de CO2 são produzidos na combustão de 0,5 mols de propano?
b) Qual a massa de CO2 encontrada para a resposta do item a)?
c) Quantos mols de O2 serão consumidos na queima de 2 mols de propano?
d) Quantos gramas de água seriam obtidas no item c)?
dados: massas atômicas: C = 12u; H = 1u; O = 16u.
Em primeiro lugar, vamos interpretar a equação química. Ela nos diz que 1 mol de propano reage com 
5 mols de oxigênio para produzir 3 mols de gás carbônico e 4 mols de água (conte os átomos de cada 
espécie nos dois lados da equação e você verificará que a lei de Lavoiser é obedecida).
agora, vamos responder a cada item do problema:
a) Ora, se para cada mol de propano (C3H8) que reage são produzidos 3 mols de CO2, então, por regra de 
três simples e direta:
1 mol C3H8 ------------------------------------------- 3 mols CO2
0,5 mols C3H8 --------------------------------------- X
x = 1,5 mols de co2 (resposta)
b) Nesse item é pedido o valor da massa de CO2 obtida no item a, cujo número de mols foi 1,5. Basta agora 
descobrirmos que massa de CO2 está contida nessa quantidade de mols. O problema fornece as massas 
atômicas do carbono e do oxigênio, então podemos calcular a massa molar do CO2 (chamemos isso de 
M(CO2)).
M(CO2) = 1 x 12u + 2 x 16u = 44u. Ou seja, 44g/mol. Logo:
1 mol CO2------------------------------------ 44g
1,5 mols CO2 --------------------------------m
m = 66g (resposta)
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c) Se para cada mol de propano que reage, reagem também 5 mols de oxigênio (O2), então:
1 mol C3H8 ------------------------------------------- 5 mols O2
2 mols C3H8 --------------------------------------- X
x = 10 mols de o2 (resposta)
d) Do item c, sabemos que 2 mols de propano reagiram. Se cada mol de propano reagido produz 4 mols de 
água, então, por regra de três simples e direta, teremos:
1 mol C3H8 ------------------------------------------- 4 mols H2O
2 mols C3H8 --------------------------------------- X
x = 8 mols de H2o
Mas devemos calcular a massa contida em 1 mol de água para saber qual seria a massa contida nesses 
8 mols de água. O problema fornece as massas atômicas do hidrogênio e do oxigênio, então podemos 
calcular a massa molar da água (chamemos isso de M(H2O)). Então:
M(H2O) = 1 x 1u + 1 x 16u = 18u. 
Isso quer dizer: 18g/mol. Finalmente, a massa da água contida nos 8 mols será:
1 mol H2O----------------------------------- 18g
8 mols H2O-------------------------------- m
m =144g (resposta)
veja o vídeo!
Outro exemplo de cálculo estequiométrico, envolvendo agora reações em solução 
aquosa, pode ser visto no único vídeo (duração 10 min 8s) desse link, que fala 
resumidamente dos conceitos estequiométricos vistos aqui. Clique aqui para assistir. 
Caro(a) aluno(a), você observou que no exemplo do vídeo, deseja-se calcular a massa de CaCO3 necessária 
para reagir completamente com 25 mL de uma solução aquosa de concentração molar 0,75 mol/L de HCℓ 
(que é chamado de 0,75M ou 0,75 molar no vídeo, pois essa unidade era antigamente usada no lugar de 
mol/L). 
Como o volume e a concentração do HCℓ são fornecidos, dá para calcular seu número de mols (pois 
número de mols = concentração x volume), e, a partir daí, baseado nos mesmos princípiosvistos no 
exemplo anterior, você pode calcular o número de mols do CaCO3 que reagirão completamente com o 
ácido e, consequentemente, sua massa.
http://sereduc.com/R4JCOb
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Palavras do Professor
Prezado(a) estudante, chegamos ao final de nossa jornada. Esperamos que você tenha tio êxito nas 
unidades anteriores e que tenha gostado dessa disciplina. Durante todo o curso você aprendeu conceitos 
importantes para a sua formação, como o papel da Química na vida e na sociedade, os conceitos básicos 
de matéria e a sua constituição, a forma como os átomos se unem para formarem as substâncias e, 
aqui nessa unidade, você aprendeu sobre as soluções e como fazer cálculos para prever ou predizer 
quantidades de substâncias em reações químicas. 
Tenha sempre em mente que o papel ético da Química é o de promover melhor qualidade de vida à 
sociedade e que deve ser sempre utilizada em prol da humanidade. Não se esqueça, também, de que 
é seu papel utilizar seus conhecimentos para tornar nossa sociedade melhor e mais justa em todos os 
aspectos. Afinal, todo conhecimento é válido apenas se pudermos fazer algo de útil e bom com ele, não 
é mesmo?
Não se esqueça de fazer os exercícios e as atividades do fórum virtual. Dúvidas relacionadas a qualquer 
uma das unidades podem ser tiradas com os tutores. Desejo a você muito sucesso no decorrer do seu 
curso e na sua futura carreira profissional. Estou certo de que você colherá os frutos de seu esforço, talvez 
não de forma súbita, mas aos poucos, pois entendemos que as conquistas e as vitórias são diárias.
Um grande abraço e até uma próxima vez!