2018 QUIMICA AULA 2

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QUÍMICA GERAL
 Prof. MSc. Paulo Garcia de Almeida
 
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Ligações químicas
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Ligações químicas
Combinações entre átomos do mesmo elemento ou de elementos diferentes proporcionam a existência da grande variedade de substâncias químicas que conhecemos
Poucos elementos aparecem na forma de átomos isolados e estáveis . 
Gases nobres : He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn que com exceção do Hélio (2 elétrons) , apresentam oito elétrons na camada de valência
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Ligações químicas
Teoria do Octeto : um grande número de átomos adquire estabilidade eletrônica quando apresenta oito elétrons na camada mais externa
Embora haja exceções, esta regra é utilizada para explicar a formação da maioria das substâncias encontradas na natureza e podem ser classificadas em :
Ligação iônica ou eletrovalente
Ligação covalente ou molecular e Ligação dativa
Ligação metálica
Ligação iônica ou eletrovalente
Ocorre entre íons positivos (átomos que perdem elétrons = cátions) e íons negativos (átomos que recebem elétrons = ânions)
Um dos átomos possui a tendência de perder (ceder) elétrons e o outro possui tendência de receber elétrons e formam um “composto iônico”
Os metais possuem a tendência de ceder elétrons e os não metais, semi-metais e o hidrogênio possuem a tendência de receber elétrons 
Elementos com 1,2, 3 elétrons se unem com elementos com 5,6,7 ou 4 elétrons
 
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Ligação iônica ou eletrovalente
Conduzem a corrente elétrica em solução
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Escrevendo a fórmula do composto iônico
 NaCl CaF2 Al2O3 
 Na= 11 Cl= 17 Ca = 20 Al = 13 F = 9 O = 8
Escrever o cátion do lado esquerdo e o ânion do lado direito
A carga elétrica total positiva é igual a negativa,portanto = nula .
Troca-se os valores de valência pela quantidade de átomos na fórmula
Quando cada átomo participa com um elemento na molécula, não se indica o numero 1 (um)
Números iguais de participação dos átomos da fórmula devem ser simplificados para 1(um)
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Ligação covalente ou molecular
Ocorre entre átomos com tendência a receber elétrons.
Os átomos “compartilham” os elétrons e formam ”pares eletrônicos”
As estruturas formadas são chamadas de ”moléculas”
As ligações covalentes ocorrem entre elementos das famílias I4 a 17
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Ligação covalente ou molecular
Representação das moléculas por fórmulas :
Fórmula molecular : H2O , CO2
Fórmula eletrônica ou de Lewis = elétrons da camada de valência e pares formados 
Ligação covalente ou molecular
Fórmula estrutural plana – mais de um par de elétrons pode ser compartilhado ,formando-se ligações simples, duplas ou triplas 
Casos particulares que não seguem a regra do octeto
Boro = estabiliza com 6 elétrons na camada de valência
Berílio = estabiliza com 4 elétrons na camada de valência
Alumínio = estabiliza-se em alguns casos com 6 elétrons na camada de valência
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Exercício
 Qual a fórmula eletrônica e a fórmula estrutural plana dos seguintes compostos :
 H2 , O2 , N2 , H20 , NH3 , CH4 , BF3 , BeF2 ,AlCl3 *, Cl2 
* Be = 4 elétrons ; B e Al = 6 elétrons
 Sabendo-se que os respectivos números atômicos são:
 H=1 ;O= 8 ;N= 7 ;C=6; B=5;F=9;Be=4;Al=13;Cl=17 
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Ligação covalente dativa ou coordenada
Ocorre entre um átomo que já atingiu a estabilidade eletrônica e outro ou outros que necessitam de dois elétrons para completar a camada de valência
Obs.: A ligação dativa ,para a química no nível universitário, é conhecida simplesmente como ligação covalente .
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Dica.........
Na representação da fórmula eletrônica o elemento que aparece em menor quantidade normalmente está no centro da representação .
Nas fórmulas de ácidos ( começam com H ) o Hidrogênio está ligado ao Oxigênio formando H - O
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Exercício
Qual a fórmula eletrônica e a fórmula estrutural plana dos seguintes compostos :
 HNO3 ; HClO4 
Sabendo –se que os números atômicos são :
 H=1 ; N=7 ; O=8 ; Cl= 17
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Ligação metálica
Os metais possuem características diferentes de muitas substancias,sendo a maioria sólida em temperatura ambiente e de cor prateada,com exceção do mercúrio (líquido) , ouro e cobre (amarelado e avermelhado).
O retículo cristalino dos metais apresentam um grupamento de cátions fixos rodeados por uma 
 “nuvem” de elétrons.
A liberdade que os elétrons possuem de se movimentar através do cristal é responsável pelas propriedades dos metais como condutibilidade, maleabilidade e ductibilidade
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Ligas metálicas
 misturas de dois ou mais elementos metálicos
Bronze = Cu + Sn
Latão = Cu + Zn
Ouro 18 quilates = Au + Cu
Amálgama = Hg + Ag+Sn
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EXERCÍCIOS
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Exercícios
O amianto (asbesto)é usado como matéria prima na fabricação de material isolante (fibracimento) na construção civil.Entre seus componentes estão o SiO2 + MgO + Al2O3.
 Que tipo de ligação ocorre em cada componente? (Si=14) (Mg= 12) (Al=13) (O=8) e quais são as ligações eletrônicas e plana ? 
A fosfina (PH3)é formada pela decomposição de material organico e é inflamável e incolor na temperatura ambiente. .Pode ocorrer a combustão expontanea em túmulos e com o deslocamento do ar pode ocorrer o “fogo-fátuo”. Sabendo –se que o P=15 e H=1 , qual a fórmula eletrônica e estrutural plana da fosfina ?
Quais as fórmulas estruturais dos compostos de cloro: HCl;HClO;HClO2;HClO3 e HClO4
Quais as fórmulas estruturais do SO2 e do SO3 (S=16) + (O=8)
Considerando as substancias: oxigenio ( O2) ; platina (Pt); cloreto de sodio (NaCl);ácido clorídrico (HCl);óxido de sódio (Na2O);zinco (Zn) ,quais são os tipos de ligações?
Qual a fórmula eletrônica e estrutural do ácido fosfórico (H3PO4 )presente no refrigerante coca-cola ?(P=15)
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Exercícios
7. - Qual a fórmula eletrônica e estrutural do monóxido de carbono (CO) eliminado dos escamentos dos veículos automotores? (C=6 e O=8)
8. - Considerando a estrutura abaixo : 
 H-O 
 X = O
 H-O
Para que o composto esteja corretamente representado conforme indicado nas ligações acima o X deve ser substituído por qual elemento ? :
 a) P = 15 b) S = 16 c) C= 6 d) N= 7 
9.- Qual a fórmula estrutural do fosgênio (COCl2) que foi utilizado na 1° Guerra mundial como gás asfixiante.? 
10.- Qual a formula do composto resultante da união dos elementos S e Ca ( S=16 e Ca=20) sabendo –se que : S= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 e Ca = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 ?
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ÁCIDOS
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BASES
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SAIS
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ÓXIDOS
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Conceitos de ácidos, bases e sais
Ácidos são compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo cátion hidrogênio ( H+). 
 HCL  H+ + Cl-
O cátion (H+) se une a molécula de água formando o íon hidroxônio (H30+)
 HCl + H20  H30+ + Cl-
Classificação:
Hidrácido = quando não contém oxigênio na molécula
HCl , HBr, H2S
Oxiácido = quando contém oxigênio na molécula
H2SO4 ,H3PO4, HNO3
Usos : acidulantes em bebidas,bateria,industria de explosivos , limpeza de peças
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Conceitos de ácidos, bases e sais
Bases são compostos que por dissociação iônica,liberam apenas o ânion hidróxido ( hidroxila) (OH-). 
 NaOH  Na+ + OH-
As bases são formadas por metais ligados a (OH-)
A única base não metálica é o hidróxido de amônio (NH4OH)
Sais são compostos formados juntamente com água na reação entre um ácido com uma base
Sais são compostosiônicos que possuem pelo menos um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH-
 NaCl , NaHSO4 ,CaCO3, NaHCO3
 NaOH + HCl  NaCl + H2O
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pH
Por definição o pH é o colog da concentração hidrogeniônica do meio, que indica a acidez ou basicidade de uma solução aquosa.
pH = - log [H+]
Esta terminologia  foi introduzida, em 1909, pelo bioquímico dinamarquês Peter Sorensen com o objetivo de facilitar seus trabalhos no controle de qualidade de cervejas ,pois na época ele trabalhava no laboratório da Carlsberg
Portanto o pH relaciona-se matematicamente à atividade dos íons H+ em solução sendo que pH a concentração em mol · L−1.
Cálculo de pH de algumas soluções aquosas
O valor de pH de uma solução pode ser estimado se for conhecida a concentração em íons H+.
Solução aquosa de ácido clorídrico HCl 0,1 mol L-1
Esta é uma solução de um ácido forte por isso, o HCl presente estará completamente ionizado. 
 
Sendo assim, pode-se obter o pH pela expressão abaixo:
[H+] = 0,1 mol L−1
Então: pH = -log[0,1] = 1.
Cálculo de pH de algumas soluções aquosas
Solução aquosa de hidróxido de sódio NaOH 0,1 mol L-1
Esta é uma solução de uma base forte e o NaOH presente está completamente  dissociado. 
 
Sendo assim o valor de pH seria :
[OH-] = 0,1 mol L−1 então: pOH = -log[0,1] = 1.
Pela relação entre pH e pOH, tem-se:
pH + pOH = 14
pH = 14-1 = 13
OBSERVAÇÃO
Embora o valor do pH compreenda uma faixa de 0 a 14 unidades, estes não são os limites para o pH. 
São possíveis valores de pH acima e abaixo desta faixa, como, por exemplo, uma solução que fornece pH = -1,00, apresenta matematicamente -log [H+] = -1,00, ou seja, [H+] = 10 mol L−1. 
Este é um valor de concentração facilmente obtido em uma solução concentrada de um ácido forte , como o HCl .
Conceito de pH
 Medida do caráter ácido e básico
 
Escala de 0-14 : 0-6,9 = ácido 7 = neutro 7,1-14= base
Suco gástrico= 1
Suco limão =2
Refrigerante =2-3
Leite = 6
Agua = 7
Sangue = 7,4
Sol.bicarbonato de sódio = 8
Creme dental = 10 
Solução aquosa NaOH = 12
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Medidores de pH
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Conceito de óxidos
Óxidos são compostos binários (2 elementos) do oxigênio com qualquer outro elemento (exceto o flúor que é mais eletronegativo e forma fluoretos de oxigênio)
Classificação
Óxido básicos são óxidos que reagem com água produzindo uma base ou reagem com ácido produzindo sal e água
 Na2O + H2O  2 NaOH
 Na2O + 2 HCl  2 NaCl + H2O
Óxido ácido ou anidridos são óxidos que reagem com a água ,produzindo um ácido ou reagem com uma base,produzindo sal e água
 SO3 + H2O  H2SO4
 SO3 + 2 NaOH  Na2SO4 + H2O
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Conceito de óxidos
Óxidos anfóteros podem se comportar ora como óxido básico ,ora como óxido ácido
 Formados por metais : ZnO ; Al2O3; SnO; SnO2; PbO; PbO2
 Formados por semimetais : As2O3; As2O5; Sb2O3; Sb2O5
Óxidos neutros são óxidos que não reagem com água,nem com ácidos nem com bases
 
 Mais comuns são : CO , N2O e NO
Óxidos duplos são óxidos que se comportam como se fossem formados por dois ou mais óxidos do mesmo elemento químico
 Mais comuns : Fe3O4 equivale a FeO + Fe2O3
 Pb3O4 equivale a 2 PbO + PbO2 
Peróxidos são óxidos que reagem com a água ou com ácidos diluídos,produzindo água oxigenada ( H2O2)
 Mais comuns são : Na2O2 ; K2O2;BaO2 
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DICA PARA IDENTIFICAÇÃO DAS FORMULAÇÕES DE ÁCIDOS ,BASES ,SAIS e ÓXIDOS
Ácido começando com H
Base ou hidróxido terminando por OH
Sal não começa com H e não termina por OH
Óxido elemento “X” com Oxigênio 
QUÍMICA
Leis ponderais e reações químicas
Massa molar e constante de Avogadro
Mol  é a quantidade de substância de um sistema que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 kg de C12.( conceito de “punhado”)
Massa molar é a massa em gramas de um mol de entidades elementares – átomos, moléculas, íons, elétrons, outras partículas ou outros grupos específicos de tais partículas. É representada pela letra "M" e expressa na unidade g/mol.
Constante de Avogadro é o número de partículas constituintes (átomos ou moléculas) por mol de uma substancia e seu valor é igual a 6,022 x 1023 mol−1
H2 + ½ O2 H2O
 2 mols de hidrogênio + 1 mol de oxigênio produzem 1 mol de água
 2 x 6,022 x 1023  átomos de H + 1 x 6,022 x 1023 átomos de O 
produzem 1 x 6,022 x 1023 moléculas de H2O 
 
H2 + ½ O2 H2O
 (2 x 1)g H + (1 x 16) g O
 produzem 18 g de H2O
 
 
CÁLCULO DA MASSA MOLAR
Considerando as massas atômicas: 
O=16;Ca=40;N=14;H=1;C=12;Cl=35,5;K=39;S=32;Fe=56;P=31
Calcular a massa molar em gramas :
H2SO4
CaCl2
KCl
C2H4
Ca(NO3)2
Fe3(PO4)2
EXERCÍCIOS CONSTANTE DE AVOGADRO
Sabendo que a massa atômica do magnésio é igual a 24 , determine a massa, em gramas, de um átomo desse elemento. 
Dado: número de Avogadro = 6,0 . 1023
 
EXERCÍCIOS CONSTANTE DE AVOGADRO
1 mol de átomos de Mg = 24 g/mol = 6,0 . 1023 átomos/mol
x = 1 átomo . 24 g/mol
     6,0 . 1023 átomos/mol
x = 4,0 . 10-23 g.
EXERCÍCIOS CONSTANTE DE AVOGADRO
Considere um copo que contém 180 mL de água (densidade 1/g/mL = 180 g). Determine :
A) número de mol de moléculas de água
B) número de moléculas de água 
C) número total de átomos
EXERCÍCIOS CONSTANTE DE AVOGADRO
Determinação do número de mol de moléculas 
 1 mol de moléculas de água ------ 18 g/mol
                        n ------ 180 g
 n = 180/18
n = 10 mol de moléculas de água
Determinação do número de moléculas de água:
18 g/mol ------- 6,0 . 1023 moléculas/mol
    180 g -------- x
x = 180 . 6,0 . 1023
                  18
x = 60 . 1023 = 6,0 . 1024 moléculas de água
Determinação da quantidade total de átomos:
1 molécula de água (H2O) ----- 3 átomos (H+H+O)
 6,0 . 1024 moléculas/mol ------ y
y = (6,0 . 1024 ) . 3
y = 18,0 . 1024 átomos
LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA
LAVOISIER
Em uma reação química a massa total dos reagentes é igual a massa total dos produtos
“Na natureza nada se cria tudo se transforma”
 Hidrogênio + Oxigênio = Água
 2 g         +      16 g =  18 g 
LEI DE PROUST
A Lei das Proporções Constantes : em uma reação química as massas dos reagentes e as massas dos produtos estabelecem sempre uma proporção constante.
C
+
O2
→
CO2
3 g
:
8 g
:
11 g
6 g
 
16 g
 
22 g
9 g
 
24 g
 
33 g
APLICAÇÃO
Considerando que 200g de mercúrio reagem completamente com 16g de oxigênio para formar óxido de mercúrio, qual seria a massa de oxigênio necessária para produzir 135 g de óxido de mercúrio ?
 
 Hg + ½ O2 HgO
RESOLUÇÃO
Aplicando a lei de Lavoisier, sabemos que na reação completa de 200 g de mercúrio com 16 g de oxigênio resulta em 216 g de óxido de mercúrio, pois:
 Hg + ½ O2 → HgO 
    200 g + 16 g    = 216 g
Para produzir 135 g de óxido de mercúrio, precisamos relacionar as proporções. Pela lei de Proust temos:
 Mercúrio + Oxigênio → Óxido de Mercúrio
     200 g + 16 g   → 216 g
 16 g oxigênio -------- 216 g óxido de mercúrio 
               x       --------    135 g óxido de mercúrio
Logo:
 10 g éa massa necessária de oxigênio para obter 135 g de óxido de mercúrio.
FÓRMULA PORCENTUAL
Indica a massa de cada elemento químico em 100 partes de uma amostra.
Qual a fórmula percentual do etileno C2H4?
Sabendo que C = 12 e H = 1
Cálculo da massa molar
% C 
% H
 O etileno tem 85.7 % C e 14,28 % de H
BALANCEAMENTO DE UMA REAÇÃO
MÉTODO DAS TENTATVAS
Para fazer o acerto dos coeficientes das reações químicas, utilizamos o método das tentativas, que consiste apenas em contar o número de átomos dos reagentes e dos produtos.
Comece com o elemento que aparece apenas uma vez no lado dos reagentes e dos produtos e para facilitar, podemos começar acertando nesta ordem:
 1º) Metais
 2º) Não-Metais
 3º) Oxigênio
 4º) Hidrogênio
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES QUIMICAS
Balancear uma equação é igualar o número total de átomos de cada elemento no primeiro e segundo membro da equação
REGRA PRÁTICA
1- observar o elemento que aparece apenas uma vez no primeiro e segundo membro da equação
2-Optar pelo elemento que possui índices maiores
3-Transpor o índice deste elemento para o outro elemento da equação
4- Continuar com o acerto dos coeficientes ,usando o mesmo raciocínio até o final do balanceamento
5-Quando o coeficiente for ½ pode-se multiplicar todos os componentes da reação por dois (x 2) 
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APLICAÇÃO
C2H6O + O2 CO2 + H2O
C2H6O + O2 2 CO2 + 3 H2O
C2H6O + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O
EXERCÍCIOS
CaO + P2O5 Ca3(PO4)2
FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2
P4 + O2 P2O5
H3PO4 + NaOH Na3PO4 + H2O
HCl + Mg ( OH )2 MgCl2 + H2O
FeCl3 + NH4OH Fe(OH)3 + NH4Cl
P4 + S8 P4S3
Fe2O3 + H2 Fe + H2O
EXERCÍCIOS
Balancear as equações e indicar quais são ácidos, bases, sais e/ ou óxidos
Al + O2  Al2O3
CaO + P2O5  Ca3(PO4)2
Al(OH)3 + H2SO4  Al2(SO4)3 + H2O
KClO3  KCl + O2
NH4NO3  N2 + O2 + H2O
Fe + O2  Fe2O3
H2O2  H2O + O2
Cu(NO3)2  CuO + NO2 + O2 
CaF2 + H2SO4  CaSO4 + HF 
SiO2 + HF  SiF4 + H2O
NaCl + H2O  NaOH + H2 + Cl2
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 REAGENTE LIMITANTE E REAGENTE EM EXCESSO
Quando um problema fornece a quantidade de dois reagentes, pode ser que um deles esteja em excesso, enquanto o outro é totalmente consumido, sendo deste modo denominado reagente limitante.
Para saber qual é o reagente limitante e qual está em excesso, devemos:
➢ Escrever a equação balanceada;
➢ Escolhemos um reagente e calculamos as proporções das grandezas envolvidas, descobrindo as quantidades necessárias para o outro reagente;
➢ Determinamos se o reagente ignorado é o reagente limitante ou em excesso. Se o valor obtido no cálculo das proporções, para o reagente em questão for menor que o valor fornecido no enunciado do problema, significa que o reagente ignorado é o reagente em excesso, sendo o outro (que escolhemos para fazer os cálculos) o limitante. Se o valor obtido nos cálculos para o reagente ignorado, for maior que o valor fornecido no enunciado da questão, significa que ele é o limitante.
➢ A partir daí, utiliza-se o reagente limitante para os cálculos estequiométricos. 
EXEMPLO
Qual será a massa de sulfato de sódio (Na2SO4) obtida na reação de 16 g de hidróxido de sódio (NaOH) com 20 g de ácido sulfúrico (H2SO4)?
Equação balanceada:
 2NaOH + H2SO4→Na2SO4 + H2O
Calculando a massa molar das substâncias, encontramos os seguintes valores:
 NaOH = 40 g/mol
 H2SO4 = 98 g/mol
 Na2SO4 = 142 g/mol
EXEMPLO
Para descobrir o reagente limitante e em excesso, ignoramos um deles e fazemos o cálculo em função de outro:
 2NaOH  + H2SO4  →   Na2SO4 + H2O
    80 g           98 g
    16 g            x
 x = 19,6 g
19,6 g de ácido sulfúrico reagem com 16 g de hidróxido de sódio, o que significa que o reagente em excesso é o H2SO4, que se encontra em maior quantidade do que a obtida no cálculo das proporções. 
Desta forma, o reagente limitante é o NaOH.
EXEMPLO
Trabalhando com o valor do reagente que será totalmente consumido na reação (NaOH):
2 NaOH  + H2SO4   →   Na2SO4 + H2O
   80 g          98 g              142 g
   16 g         19,6 g                x g
 80 g -------- 142 g
 16 g -------- x g
x = 28,40 g é a massa obtida de sulfato de sódio. 
Ou seja , mesmo colocando 20 g de H2SO4 apenas 19,6 g serão utilizadas na reação e 0,4 g será perdida
EXERCÍCIOS
Considerando S=32 e O = 16 qual a quantidade de SO3 que poderia ser formada quando 2,61 g de SO2 reage com O2?
Qual a massa de FeS formada quando reagimos 1,12 g de Fe com 0,64 g de S , sabendo que Fe = 56 ?
O metanol ou álcool metílico possui a fórmula CH4O .Sabendo que C=12;H=1 e O=16 qual a porcentagem de participação de cada elemento químico na fórmula ?
Considerando a combustão do etanol C2H6O + O2 CO2 + H2O
 Acertar os coeficientes e responder:
Qual a massa de O2 consumida quando se tem 92 g de etanol?
Qual a massa de CO2 formada quando são consumidos 12,8 g de O2?
5. Qual é o adubo mais rico em potássio: K2SO4 ou KCl sabendo que K=39?