Quimica Geral-teoria-2015

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FAAP – Faculdade de Engenharia 
Código da Disciplina: 1EB177 – QUÍMICA GERAL 
1 
QUÍMICA GERAL – TEORIA 
 
1. ESTEQUIOMETRIA 
 
As reações químicas indicam, além da natureza dos reagentes e produtos, as 
proporções relativas com que estes participam da transformação química. A 
constância dessas proporções, fundamentadas nas leis das combinações químicas, 
torna possível a determinação de quantidades de produtos que se pode obter a 
partir de certas quantidades de reagentes, ou vice-versa. Os volumes dos reagentes 
e produtos gasosos envolvidos na reação podem também ser calculados de maneira 
idêntica. 
A estequiometria é a parte da química que estuda estes cálculos! 
 
Exemplo: 50 g de carbonato de cálcio reagem completamente com ácido clorídrico, 
de acordo com a equação não balanceada: 
CaCO3 +2 HC  CaC2 + CO2 + H2O 
Calcular: 
a) O número de mols do ácido gasto; 
b) A massa do sal produzido; 
c) O volume do gás produzido, nas CNTP; 
d) O número de moléculas de água produzido. 
 
CaCO3 + 2HC  CaC2 + CO2 + H2O 
100 g 73 g 111 g 44 g 18 g 
1 mol 2 mols 1 mol 1 mol 1 mol 
50g x y z w 
 
a) CaCO3  HC 
100 g (1 mol)  73 g (2 mols) 
50 g (1/2 mol)  36,5 g (1 mol) 
portanto foi gasto 36,5 g ou 1 mol de HC 
 
b) CaCO3  CaC2 
 100 g  111g  y = 55,5 g de CaC2 
 50 g  y 
 
c) CaCO3  CO2 
 100g  22,4L  z = 11,2 de CO2 nas CNTP 
 
d) 1 CaCO3  1 H2O 
 1 mol  1 mol 
 ½ mol  ½ mol 
 




 


OH de moléculas
10 . 3,01 w 
 moléculas w mol 1/2
moléculas 6,02.10 1mol 
2
23
23
 
 
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Exercícios Propostos 
 
1) Na reação entre ácido clorídrico (HC) e carbonato de cálcio (CaCO3), calcular: 
a) a massa de ácido necessária para reagir com 0,5 kg de carbonato; 
b) a massa do sal obtida; 
c) o volume de gás Liberado, a CNPT; 
d) o número de moléculas de água formadas 
CaCO3 + 2 HC  CaC2 + CO2 + H2O 
R.: 365 g; 555 g; 112 L; 3,01 x 1024 moléculas. 
 
2) Calcular a massa de AgC que precipita na reação de 500 g de AgNO3 com ácido 
clorídrico. AgNO3 + HC  AgC + HNO3 
R.: 422,1 g 
 
3) O carbonato de bário (BaCO3) reage com ácido nítrico (HNO3) conforme a 
reação, formando 132 g de CO2. 
BaCO3 + 2 HNO3  Ba(NO3)2 + CO2 + H2O 
Calcular: 
a) a massa de ácido nítrico necessária; 
b) a massa de carbonato de bário necessário; 
c) o número de mols de cada reagente. 
R.: 378 g; 591 g; 3 e 6 mols 
 
4) O ácido fosfórico (H3PO4) pode ser obtido através da reação entre fosfato 
tricálcico (Ca3(PO4)2) e ácido sulfúrico (H2SO4), conforme a reação: 
Ca3(PO4)2 + 3 H2SO4  2 H3PO4 + 3 CaSO4 
Calcular: 
a) a massa de fosfato tricálcico para a obtenção de 250 kg de ácido fosfórico; 
b) a massa de ácido sulfúrico correspondente. 
R.: 395,4 kg; 375 kg. 
 
5) Durante a ustulação da pirita (FeS2), representada pela reação abaixo, formam-
se Fe2O3 e SO2: 
2 FeS2 + 
2
11
 O2  Fe2O3 + 4 SO2 
Calcular a massa de pirita necessária e a massa de Fe2O3 obtida, para a 
obtenção de 25 mols de SO2. 
R.: 1500 g; 1000 g. 
 
6) Determinar a massa de bióxido de manganês (MnO2) e a massa de ácido 
clorídrico (HC) para se obter 100 g de cloro (C2) conforme a reação: 
MnO2 + 4 HC  MnC2 + 2 H2O + C2 
R.: 122,5 g; 205,6 g 
 
7) Utiliza-se a reação entre ácido nítrico e zinco metálico para a obtenção de nitrato 
de amônio. Calcular as massas de zinco (Zn) e de ácido nítrico (HNO3) 
necessárias para obtenção de 5 kmols de nitrato de amônio (NH4NO3). 
4 Zn + 10 HNO3  4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O 
R.: 3150 kg; 1308 kg. 
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1.1. Processos com Reações Químicas Consecutivas 
 
Exemplo: Para a preparação de 50 kg de sulfito de sódio, utiliza-se pirita como 
matéria prima, conforme as reações: 
Reação 1: 4 FeS2 + 11 O2  2 Fe2O3 + 8 SO2 
 Reação 2: 2: SO2 + 2 Na OH  Na2SO3 + H2O 
Calcular: 
a) massa de FeS2 necessário; 
b) massa de Fe2O3 obtido na reação 1. 
Base de cálculo: 50 kg de Na2SO3 ou 
126
50
= 0,3968 kmols 
Reação 1: proporção molar entre SO2 e Na2SO3: 1 : 1 
kmoles 9368,0nn
3SO2Na2SO

 
Reação 2: proporção molar entre FeS2 e SO2: 1 : 2 
kmoles 1984,0
2
3968,0
n
2
1
n
2SO2FeS

 
 120.1984,0m
2FeS
 23,81 kg 
Reação 2: proporção molar entre SO2 e Fe2O3: 1 : 4 
kmoles 0992,0
4
3968,0
n
4
1
n
2SO2FeS

 
 160.0992,0n
3O2FeS
 15,872 kg 
 
Exercícios Propostos 
 
1) Calcule as massas de alumínio e de ácido clorídrico necessárias para a redução 
de 500 g de óxido cúprico a cobre metálico. 
2 Al + 6 HCl  2 AlCl3 + 3 H2 
CuO + H2  Cu + H2O 
R.: 113,2 g; 459,12 g 
 
2) Para obtenção de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado, utiliza-se pirita (FeS2) 
como matéria prima, conforme as reações abaixo: 
23222 SO 4 Fe O 
2
11
 FeS 2  O
 
322 SO O 
2
1
 SO 
 
4223 SOH OH SO 
 
Calcular a massa de pirita necessária para a obtenção de 2 kg de ácido sulfúrico. 
R.: 1,22 kg 
 
3) Calcular as massas de óxido de cobre (CuO) e de ácido sulfúrico (H2SO4) 
necessárias para produção de 499 kg de CuSO4.5H2O 
CuO + H2SO4  CuSO4 + H2O 
R.: 159 kg; 196 kg. 
 
 
 
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2. MISTURAS 
 
Mistura é todo sistema formado por dois ou mais componentes; sendo estes 
miscíveis ou imiscíveis. 
Os componentes sendo miscíveis formam misturas homogêneas e sendo 
imiscíveis formam as misturas heterogêneas. 
 
A composição de uma mistura pode ser expressa de várias maneiras, a saber: 
 Composição em peso (% em peso); 
 Composição em volume (% em volume); 
 Composição molar (% em mols); 
 Porcentagem de pureza. 
 
Para misturas sólidas ou liquidas utiliza-se a composição em peso ou 
composição molar. Para misturas gasosas utiliza-se a composição em volume ou a 
composição molar. Raramente utiliza-se a composição em peso para exprimir a 
composição de uma mistura gasosa ou a composição em volume para exprimir a 
composição de uma mistura líquida ou sólida. 
 
Porcentagem em Peso 
 
100 x 
m
m
P %
t
i
i 
 
mi = massa de componente i 
mt = massa total da mistura 
% Pi = % em peso de i 
 
Porcentagem em volume 
 
100 x 
V
V
 V%
t
i
i 
 
Vi = Volume do componente i 
Vt = Volume total da mistura 
% Vi = em volume de i 
 
Porcentagem molar 
100 x N % i
t
i
n
n

 
ni = n° de mols de i 
nt = n° total de mols da mistura 
% Ni = % molar de i 
 
Porcentagem de pureza 
A porcentagem de pureza normalmente exprime a composição do 
componente principal de uma mistura, sendo expressa em porcentagem em peso, 
porcentagem molar ou porcentagem volumétrica. 
(peso) 
100 
m
m
pureza %
t
i x 
mi, vi, ni  massa, volume ou mol de i 
 
 
 
(volume) 
100 
V
V
pureza %
t
i x 
ma, Va, na  massa, volume ou mol total da 
mistura. 
 
 
(molar) 
100 
n
n
pureza %
at
i x 
 
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Exemplo: Tem-se uma mistura com 25 g de CaCl2 em 100g de H2O. Calcular: 
a) % em peso; 
b) % molar. 
 
a) Cálculo da % em peso 
: 
 
 
 
 
 
 
 
 
b) Cálculo da % molar 
Dados: 
 
molggM OCaC /18M /mol111 22 H 
 
 
mols 2252,0
111
252
CaCn
 
mols 5555,5
18
100
2
OHn
 
mols 7807,5tn
 
% 3,896 100 x 
7807,5
2252,0
. %
2
CaCm
 
% 96,104 100 x 
7807,5
5555,5
 %
2
OHm
 
 
Exercícios Propostos 
 
1) Uma mistura gasosa apresenta a seguinte composição em peso: 12% H2; 44% 
CO2 e 44% C3H8. Calcular a sua composição expressa em: 
a) % molar 
b) % volume 
R.: 75% H2; 12,5% CO2; 12,5 C3H8, idem. 
 
2) Uma mistura gasosa apresenta a seguinte composição em volume: 75% H2; 
12,5% CO2 e 12,5% C3H8. Calcular a sua composição expressa em: 
a) % molar 
b) % peso 
R.: idem, 12% H2; 44% CO2 e 44% C3H8. 
 
3) Quantos gramas de ácido nítrico a 70% em peso são necessários para reagir 
com 7,06 g de cobre de 90% de pureza, para se obter nitrato de cobre II e 
monóxido de nitrogênio? Qual a massa de sal formada na reação? Que volume 
de gás é obtido nas CNTP? 
Dado: 3 Cu + 8 HNO3  3 Cu(NO3)2 + 2NO + 4 H2O 
R.: 24,3 g; 18,75 g; 1,57 L 
g12520100m
80% 100 x 
125
100
 P % 100g m
20%100 x 
125
25
P % g25m
t
OH OH
CaCCaC
22
22


 
 
CaCl2 CaCl2 
CaCl2 
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4) Quantos quilogramas de hidróxido de sódio a 60% em peso e de ácido fosfórico 
a 98% em peso são necessários para a obtenção de 49,2 kg de fosfato de sódio? 
Dado: 3 NaOH + H3PO4  Na3PO4 + 3H2O 
R.: 60 kg; 30 kg. 
 
5) Deseja-se obter 100 g de Na2SO4.10H2O com 90% de pureza. Calcular as 
massas de NaCl e de solução de ácido sulfúrico a 70% em peso necessárias 
para essa obtenção. 
Dado: 2 NaCl + H2SO4  Na2SO4 + 2 HCl 
R.: 32,76 g; 39,13 g. 
 
6) Deseja-se obter 100 g de sulfato de cobre pentahidratado CuSO4.5H2O com 90% 
de pureza. Calcular as massas de cobre e de solução de ácido sulfúrico a 60% 
em peso necessárias para essa obtenção. 
Dado: Cu + 2 H2SO4  CuSO4 + SO2 + 2 H2O 
R.: 22,86 g; 117,6 g 
 
7) Uma mistura de 25 g de NH3, CO2 e O2, submetida à análise, borbulha 
inicialmente em solução de H2SO4, verificando -se a formação de 13,2 g de 
sulfato de amônio. Em seguida a mistura resultante borbulha em água de barita, 
verificando-se o consumo de 34,2 de Ba(OH)2. Calcular: 
a) composição da mistura em % molar 
b) massa de metano que reage por combustão com oxigênio contido na mistura 
2 NH3 + H2SO4  (NH4)2SO4 
Ba(OH)2 + CO2  BaCO3 + H2O 
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O 
R.: 25% molar de NH3; 25% molar de CO2; 50% molar de O2; 3,2 g de CH4 
 
8) Determinar a massa de iodo formada na reação de 1500 g de HI em solução a 
30% em peso com excesso de HIO3. 
5 HI + HIO3  3 I2 + H2O 
R.: 535,78 g de I2 
 
9) 50 kg de cobre com 90% de pureza reagem com solução de H2SO4 a 70% em 
peso. O produto final é um hidrato com 90% de pureza. Calcular: 
a) massa de hidrato (CuSO4.5 H2O) obtido; 
b) massa de solução de H2SO4 necessária 
Cu + 2 H2SO4  CuSO4 + SO2 + 2 H2O 
R.: 196,5 kg de hidrato e 198,4 kg de H2SO4 
 
10) Calcular a massa de solução de H3PO4 a 60% em peso e a massa de solução de 
Ca(OH)2 a 10% em peso, necessárias para a produção de 100 kg de Ca3(PO4)2 
com 80% de pureza. 
3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4  Ca3(PO4)2 + 6 H2O 
R.: 84,3 kg; 572,9 kg 
 
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3. REAÇÕES QUÍMICAS REALIZADAS EM CONDIÇÕES INDUSTRIAIS 
 
Na grande maioria dos processos industriais, por questão de rendimento, 
emprega-se um ou mais reagentes em quantidades superiores aquelas previstas 
pela estequiometria. Nestas condições tais reagentes são ditos reagentes em 
excesso. 
O reagente que não se encontra em excesso, relativamente aos demais 
reagentes do processo, é dito reagente limite (R.L.). 
Assim, a partir da definição dos reagentes em excesso e limite, são realizados 
cálculos essenciais para a determinação do rendimento e da produtividade industrial, 
tais como: 
 Porcentagem de excesso; 
 Grau de complementação de uma reação; 
 Grau de conversão de um reagente. 
 
A) Porcentagem de Reagente em Excesso (%) 
Os excessos são calculados com base no reagente limite e se encontram 
misturados com os produtos formados no processo. 
A % de excesso de um reagente A pode ser calculada pela relação: 
 
 
 
 
onde: 
nA ... número de mols de A realmente alimentado; 
n’A ...número de mols de A que teoricamente seria consumido (estequiometria) 
considerando consumo integral do reagente limite. 
 
B) Grau de Complementação de uma Reação (Rendimento de uma Reação) 
É a % do reagente limite que se converte efetivamente em produto no 
decurso do processo. 
O grau de complementação de uma reação (G.C.) pode ser calculado com o 
auxilio das relações: 
100
alimentado realmente 
produtos em convertido 

RL
RL
n
n
GC
 
ou 
tricosestequiomé produtos
obtidos produtos
n
n
GC
 
 
onde: nprodutos estequiométricos = número de mols de produtos que seriam obtidos 
considerando o consumo integral do reagente limite (RL). 
 
C) Grau de Conversão de um Reagente (GCA) 
É a % do referido reagente que se converte efetivamente em produtos no decurso 
do processo. 
alimentada realmente 
produtos em converte se que 
A
A
A
n
n
GC 
 
 
100
'
'
% )( 


A
AA
excesso
n
nn
A
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Observação: note que se A for o reagente limite o grau de conversão de A coincide 
com o grau de complementação da reação (rendimento). 
 
Exemplo: A um reator contendo 1100 g de H2SO4 adicionam-se 1200 g de NaC 
reagindo de acordo com a equação: 
2 NaC + H2SO4  Na2SO4 + 2H C 
Determinar: 
a) o reagente em excesso; 
b) a % de excesso 
c) o volume de HC a CNTP obtido 
Dados: Na = 23; S = 32; O = 16; C = 35,5; H = 1 
 
a) 2 NaCl - H2SO4 
 2 mols – 1 mol 
 
 
M
m
n ee 
... número de mols que entram na reação 
 
 
molsneNaCl 51,20
5,58
1200

 
 
 
26,10
2
51,20
)( NaCl
n
n
esteq
e
 
 
 NaCl reagente limite H2SO4 reagente em excesso 
 
 
b) % H2SO4(excesso) = ? 
 
 2 NaCl – 1 H2SO4 
 2 mols – 1 mol 
 20,51 mols - nH2SO4(esteq) nH2SO4(esteq) = 10,26 mols 
 
 
%36,9100.
26,10
10,26-11,22
 sso)H2SO4(exce % 
 
 
 
c) VHCl =? a CNTP 
2NaC - 2HC 
2mols – 2 mols 
20,51 mols - nHCl nHCl = 20,51 mols 
 
a CNTP: 1 mol – 22,4L 
 20,51 mols - VHCl VHCl = 459,4L 
 
 
 
 
molsSOH
n
n
esteq
e 22,11
1
22,11
)( 42 
22,11
1
22,11
)( 42 SOH
n
n
esteq
e
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Exercícios Propostos 
 
1) 600 g de MgO com 80% de pureza são adicionados a 1000 g de solução aquosa 
de H3PO4 a 98% em peso, obtendo-se 943,2 g de Mg3(PO4)2. Calcular: 
a) A % de excesso; 
b) O grau de complementação da reação; 
c) O grau de conversão de cada reagente. 
3 MgO + 2 H3PO4  Mg3(PO4)2 + 3 H2O 
R. 25% (H3PO4); 90%; 72% 
 
2) A queima de ZnS com oxigênio é representada pela reação abaixo. Partindo-se 
de 487 kg de ZnS e de 288 kg de O2 obteve-se 325,6 kg de ZnO. Calcular 
2 ZnS + 3 O2  2 ZnO + 2 SO2 
a) O reagente limite e o reagente em excesso; 
b) A % excesso do referido reagente; 
c) O grau de conversão do ZnS; 
d) O grau de conversão do O2; 
e) O volume de SO2 obtido nas CNTP; 
f) O rendimento da reação. 
R.: R.L ZnS; RE: O2; 20%; 80%; 66.7%; 89,6 m
3; 80% 
 
3) Para produção de 890 g de solução de AC3 a 60% em peso foram utilizados A 
e excesso de HCa 25% em peso. Sabendo-se que o rendimento da reação é 
80% e que % de excesso de HC é 50%. Calcular: 
a) O volume de H2 que se obtém nas CNTP; 
b) A massa de A com 90% de pureza alimentada; 
c) O grau de conversão de HC; 
d) A massa de solução de HC a 25% em peso alimentada. 
 2 A + 6 HC  2 AC3 + 3 H2 
R: 134,4 L;150 g;53,5%;3285 g 
 
4) Para a produção de 775 g de Ca3(PO4)2 com 80% de pureza foram utilizados Ca 
e excesso de H3PO4 a 80% em peso. Sabendo-se que o rendimento da reação é 
75% e que a % de excesso de H3PO4 é 20% calcular: 
a) O volume de H2 que se obtém nas CNTP; 
b) A massa de Ca com 80% de pureza alimentada; 
c) O grau de conversão de H3PO4; 
d) A massa de solução de H3PO4 a 80% em peso alimentada. 
3 Ca + 2 H3PO4  Ca3(PO4))2 + 3 H2 
R:134,4 L;400 g; 62,5%;784 g 
 
5) Na operação de redução de minério de ferro contendo 64% de Fe2O3 com CO 
são obtidos 1000 kg de Fe com 98% de pureza. Sabendo-se que foram 
alimentados no alto forno 2500 kg de minério de ferro com 784 m3 de CO 
medidos nas CNTP, determinar: 
a) A % de excesso; 
b) O grau de complementação da reação; 
c) O grau de conversão de cada reagente. 
Dado: Fe2O3 + 3 CO  2 Fe + 3 CO2 
R.: 16,67% de CO; 87,5%; Fe2O3: 87,5%; CO: 75% 
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4. GASES PERFEITOS 
 
4.1. Lei de Boyle 
 
“Uma dada massa de gás, mantida a temperatura constante, o produto PV é 
constante”. 
 
PV = k 
 
onde: k é constante e depende da temperatura e massa do sistema k = f(T,m). 
 
Dimensões de K: atm.  
ergcmdinacm
cm
dina
kCGS 3
2

 (unidade de trabalho) 
kgmmkgcm
cm
kg
kMKS 3
2

 
 
Considerando dois estados, 1 e 2, de um gás: 
 
P1 . V1 = P2 .V2 
 
Exemplos: 
1) O pneu de um automóvel tem um volume de 0,5 m3 e foi cheio até pressão 2 
atmosferas enquanto a aparelhagem da estação fornece o ar à pressão de 3 
atmosferas. Calcular o volume de ar medido à mesma temperatura e pressão de 
1 atm necessário para encher o pneu. 
 Observação: as leis dos gases são válidas para pressões absolutas. 
(PAbs = PAtm + Prel) ar a pressão de 1 atm 
 
2) Um balão de 20 m3 de capacidade utilizado para conduzir instrumentos 
científicos a grandes altitudes contém gás hélio a pressão relativa de 121 mmHg. 
Supondo a temperatura constante durante a ascensão. Determinar o volume do 
balão a uma altitude correspondente a pressão atmosférica de 400 mmHg. 
 
 
4.2. Charles – Gay Lussac 
 “O volume de uma dada massa de gás é diretamente proporcional a 
temperatura absoluta mantida a pressão constante”. 
 
K
T
V

 
 
onde: k é a constante e depende da massa e pressão. 
 
Considerando: 
- 
273
1
 onde )t1(VV o 
 coeficiente de dilatação volumétrica dos gases; 
- Vo = volume do gás a 0°; 
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11 
- t = temperatura (°C); 
- T = temperatura absoluta (K); 
 
Assim, para dois estados, 1 e 2 de um gás: 
 
2
2
1
1
T
V
T
V

 
 
Exemplo: 10,25 g de nitrogênio ocupam um volume de 12 litros à temperatura de 
127 °C e à pressão normal. Calcular o volume ocupado pelo nitrogênio a 
temperatura de 27°C, mantida a pressão constante. 
 
 
4.3. Equação de Estado 
 
Utilizando-se a Lei de Boyle e a Lei de Charles, podemos deduzir uma 
equação que trabalha com as três propriedades de estado, isto é: 
 
VOLUME – PRESSÃO – TEMPERATURA 
 
Esta equação é chamada de equação de estado ou equação geral dos gases 
perfeitos. 
 
2
22
1
11
T
VP
T
VP

 
 
Considerando o índice 1, como condições gerais P. V. T. e índice 2, como 
condições normais de temperatura e pressão (CNTP) e tomando 1 mol de gás ou 
mistura, temos: 
273
4,221
T
VP 

 
 
Assim, a equação de estado fica: 
 
PV = RT para 1 mol de gás ou mistura 
 
 PV=nRT para n mols de gás ou mistura 
 
onde os valores de R são: 
cal/mol.K 2,0 R
molerg/K 10314,8103,62
3,62082,0
7
3
3











 R
molK
cmmmHg
R
molK
LmmHg
R
molK
Latm
R
 
 
 
 
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Exemplos: 
 
1) Um pneumático de automóvel utiliza normalmente pressão de 24 psi para uma 
temperatura média de 25 °C durante o verão. Durante o inverno a temperatura 
média passa a ser de 10°C. 
Qual deve ser o volume de ar medido a 10 °C e 1 atm, que deverá ser colocado no 
pneumático para que a pressão volte a ser novamente de 24 psi? 
Obs.: Considerar o volume constante igual a 0,1 m3. 
1 atm = 14,7 psi. 
 
2) 3 gramas de uma substância A é introduzida num recipiente de volume V, a 
temperatura de 20 °C resultando uma pressão de 0,8 atm. Em seguida adiciona-se 6 
gramas de uma substância B, conservando a temperatura constante, passando a 
pressão do sistema a 2 atm. Calcular a relação entre os pesos moleculares de A e B. 
 
3) Deseja-se construir um balão de ar aquecido a 100 °C e 1 atm, que possua uma 
força de ascensão de 100 kg. As condições ambientais são: pressão de 1 atm e 
temperatura de 25°C. Calcular o volume de ar aquecido necessário para a ascensão 
do balão. 
Dados: 
1) Define-se força de ascensão como a massa de ar deslocado -massa de ar 
aquecido. 
2) O ar aquecido é obtido queimando uma tocha especial, obtendo-se CO2 e 
H2O 
3) Massa molar do ar = 28,9 g/mol e Massa molar do ar aquecido = 32,2 g/mol 
 
 
4.4. Lei de Dalton – Pressões Parciais 
 
Dada uma mistura de n gases, contidos num recipiente de volume V, a 
pressão total p e a temperatura T. Verifica-se que a pressão total P é soma das 
pressões que cada componente da mistura ocupa quando colocado isoladamente 
num recipiente de igual volume e a mesma temperatura. Esta pressão é denominada 
pressão parcial do componente da mistura. 
 



n
1i
inCBA pppppp 
 
 
 
A soma das pressões parciais é a Lei de Dalton: P = PA + PB + PC 
 
Aplicando a equação PV = nRT a cada componente e à mistura, seguida de 
uma identificação entre a expressão de cada componente e a da mistura temos: 
 
 PA = XA . P PB = XB . P PC = XC . P 
 
Sendo a expressão geral: 
 
Pi = Xi . P 
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onde: Pi ... pressão parcial de componente; 
 Xi ... fração molar do componente; 
P ... pressão total da mistura. 
 
Exemplos: 
 
1) Uma mistura formada por 30 g de oxigênio, 20 g de nitrogênio e 10 g de 
hidrogênio, ocupa um volume de 10 litros a uma temperatura de 27°C. 
Calcular: 
a) as pressões parciais; 
b) pressão total; 
c) composição molar da mistura. 
 
2) Uma mistura gasosa formada por 20% de H2, 50% de CO2 e 30% de nitrogênio 
em volume, ocupa um volume de 15 litros a temperatura de 27 °C e pressão total de 
2,6 atm. Calcular: 
a) as pressões parciais; 
b) as massas de cada componente. 
Nota: Em exercícios anteriores vimos que: 
 %Vi = % molari = Xi . 100 
 
 
4.5. Peso Molecular Médio de uma Mistura Gasosa 
 
 Certas misturas gasosas podem sofrer processos físicos sem alterar sua 
composição em peso. 
 
Exemplo: Num processo de secagem, o ar seco serve somente para transportar o 
vapor que está sendo extraído. Neste caso, o ar não interfere na composição ou no 
peso da mistura gasosa. Dessa maneira a mistura gasosa pode ser considerada 
como se fosse um gás, cujo peso molecular será a média ponderada. 
 
 Chamaremos de peso molecular médio (
PM
), de uma mistura gasosa, a 
quantidade em gramas de 1 mol/g da mistura gasosa. 
 Se a composição da mistura gasosa for dada em porcentagem volumétrica ou 
molar (%V = %molar),o mol médio será obtido através da equação: 
 
100
%
100
%
 x
 .x)PM( 
i
i
ii
i
MV
onde
M

 
 
 
Exemplo 
 
 Calcular o PM de uma mistura gasosa que apresenta 22% de CO2, 16% de 
H2, 42% de N2 e 20% de CO em volume. 
 
 
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4.6. Densidade de Gases e Misturas Gasosas 
 
 A densidade de um gás ou de uma mistura gasosa pode ser calculada 
baseando-se nas leis dos gases ideais, ou seja: 
 
RT
PM
V
m
TR
M
m
PV
nRTPV



 
 
 Como 
V
m
d 
 
RT
PM
d 
 
 
 Quando se trata de um único gás, a MASSA MOLAR é a própria massa molar 
do gás. No caso de mistura gasosa, é necessário usar a massa molar média 
)M(
 da 
mistura. Portanto: 
 
TR
MP
dgás



 
TR
MP
d gasosa mistura



 
 
 
Exemplos: 
 
1) Calcular a densidade do hidrogênio a 2 atm e 27°C. 
 
2) Calcular a densidade gasosa cuja composição volumétrica é: 20% H2, 50% O2 e 
30% N2, numa pressão de 1,5 atm e temperatura de 37°C. 
 
 
 
4.7. Estequiometria de Gases 
 
A solução de problemas envolvendo gases ideais pode ser estabelecida 
através da aplicação da equação de Clapeyron. 
 
PV = nRT 
 
onde: P ... pressão do sistema gasoso (atm ou mmHg); 
 V ... volume ocupado pelo sistema gasoso (L); 
 n ... n° de mols do sistema gasoso; 
 R ... constante universal dos gases perfeitos; 
 T ... temperatura (absoluta) do sistema gasoso (K). 
 
Kmol
LmmHg
62,3R ou 
Kmol
Latm
082,0R






 
 
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15 
Numa reação química, de um modo geral, ocorre variação do número de 
mols. A solução do problema baseia-se na determinação do número de mols do 
sistema gasoso antes e após a reação, lançando-se mão da estequiometria. 
Aplicando-se a equação de Clapeyron para o sistema gasoso antes e após a 
reação, as variações de estado (P.V.T.) podem ser relacionadas. 
 
Exemplos: 
 
1) Decompõe-se termicamente 32 g de NH4NO3, formando-se uma mistura gasosa 
constituída de 
ON e OH 22
. Determinar o volume da mistura gasosa, medido a 
temperatura de 250 °C e pressão 1,5 atmosferas. 










 x 
80
32
 3 mol 1
H 2 2234
mol
mol
OONNONH
 
gM NONH 8034 
 
 
litros 3,34
1,5
5230,0821,2
V
mols 2,1
80
32
3


x
 
molK
Latm
082,0R



 
 
2) Uma mistura formada por dois produtos sendo que, apenas um sofre 
decomposição térmica. Uma amostra de 50 g durante a decomposição formou 50 
litros de mistura gasosa, medido a 700 mmHg e 150°C. Determinar a composição 
em % em peso da mistura inicial. 
NH4NO2  N2 + 2 H2O 
NaNO3  nada 
 
3) Uma mistura gasosa formada por C2H4 e H2 na proporção molar de 1: 2 
apresentam uma pressão de 1,5 atm e t = 150°C, ocupando um volume de 10 
litros. Sob a ação de um catalisador ocorre a reação. 
C2H4 + H2  C2H6 
 Passando a temperatura a 200 °C e o volume a 6 litros. Calcular a pressão final 
do sistema. 
R:1,8 atm 
 
4) Uma mistura formada por H2 = 30%; O2 = 20% e N2 = 50%, sob a ação de um 
catalisador e 300°C, promove a reação abaixo. Calcular a composição da mistura 
após a reação. 
OHOH 222 2
1 
 
R.: O2: 6%; H2O: 35%; N2: 59% 
 
5) Tem-se um recipiente de 500 litros contendo uma mistura CH4 e vapor d’água na 
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16 
proporção estequiométrica 1 : 1, a pressão de 1 atm e temperatura de 100°C. 
Conservando-se constante o volume e temperatura, a reação processa-se com 
conversão de 60% de metano. Calcular a massa de hidrogênio formado e a 
pressão final no recipiente. 
Reação: CH4 + H2O  3 H2 + CO 
R: 29,4 g e 1,6 atm 
 
 
Exercícios Propostos 
 
1) Uma mistura de ar com ozona, apresenta uma pressão de 1 atm à temperatura 
de 27°C. Por aquecimento a temperatura de 47°C, a pressão do sistema passa a 
1,09 atm. Calcular a composição inicial da mistura, supondo-se a decomposição 
total de ozona e transformação a volume constante. 
Dados: composição do ar: 21% de O2 e 79% de N2 em volume 
R: 
%87,19molar %;%75,74molar %;%38,5molar %
223 ONO

 
 
2) A decomposição de N2O4 em NO2 se verifica com variação de 200 mmHg na 
pressão do sistema, mantida a temperatura e o volume constante. Determinar o 
grau de conversão do N2O4 em NO2., sendo a pressão inicial (P1) = 600 mmHg. 
reação : N2O4  2 NO2 
R.: 14,3% 
 
3) Uma mistura de SO2 e O2 a pressão 1 atm e temperatura de 300°C, reage em 
presença de um catalisador transformando-se parcialmente em SO3. A pressão 
do sistema a temperatura de 350 °C é igual a 0,95 atm. Determinar a composição 
final da mistura, sabendo-se que a proporção inicial de SO2 e O2 é 1: 2, 
mantendo-se o volume constante durante a transformação (Vrecip. = 100 litros). 
%84,61molar % %;23,9molar % %;92,28molar %:.
223 OSOSO
R
 
 
4) Uma mistura gasosa formada por C2H4 e excesso de H2, apresenta uma pressão 
de 600 mmHg. Sob a ação de um catalisador, mantendo temperatura e volume 
constante, ocorre a reação C2H4 + H2  C2H6 e a pressão do sistema passa a 
400 mmHg. Calcular a composição da mistura gasosa inicial e final. 
%50%molar % :%;33,33molar % %;67,66molar %: inicial :.
622422 CHCH
 HH molarfinalR
 
 
5) Um kg de uma mistura gasosa formada por 30% de butano e de 70% pentano 
sofre combustão, utilizando oxigênio do ar. Calcular o volume de ar necessário 
medido a 20 °C e pressão de 700 mmHg. 
Reações: C4H10 + 6,5 O2  4 CO2 + 5 H2O 
 C5H12 + 8 O2  5 CO2 + 6 H2O 
R.: V = 13.820,8 L 
 
6) Uma mistura gasosa apresenta a seguinte composição: CO = 30%, CO2 = 30% e 
N2 = 40%. Determinar a densidade da mistura a 27 °C e 1,5 atmosferas. 
R.: 1,95 g/L 
 
7) Uma mistura gasosa apresenta a seguinte composição em peso: CO2 = 30%, 
CO = 10%, NO2 = 20% e SO2 = 40%. Calcular: 
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17 
a) densidade da mistura na temperatura de 30°C e pressão de 3 atm; 
b) a massa de cada componente, sabendo-se que a mistura ocupa um 
volume de 100 litros. 
R.: 5,75 g/L; 172,6 g de CO2; 57,5 g de CO; 115,1 g de NO2 e 230,1 g de SO2. 
 
8) Uma mistura de gases formada por: 30% de O2, 30% de CH4, 20% de N2 e 20% 
de H2 a pressão de 2 atm e temperatura de 27°C, ocupa o volume de 10 litros. 
Sabendo-se que a porcentagem é molar, pede-se: 
a) pressão parcial; 
b) % em peso; 
c) peso molar médio; 
d) densidade da mistura 
R.: a) O2 = 0,6 atm; H2 = 0,4 atm; CH4 = 0,6 atm; N2 = 0,4 atm; b) 47,1% O2; 23,5% CH4; 
2,0% H2 e 27,5% N2; c) 
g4,20PM 
/mol; d) d = 1,659 g/L 
 
9) 2 litros de um gás A a 1,5 atm de pressão são misturados com 1,5 litros de um 
gás B a 2,5 atm, num frasco de 3 litros. Supondo comportamento ideal, 
determinar a pressão total do sistema a temperatura constante e a composição 
do sistema. 
R.: P = 2,25 atm; 44,44% de A e 55,56% de B 
 
10) A análise de um gás natural apresentou a seguinte composição: CH4 = 85%; 
C2H4 = 3,0%; C6H6 = 3,0%; H2 = 5,0% e N2 = 4% em peso. 
Calcular: 
a) peso molecular médio da mistura 
b) densidade da mistura a 20 °C e 700 mmHg. 
R: 12,34 g/mol; 0,473 g/L 
 
11) Calcular o peso molecular médio de uma mistura formada por 8 mols de CH4 e 
12 mols de C2H6. 
R.: 24,4 g/mol 
 
12) Determinar a densidade do gás propano (C3H8) sob pressão de 1,5 atm e 
temperatura de 15°C. 
R.: 2,795 g/L 
 
13) Uma mistura binária é formada por 40% de propano (C3H8) e 60% de etano(C2H6). Calcular: 
a) peso molecular médio da mistura; 
b) densidade da mistura a pressão de 1 atm e 20°C. 
R.: 35,6 g/mol; 1,482 g/L 
 
14) Uma mistura gasosa contém 10% de O2 em volume. Qual será a pressão parcial 
do oxigênio se 40 mols da mistura ocupam um volume de 150 litros e 30°C? 
R.: 0,66 atm. 
 
15) A composição do ar é igual a 21% de oxigênio e 79% de nitrogênio. Qual será o 
volume de 100g de ar à CNTP e também a 10 atm e 25°C? 
R.: 77,7 L e 8,47 L. 
 
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18 
5. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 Para uma reação química, em equilíbrio: 
aA + bB ⇄ cC + dD 
 (reagentes) (produtos) 
 
 A proporção de concentrações, tanto de reagentes quanto de produtos, no 
equilíbrio é dada por: 
 
ba
dc
BA
DC
k
][][
][][

 
 
 onde: a, b, c, d: coeficientes estequiométricos; 
 k : constante de equilíbrio; 
 [A], [B], [C], [D]: concentrações molares de A, B, C e D. 
 
 
5.1. Equilíbrios de Fase Gasosa: Kp e Kc 
 
 Exemplo de reação: 
 
aA(g) + bB(g) ⇄ cC(g) + dD(g) 
 
No caso dos gases, as concentrações podem ser descritas pelas pressões 
parciais, assim: 
 
b
B
a
A
d
D
c
c
p
PP
PP
k
)()(
)()(

 
 
onde: kp ... constante de equilíbrio para gases, considerando pressões. 
 
Se os gases forem ideais: 
 
V
RTn
P ii 
 ou 
V
RTn
P AA 
 
 
 Como: 
RTA
V
n
C AA ].[
 
 
 Considerando todos os gases: 
 
ba
dc
p
RTBRTA
RTDRTC
k
)]([)]([
)]([)]([

 
 
 
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gasesn
ba
dc
RT
BA
DC
k

 ).(
][][
][][ 
 
 
 Logo: 
gasesn
cp RTkk

 )(.
 
 
 onde: ∆n = (c+d)-(a+b) ... somente para os gases. 
 
ba
dc
c
BA
DC
k
][][
][][

 
 
Exercícios Propostos 
 
1) A constante de equilíbrio Kp para a decomposição do pentacloreto de fósforo 
(PCl5) é 1,05 atm a 250°C. Se as pressões parciais de PCl5 e PCl3 no equilíbrio 
forem 0,875 atm e 0,463 atm, respectivamente, qual será a pressão parcial de Cl2 
no equilíbrio, a 250°C?: 
PCl5(g) ⇄ PCl3(g) + Cl2(g) 
R: 1,98 atm. 
 
2) A constante de equilíbrio Kp da reação abaixo é 1,58 atm a 1000 K. Calcule PO2 
se PNO = 0,400 atm e PNO2 = 0,027 atm. 
2 NO2(g) ⇄ 2NO(g) + O2(g) 
R:0,0072 atm 
 
3) Um recipiente contém NH3, N2 e H2 em equilíbrio, a dada temperatura. As 
concentrações de equilíbrio são [NH3] = 0,25 M, [N2] = 0,11 M e [H2] = 1,91 M. 
Calcule a constante Kc para a síntese da amônia se a reação for apresentada por: 
a) N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) 
b) ½ N2(g) + 3/2H2(g) ⇄ NH3(g) 
R: a) Kc = 0,0815 mol
-2 L2; b) Kc = 0,286 mol
-2 L2 
 
4) Considere a seguinte reação: N2(g) + O2(g) ⇄ 2NO(g). Se as pressões parciais 
de N2, O2 e NO forem 0,15, 0,33 e 0,05 atm, respectivamente, a 2200°C, qual é o 
valor de Kp e Kc? 
R: Kp = 0,0505; Kc = 0,0505. 
 
5) A constante de equilíbrio (Kc) da reação abaixo é 4,63.10
-3 mol L-1 a 25°C. Qual é 
o valor de Kp para esta reação, nas mesmas condições?: 
N2O4(g) ⇄ 2NO2(g) 
R: 0,113 atm. 
 
6) Para a reação abaixo, Kp é 4,3.10
-4 atm -2 a 375°C. Calcule Kc para a reação. 
N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) 
R: 1,21 L2 mol-2 
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20 
7) Considere o seguinte equilíbrio a 230 °C: NO(g) + ½ O2(g) ⇄ NO2(g). 
Numa dada experiência, no equilíbrio, as massas eram: 20,0 g de NO, 17,0 g de O2 
e 14 g de NO2 em 15 L de volume reacional. Calcular as constantes Kc e Kp de 
equilíbrio a esta temperatura. 
 
8) Uma das reações envolvidas na formação da chuva ácida é: 
2 SO2 + O2 ⇄ 2 SO3. 
Calcular as constantes Kc e Kp de equilíbrio, considerando as concentrações 
fornecidas a 30 oC. 
. 
Substância Concentração [mol/L] 
SO2 4 
O2 2 
SO3 2 
 
 
 
6. BALANÇO MATERIAL: PROCESSOS FÍSICOS 
 
A solução de problemas envolvendo processos físicos pode ser executada 
através de uma técnica conhecida com o nome de balanço material, cujo princípio se 
baseia na lei da conservação da massa. 
Essa técnica envolve uma seqüência de etapas, a saber: 
1. Procurar visualizar o processo considerado; 
2. Esquematizar o processo através de um fluxograma simplificado, indicando as 
correntes que intervém no processo, bem como a composição de cada uma; 
3. Adotar uma base de cálculo adequada em relação a qual serão efetuados os 
cálculos; 
4. Para cada tipo de balanço as quantidades e porcentagens são fornecidas nas 
respectivas unidades; caso não sejam, efetuar as transformações; 
5. Estabelecer um sistema de tantas equações quantas forem as incógnitas por 
meio de: 
a) BMT (balanço material total): lei da conservação da massa para o 
sistema; 
b) BMP (balanço material parcial): lei da conservação da massa para 
cada componente do sistema. 
 
 
6.1. Tipos de Balanço 
 
a) Balanço em massa: 
 
 BMT: (massa de entrada = massa de saída) 
 
 mE =  mS 
 
 BMP: para o componente i genérico podemos escrever: 
 
(mi)E = (mi)S 
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21 
b) Balanço em mols: 
 
 BMT nE = nS 
 
 BMP (ni)E = (ni)S 
 
 
c) Balanço em volume: 
 
 BMT VE = VS 
 
 BMP (Vi)E = (Vi)S 
 
 
 
6.2. Tipos de Operações 
 
 
A. DESTILAÇÃO 
 
É um processo físico que tem por objetivo separar um ou mais componentes 
de uma mistura líquida. 
 
Exemplo: Numa coluna destilam-se 1000 kg/h de uma mistura de benzeno e tolueno 
contendo 50% em peso de benzeno. O destilado sai com 90% em peso de benzeno 
e o resíduo com 8% em peso de benzeno. Efetuar o balanço material da coluna e 
determinar a % de recuperação do benzeno no destilado. 
BMT: A = D + R (1) 
BMP: 
Benzeno: 
(2) R0,08 D 0,9 A5,0
1000

 
Tolueno: 
(3) R0,92 D 0,1 A5,0
1000

 
De (1) R = 1000 - D 
Em (2) 0,5 . 1000 = 0,9 D + 0,08 (1000-D) 
 - 80 + 500 = 0,9 D - 0,08 D 
 
kg/h 2,512
82,0
420
D 
 
 R = 1000 - 512,2 = 487,8 kg/h 
Verificação: (em (3) ) 
1 = membro: 0,5 . 1000 = 500 
2 = membro: 0,1 D + 0,92 R = 0,1 . 512,2 + 0,92 . 487,8 = 500 
Benzeno no destilado: 0,9 D = 0,9 . 512,2 = 461 kg/h 
Benzeno na alimentação: 0,5 A = 0,5 . 1000 = 500 kg/h 
%2,92100.
500
461
)benzeno(
orecuperaçã %

 
 
 
 
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Exercícios Propostos 
 
1) Deseja-se produzir 1000 kg/h de NH3 com 99,5% em peso de pureza, utilizando 
uma solução aquosa com 30% em peso de NH3 e formando um resíduo com 
0,05% de NH3 em peso. Efetuar o balanço material da coluna e calcular a % de 
NH3 recuperado. 
R.: 99,85% 
 
2) Para se obter 5000 kg de um destilado contendo 90% em peso de benzeno, 
destila-se uma mistura de benzeno e tolueno contendo 50% em peso de 
benzeno. Sabendo-se que o resíduo contém 8% em peso de benzeno, calcular a 
massa da alimentação e do resíduo e a % recuperação do tolueno obtido no 
resíduo. 
R.: 9762 kg; 4762 kg; 89,8% 
 
3) Uma coluna de destilação foi alimentada com uma mistura de água e álcool 
contendo 30% em peso de álcool. Obtém-se um destilado com 95% em peso de 
álcool e um resíduo molar com 5% molar de álcool. Sabendo-se que são 
formados 10 kmols de resíduo, efetuar o balanço material da coluna em 
quantidades molares. 
Dados: mol do álcool : 46 g; mol da água : 18g 
R.: 11,28 kmol e 1,28 kmol. 
 
4) Uma coluna foi projetada para obter 300 kg/hora de álcool etílico a 90% em peso, 
além de resíduo com 1% molar deálcool etílico a partir de uma solução aquosa 
contendo 20% molar de álcool etílico. Calcular a massa de solução de 
alimentação e a massa de resíduo obtido por hora. 
Dados: Málcool = 46g 
 Mágua = 18g 
R.: 419,8 kg/h; 719,8 kg/h 
 
5) Deseja-se obter 1.000 litros de benzeno no destilado (constituído por 80% em 
volume de benzeno e 20% em volume de xileno) retirado de uma coluna de 
destilação, alimentada por uma mistura de benzeno e xileno, contendo 30% em 
peso de benzeno. Sabendo-se que o resíduo da destilação contém 5% em 
volume de benzeno, pede-se efetuar o balanço material da coluna, em volume. 
Dados: Benzeno : 78 g/mol; xileno : 106 g/mol 
 dbenzeno = 0,88 g/m; dxileno = 0,86 g/m 
R.: 2575; 3825 
 
6) Uma coluna de destilação é alimentada com 100 mols por hora de uma solução 
de dicloroetileno em tolueno obtendo-se um destilado e um resíduo cuja 
proporção molar é de 3 para 5. 
Sabendo-se que o destilado contém 90% molar de dicloroetileno e o resíduo 10% 
molar de dicloroetileno. Calcular: 
a) a vazão do destilado e do resíduo; 
b) a composição molar da alimentação. 
R:a) 62,5 kmol; 37,5 kmol; b) 60% dicloroetilieno 40% tolueno 
 
 
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B. EXTRAÇÃO 
 
B.1) Líquido – líquido 
Quando a mistura de líquidos não é facilmente separável por destilação a 
extração é empregada. Nesta operação um solvente adequado e imiscível num dos 
líquidos é adicionado à mistura líquido-líquido obtendo-se duas soluções, uma 
constituindo o extrato e outra o refinado que por serem imiscíveis podem ser 
facilmente separadas por diferença de densidades. 
 
B.2.) Sólido - líquido 
Neste caso deseja-se recuperar o componente presente num sólido mediante a 
utilização de um solvente específico. Forma-se uma solução que por evaporação 
recupera-se o solvente e obtém-se o componente separado. 
O processo é largamente empregado na indústria de óleos vegetais. 
 
Exemplo: Com 54 kg de um composto A, preparam-se uma solução aquosa a 30% 
em peso. Misturando-se a solução 78 kg de solvente orgânico formam-se 130 kg de 
uma solução de solvente orgânico com 40% em peso do composto A. Determinar a 
quantidade de A na solução aquosa final. 
 
Equação Global: 
kg 1261807,0m
kg 180
3,0
54
m 
130m78m54
OH
S
OH
2
2



 
Substituindo na eq. 1: m1 = 54 + 78 + 126 - 130 = 128 kg 
kg 2130.4,054)m()m()(m : A massa
21 mAinicialAmA

 
 
%56,1100.
128
2
)P(%
1mA

 
 
Exercícios Propostos 
 
1) Dispõe-se de 50 kg de uma substância A em solução aquosa a 25% em peso. 
Deseja-se extrair o composto A da solução, utilizando-se para isso um solvente 
orgânico que é adicionado na solução aquosa de A. Obtêm-se duas soluções: 
uma a 50% em peso de A no solvente orgânico e outra a 10% em peso de A em 
água. Calcule: 
a) a massa de solvente orgânico utilizado na extração; 
b) a % de recuperação de A. 
R.: 33,33 kg; 66,67% 
 
2) Tem-se uma solução aquosa contendo 37% em peso de um composto A. Com o 
objetivo de extrair o composto A, adicionamos 45 kg de xilol nessa solução, 
obtendo-se duas soluções: uma com 40% em peso de A em xilol e a outra com 
10% em peso de A em água. Calcular a massa da solução inicial e a % de 
recuperação de A da referida solução. 
R.: 100 kg; 81,08% 
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3) Uma farinha de peixe que contém 25% em peso de óleo e 75% em peso de 
material inerte sofre uma extração com solvente apropriado. A solução obtida 
apresenta 20% em peso de óleo e 80% em peso de solvente enquanto que o 
resíduo sólido apresenta 0,5% em peso de óleo, 4,5% em peso de solvente e o 
restante de material inerte. Calcular a massa de farinha de peixe necessária para 
a obtenção de 1000 kg de solução. 
 R.: mfarinha = 806,3 kg. 
 
4) Um composto orgânico A solúvel em água é extraído com água aquecida 
formando uma solução 30% em peso. Em seguida retira-se o composto A da 
solução por meio de uma extração com solvente orgânico. Formam-se nesta 
etapa duas camadas: uma aquosa com 15% em peso de A e outra com 40% em 
peso de A. A solução aquosa em seguida sofre nova extração, formando-se duas 
soluções, uma aquosa a 5% em peso de A e outra em solvente orgânico a 30% 
em peso de A. Determinar a massa de A obtida nas duas extrações. O composto 
A é extraído de 100 toneladas de folhas contendo 1% em peso de A. 
R.: 1º extração = 588,23 kg; 2º extração = 288,96 kg. 
 
5) Dispõe-se de 2.000 kg/dia de semente contendo 30% de óleo em peso, que pode 
ser extraído com hexano recuperado, contendo 0,5% de óleo. Obtém-se uma 
solução de óleo em hexano com 40% de óleo em peso e a torta (resíduo sólido) 
contendo 4,5% de hexano e 0,5% de óleo. Calcular a massa de óleo obtida. 
R.: 597,75 kg de óleo 
 
6) A semente de amendoim, que contém 30% em peso de óleo e 5% em peso de 
água é posta em contacto com hexana pura com a finalidade de se extrair o óleo 
contido na semente. Obtém-se da extração uma solução contendo 12% em peso 
de óleo, 86% peso de hexana e 2% peso de água e uma sólida impregnada com 
30% peso de hexana isenta de óleo. A solução obtida da extração sofre então 
uma destilação, da qual é obtida um destilado contendo hexana, água e um 
resíduo constituído unicamente por óleo bruto. Determinar as massas de hexana 
e de semente de amendoim necessárias para se obter 1.300 kg/h de óleo bruto. 
R. mhexana = 10524 kg/h; msemente = 4333 kg/h. 
 
 
C) SECAGEM 
 
A secagem é uma operação física na qual o solvente é evaporado com auxílio 
do calor e o produto final resulta na forma sólida. Geralmente o calor é proveniente 
do ar aquecido ou outro gás no qual o solvente (água) evapora. 
 
Exemplo: Para a secagem de um produto contendo 30% em peso de água, é 
utilizado ar quente contendo 1% em peso de água. Calcular a massa de ar isento de 
umidade necessária para a obtenção de 1000 kg de produto com 2% de umidade, 
sabendo-se que após a secagem o ar quente contém 10% em peso de água. 
 
Produto seco 0,7 . m1 = 0,98 . 1000 (1) 
ar 0,99 . m2 = 0,9 . m3 (2) 
H2O 0,3 . m1 + 0,01 . m2 = 0,02 . 1000 + 0,1 . m3 (3) 
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Global m1 + m2 = 1000 + m3 (4) 
Equação (1) 
kg 14001000
7,0
98,0
m1 
 (5) 
Equação (4) m3 - m2 = 1400 - 1000 
Equação (2) 
 em dosubstituin m
99,0
9,0
m 32 
 (5) 
 
kg 400m
99,0
9,0
m 33 
 
 m3(1 – 0,9091) . 400 
 
kg 4,400.4
0909,0
400
m3 
 
Equação (6) 
kg 4,40004,4400
99,0
9,0
m2 
 
Exercícios Propostos 
 
1) Deseja-se secar 5000 kg de produto contendo 25% de água com ar quente 
contendo 5% em peso de água. O produto final apresenta 3% em peso de água e 
o ar sai com 20% em peso de água. Calcular a massa de ar quente necessário. 
R.: 6048 kg. 
 
2) Um produto contendo 20% de umidade e cuja massa é 1500 kg deve sofrer 
secagem até que sua umidade seja reduzida a 4% da massa final do produto. A 
secagem utilizará ar quente contendo 2% de umidade, observando-se a saída de 
1400 kg de gases do secador. Pede-se: 
a) a massa de ar quente necessária para secar a massa acima indicada de 
produtos; 
b) a massa do produto após a secagem; 
c) a composição em peso do ar que sai do secador. 
R.: 1150 kg; 1250 kg; 80,5%; 19,5%. 
 
3) Com a finalidade de realizar secagem parcial de um produto dão introduzidos 
num secador 100 kg do produto contendo 30% em peso de água e ar seco. 
Sabendo-se que o ar sai do secador apresentando 40% em peso de água e que 
consegue retirar 74% de água inicialmente presente no produto, pede-se: 
a) a composição empeso do produto após a realização da secagem; 
b) a massa de ar seco utilizado. 
R.: 10,03% H2O; 33,3 kg. 
 
4) Em uma operação de secagem, verifica-se que 1.000 kg de um produto com 20% 
em peso de água perde 150 kg de água. Sabendo-se que o ar quente utilizado 
na secagem apresenta 0,5% em peso de água e que este deixa o secador 
apresentado 15% em peso de água, calcular a massa de ar quente utilizado e a 
massa de ar que deixa o secador. 
R.: 879,31 kg e 1029,31 kg. 
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ANEXO A. Massas Atômicas 
 
Elemento Símbolo PA Elemento Símbolo PA 
Alumínio A 27 Hidrogênio H 1 
Antimônio Sb 122 Iodo I 127 
Argônio Ar 40 Lítio Li 7 
Arsênio As 75 Magnésio Mg 24,3 
Bário Ba 137 Manganês Mn 55 
Berilo Be 9 Mercúrio Hg 201 
Bismuto Bi 209 Molibdênio Mo 96 
Boro B 11 Neônio Ne 20 
Bromo Br 80 Níquel Ni 59 
Cádmio Cd 112 Nitrogênio N 14 
Cálcio Ca 40 Ouro Au 197 
Carbono C 12 Oxigênio O 16 
Chumbo Pb 207 Platina Pt 195 
Cloro C 35,5 Potássio K 39 
Cobalto Co 59 Prata Ag 108 
Cromo Cr 52 Rubídio Rb 85,5 
Enxofre S 32 Selênio Se 79 
Estanho Sn 119 Silício Si 28 
Estrôncio Sr 88 Sódio Na 23 
Ferro Fe 56 Urano U 238 
Flúor F 19 Vanádio V 51 
Fósforo P 31 Zinco Zn 65,4 
Hélio He 4