Química: Reações e Relação de Massa

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① Reações Inorgânicas; 
② Relação de Massa; 
③ Estudo dos Gases; 
④ Estequiometria. 
 
........................................................................................................................................................................... 
 
① REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
 
Tipos de rações 
 
 Síntese ou adição 
 
aA + Bb AB 
 
 Decomposição ou análise 
 
AB A + B 
 
 Deslocamento 
 
AB + C AC + B (reatividade C>B) 
AB + C CB + A (reatividade C>A) 
 
Metais com a água: metais alcalinos 
fazem reação muito violenta com água, 
mesmo a frio; metais alcalino-terrosos 
fazem reação branda com a água, a frio; o 
magnésio faz reação muito lenta com a 
água fria, com água quente é mais rápida, 
porém branda; os metais menos reativos 
que o Mg e mais reativos que o H só 
reagem com vapor de água a alta 
temperatura; os metais menos reativos 
que o H não reagem com água em 
nenhuma condição. 
 
 Reação de dupla-troca 
 
AB + CD AD + CB 
 
A reação de dupla troca ocorre quando AD 
e/ou CB for: menos solúvel, eletrólito mais 
fraco, mais volátil que AB e/ou CD. 
 
Solubilidade em água 
 
Regras de solubilidade em água: 
 Os sais dos metais alcalinos e de 
amônio são solúveis 
 Os nitratos e os acetatos são 
solúveis 
 Os cloretos, brometos e os iodetos 
em sua maioria são solúveis 
(exceções Pb, Ag, Cu, Hg) 
 Os sulfatos em sua maioria são 
solúveis na água (exceções Ca, Sr, 
Ba e Pb) 
 Os sulfetos e hidróxidos, em sua 
maioria são insolúveis na água 
(exceções metais alcalinos e 
amônio e alcalino-terrosos) 
 Os carbonatos, os fosfatos e os 
sais dos outros ânions não 
mencionados em sua maior parte, 
são insolúveis. 
 
Volatilidade 
 
Todo composto iônico é não volátil, 
portanto os sais e os hidróxidos metálicos 
são não voláteis. 
Indícios de ocorrência de uma reação 
 Mudança de coloração no sistema 
e/ou 
 Liberação de gás (efervescência) 
e/ou 
 Precipitação (formação de 
composto insolúvel) e/ou 
 Liberação de calor (elevação da 
temperatura do sistema reagente). 
 
Exercícios 
 
01) Considere as equações: 
 
I . Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 
II . P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4 
III. AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3 
IV. CaO + CO2 CaCO3 
V. 2 H2O 2 H2 + O2 
 
 
AULA 5 
 
- 2 - 
É considerada uma reação de 
decomposição: 
a) I. 
b) II. 
c) III. 
d) IV. 
e) V. 
 
02) A sequência que representa, 
respectivamente, reações de síntese, 
análise, simples troca e dupla troca são: 
 
I. Zn + Pb(NO3)2 Zn(NO3)2 + Pb 
II. FeS + 2 HCl FeCl2 + H2S 
III. 2 NaNO3 2NaNO2 + O2 
IV. N2 + 3 H2 2 NH3 
 
a) I, II, III e IV. 
b) III, IV, I e II. 
c) IV, III, I e II. 
d) I, III, II e IV. 
e) II, I, IV e III. 
 
03) No filme fotográfico, quando exposto à 
luz, ocorre à reação: 
 
2 AgBr 2 Ag + Br2 
 
Essa reação pode ser classificada como: 
a) pirólise. 
b) eletrólise. 
c) fotólise. 
d) síntese. 
e) simples troca. 
 
04) Dadas as equações: 
 
I - CuCl2 + H2SO4 CuSO4 + 2 HCl 
II - CuSO4 + 2 NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4 
III - Cu(OH)2 CuO + H2O 
 
A classificação da reação equacionada e o 
nome do composto assinalado em negrito 
são: 
a) Em I - dupla troca e sulfato de cobre I. 
b) Em III - síntese e óxido cúprico. 
c) Em II - dupla troca e hidróxido cúprico. 
d) Em III - análise e óxido cuproso. 
e) Em I - simples troca e sulfato de cobre 
II. 
 
05) “Na reação de sódio metálico com 
água ocorre.......................e forma-se 
............ .". 
 
A alternativa que preenche corretamente à 
frase é: 
a) libertação de oxigênio, hidróxido de 
sódio. 
b) fusão do sódio, óxido de sódio. 
c) eletrólise, hidreto de sódio. 
d) hidrólise, íons hidrônio. 
e) libertação de hidrogênio, hidróxido de 
sódio. 
 
06) Ao se misturar solução de ácido 
sulfúrico com bicarbonato de sódio em pó, 
obtém-se uma substância gasosa que 
geralmente é empregada como: 
a) combustível. 
b) agente de limpeza. 
c) fertilizante. 
d) extintor de chamas. 
e) anestésico. 
 
Gabarito 
1.e 2.c 3.c 4.c 5.e 6.d 
 
 
 
② RELAÇÃO DE MASSA 
 
É muito importante saber 
antecipadamente as quantidades de 
reagentes que devemos usar para obter a 
quantidade desejada de produtos. 
Muitas vezes é necessário 
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. 
Como átomos ou moléculas são 
entidades muito pequenas para serem 
pesadas, foi estabelecido um padrão para 
comparar suas massas. 
 
Unidade de Massa Atômica 
 
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 
 
- 3 - 
convencionou atribuir o valor exato de 12 
unidades de massa atômica. 
 
Uma unidade de massa atômica 
(1u) corresponde a 1/12 de massa de um 
átomo de isótopo 12 do carbono. 
 
 
Massa Atômica (A) 
 
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. 
 
Massa Molecular (MM) 
 
É o valor obtido a partir da soma 
das massas atômicas dos átomos que 
formam a molécula. É expressa em 
unidade de massa atômica (u). 
 
Ex: Para a molécula de sacarose 
C12H22O11, a massa molecular será: 
(Dados: MAH = 1u; MAC = 12u; MAO = 16u) 
 
Solução: 12 átomos de carbono x 12u = 
144u 22 átomos de hidrogênio x 1u = 22u 
11 átomos de oxigênio x 16u = 176u 
MM sacarose = 144u + 22u + 176u = 342u. 
 
Número do 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 1023. 
Exemplo: Em 342g de sacarose há 6,02 x 
1023 desta substância. 
 
Mol 
 
O mol é definido como a quantidade 
de matéria de um sistema que contém 
6,02 x 1023 unidades elementares. 
Pela definição, qualquer quantidade 
de matéria que contenha 6,02 x 1023 
entidades é 1 mol. Assim, pode-se ter 1 
mol de átomos, de moléculas, de íons, de 
prótons, de elétrons etc. 
 
Massa Molar (M) 
 
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 (número de mol – 
n): 
 
 
 
 
Exercícios: 
 
1. (ENEM) 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. (ENEM) Para a prevenção de cárie 
dentária recomenda-se a adição de 
 
- 4 - 
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 molardo 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. (ENEM) Admitindo-se que um diamante 
contenha apenas átomos de carbono e 
que cada quilate corresponda a 200mg, 
determine o número de quilates em um 
diamante que contenha 2,0 x 1022 átomos. 
a) 0,25 
b) 0,5 
c) 1,0 
d) 1,5 
e) 2 
 
4. (ENEM) Para atrair machos para 
acasalamento, muitas espécies fêmeas de 
insetos secretam compostos químicos 
chamados feromônios. 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. (ENEM) 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. (ENEM) Linus Pauling, Prêmio Nobel de 
Química e da Paz, faleceu aos 93 anos. 
Era um ferrenho defensor das 
propriedades terapêuticas da vitamina C. 
Ingeria diariamente cerca de 2,1 . 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 . 10² 
d) 1,0 . 10³ 
e) 6,0 . 104 
 
7. (UFJF) 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 
 
- 5 - 
10. (UEPG) 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. (UFPR) 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. 
(Massa molar CO2= 44g/mol) 
 
Gabarito 
1. D 2. C 3. E 4. A 5. E 6. B 7. C 8. B 9. B 
10. 1,68 x 10-3 g/Kg; a remessa deve ser 
confiscada. 
11. 1,6 x 107 mol/dia 
 
 
③ 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. 
 
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. 
 
Variáveis de Estado 
 
 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 = 760 mmHg = 101325Pa = 1,0bar 
 
 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 = 1dm3 = 1000cm3 = 1000mL = 
0,001m3 
 
 Temperatura 
 
A temperatura de um gás está 
relacionada com o grau de agitação das 
suas moléculas. 
 
- 6 - 
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: 
 
 
 
Transformações Gasosas 
 
 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 . V = constante 
 
Podemos também dizer que: 
 
 
 
 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. 
 
 
 
 
 
Temos: 
 
 
 
 
 
 
 
 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: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Volume Molar 
 
O volume ocupado por 1 mol de um 
gás a uma determinada pressão e 
temperatura. 
O volume molar foi determinado 
experimentalmente considerando-se as 
Condições Normais de Temperatura e 
Pressão (CNTP), ou seja, à pressão de 1 
atm e temperatura de 273K, o que 
corresponde a 22,4L. 
 
- 7 - 
 Lei do Avogadro 
 
Volumes iguais de gases quaisquer, 
nas mesmas condições de pressão e 
temperatura, contêm igual número de 
moléculas. 
 
 
 
 Equação de Clapeyron 
 
Para uma massa constante de um 
mesmo gás, vale sempre a relação: 
 
 
 
 
 
O valor da constante depende da 
quantidade do gás em mol. Pra 1 mol de 
qualquer gás: 
 
 
 
 
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: 
 
 
 
Essa equação também é conhecida 
como equação geral dos gases ideais. 
 
 Densidade dos Gases 
 
Densidade absoluta de um gás, em 
determinada pressão e temperatura, é o 
quociente entre a massa e o volume do 
gás. 
 
 
 
 
Como: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercícios 
 
ENEM 
 
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 
temperaturado 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. 
 
- 8 - 
b) 7,30 mL. 
c) 73,0 mL. 
d) 730 mL. 
e) 7300 mL. 
 
4. Imediatamente acima da superfície 
da Terra localiza-se uma região da 
atmosfera conhecida como troposfera, na 
qual ocorrem as nuvens, os ventos e a 
chuva. A temperatura no seu topo é de –
50°C 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 27°C 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 molar de gás a 1 atm e 
25 °C = 25 L/mol) 
a) 960 g. 
b) 320 g. 
c) 48 g. 
d) 32 g. 
e) 16 g. 
 
8. Um tanque, contendo gás butano a 
227°C com capacidade de 4,10 m3, sofre 
um vazamento ocasionado por defeito em 
uma das válvulas de segurança. 
Procedimentos posteriores confirmaram 
uma variação de pressão na ordem de 1,5 
atm. Admitindo-se que a temperatura do 
tanque não variou, pode-se afirmar que a 
massa perdida de butano, em kg, foi: 
(Dados: C = 12 u; H = 1 u; R = 0,082 atm x 
L /mol x K.) 
a) 8,7 kg. 
b) 2,9 kg. 
c) 15,0 kg. 
d) 0,33 kg. 
e) 30,3 kg. 
 
9. Considere um balão de aniversário 
contendo 2,3 L de ar seco. 
Aproximadamente 20% deste gás são 
constituídos por oxigênio (O2). Suponha 
que 1 mol de gás ocupa aproximadamente 
um volume de 23 L, a 25 °C e sob a 
pressão de 1 atm. O número aproximado 
de moléculas de oxigênio presentes no 
balão será: 
a) 6,0 · 1022 moléculas. 
b) 6,0 · 1023 moléculas. 
c) 1,2 · 1022 moléculas. 
d) 23 moléculas. 
e) 0,46 moléculas. 
 
10. É possível fazer um vulcão, em 
miniatura, no laboratório, usando o 
dicromato de amônio (NH4)2Cr2O7. Este 
composto, ao ser aquecido, se decompõe 
vigorosamente, liberando, dentre outras 
substâncias, os gases N2 e H2O. Se 
utilizarmos 25,2 g de dicromato de amônio 
e se forem recolhidos os gases de reação 
num balão de 2,0 L a 27 °C, a pressão 
 
- 9 - 
total do gás, neste balão, em atmosferas, 
será igual a: (Dados: massas atômicas: H 
= 1 u; N = 14 u; O = 16 u; Cr = 52 u; R = 
0,082 atm L K–1 mol–1) 
 
(NH4)2Cr2O7(s) →N2(g) + 4 H2O(g) + Cr2O3(s) 
 
a) 0,11 
b) 1,00 
c) 1,11 
d) 1,23 
e) 12,3 
 
11. Um frasco completamente vazio tem 
massa 820g e cheio de oxigênio tem 
massa 844g. A capacidade do frasco, 
sabendo-se que o oxigênio se encontra 
nas CNTP, é: 
Dados: massa molar do O2 = 32 g/mol; 
volume molar na CNTP = 22,4 L. 
a) 16,8 L. 
b) 18,3 L. 
c) 33,6 L. 
d) 36,6 L. 
e) 54,1 L. 
 
12. Considere o diagrama: 
 
 
Qual o nome das transformações gasosas 
verificadas quando passamos de I para II, 
de II para III e de III para I 
respectivamente: 
a) isobárica, isotérmica, isocórica 
b) isocórica, isobárica, isotérmica 
c) isobárica, isocórica, isotérmica 
d) isotérmica, isobárica, isocórica 
e) isotérmica, isocórica, isobárica 
 
14. Uma garrafa de 1,5L, indeformável e 
seca, foi fechada com uma tampa plástica. 
A pressão ambiente era de 1,0 atm e a 
temperatura de 27°C. Em seguida, essa 
garrafa foi colocada ao sole, após certo 
tempo, a temperatura em seu interior subiu 
para 57°C e a tampa foi arremessada pelo 
efeito da pressão interna. 
Qual era a pressão no interior da garrafa 
no instante imediatamente anterior à 
expulsão da tampa? 
a)1,3atm 
b) 1,5atm 
c) 2,0atm 
d) 1,1atm 
e) 2,5atm 
 
15. Um balão meteorológico foi preenchido 
com gás hidrogênio, H2, que está a 1,5 
atm e 20°C e ocupa 8m3. Sabendo que, 
nessas condições de pressão e 
temperatura, o volume molar dos gases é 
16L, determine: a quantidade em mols de 
hidrogênio dentro do balão. 
a) 200mol 
b) 300mol 
c) 450mol 
d) 500mol 
e) 550mol 
 
16. Um protótipo de carro movido a 
hidrogênio foi submetido a um teste em 
uma pista de provas. Sabe-se que o 
protótipo tem um tanque de combustível 
com capacidade igual a 164L e percorre 
22 metros para cada mol de H2 
consumido. No início do teste, a pressão 
no tanque era de 600 atm e a temperatura, 
igual a 300K. 
Sabendo que no final do teste a pressão 
no tanque era de 150 atm e a temperatura 
igual a 300K, calcule a distância, em km, 
percorrida pelo protótipo. 
a) 60Km 
b) 62Km 
c) 63Km 
d) 64Km 
e) 66km 
 
17. Um balão meteorológico de cor escura, 
no instante de seu lançamento, contém 
100mol de gás hélio (He). Após ascender 
a uma altitude de 15 km, a pressão do gás 
se reduziu a 100 mm Hg e a temperatura, 
devido à irradiação solar, aumentou para 
77 °C nestas condições, qual seria o 
volume do balão meteorológico: 
a) 21700L 
b) 20300L 
 
- 10 - 
c) 22000L 
d) 21320L 
e) 22500L 
 
Gabarito 
1. C 2. D 3. D 4. D 5. B 6. A 7. B 8. A 9. C 
10. D 11. A 12. A 13. C 14. D 15. D 16. E 
17.A 
 
 
④ ESTEQUIOMETRIA 
 
Nas reações químicas, é importante 
se prever a quantidade de produtos que 
podem ser obtidos a partir de certa 
quantidade de reagente consumidos. Os 
cálculos que possibilitam prever essa 
quantidade são chamados de cálculos 
estequiométricos. 
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. 
 
 Leis ponderais 
 
Lei de Lavoisier: Em um sistema, a 
massa total dos reagentes é igual à massa 
total dos produtos. 
Essa lei também pode ser enunciada 
pela famosa frase: "Na Natureza nada se 
cria e nada se perde, tudo se transforma". 
 
Lei de Proust: Toda substância apresenta 
uma proporção constanteem 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. 
 
Lei 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, Avogadro introduziu o 
conceito de moléculas, explicando por que 
a relação dos volumes é dada por 
números inteiros. Dessa forma foi 
estabelecido o enunciado do volume 
molar. 
 
 Tipos de Cálculos 
Estequiométricos 
 
Os dados do problema podem vir 
expressos das mais diversas maneiras: 
quantidade de matéria (mol), massa, 
número de moléculas, volume, etc. Em 
todos esses tipos de cálculo vamos nos 
basear nos coeficientes da equação que, 
como vimos, dão a proporção em mols dos 
componentes da reação. 
 
Regras para a realização dos cálculos 
estequiométricos: 
 
1. Escreva corretamente a equação 
química mencionada no problema. 
 
2. As reações devem ser balanceadas 
corretamente, lembrando que os 
coeficientes indicam as proporções em 
mols dos reagentes e produtos. 
 
3. Caso o problema envolva pureza de 
reagentes, fazer a correção dos valores, 
trabalhando somente com a parte pura que 
efetivamente irá reagir. 
 
4. Caso o problema envolva reagentes em 
excesso-e isso percebemos quando são 
citados dados relativos a mais de um 
reagente - devemos verificar qual deles 
está correto. O outro, que está em 
excesso, deve ser descartado para efeito 
de cálculos. 
 
5. Relacione por meio de uma regra de 
três, s dados e a pergunta do problema, 
escrevendo corretamente as informações 
em massa, volume, mols, moléculas, 
átomos, etc. Lembre-se: 
1mol= g =22,4L = 6,02 x 1023 
 
6. Se o problema citar o rendimento da 
reação, devemos proceder à correção dos 
valores obtidos. 
 
- 11 - 
Quando são dadas as quantidades 
de dois reagentes é importante lembrar 
que as substâncias não reagem na 
proporção que queremos, mas na 
proporção que a equação nos obriga. 
Quando o problema dá as 
quantidades de dois participantes, 
provavelmente um deles está em excesso, 
pois em caso contrário, bastaria dar a 
quantidade de um deles e a quantidade do 
outro seria calculada. Para fazer o cálculo 
estequiométrico, baseamo-nos no 
reagente que não está em excesso 
(denominado reagente limitante). 
 
Nesse caso segue-se às etapas: 
 
1. Considere um dos reagentes o limitante 
e determine o quanto de produto seria 
formado. 
 
2. Repita o procedimento com o outro 
reagente. 
 
3. A menor quantidade de produto 
encontrada corresponde ao reagente 
limitante e indica a quantidade de produto 
formada. 
 
Exercícios 
 
1. Quantas moléculas existem em 88g de 
dióxido de carbono? (C=12; O=16 cte de 
Avogadro=6,02 x 1023) 
a) 2,1x1024 
b) 1,5x1024 
c) 1,2x1024 
d) 1,2x1023 
e) 1,5x1025 
 
2. A equação química: 
 
2 Mg(OH)2 + x HCl 2 MgCl2 + 4 H2O 
 
fica estequiometricamente correta se x for 
igual a: 
a) 1 
b) 2 
c) 3 
d) 4 
e) 5 
 
3. A quantos gramas correspondem 
3 .1024 átomos de alumínio? 
a) 100g 
b) 130g 
c) 110g 
d) 0135g 
e) 150g 
 
4. De acordo com a Lei de Lavoisier, 
quando fizermos reagir completamente, 
em ambiente fechado, 1,12g de ferro com 
0,64g de enxofre, a massa, em gramas, de 
sulfeto de ferro obtido será de: Dados: 
Fe=56u; S=32u 
a) 2,76 
b) 2,24 
c) 1,76 
d) 1,28 
e) 0,48 
 
5. Qual é a massa correspondente a 5 
mols de alumínio? (Al = 27) 
a) 140g 
b) 135g 
c) 130g 
d) 145g 
e) 125g 
 
6. (Enem) Na reação dada pela equação 
 
A + B → C 
 
A razão entre as massas de A e B é 0,4. 
Se 8g de A forem adicionados a 25g de B, 
após a reação, verificar-se-á: 
a) a formação de 20g de C, havendo 
excesso de 13g de B. 
b) um excesso de 5g de B e consumo total 
da massa de A colocada. 
c) o consumo total das massas de A e B 
colocadas. 
d) a formação de 18g de C, havendo 
excesso de 5g de A. 
e) um excesso de 4,8g de A e consumo 
total da massa de B colocada. 
 
7. A soma dos menores coeficientes 
inteiros que balanceiam a equação: 
 
Cl2 + NH3 N2H4 + NH4Cl 
 
a) 4 
b) 15 
c) 21 
 
- 12 - 
d) 8 
e) 6 
 
8. (PUCCAMP) Num “sapato de cromo”, o 
couro é tratado com um banho de “licor de 
cromo”, preparado através da reação 
representada pela equação: 
 
Na2Cr2O7 + xSO2 + H2O yCr(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 
 
9. A composição em volume do ar 
atmosférico é de 78% de nitrogênio, 21% 
de oxigênio e 1% de argônio. A massa em 
grama de argônio (Ar=40) em 224L de ar 
(CNTP) será: 
a) 0,082 
b) 40 
c) 2,24 
d) 1 
e) 4 
 
10. (Enem) Uma mistura contém 24 g de 
carbono e 8g de hidrogênio e se 
transforma completamente em metano. 
Qual é a composição centesimal do 
metano? 
a) 13% de C e 36% de H 
b) 6,5% de C e 3,5% de H 
c) 25% de C e 75% de H 
d) 75% de C e 25% de H 
e) 80% de C e 20% de H 
 
11. Sabe-se que 6g de carbono reagem 
exatamente com 2g de hidrogênio. Se 
colocarmos 15g de carbono para reagir 
com 6 g de hidrogênio, qual a massa de 
metano a ser formada? 
a) 21 g 
b) 32 g 
c) 8 g 
d) 9 g 
e) 20g 
12. As águas poluídas do Rio Tietê 
liberam, entre outros poluentes, o gás 
sulfídrico. Um dos maiores problemas 
causados por esse gás é o ataque 
corrosivo aos fios de cobre das instalações 
elétricas existentes junto a esse rio. O gás 
sulfídrico é mais denso do que o ar e, 
assim, concentra-se mais próximo do solo. 
Considerando a massa molar média do ar 
igual a 28,9, a densidade de H2S em 
reação ao ar, nas mesmas condições de 
temperatura e pressão, será 
aproximadamente; 
a) 1,6 
b) 2,2 
c) 2,3 
d) 1,5 
e) 1,2 
 
 
13. Considerando a reação 
 
N2 + 3H2 2NH3 
 
Quantos litros de amônia são obtidos a 
partir de 3L de nitrogênio. Considere todos 
os gases nas CNTP 
a) 8L 
b) 9L 
c) 12L 
d) 6L 
e) 7L 
 
14. Dada a equação química 
 
Na2CO3 + HCl NaCl + CO2 + H2O 
 
A massa de carbonato de sódio que reage 
completamente com 0,25 mol de HCl é: 
a) 13,00g 
b) 13,5g 
c) 14,25g 
d) 13,25g 
e) 14,00g 
 
15. Ao mergulharmos uma placa de prata 
metálica em uma solução de ácido nítrico 
ocorrerá a seguinte reação: 
 
Ag + HNO3 AgNO3 + NO + H2O 
 
Ajustando a equação química acima, 
pode-se calcular que a massa de água 
 
- 13 - 
produzida, quando é consumido 1 mol de 
prata, é, em gramas: 
a) 10 
b) 12 
c) 16 
d) 14 
e) 15 
 
16. O ácido fosfórico, usado em 
refrigerantes do tipo cola e possível 
causador da osteoporose, pode ser 
formado a partir da equação: 
 
Ca3(PO4)2 + H2SO4 H3PO4 + CaSO4 
 
Partindo-se de 62g de Ca3(PO4)2 e 
usando-se quantidade suficiente de 
H2SO4, qual, em gramas, a massa 
aproximada de H3PO4 obtida? 
a) 39,2g 
b) 46,6g 
c) 22,3g 
d) 29,3g 
e) 34,5g 
 
17. Carbonato de sódio reage com água 
de cal formando carbonato de cálcio, 
material pouco solúvel em água. Na 
reação de 106 Kg de carbonato de sódio 
com excesso de água de cal a massa de 
carbonato de cálcio produzida é igual a: 
a)120Kg 
b)90Kg 
c)100Kg 
d)110Kg 
e)105Kg 
 
18. O efeito altamente tóxico do cianeto, 
ao ser ingerido por via oral, deve-se à sua 
reação com o ácido clorídrico, um veneno 
fatal em quantidades superiores a 0,062g. 
A massa mínima, em gramas, de cianeto 
de potássio capaz de produzir a 
quantidade de ácido cianídrico no valor 
citado acima é igual a: 
a) 0,21 
b) 0,36 
c) 0,32 
d) 0,15 
e) 0,09 
 
19. (Enem) Combustível e importante 
reagente na obtenção de amônia e 
compostos orgânicos saturados, o 
hidrogêniopode ser obtido pela reação: 
 
NaH(s) + H2O(l) NaOH(aq) + H2(g) 
 
Quantos litros do gás, nas condições 
ambiente, podem ser obtidos pela hidrólise 
de 60,0g de hidreto de sódio? Dados: 
Volume molar, nas CNTP= 24,5L/mol 
Massa molar do NaH = 24g/mol 
a) 61,2 
b) 49,0 
c) 44,8 
d) 36,8 
e) 33,6 
 
20. O CO2 produzido pela decomposição 
térmica de 320g de carbonato de cálcio 
teve seu volume medido a 27°C e 0,8atm. 
O valor, em litros, encontrado foi: (R = 
0,082 atm.L.mol-1.K-1) 
a) 100L 
b) 96,46L 
c) 92,23L 
d) 94,56L 
e) 98,88L 
 
21. Numa estação espacial, emprega-se 
óxido de lítio para remover o CO2 no 
processo de renovação do ar de 
respiração, seguindo a equação: 
 
Li2O + CO2 Li2CO3 
 
Sabendo-se que são utilizadas unidades 
de absorção contendo 1,8Kg de Li2O, o 
volume máximo de CO2, medidos na 
CNTP, que cada uma delas pode 
absorver, é: 
a) 1322L 
b) 1330L 
c) 1344L 
d) 1320L 
e) 1340L 
 
22. O alumínio é obtido pela eletrólise da 
bauxita. Nessa eletrólise, ocorre a 
formação de oxigênio que reage com um 
dos eletrodos de carbono utilizados no 
processo. A equação não balanceada que 
representa o processo global é: 
 
Al2O3 + C CO2 + Al 
 
- 14 - 
Para dois mols de Al2O3, quantos mols de 
CO2 e de Al, respectivamente, são 
produzidos esse processo? 
a) 3 e 2 c) 2 e 3 e) 3 e 4 
b) 1 e 4 d) 2 e 1 
 
23. Num recipiente foram colocados 15,0g 
de ferro e 4,8g de oxigênio. Qual a massa 
de Fe2O3, formada após um deles ter sido 
completamente consumido? 
(Fe = 56; O = 16) 
a) 19,8g 
b) 16,0g 
c) 9,6g 
d) 9,9g 
e) 10,2g 
 
24. (Enem) 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 
 
25. (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 
 
26. Em 2,8Kg de óxido de cálcio, também 
conhecido com cal virgem, foi adicionada 
água, formando hidróxido de cálcio, usado 
para pintar uma parede. Após a sua 
aplicação, transformou-se numa camada 
dura, pela reação química com gás 
carbônico existente no ar, formando 
carbonato de cálcio. A massa de sal obtida 
é, aproximadamente, igual a: 
a) 5Kg 
b) 7Kg 
c) 8Kg 
d) 4Kg 
e) 6Kg 
 
27. (Enem) Na sequência de reações 
 
Na2O + H2O 2NaOH 
H3PO4 + 3NaOH Na3PO4 + 3H2O 
 
Se partirmos de 10 mols de Na2O, 
obteremos: 
a) 9 mols 
b) 10 mols 
c) 11mols 
d) 12 mols 
e) 8 mols 
 
28. A combustão do gás metano, CH4, dá 
como produtos CO2 e H2O, ambos na fase 
gasosa. Se 1L de metano for queimado na 
presença de 10L de O2, qual o volume final 
da mistura resultante? 
a) 11L 
b) 12l 
c) 13L 
d) 10L 
e) 9L 
 
29. Uma amostra de calcita, contendo 80% 
de carbonato de cálcio, sofre 
decomposição quando submetida a 
aquecimento, segundo a equação: 
 
CaCO3 CaO + CO2 
 
Qual é a massa de óxido de cálcio obtida a 
partir da queima de 800g de calcita? 
a) 359,3g 
b) 356,5g 
c) 358,4g 
d) 360,2g 
e) 361,8g 
 
30. (Enem) Oitenta gramas de calcário 
(grau de pureza é de 90% em CaCO3) 
reagem com ácido sulfúrico segundo a 
equação química: 
 
 
- 15 - 
CaCO3+ H2SO4 CaSO4+ H2O+ CO2 
 
Qual o volume de gás carbônico formado 
nas CNTP, na reação acima? 
a) 16,3L 
b) 17,92L 
c) 1,61L 
d) 16,13L 
e) 2,4L 
 
31. Deseja-se obter 180L de dióxido de 
carbono, medidos nas condições normais, 
pela calcinação de um calcário de 90% de 
pureza. Qual é a massa necessária de 
calcário? 
a) 900,0g 
b) 803,57g 
c) 798,56g 
d) 793,32g 
e) 810,23g 
 
32. (ACAFE) Calcule a massa de CaCO3 
com 80% de pureza, necessária para 
produzir 1,2 L de CO2 nas CNTP, no 
processo: Dados: Ca = 40; C = 12; O = 16 
 
CaCO3 CaO + CO2 
 
a) 125g 
b) 80g 
c) 40g 
d) 50g 
e) 62,5g 
 
33. O gás hilariante (N2O) pode ser obtido 
pela decomposição térmica do nitrato de 
amônio. Se de 4,0g do sal obtivermos 2,0g 
do gás hilariante, podemos prever que a 
pureza do sal é da ordem de: 
a)90,9% 
b)87,3% 
c)80,6% 
d)78,9% 
e)101,3% 
 
34. (Enem) Num processo de obtenção de 
ferro a partir da hematita (Fe2O3), 
considere a equação: 
 
Fe2O3 + C Fe + CO 
 
Utilizando-se 4,8t de minério e admitindo 
um rendimento de 80% da reação, a 
quantidade de ferro produzida será de: 
a) 2,322t 
b) 1,688t 
c) 3,675t 
d) 3,212t 
e) 2,688t 
 
35. (Enem) Em um tubo, 16,8g de 
bicarbonato de sódio são decompostos, 
pela ação do calor, em carbonato de sódio 
sólido, gás carbônico, em litros, obtidos 
nas CNTP, supondo o rendimento da 
reação igual a 90%, é igual a: 
a) 2,00 
b) 2,1 
c) 2,02 
d) 2,3 
e) 2,4 
 
36. 32,70g de zinco metálico reagem com 
uma solução concentrada de hidróxido de 
sódio, produzindo 64,53g de zincato de 
sódio (Na2ZnO2). Qual é o rendimento 
dessa reação? 
a) 88% 
b) 92% 
c) 86% 
d) 90% 
e) 95% 
 
38. (Enem) Atualmente, sistemas de 
purificação de emissões poluidoras estão 
sendo exigidos por lei em um número cada 
vez maior de países. O controle das 
emissões de dióxido de enxofre gasoso, 
provenientes da queima de carvão que 
contém enxofre, pode ser feito pela reação 
desse gás com uma suspensão de 
hidróxido de cálcio em água, sendo 
formado um produto não poluidor do ar. A 
queima do enxofre e a reação do dióxido 
de enxofre com o hidróxido de cálcio, bem 
como as massas de algumas das 
substâncias envolvidas nessas reações, 
podem ser assim representadas: 
 
S (32g) + O2 (32g) SO2 (64g) 
SO2(64g) + Ca(OH)2(74g) produto 
não poluidor 
Dessa forma, para absorver todo o dióxido 
de enxofre produzido pela queima de uma 
 
- 16 - 
tonelada de carvão (contendo 1% de 
enxofre), é suficiente a utilização de uma 
massa de hidróxido de cálcio de, 
aproximadamente, 
a) 23 kg. 
b) 43 kg. 
c) 64 kg. 
d) 74 kg. 
e) 138 kg 
 
39. (Enem 2006) Para se obter 1,5 kg do 
dióxido de urânio puro, matéria-prima para 
a produção de combustível nuclear, é 
necessário extrair-se e tratar-se 1,0 
tonelada de minério. Assim, o rendimento 
(dado em % em massa) do tratamento do 
minério até chegar ao dióxido de urânio 
puro é de: 
a) 0,10 %. 
b) 0,15 %. 
c) 0,20 %. 
d) 1,5 %. 
e) 2,0% 
 
Gabarito: 
1.c 2.d 3.d 4.c 5.b 6.b 7.d 8.a 9.e 10.d 11.e 
12.e 13.d 14.d 15.b 16.a 17.c 18.d 19.a 
20.b 21.c 22.e 23.b 24.e 25.b 26.a 27.b 
28.d 29.a 30.c 31.d 32.b 33.e 34.a 35.e 
36.c 37.d 38.a 39.e