Gases, Massas e Estequiometria (1)

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1 
ESTUDO DOS GASES 
TEORIA CINÉTICA DOS GASES 
 
Esta teoria propõe um modelo para os gases 
através do qual procura explicar o comportamento e as 
propriedades destes. 
A teoria cinética dos gases estabelece que: 
 
• os gases são formados por minúsculas partículas 
(átomos, moléculas, íons) muito afastadas umas das 
outras; 
 
• as partículas de um gás estão em movimento 
retilíneo, constante e desordenado, colidindo umas 
com as outras e com as paredes do recipiente que as 
contém. Todas as colisões são elásticas, isto é, não há 
perda ou ganho de energia nessas colisões; 
 
• exceto durante as colisões, não há forças de 
atração ou de repulsão entre as partículas de um gás; 
 
• a energia cinética média das partículas é direta-
mente proporcional è temperatura absoluta do gás. 
 
 
VARIÁVEIS DE ESTADO 
 
São as grandezas que caracterizam uma dada 
massa de gás. 
São variáveis de estado: 
 
• a pressão do gás (P) que é o resultado das 
colisões das partículas do gás contra as paredes do 
recipiente que o contém. 
A pressão dos gases é comumente medida em 
pascal (Pa), em atmosfera (atm), em milímetro de 
mercúrio ( mm Hg), em centímetro de mercúrio (cm 
Hg) ou em Torricelli (torr). 
 
 
1 atm = 760 mm Hg = 76 cm Hg = 760 torr 
1 atm = 1,01325 x 10
5
 Pa  100 kPa 
 
• o volume do gás (V) que é o volume do reci-
piente que o contém 
O volume dos gases é medido em litro (L), em 
mililitro (mL), em centímetro cúbico (cm
3
) ou em metro 
cúbico (m
3
). 
 
1 L = 10
3
 mL = 10
3
 cm
3
 1m
3
 = 10
3
 L 
 
• a temperatura do gás (T) que está diretamente 
relacionada com a energia cinética média das partícu-
las do gás. 
 
A temperatura é comumente medida na escala 
Celsius (°C) que, no estudo dos gases, deve ser 
convertida para a escala Kelvin (K). 
Para passar uma temperatura da escala Celsius 
(
o
C) para a escala Kelvin (K), utiliza-se: 
 
TK = tC + 273 
 
TRANSFORMAÇÕES GASOSAS 
 
Transformação gasosa é qualquer mudança que se 
faz nas variáveis de estado do gás. 
Toda transformação afeta pela menos duas das 
variáveis de estado, podendo uma delas permanecer 
constante. 
 
Transformação Volume Pressão Temperatura 
Isotérmica varia varia constante 
Isobárica varia constante varia 
Isovolumétrica, 
Isocórica ou 
Isométrica 
constante varia varia 
Politrópica varia varia varia 
 
LEIS FÍSICAS DOS GASES 
 
São leis experimentais que se referem ao compor-
tamento de uma certa massa de gás numa das 
transformações gasosas. 
 
1.ª Lei: Lei de Boyle-Mariotte 
 
Esta lei é aplicada às transformações 
isotérmicas. 
Seu enunciado diz: 
 
A temperatura constante, o volume ocupado 
por determinada massa gasosa é 
inversamente proporcional à sua pressão. 
 
 
Esquematicamente: 
 
V1
P2
V2
T constante
P1
T
estado 1 estado 2
P2 > P1
V2 < V1
T
 
 
Matematicamente tem-se: 
 
Para o estado 1: 
k.VP
V
1
k P 11
1
 1 
 
UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ
PR
 
Ministério da Educação 
Universidade Tecnológica Federal do Paraná 
Gerência de Ensino e Pesquisa – Química Básica 
Departamento Acadêmico de Química e Biologia Prof. Luiz Alberto 
 
 
2 
2 
 
Para o estado 2: 
k.VP
V
1
k P 22
2
 2 
 
 
logo: P1 . V1 = P2 . V2 = k(constante) 
 
Representação gráfica da lei: 
 
P (atm)
V (litros)
1
2
3
4
1 2 3 4 5
isoterma
 
 
Exemplo: 
 
À temperatura constante, uma dada massa gasosa 
que ocupa um volume de 15 L sob pressão de 100,0 
kPa é comprimida até a pressão de 150,0 kPa. Qual é 
o volume final desse gás? 
 
Dados: Resolução: 
P1 = 100,0 kPa 
V1 = 15 L 
P2 = 150,0 kPa 
V2 = ? 
P1 . V1 = P2 . V2 
 
100 . 15 = 150 . V2 
 
V2 = 10 L 
 
 
2.ª Lei: Lei de Gay-Lussac 
 
Esta lei é aplicada às transformações isobáricas. 
Seu enunciado diz: 
 
A temperatura constante, o volume ocupado 
por determinada massa gasosa é 
inversamente proporcional à sua pressão. 
 
Esquematicamente: 
 
P constante
P
V1
T2
estado 1 estado 2
T2 > T1
V2 > V1
T1
V2
P
 
 
Matematicamente tem-se: 
 
Para o estado 1: 
k
T
V
k.T V
1
1
1 1 
 
Para o estado 2: 
k
T
V
k.T V
2
2
2 2 
 
 
logo: 
)(constante k
T
V
T
V
2
2
1
1 
 
 
Representação gráfica da lei: 
 
V (litros)
V2
V1
T1 T2 T(Kelvin)
isóbara
 
 
Exemplo: 
 
Uma amostra gasosa ocupa um volume de 2 L na 
temperatura de 0 °C. Qual será o volume (L) ocupado 
por esse gás, operado isobaricamente, quando 
aquecido à temperatura de 273 °C? 
 
Dados: Resolução: 
V1 = 2 L 
T1 = 0 °C = 273 K 
V2 = ? 
T2 = 273 °C = 546 K 
546
V
273
2
T
V
T
V 2
2
2
1
1

 
 
 V2 = 10 L 
 
 
3.ª Lei: Lei de Charles 
 
Esta lei é aplicada às transformações isovolu-
métricas. 
Seu enunciado diz: 
 
A volume constante, a pressão exercida por 
determinada massa gasosa é diretamente 
proporcional à sua temperatura absoluta. 
 
Esquematicamente: 
 
P2P1
V constante
V
T2
estado 1 estado 2
T2 > T1
P2 > P1
T1
V
 
 
Matematicamente tem-se: 
 
Para o estado 1: 
k
T
P
k.T P
1
1
1 1 
 
Para o estado 2: 
k
T
P
k.T P
2
2
2 2 
 
 
logo: 
)(constante k
T
P
T
P
2
2
1
1 
 
 
 
Representação gráfica da lei: 
 
P (atm)
P2
P1
T1 T2 T(Kelvin)
isócora
 
 
 
3 
3 
Exemplo: 
 
Gás oxigênio é confinado em um cilindro à 
temperatura de 27 °C e 1 atmosfera de pressão. 
Quando o cilindro é resfriado, verifica-se uma redução 
na pressão para ¼ do valor inicial. Calcular a 
temperatura (°C) do gás no estado final. 
 
Dados: Resolução: 
P1 = 1 atm 
T1 = 27 °C = 300 K 
P2 = ¼ . P1 = 0,25 atm 
T2 = ? (°C) 
22
2
1
1
T
0,25
300
1
T
P
T
P

 
 
T2 = 75 K = 198 °C 
 
GÁS PERFEITO (ou IDEAL) E GÁS REAL 
 
Denomina-se gás perfeito ou ideal o gás que se 
encaixa perfeitamente no modelo descrito pela Teoria 
Cinética e que obedece, rigorosamente, às leis físicas 
dos gases. 
Um gás real segue estas leis apenas aproximada-
mente. A aproximação é bastante razoável quando 
estes são submetidos a baixas pressões e altas 
temperaturas quando, então, passam a apresentar 
comportamento de gás perfeito. 
Logo: 
 
 
Um gás real comporta-se como gás perfeito 
quando submetido a baixas pressões e a 
altas temperaturas. 
 
 
TRANSFORMAÇÃO POLITRÓPICA ou GERAL 
 
No estudo das leis dos gases, vistas anteriormente, 
observou-se que uma das variáveis de estado (T, P ou 
V) permanecia constante. 
Agora, analisaremos a transformação geral onde 
ocorre variação das três variáveis de estado 
simultaneamente. 
 
Vamos considerar para uma certa massa gasosa 
uma transformação isotérmica e, em seguida, uma 
transformação isobárica. 
 
inicial
estado
 intermediário
estado
 
estado
 final
V' V2
T1 T2
=P1.V1 = P2.V'
P1
P2
V1
V'
V2
T1 T2
T cte. P cte.
P2
T1
Lei de
Boyle-Mariotte Gay-Lussac
Lei de
 
Multiplicando estas duas equações membro a 
membro, obtém-se: 
 
2
22
1
11
T
.VP
T
.VP

 ou 
constante
T
P.V

 
 
Esta expressão é denominada equação geral dos 
gases perfeitos. 
 
Exemplo: 
 
Na temperatura de 15 °C e pressão de 850 mm Hg, 
uma certa massa gasosa ocupa o volume de 80 L. 
Calcule o volume (L) ocupado por essa massa gasosa 
quando na temperatura de35 °C e pressão de 920 mm 
Hg. 
 
Dados: Resolução: 
P1 = 850 mm Hg 
V1 = 80 L 
T1 = 15 °C = 288 K 
P2 = 920 mm Hg 
V2 = ? 
T2 = 35 °C = 308 K 
308
920.V
288
850.80
T
V.P
T
.VP
2
2
2
1
11


2
 
 
V2 = 79 L 
 
 
VOLUME MOLAR DE UM GÁS NAS CNTP 
 
Lembrar que: 
 
1 mol de qualquer gás, nas CNTP, ocupa o 
volume de 22,4 L. 
 
EQUAÇÃO DE CLAPEYRON 
 
Considerando n mols de um gás no interior de um 
recipiente, nas CNTP. 
 
n mols
P
T
nas CNTP P = 1 atm
T = 0 °C = 273 K
 
 
O volume ocupado pelos n mols do gás será: 
 
 1 mol gás  22,4 L 
 n mols gás  V  V = 22,4n L 
 
Sendo 
constante
T
P.V

 e substituindo nesta 
expressão os valores de P, V e T, obtém-se: 
 
K
atm.L
n.0,082
K273
L atm.22,4n1
T
P.V

 
O valor 0,082 atm.L/K corresponde a uma 
constante denominada constante universal dos 
gases perfeitos ou constante de Clapeyron e é 
representada por R. 
Então: 
 
n.R
T
P.V

 ou P.V = n.R.T 
Esta é a equação de Clapeyron. 
 
Nesta equação: 
 
n
m
M
massa do gás (g)
massa molar do gás (g/mol)
=
 
 
 
 
4 
4 
 
Valores de R: 
Da equação de Clapeyron  
n.T
P.V
R 
 
 
Supondo 1 mol de gás nas CNTP: 
 
• se utilizarmos a pressão em atm 
 
K.mol
atm.L
0,082
K 1mol.273
L 1atm.22,4
R
 
 
• se utilizarmos a pressão em mm Hg 
 
K.mol
Hg.L mm
62,3
K 1mol.273
L Hg.22,4 mm 760
R
 
 
Exemplo: 
 
220 g de CO2 gasoso ocupam o volume de 50 litros 
à temperatura de 27 °C. Calcular a pressão (atm) 
exercida pelo gás. (Massa molar do CO2 = 44 g/mol) 
 
Dados: Resolução: 
m = 220 g 
M = 44 g/mol 
V = 50 L 
T = 27 °C = 300 K 
P = ? 
 
• número de mols do gás 
mols 5
g/mol 44
g 220
M
m
n 
 
 
• pressão 
P.V. = n.R.T  
V
n.R.T
P 
 
atm 2,46
50
05.0,082.30
P
 
 
MISTURAS GASOSAS 
 
Os gases são miscíveis em quaisquer proporções. 
Se levarmos diversos gases a um mesmo recipiente, 
eles constituirão uma mistura homogênea e as suas 
moléculas se difundirão por todas as partes do 
recipiente. 
Consideremos a mistura de dois gases A e B, em 
diferentes condições, num mesmo recipiente. 
 PA
VA
TA
nA
PB
VB
TB
nB
P
V
T
n
Gás A Gás B Mistura
+
 
O número de mols da mistura será dado por: 
 
n = nA + nB (1) 
 
Aplicando a equação de Clapeyron teremos: 
 
para o gás A: PA.VA = nA.R T  
A
AA
R.T
.VP
An
 
 
para o gás B: PB.VB = nB.R T  
B
BB
R.T
.VP
Bn
 
 
para a mistura: P.V = n.R T  
R.T
P.V
n
 
 
Substituindo os valores de n, nA e nB em (1), 
obteremos: 
 
B
BB
A
AA
T
.VP
T
.VP
T
P.V

B
BB
A
AA
R.T
.VP
R.T
.VP
R.T
P.V
 
Exemplo: 
 
Dois cilindros A e B ligados por uma válvula 
contêm, respectivamente, gás oxigênio (O2) e gás 
nitrogênio (N2), à temperatura de 25 °C. 
O cilindro A contém 1,5 litro de O2 a 0,5 atm e o 
cilindro B contém 0,5 litro de N2 a 1,0 atm. 
Abrindo-se a válvula, os gases se misturam. Admi-
tindo-se que a temperatura permaneceu constante, 
calcule a pressão total da mistura. 
 
Dados: 
Cilindro A: VA = 1,5 L O2 
PA = 0,5 atm 
TA = 25 °C = 298 K 
 
Cilindro B: VB = 0,5 L N2 
PB = 1,0 atm 
TB = 25 °C = 298 K 
 
Mistura: V = VA + VB = 1,5 + 0,5 = 2,0 L 
T = constante = 25 °C = 298 K 
 
Aplicando a equação geral da mistura de gases: 
 
B
BB
A
AA
T
.VP
T
.VP
T
P.V

 
 
obtém-se: 
atm0,625
298
1,0.0,5
298
0,5.1,5
298
P.0,2
 
 
PRESSÃO PARCIAL DE UM GÁS (p) 
 
Pressão parcial de um gás numa mistura 
gasosa é a pressão que esse gás exerceria se 
ocupasse sozinho todo o volume da mistura 
na mesma temperatura. 
 
Considerando a mistura constituída por nA mols do 
gás A e nB mols do gás B, num recipiente de volume V 
à temperatura T, as pressões parciais serão dadas por: 
 
para o gás A: pA . V = nA . R . T (2) 
 
 
para o gás B: pB . V = nB . R . T (3) 
 
A pressão total da mistura é dada por: 
 
P . V = n. R. T (4) 
 
Dividindo (2) por (4), obteremos: 
 
 
 
5 
5 
n
n
P
p
n.R.T
.R.Tn
P.V
.Vp AAAA 
 
 
Sendo 
A
A X
n
n

 (fração molar do gás A) 
 
resulta: 
A
A X
P
p

 ou pA = XA . P 
 
De modo análogo, dividindo (3) por (4), obteremos: 
 
pB = XB . P 
 
LEI DE DALTON 
 
A pressão exercida por uma mistura de 
gases é igual à soma das pressões 
parciais dos gases componentes. 
 
 
Matematicamente, tem-se: 
BA ppP 
 
 
Exemplo: 
 
Uma mistura dos gases A e B, confinados no 
interior de um cilindro, exerce uma pressão de 10,0 
atm. 
Sabendo que as frações molares dos gases A e B 
são, respectivamente, 0,4 e 0,6, calcule as pressões 
parciais de cada gás. 
 
Dados: 
Pressão da mistura = P = 10,0 atm 
Fração molar do gás A = XA = 0,4 
Fração molar do gás B = XB = 0,6 
Pressão parcial do gás A = pA = ? 
Pressão parcial do gás B = pB = ? 
 
• Cálculo da pressão parcial do gás A: 
 
pA = XA . P = 0,4 . 10 = 4,0 atm 
 
• Cálculo da pressão parcial do gás B: 
 
pB = XB . P = 0,6 . 10 = 6,0 atm 
 
Observe que a soma das pressões parciais dos 
gases A e B (pA + pB = 4,0 + 6,0) é igual à pressão da 
mistura gasosa (10,0 atm) → Lei de Dalton. 
 
VOLUME PARCIAL DE UM GÁS (v) 
 
Volume parcial de um gás numa mistura 
gasosa é o volume que esse gás ocuparia se 
exercesse sozinho a mesma pressão da 
mistura na mesma temperatura. 
 
Considerando a mistura constituída por nA mols do 
gás A e nB mols do gás B, exercendo a pressão P à 
temperatura T, os volumes parciais serão dados por: 
 
para o gás A: P . vA = nA . R . T (5) 
 
 
para o gás B: P . vB = nB . R . T (6) 
 
O volume total da mistura é dado pela equação (4): 
 
P . V = n. R. T (4) 
Dividindo (5) por (4), obteremos: 
 
A
AAAA X
n
n
V
v
n.R.T
.R.Tn
P.V
P.v

 
 
Logo: vA = XA . V 
 
De modo análogo, dividindo (6) por (4), obteremos: 
 
vB = XB . V 
 
LEI DE AMAGAT 
 
O volume ocupado por uma mistura de 
gases é igual à soma dos volumes 
parciais dos gases componentes. 
 
 
Matematicamente, tem-se: 
BA vvV 
 
 
Exemplo: 
 
Uma mistura dos gases CO2 e H2, confinados no 
interior de um cilindro, ocupa um volume de 5,0 litros. 
Sabendo que as frações molares dos gases CO2 e 
H2 são, respectivamente, 0,8 e 0,2, calcule os volumes 
parciais de cada gás. 
 
Dados: 
Volume da mistura = V = 5,0 litros 
Fração molar do gás CO2 = X
2CO
 = 0,8 
Fração molar do gás H2 = X
2H
 = 0,2 
Volume parcial do gás CO2 = v
2CO
 = ? 
Volume parcial do gás H2 = v
2H
 = ? 
• Cálculo do volume parcial do gás CO2: 
 
v
2CO
 = X
2CO
 . V = 0,8 . 5 = 4,0 L 
• Cálculo do volume parcial do gás H2: 
 
v
2H
 = X
2H
 . V = 0,2 . 5 = 1,0 L 
 
Observe que a soma dos volumes parciais dos 
gases CO2 e H2 (v
2CO
+ v
2H
= 4,0 + 1,0) é igual ao 
volume da mistura gasosa (5,0 L) → Lei de Amagat. 
 
DENSIDADE DOS GASES 
 
 Densidade Absoluta ou Massa Específica (d) 
 
Densidade absoluta de um gás, a dada 
temperatura e pressão, é o quociente 
entre a massa do gás e o seu volume. 
 
 
Matematicamente, tem-se: 
V
m
 d 
 
 
Como uma mesma massa de gás pode ocupar 
infinitos volumes, a densidadeabsoluta do gás varia 
com a pressão e com a temperatura. 
Determinando a densidade absoluta do gás em 
função das condições de pressão e temperatura em 
que ele se encontra, da equação de Clapeyron, 
teremos: 
 
P.V=n.R.T ou 
.R.T
M
m
P.V 
 
 M = massa molar do gás 
 
 
6 
6 
 
 
R.T
P.M
V
m
.R.T
V
m
P.M 
 
R.T
P.M
d 
 
 
Exemplo: 
 
Calcular a densidade absoluta do gás oxigênio, O2, 
a 27 °C e 2 atmosferas de pressão. (Massa molar do 
O2 = 32 g/mol). 
 
Dados: 
P = 2 atm 
T = 27 °C = 300 K 
M = 32 g/mol 
R = 0,082 atm.L.K
-1
.mol
-1
 
Resolução: 
0,082.300
2.32
R.T
P.M
 d 
= 
 
d = 2,6 g/L 
 
 Densidade Relativa (dA,B) 
 
Densidade relativa de um gás A em 
relação a um gás B é o quociente entre as 
densidades absolutas do gás A e do gás 
B, estando ambos nas mesmas 
condições de pressão e de temperatura. 
 
Matematicamente, tem-se: 
B
A
BA,
d
d
d 
 
 
Considerando os gases A e B nas mesmas 
condições de P e T, teremos: 
 
para o gás A: 
R.T
P.M
d
A
A 
 
 
para o gás B: : 
R.T
P.M
d
B
B 
 
 
Aplicando a definição de densidade relativa, obtém-
se: 
B
A
B
A
B
A
BA,
M
M
R.T
P.M
R.T
P.M
d
d
d 
  
B
A
BA,
M
M
d 
 
 
Exemplo: 
 
Calcular a densidade do gás oxigênio, O2, em 
relação à densidade do gás hidrogênio, H2. (Massas 
molares, em g/mol: O2 = 32; H2 = 2) 
 
Dados: 
2g/molM
32g/molM
2
2
H
O


 
Resolução: 
2
32
M
M
d
2
2
22
H
O
H,O 
 = 16 
 
Isto significa que a densidade do gás O2 é 16 vezes 
maior que a densidade do gás H2. 
 
DIFUSÃO E EFUSÃO DOS GASES 
 
Difusão gasosa é o processo espontâneo de 
disseminação de um gás no interior de outro 
originando uma mistura homogênea. 
 
Efusão gasosa é a passagem espontânea das 
moléculas gasosas através de pequenos orifícios. 
 
LEI DE GRAHAM 
 
Estudando os fenômenos de difusão e de efusão 
dos gases, Graham enunciou a seguinte lei 
experimental: 
 
As velocidades de difusão e efusão de 
dois gases, nas mesmas condições de 
pressão e de temperatura, são 
inversamente proporcionais às raízes 
quadradas de suas densidades absolutas. 
 
Matematicamente, tem-se: 
A
B
B
A
d
d
v
v

 
 
Como 
A
B
A
B
M
M
d
d

, resulta 
A
B
B
A
M
M
v
v

 
 
Da análise da Lei de Graham pode-se concluir que: 
 
A velocidade de difusão ou de efusão de um gás 
será tanto maior quanto menor for sua massa 
molar. 
 
Exemplo: 
 
Em determinadas condições de temperatura e de 
pressão, a velocidade de difusão do O2(g) é de 7 cm/s. 
Nas mesmas condições, qual será a velocidade de 
difusão do H2(g)? (Massas molares, em g/mol: O2 = 32; 
H2 = 2) 
 
Dados: 
cm/s7v
g/mol2M
g/mol32M
2O
2
H
2
O


 
Resolução: 
2H
2O
2O
2H
M
M
v
v


2
32
7
v
2
H

 
 
2
Hv
 = 28 cm/s 
 
 
 
E X E R C Í C I O S 
 
01. No gráfico abaixo estão representadas 
transformações ocorridas em gases. 
 
 
 
P
V
I
II
III
 
 Assinale a alternativa que relaciona corretamente 
a representação gráfica ao tipo de transformação. 
 a) I. Isotérmica; II. Isobárica; III. Isocórica. 
 b) I. Isobárica; II. Isotérmica; III. Isocórica. 
 c) I. Isocórica; II. Isobárica; III. Isotérmica. 
 d) I. Isotérmica; II. Isocórica; III. Isobárica. 
 e) I. Isobárica; II. Isocórica; III. Isotérmica. 
 
 
 
7 
7 
02. Analise as afirmações abaixo. Assinale como 
resposta a soma correspondente às afirmações 
corretas. 
01) Volumes iguais de gases diferentes, à mesma 
temperatura e pressão, possuem número 
igual de moléculas; esta é a chamada 
hipótese de Avogadro. 
02) À mesma temperatura, o volume de uma 
determinada quantidade de gás é diretamente 
proporcional à sua pressão. 
04) Num mesmo volume, a pressão exercida por 
uma quantidade de gás é inversamente 
proporcional à sua temperatura. 
08) O volume ocupado por 1 mol de um gás a 0 °C 
e pressão de 1 atm chama-se volume molar. 
16) Numa transformação isotérmica, a 
temperatura permanece constante. 
32) Uma transformação isobárica é regida pela lei 
de Boyle-Mariotte. 
 
03. Ao sair de viagem, o motorista calibrou os pneus 
de seu veículo colocando no seu interior duas 
atmosferas de pressão, num dia quente (27 °C). 
Ao chegar ao destino mediu novamente a pressão 
dos pneus e encontrou 2,2 atmosferas. 
Considerando-se desprezível a variação de 
volume, a temperatura do pneu, ao final da 
viagem, era de: 
 a) 660 °C 
 b) 57 °C 
 c) 330 °C 
 d) 272 °C 
 e) 26,7 °C 
 
04. Reduzindo-se à metade a pressão exercida sobre 
15 cm
3
 de ar, à temperatura constante, o novo 
volume ocupado em cm3 é: 
 a) 30 cm
3
 
 b) 7,5 cm
3
 
 c) 15 cm
3
 
 d) 45 cm
3
 
 e) 60 cm
3
 
 
05. Um menino deixou escapar um balão contendo 
2,0 litros de gás hélio, a 20 °C e pressão de 2,0 
atm. Quando atingir uma altura onde sua pressão 
for 0,5 atm e sua temperatura, 10 °C, o volume do 
balão, em litros, será: 
 a) 0,50 
 b) 3,86 
 c) 4,50 
 d) 7,72 
 e) 8,28 
 
06. Certo gás, inicialmente a 0 °C, tem sua 
temperatura aumentada para 27 °C e sua pressão 
duplicada. Nessas circunstâncias, a relação entre 
o volume final e o volume inicial do gás é, 
aproximadamente: 
 a) 1 
 b) 2 
 c) 0,55 
 d) 0,33 
 e) 0,25 
07. 2,2 g de um gás estão contidos em um recipiente 
de volume igual a 1,75 L, a uma temperatura de 
77 °C e pressão de 623 mmHg. O gás confinado 
nesse recipiente pode ser: 
 (Massas atômicas: H= 1; C = 12; N = 14; O = 16; S 
= 32) 
 01) NO 
 02) CO2 
 04) H2S 
 08) C3H8 
 16) SO2 
 32) N2O 
 
08. A pressão exercida por 4 mols de um gás 
submetido a 35 °C e ocupando um volume de 15,3 
litros é: 
 a) 4,2 atm 
 b) 4,0 atm 
 c) 6,6 atm 
 d) 6,4 atm 
 e) 5,2 atm 
 
09. Em relação às transformações esquematizadas, 
com n mols de gás ideal, é correto afirmar que: 
2 L4 L
P1
P2 P3
T1 = 300 K T2 = 600 K T3 = 600 K T4 = 900 K
I II III
2 L2 L
P1
 
 01) A transformação I é isométrica. 
 02) A transformação II é isobárica. 
 04) A transformação III é isovolumétrica. 
 08) A relação entre as pressões é: P1 < P2 < P3. 
16) A transformação I é regida pela lei de Gay-
Lussac. 
32) A transformação III é regida pela lei de Boyle-
Mariotte. 
 
10. Com relação aos gases perfeitos e às leis que 
regem seus comportamentos, pode-se afirmar 
que: 
01) Á temperatura constante, o volume de uma 
determinada quantidade de gás é diretamente 
proporcional à pressão aplicada. 
02) A volume constante, a pressão exercida por 
uma determinada quantidade de gás é 
inversamente proporcional à sua temperatura. 
04) Volumes iguais de gases diferentes, à mesma 
temperatura e pressão, possuem o mesmo 
número de moléculas. 
08) O volume ocupado por um mol de um gás a 0 
°C e pressão de 1 atm chama-se volume 
molar. 
16) A curva de uma isoterma indica que a pressão 
e o volume são grandezas diretamente 
proporcionais. 
 
11. Um recipiente de aço de volume V1, contém ar 
comprimido na pressão P1. Um segundo recipiente 
de aço de volume V2 contém ar menos 
comprimido na pressão P2. Ambos os cilindros 
 
 
8 
8 
 
estão na mesma temperatura ambiente. Caso os 
dois cilindros sejam interligados por uma 
tubulação de volume desprezível, a pressão final 
em ambos os cilindros será igual a: 
 a) (V1.P1 + V2.P2)/(V1 + V2) 
 b) (V1.P2 + V2.P1)/(V1 + V2) 
 c) (V1.P1 + V2.P2)/(P1+ P2) 
 d) (V1.P2 + V2.P1)/(P1 + P2) 
 e) (P1/V1 + P2/V2) . 21.VV 
 
12. Dois frascos exatamente iguais, contendo gases 
que não reagem entre si, são colocados em 
contato, de modo que os gases possam fluir 
livremente de um frasco para outro. Admitindo-se 
que não há variação de temperatura e que a 
pressão inicial do gás A é o triplo da pressão inicial 
do gás B, a pressão de equilíbrio é: 
 a) 2/3 da pressão inicial de A. 
 b) o dobro da pressão inicial de A. 
 c) metade da pressão inicial de B. 
 d) metade da pressão inicial de A. 
 e) quatro vezes a pressão inicial de B. 
 
13. Numa mistura gasosa, a fração molar do gás 
oxigênio é igual a 0,4. Sendo a pressão total da 
mistura igual a 5 atm, a pressão parcial do gás 
oxigênio é: 
 a) 0,2 atm 
 b) 5 atm 
 c) 6 atm 
 d) 0,8 atm 
 e) 2 atm 
 
14. Em um recipiente, cuja capacidade é de 5,0 litros, 
misturam-se 2,8 g de N2(g) e 1,6 g de O2(g). A 
pressão total, em atm, da mistura, a 27 °C é igual 
a: (Massas molares, em g/mol: N = 14; O = 16) 
 a) 0,738 
 b) 0,066 
 c) 1,476 
 d) 0,133 
 e) 7,38 
 
15. Temos um recipiente com N2 puro e outro com O2 
puro. Volumes e pressões iniciais estão 
assinalados no esquema abaixo. 
 
 N2
 1 atm
3 litros
 O2
 5 atm
2 litros
 mesma
temperatura 
 
 Abrindo a torneira que separa os dois gases e 
mantendo-se a temperatura, a pressão interna 
estabiliza-se no valor de: 
 a) 6,00 atm 
 b) 3,00 atm 
 c) 2,60 atm 
 d) 2,50 atm 
 e) 2,17 atm 
 
16. Em um recipiente está contida uma mistura de 5,6 
g de N2(g) com 6,4 g de O2(g). A pressão total da 
mistura é de 2,5 atm. Nestas condições, a pressão 
parcial do N2(g) na mistura é: 
 (Massas molares, em g/mol: N2 = 28; O2 = 32) 
 a) 
atm2,5
0,4
0,2

 
 b) 
atm2,5
0,2
0,4

 
 c) 0,2 . 2,5 atm 
 d) 0,4 . 2,5 atm 
 e) (0,2 + 0,4) . 2,5 atm 
 
17. Se o sistema representado abaixo for mantido a 
uma temperatura constante e se os três balões 
possuírem o mesmo volume, após se abrirem as 
válvulas A e B, a pressão total nos três balões 
será: 
 
 
H2
3 atm
vácuo
He
9 atm
A B
 
 
 a) 3 atm 
 b) 4 atm 
 c) 6 atm 
 d) 9 atm 
 e) 12 atm 
 
18. Um recipiente, sob pressão total de 3 atm, contém 
5,6 g de CO e 0,8 g de H2. A pressão parcial de 
cada gás é, respectivamente: 
 (Massas molares, em g/mol: H2 = 2,0; CO = 28,0) 
 a) 2 atm e 1 atm 
 b) 0,5 atm e 2,5 atm 
 c) 1 atm e 2 atm 
 d) 2,5 atm e 0,5 atm 
 e) 2,625 atm e 0,375 atm 
 
19. Num balão de 200 litros de capacidade, mantido à 
temperatura constante de 300 K, são colocados 
110 litros de nitrogênio a 5,00 atm e 57 °C, 80,0 
litros de oxigênio a 2,50 atm e –23 °C e 50,0 litros 
de neônio a 3,20 atm e 47 °C. A pressão total da 
mistura gasosa, em atm, é: 
 a) 4,45 
 b) 5,00 
 c) 5,70 
 d) 7,50 
 e) 9,90 
 
20. Dois balões indeformáveis (I e II), à mesma 
temperatura, contêm, respectivamente, 10 L de N2 
a 1 atm e 20 L de CO a 2 atm. Se os dois gases 
forem reunidos no balão I, a pressão total da 
mistura será: 
 a) 1 atm 
 b) 2 atm 
 c) 3 atm 
 d) 4 atm 
 e) 5 atm 
 
21. Num cilindro contendo uma mistura de gás 
oxigênio (O2) e gás argônio (Ar), s pressão total é 
de 10 atm. Sabendo-se que a pressão parcial do 
oxigênio é 5 vezes maior do que a pressão parcial 
 
 
9 
9 
do argônio no cilindro, o valor da relação 
:é
gemargôniodemassa
gemoxigêniodemassa
 
 (Massas molares, em g/mol: O2 = 32,0: Ar = 40,0) 
 a) 2 
 b) 3,5 
 c) 4 
 d) 5 
 e) 6,3 
 
22. A densidade de um gás é 1,96 g/L, medida nas 
CNTP. A massa molecular desse gás é: 
 a) 43,80 
 b) 47,89 
 c) 49,82 
 d) 51,32 
 e) 53,22 
 
23. Sabe-se que, nas mesmas condições de pressão 
e temperatura, as massas molares de gases são 
diretamente proporcionais às respectivas 
densidades. Assim, quando a densidade de CH4 
for igual a 0,80 g/L, a do CO2, nas mesmas 
condições, será igual a: 
 (Massas molares: CH4=16 g/mol; CO2=44 g/mol) 
 a) 1,1 g/L 
 b) 2,2 g/L 
 c) 3,3 g/L 
 d) 4,4 g/L 
 e) 5,5 g/L 
 
24. Nas mesmas condições de pressão e 
temperatura, a densidade do hidrogênio em 
relação ao ar é: (massa molar do ar = 28,9 g/mol) 
 a) 0,01 
 b) 0,03 
 c) 0,05 
 d) 0,07 
 e) 0,09 
 
25. Comparando as densidades dos gases abaixo, 
nas CNTP, qual deles é o melhor para encher um 
balão que deve subir na atmosfera? Considere 
que: 
• densidade do ar = 1,29 g/L (CNTP) 
• 
molarvolume
molarmassa
gásumdedensidade 
 
• massas molares (g/mol): H = 1; C = 12; N = 14; 
 O = 16; Cℓ = 35,5 
a) CO2 
b) O3 
c) N2 
d) Cℓ2 
e) CH4 
 
26. Uma porção de gás pode ser aquecida sob 
pressão ou volume constantes. Como irá variar a 
densidade do gás em cada uma destas maneiras 
de aquecimento? 
 
 Pressão constante Volume constante 
a) aumenta não varia 
b) aumenta diminui 
c) não varia aumenta 
d) diminui diminui 
e) diminui não varia 
 
27. Um reservatório contém um gás cuja densidade é 
0,0707 g/L a uma temperatura T pouco superior a 
400 K e a uma pressão P mmHg, numericamente 
igual a T. O gás em questão pode ser: (massas 
molares, em g/mol: H= = 1; C = 12; N = 14; O = 
16; S = 32) 
 01) N2O 
 02) CO 
 04) CH4 
 08) CO2 
 16) SO2 
 32) C3H8 
 
28. A densidade absoluta do gás carbônico, CO2, nas 
CNTP é: (Massas molares, em g/mol: C = 12; O = 
16) 
 a) 1,00 g/L 
 b) 1,96 g/L 
 c) 2,24 g/L 
 d) 22,40 g/L 
 e) 4,48 g/L 
 
29. O hidrogênio (H2) atravessa um pequeno orifício 
com velocidade igual a 18 L/min, a dada pressão e 
temperatura. A velocidade com que o oxigênio 
(O2) atravessará o mesmo orifício, nas mesmas 
condições será, em L/min: (Massas molares, em 
g/mol: H2 =2; O2 = 32) 
 a) 4,5 
 b) 5,0 
 c) 5,4 
 d) 6,0 
 e) 8,0 
 
30. Um recipiente com orifício circular contém os 
gases Y e Z. A massa molecular do gás Y é 4 e a 
massa molecular do gás Z é 36. A velocidade de 
escoamento do gás Y será maior, face à do gás Z, 
de: 
 a) 12 vezes. 
 b) 10 vezes. 
 c) 9 vezes. 
 d) 8 vezes. 
 e) 3 vezes. 
 
31. A velocidade de difusão do gás hidrogênio é igual 
a 27 km/min, em determinadas condições de 
pressão e temperatura. Nas mesmas condições, a 
velocidade de difusão do gás oxigênio, em km/h, é 
de: 
(Massas atômicas: H = 1; O = 16) 
a) 4 km/h. 
b) 108 km/h 
c) 405 km/h 
d) 240 km/h 
e) 960 km/h 
 
32. Numa sala fechada, foram abertos ao mesmo 
tempo três frascos que continham, 
respectivamente, gás amoníaco (NH3), dióxido de 
enxofre (SO2) e sulfeto de hidrogênio (H2S). Uma 
pessoa que estava na sala, à igual distância dos 
três frascos, sentiu o efeito desses gases na 
seguinte ordem: (massa molares, em g/mol: H = 1; 
N = 14; O = 16; S = 32) 
 
 
10 
10 
 
 a) H2S, NH3 e SO2. 
 b) H2S, SO2 e NH3. 
 c) NH3, H2S e SO2. 
 d) NH3, SO2 e H2S. 
 e) SO2, NH3 e H2S. 
 
33. Amadeo Avogadro sugeriu a hipótese conhecida 
hoje como lei que “volumes iguais de gases 
diferentes sob as mesmas condições de 
temperatura e pressão possuem o mesmo número 
de moléculas”. Sobre Avogadro e sobre gases, é 
correto afirmar: 
 (Massas molares, em g/mol: H = 1; C = 12; Fe = 
56; Xe = 131) 
01) Dois recipientes fechados idênticos contendo 
hidrogênio (H2) e etano (C2H6), a 25 
o
C e 2 
atm de pressão interna, possuem a mesma 
massa. 
02) O número de moléculas dos gases desses 
recipientes (proposição anterior) é idêntico. 
04) A quarta parte do número de Avogadro de 
moléculas de hidrogênio estará presente em 
um frasco de 5,6 L nas CNTP. 
08) Um número de Avogadro de átomos de gás 
xenônio possui massa igual a 1,31 x 10
-1
 kg. 
16) Um número de Avogadro de moléculas de gás 
buteno (C4H8) possui a mesma massa que 
um número de Avogadro de átomos de ferro. 
 
34. Julgue os itens: 
01) O gráfico abaixopode representar o 
comportamento de um gás ideal, desde que n 
e T sejam constantes. 
 
P
V
 
02) Se a densidade de um gás é 1,160 g/L, nas 
condições normais, a massa molecular do gás 
é 25,98. 
04) O oxigênio, quando submetido a altas 
pressões e baixas temperaturas, comporta-se 
como gás ideal. 
08) 
 Gás A Gás B 
 
 As amostras dos gases A e B ocupam um 
volume V a 25 
o
C e pressão de uma 
atmosfera. Pode-se concluir corretamente que 
as massas de A e B são iguais. 
16) 
 
 
 
 
 I II III 
As amostras contidas em I, II e III estão todas 
a 25 
o
C. Ao transferi-las para um único 
recipiente de um litro, mantendo-se a 
temperatura de 25 
o
C, a pressão final será de 
quatro atmosferas. 
32) A uma dada temperatura, a velocidade média 
das moléculas de hidrogênio (M = 2 g/mol) é 
maior que a velocidade média das moléculas 
de oxigênio (M = 32 g/mol). 
 
35. Considere os seguintes dados: 
• O ar atmosférico é uma mistura gasosa. Cem 
litros (100 L) desta mistura contêm aproximada-
mente: 78,085% de N2; 20,948% de O2; 0,934% 
de Ar; 0,032% de CO2 e 0,002% de outros 
gases. 
• Devido aos efeitos da poluição, outros 
constituintes também podem ser encontrados, 
como poeira, fumaça e dióxido de enxofre. 
• Para a separação de gases de uma mistura, 
utiliza-se o processo de liquefação, seguido de 
uma destilação fracionada. Esse procedimento 
é empregado, por exemplo, na obtenção de O2 
utilizado nos hospitais. 
• Massas atômicas: O = 16; C = 12. 
Com base neles, é correto afirmar que: 
01) a liquefação é um processo físico e pode ser 
obtida com o aumento da pressão do sistema. 
02) considerando-se um balão contendo 1 litro de 
ar atmosférico `temperatura ambiente, a 
pressão parcial do N2 é menor que a pressão 
parcial do O2. 
04) na mesma temperatura e pressão, volumes 
iguais de N2 e O2 irão conter o mesmo 
número de moléculas. 
08) a 0 
o
C e 1 atm (CNTP), o volume molar do 
CO2 é 44,8 L. 
16) a presença de poluentes sólidos faz com que a 
mistura homogênea se transforme em 
heterogênea. 
 
 
 
 
G A B A R I T O 
 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 
0 x A 25 B A D C 42 C 28 
1 12 A A E A C A B C A 
2 E C A B D E E 41 B A 
3 E C C 30 35 21 
 
 
MASSAS ATÔMICAS E MOLECULARES 
 
  Unidade de Massa Atômica (u) 
 Uma unidade de massa atômica corresponde a 
1/12 da massa do átomo isótopo mais comum do 
elemento carbono, o carbono-12. Equivale a 1,66 x 
x 10
-24
 g. 
Átomo de C-12
1/12 da massa do C-12 = 1 u = 1,66 x 10
-24
 g 
 
 
  Massa Atômica de um Átomo 
 Massa atômica de um átomo é a sua massa 
expressa em u, e indica quantas vezes a massa 
desse átomo é maior que 1/12 da massa do C-12. 
 
V = 1L 
P = 1 atm 
N2 
V = 1L 
P = 2 atm 
O2 
V = 2L 
P = 1 atm 
H2 
 
 
11 
11 
Exemplos: 
 
• A massa atômica do Cℓ
35
 é 35,0 u. Isso significa que 
um átomo de Cℓ
35
 tem uma massa 35 vezes maior que 
1/12 da massa do carbono-12. 
 
• A massa atômica do O
16
 é 16,0 u. Isso significa que 
um átomo de O
16
 tem uma massa 16 vezes maior que 
1/12 da massa do carbono-12. 
 
  Massa Atômica de um Elemento 
 Massa atômica de um elemento é a média 
ponderada das massas atômicas de seus isótopos. 
 
Exemplo: 
 
O elemento cloro é constituído por dois isótopos: 
 
Isótopos Massa 
Atômica 
Ocorrência 
Cℓ
35
 35,0 u 75,4% 
Cℓ 
37
 37,0 u 24,6% 
 
A massa atômica do elemento cloro será: 
 



100
24,6)x(37,075,4)x(35,0
clorodoMA
35,5 u 
 
As massas atômicas dos elementos são fornecidas 
pela Classificação Periódica. 
 
 Massa Molecular 
 Massa molecular é a massa de uma molécula 
expressa em u, e indica quantas vezes a massa da 
molécula é maior que 1/12 da massa do C-12. 
 
A massa molecular é obtida pela soma das massa 
atômicas de todos os átomos presentes em uma 
molécula. 
Exemplo: Massa molecular do ácido sulfúrico, H2SO4. 
 
Massas Atômicas Massa Molecular 
 H = 1 u H: 2 x 1u = 2 u 
 S = 32 u S: 1 x 32u = 32 u 
 O = 16 u O: 4 x 16u = 64 u 
 98 u 
 
• A massa molecular do H2SO4 é 98 u. Isso significa 
que uma molécula de H2SO4 tem uma massa 98 vezes 
maior que 1/12 da massa do carbono-12. 
 
Para substâncias iônicas, não é correto falar em 
massa molecular pelo fato de que essas substâncias 
não apresentam moléculas. Nesse caso, se usa a 
expressão massa-fórmula. 
 
Exemplo: Massa-fórmula do sulfato de sódio, Na2SO4. 
 
Massas Atômicas Massa-Fórmula 
 Na = 23 u Na: 2 x 23u = 46 u 
 S = 32 u S: 1 x 32u = 32 u 
 O = 16 u O: 4 x 16u = 64 u 
 142 u 
 
  Mol 
Mol é a quantidade de matéria que contém 6,02 x 
10
23
 partículas. 
O número 6,02 x 10
23
 é denominado número ou 
constante de Avogadro ou constante de Avogadro. 
 Assim: 
 
1 mol de átomos são 6,02 x 10
23
 átomos; 
1 mol de moléculas são 6,02 x 10
23
 moléculas; 
1 mol de cátions são 6,02 x 10
23
 cátions; 
1 mol de elétrons são 6,02 x 10
23
 elétrons. 
 
 Massa Molar 
Massa molar é a massa de um mol de partículas, 
ou seja, é a massa de 6,02 x 10
23
 partículas. 
 Sua unidade é o grama.mol
-1
 (g/mol). 
 
 a) Massa molar de um elemento 
É a massa de um mol de átomos (6,02 x 10
23
 
átomos) desse elemento. 
A massa molar de um elemento é numericamente 
igual à sua massa atômica expressa em g/mol. 
 
 Exemplos: 
 
Elemento Massa Atômica Massa Molar 
H 1,0 u 1,0 g/mol 
O 16,0 u 16,0 g/mol 
Aℓ 27,0 u 27,0 g/mol 
Fe 56,0 u 56,0 g/mol 
Zn 65,5 u 65,5 g/mol 
 
 b) Massa molar de uma substância 
 É a massa de um mol de moléculas (6,02 x 10
23
 
moléculas) dessa substância. 
 
A massa molar de uma substância é 
numericamente igual à sua massa molecular expressa 
em g/mol. 
 
 Exemplos: 
 
Substância 
Massa 
Molecular 
Massa Molar 
H2O 18,0 u 18,0 g/mol 
C2H5OH 46,0 u 46,0 g/mol 
H2SO4 96,0 u 96,0 g/mol 
C12H22O11 342,0 u 342,0 g/mol 
 
 Para substâncias iônicas, tem-se: 
 
Substância 
Massa 
Fórmula 
Massa Molar 
NaCℓ 58,5 u 58,5 g/mol 
KOH 56,0 u 56,0 g/mol 
Na2SO4 142,0 u 142,0 g/mol 
Aℓ2(SO4)3 342,0 u 342,0 g/mol 
 
 Número de mols (n) - Quantidade de Matéria 
É a relação entre a massa (m) de uma amostra de 
um elemento ou de uma substância e sua massa 
molar (M). 
 
M
m
n 
 
 
 
  Lei de Avogadro 
 
Volumes iguais de quaisquer gases, quando nas 
mesmas condições de pressão e temperatura, 
possuem o mesmo número de moléculas. 
 
 
 Exemplo: 
 
 
12 
12 
 
 
gás NH3gás H2 gás CO2
Volume V Volume V Volume V
Temperatura T
Pressão P Pressão P Pressão P
Temperatura T Temperatura T 
n moléculas n moléculas n moléculas
 
 
 Volume Molar 
 
Volume molar é o volume ocupado por um mol de 
moléculas de qualquer substância, em qualquer 
estado físico. 
 
 Caso particular: Volume molar para substâncias 
no estado gasoso. 
 
Lembrando que: 
• um mol de moléculas são 6,02 x 10 
23
 moléculas; 
• a Lei de Avogadro, na forma invertida, diz: “o 
mesmo número de moléculas, de quaisquer gases, 
ocupa o mesmo volume, quando nas mesmas 
condições de pressão e temperatura”; 
 
conclui-se que: 
• um mol demoléculas de quaisquer gases, ocupa 
o mesmo volume, quando nas mesmas condições de 
pressão e temperatura. 
 
Observações experimentais determinam que o 
volume ocupado por um mol de moléculas de qualquer 
substância, no estado gasoso, é de 22,4 litros em 
CNTP (T = 0°C = 273 K; P = 1 atm = 760 mmHg). 
 
 Logo: 
 
 Um mol de moléculas de qualquer gás ocupa o 
volume de 22,4 litros em CNTP. 
 
E X E R C Í C I O S 
 
01. A massa atômica do isótopo Cℓ
37
 é 37,0 u. Isso 
indica que: 
a) o átomo de Cℓ
37
 tem a mesma massa do átomo 
de C
12
. 
b) o átomo de Cℓ
37
 possui 37 vezes mais massa 
que o átomo de C
12
. 
c) o átomo de Cℓ
37
 é 37 vezes mais pesado que o 
átomo de C
12
. 
d) o átomo de Cℓ
37
 possui massa 37 vezes menor 
que a massa do átomo C
12
. 
e) o átomo de Cℓ
37
 possui massa 37 vezes maior 
que 1/12 da massa do C
12
. 
 
02. Um elemento hipotético apresenta os isótopos E
40
, 
E
42
 e E
46
, nas porcentagens de 50%, 30% e 20%, 
respectivamente. A massa atômica do elemento E 
será: 
 a) 42,7 
 b) 42,0 
 c) 40,0 
 d) 41,8 
 e) 46,0 
 
03. A massa de um determinado átomo é 5/6 da massa 
do isótopo 12 do carbono. Qual a sua massa 
atômica? 
 
04. A composição isotópica do neônio, na escala do 
carbono-12, é a seguinte: 
 
Isótopo 
Abundância 
(%) 
10Ne
20
 90,0 
10Ne
21
 1,2 
10Ne
22
 8,8 
 
 A massa atômica média do neônio é: 
 a) 10,475 
 b) 21,920 
 c) 23,624 
 d) 20,188 
 e) 22,830 
 
05. Dados os elementos seguintes e suas respectivas 
massas atômicas: C=12,0; O=16,0; Mg=24,0; 
S=32,0; Cℓ=35,5; Ca=40,0; qual das substâncias 
tem sua massa molecular indicada corretamente? 
 a) óxido de magnésio (MgO) = 48,0 
 b) peróxido de hidrogênio (H2O2) = 18,0 
 c) ácido acético (H3CCOOH) = 70,0 
 d) ácido sulfúrico (H2SO4) = 89,0 
e) cloreto de cálcio dihidratado (CaCℓ2 .2 H2O) = 
= 147,0 
 
06. Em uma amostra de 1,15 g de sódio, o número de 
átomos é igual a: (massa molar do Na = 23 g/mol). 
 a) 6,0 x 10
23
 
 b) 3,0 x 10
23
 
 c) 6,0 x 10
22
 
 d) 3,0 x 10
22
 
 e) 1,0 x 10
22
 
 
07. (FCMSC-SP) Diariamente um indivíduo normal 
elimina pela urina cerca de 0,56 g de ácido úrico 
(C5H4N4O3). Aproximadamente quantas moléculas 
dessa substância são eliminadas? (Massas 
molares: H=1,0 g/mol; C=12 g/mol; N=14 g/mol; 
O=16 g/mol). 
 a) 3,3 x 10
-3
 
 b) 16 
 c) 33 
 d) 2,0 x 10
21
 
 e) 6,0 x 10
23
 
 
08. O número de moléculas existentes em 110 litros de 
gás carbônico, nas CNTP, é igual a: 
 a) 6,02 x 10
23
 
 b) 2,95 x 10
24
 
 c) 8,80 x 10
24
 
 d) 1,47 x 10
24
 
 e) 8.,82 x 10
23 
 
09. O número total de átomos existente em 2,2 g de 
dióxido de carbono é: (massas molares: C=12 
g/mol; O=16 g/mol). 
 a) 3,01 x 10
22
 
 b) 6,02 x 10
23
 
 c) 9,03 x 10
22
 
 d) 3,01 x 10
23
 
 e) 9,03 x 10
23
 
 
 
 
13 
13 
10. O gás hilariante tem fórmula N2O. Em relação a 
esta substância é incorreto afirmar que: (massas 
molares: N=14 g/mol; O=16 g/mol) 
a) a massa de 6,02 x 10
23
 moléculas de N2O é 44 g. 
b) 1 mol de N2O contém 2 mols de átomos de 
nitrogênio. 
c) 1 mol de N2O, nas condições ambientes, ocupa o 
volume de 22,4 litros. 
 d) 1 mol de N2O corresponde a 44 g. 
 e) em uma molécula de N2O existem 3 átomos. 
 
11. Dadas as massas molares: H=1 g/mol; C=12 g/mol; 
O=16 g/mol; S=32 g/mol; Cℓ=35,5 g/mol; é incorreto 
afirmar que: 
a) em 44 g de CO2 têm-se 6,02 x 10
23
 átomos no 
total. 
b) em um mol de moléculas de Cℓ2 têm-se 12,04 x 
10
23
 átomos. 
c) o volume ocupado por 48 g de O3 gasoso, 
medidos nas CNTP, é 22,4 litros. 
d) a massa de 1 mol de moléculas de H2SO4 é 98 
g. 
e) 22,4 litros de HCℓ gasoso, medidos nas CNTP, 
correspondem à massa de 36,5 g. 
 
12. Com referência ao gás amoníaco, NH3, é incorreto 
afirmar: 
(massas molares: H=1 g/mol; N=14 g/mol). 
a) 1 mol de gás amoníaco contém 6,0 x 10
23
 
moléculas. 
b) 1 mol de gás amoníaco ocupa um volume de 
22,4 litros nas CNTP. 
c) 1 mol de gás amoníaco contém 6,0 x 10
23
 
átomos de nitrogênio. 
d) 1 mol de gás amoníaco contém 3 átomos de 
hidrogênio. 
e) 17 g de gás amoníaco contém 2,4 x 10
24
 átomos. 
 
13. Em um laboratório químico, determinado 
pesquisador solicitou alguns reagentes químicos do 
almoxarifado, recebendo as seguintes porções: 
 I. 3 mols de átomos de hélio; 
 II. 2 mols de átomos de lítio; 
 III. 1,204 x 10
23
 moléculas de trióxido de enxofre; 
 IV. 0,2 mol de carbonato de cálcio; 
 V. 37 g de amônia. 
 No total, quantos gramas o pesquisador recebeu? 
 (Massas molares: He=4 g/mol; Li=7 g/mol; C=12 
g/mol; O=16 g/mol; S=32 g/mol; Ca=40 g/mol). 
 
14. O número de átomos de hidrogênio existentes em 
2,0 mols de hidróxido de amônio, NH4OH, é: 
 a) 1,204 x 10
24
 
 b) 4,819 x 10
24
 
 c) 6,02 x 10
23
 
 d) 6,02 x 10
24
 
 e) 4,816 x 10
23
 
 
15. O volume ocupado por 2,0 x 10
25
 moléculas de um 
gás ideal, em CNTP, é aproximadamente: 
a) 1204 litros 
b) 744 litros 
c) 300 litros 
d) 186 litros 
e) 36,6 litros 
 
16. Supondo comportamento de gás ideal, assinale a 
opção que indica, aproximadamente, a massa em 
gramas de 1,0 litro de C3H8,nas CNTP. 
 (Massas molares: H=1 g/mol; C=12 g/mol) 
 a) 2 x 10
-3
 
 b) 0,5 
 c) 2 
 d) 22,4 
 e) 44 
 
17. A concentração de íons fluoreto em uma água de 
uso doméstico é de 5,0 x 10
-5
 mol/litro. Se uma 
pessoa tomar 3,0 litros dessa água por dia, ao fim 
de um dia, a massa de fluoreto, em miligramas, que 
essa pessoa ingeriu é igual a: (massa molar do 
fluoreto=19,0 g/mol) 
 a) 0,9 
 b) 1,3 
 c) 2,8 
 d) 5,7 
 e) 15 
 
18. O peso de um diamante é expresso em quilates. 
Um quilate, que é dividido em 100 pontos, equivale 
a 200 miligramas. O número de átomos de carbono 
existente em um diamante de 25 pontos é de: 
 (Massa molar do carbono = 12 g/mol; n.º de 
Avogadro = 6,0 x 10
23
) 
 a) 25 x 10
20
 
 b) 200 x 10
23
 
 c) 50 x 10
23
 
 d) 25 x 10
23
 
 e) 50 x 10
20
 
 
19. Uma das formas de medir o grau de intoxicação por 
mercúrio em seres humanos é a determinação de 
sua presença nos cabelos. A OMS estabeleceu que 
o nível máximo permissível, sem risco para a 
saúde, é de 50 ppm, ou seja, 50 x 10
-6
 g de 
mercúrio, por grama de cabelo. Nesse sentido, 
pode-se afirmar que essa quantidade de mercúrio 
corresponde a: (massa molar do Hg=200 g/mol). 
 a) 1,5 x 10
17
 átomos de Hg. 
 b) 1,5 x 10
23
 átomos de Hg. 
 c) 2,5 x 10
6
 átomo de Hg. 
 d) 150 bilhões de átomos de Hg. 
 e) 100 milhões de átomos de Hg. 
 
20. Uma liga que contém 75% de ouro, 12,5% de prata 
e 12,5% de cobre (% em massa) pode ser 
chamada de ouro 18 quilates. Dadas as massas 
molares: Au=197 g/mol; Ag=108 g/mol; Cu=63,5 
g/mol; pergunta-se: 
 • Em 1 g dessa liga qual é a massa real de ouro? 
• Nessa liga existem mais átomos de prata ou de 
cobre? 
 a) 7,5 g Au; Ag. 
 b) 0,075 g Au; Ag. 
 c) 0,75 g Au; Cu. 
 d) 0,75 g Au; Ag. 
 e) 0,075 g Au; Cu. 
 
 
R E S P O S T A S 
01. E 02. D 03. 10 04. D 05. E 06. D 07. D 08. B 09. C 
10.C 11. A 12. D 13. 99 14. D 15. B 16. C 17. C 18. A 
19. A 20. C 
 
 
 
14 
14 
 
ESTEQUIOMETRIA 
 
 COEFICIENTES DE UMA EQUAÇÃO QUÍMICA EQUILIBRADA 
E O MOL 
 
 Os coeficientes de uma equação química 
equilibrada descrevem proporções fixas em número de 
moléculas entre as espécies participantes da reação. 
 
 4 NH3(g) + 5 O2(g)  4 NO(g) + 6 H2O(g) 
 4 moléculas 5 moléculas 4 moléculas 6 moléculasde amônia de oxigênio de monóxido de água 
 de nitrogênio 
 Os coeficientes de uma equação química 
equilibrada descrevem também proporções fixas em 
termos de mols de espécies participantes da reação. 
 
 4 NH3(g) + 5 O2(g)  4 NO(g) + 6 H2O(g) 
 4 mols de 5 mols de 4 mols de 6 mols de 
 moléculas de moléculas de moléculas de moléculas de 
 amônia oxigênio monóxido de água 
 nitrogênio 
A partir do número de mols das espécies participantes, 
podemos obter informações adicionais a respeito da 
reação. 
 
Equação equilibrada 4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g) 
n.
o
 mols 4 mols 5 mols 4 mols 6 mols 
massa (g) 4 x 17 g 5 x 32 g 4 x 30 g 6 x 18 g 
n.
o
 moléculas 4 x 6,02 x 10
23 
 5 x 6,02 x 10
23 
 4 x 6,02 x 10
23
 6 x 6,02 x 10
23 
volume (L) nas CNTP 4 x 22,4 L 5 x 22,4 L 4 x 22,4 L 6 x 22,4 L 
 
 Usando estas informações, é possível efetuar 
cálculos baseados em equações químicas. 
 
 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 
 
 Cálculo Estequiométrico ou Estequiometria é o 
cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos 
envolvidos numa reação química e efetuado com o 
auxílio da equação química correspondente. 
 
 Ao efetuar cálculos estequiométricos obedecer os 
seguintes passos: 
1. Escrever a equação da reação química 
mencionada. 
2. Balancear essa equação (acertar os coeficientes). 
3. A partir dos coeficientes da equação química 
balanceada obter informações que permitam 
estabelecer uma regra de três envolvendo os dados 
do problema. 
 
Exemplo 1: Um operário faz diariamente a limpeza do 
piso de mármore de um edifício com ácido muriático 
(nome comercial do ácido clorídrico). Como se sabe, o 
ácido ataca o mármore desprendendo gás carbônico 
segundo a equação: 
 
CaCO3 + 2 HCℓ  CaCℓ2 + H2O + CO2 
 mármore 
 
Supondo que em cada limpeza ocorra reação de 50 g 
de mármore, calcule o volume (litros) de gás carbônico 
formado por dia, nas CNTP. 
(Massa molar do CaCO3 = 100 g/mol, volume molar 
gasoso, nas CNTP = 22,4 L). 
 
Resolução: 
Escreva a equação química balanceada da reação 
ocorrida. 
Sublinhe as substâncias envolvidas no cálculo, 
escrevendo, abaixo de cada uma, as quantidades que 
serão trabalhadas (mol, massa, volume em CNTP, 
moléculas......) 
Estabeleça uma regra de três entre o dado e a 
pergunta do problema. 
 
1 CaCO3 + 2 HCℓ → 1 CaCℓ2 + 1 H2O + 1 CO2 
1 mol 1 mol 
↓ ↓ 
Massa Volume 
100 g 22,4 L 
50 g x 
 
x = 11,2 L CO2 
 
Exemplo 2: Quantos gramas de vapor d’água se 
formam na decomposição de 0,1 mol de nitrato de 
amônio segundo a equação: 
NH4NO3  N2O + 2 H2O? 
(Massas molares, em g/mol: H=1; N=14; O=16) 
Resolução: 
Massa molar do H2O = 18 g/mol 
 
1 NH4NO3  1 N2O + 2 H2O 
1 mol 2 mol 
↓ ↓ 
mol massa 
1 mol 2 x 18 g 
0,1 mol x 
 
x = 3,6 g H2O 
 
 CASOS PARTICULARES DE CÁLCULOS 
ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
 • Reagente em excesso 
 
 Quando o problema fornece a quantidade de dois 
reagentes é provável que um deles apresente excesso 
ao fim da reação. È necessário determinar o 
reagente responsável pelo excesso. 
 
Exemplo 3: Para fazer a combustão de 2,4 g de 
magnésio dispõe-se de 3,0 g de oxigênio. Ocorrida a 
reação, pede-se determinar: (massas molares, em 
g/mol: O=16; Mg=24). 
a) a massa e o reagente em excesso; 
b) a massa de óxido de magnésio formada. 
 
Resolução: 
A equação química balanceada da reação ocorrida é: 
2 Mg + 1 O2 → 2 MgO 
 
Massas molares (g/mol): Mg = 24; O2 = 32; MgO = 40. 
 
 
6 
6 
 
 
a) Determinação do reagente em excesso. 
 Tome a massa fornecida de um dos reagentes e, 
através desta, calcule a massa do outro reagente que 
será necessária à reação. 
 Tomando a massa de magnésio, tem-se: 
 
2 Mg  1 O2 + 2 MgO 
2 mol 1 mol 
↓ ↓ 
massa massa 
2 x 24 g 32 g 
2,4 g x 
x = 1,6 g O2 
 
 Isto significa que para reagir com 2,4 g de 
magnésio, são necessários 1,6 g de oxigênio. 
 Como foi fornecida a massa de 3,0 g de oxigênio, 
conclui-se que esse reagente está em excesso. A 
massa de oxigênio em excesso é igual a (3,0 g – 1,6 
g) 1,4 g. 
 
b) Cálculo da massa de óxido de magnésio formada. 
 Para calcular a massa de óxido de magnésio 
formada, efetuar o cálculo utilizando a massa do 
reagente que será totalmente consumido. No caso, 
utilizar a massa de magnésio. 
 
2 Mg  1 O2 + 2 MgO 
2 mol 2 mol 
↓ ↓ 
massa massa 
2 x 24 g 2 x40 g 
2,4 g x 
 
x = 4,0 g MgO 
 
 • Porcentagem de pureza 
 
 O problema envolve uma amostra de determinada 
porcentagem de pureza. É necessário determinar a 
quantidade de substância pura na amostra, pois esta é 
que participará da reação 
 
Exemplo 4: A decomposição térmica do CaCO3 se dá 
de acordo com a equação: 
CaCO3  CaO + CO2 
 Quantas toneladas de óxido de cálcio serão 
produzidos através da decomposição de 100 toneladas 
de carbonato de cálcio com 90% de pureza? (Massas 
molares, em g/mol: Ca=40; O=16; C=12). 
 
Resolução: 
Cálculo da massa pura de CaCO3: 
 
90% CaCO3 puro 
10% impureza
100 t da amostra 
 
100% amostra  100 t 
90% amostra  x = 90 t = 9,0 x 10
7
 g 
 
Cálculo da massa de CaO formada: 
 
Massas molares (g/mol): CaCO3 = 100; CaO = 56. 
 CaCO3  1 CaO + 1 CO2 
1 mol 1 mol 
↓ ↓ 
massa massa 
100 g 56 g 
9,0 x 10
7
 g y 
 
y = 5,04 x 10
7
 g = 50,4 t CaO 
 
 • Rendimento 
 
 É comum uma reação química produzir uma 
quantidade de produto inferior à prevista pela equação 
química correspondente. Neste caso, afirma-se que o 
rendimento da reação não foi total. 
 
Exemplo 5: A combustão de 36 g de grafite (C) 
provocou a formação de 118,8 g de gás carbônico. 
Qual foi o rendimento da reação? (Massas molares, 
em g/mol: C=12; O=16). 
 
Resolução: 
Massas molares (g/mol): C = 12; CO2 = 44. 
 
A equação química balanceada da reação ocorrida é: 
 
1 C + 1 O2 → 1 CO2 
 
Supondo rendimento de 100% para a reação, calcula-
se a massa de CO2 que seria formada. 
 
1 C + 1 O2  1 CO2 
1 mol 1 mol 
↓ ↓ 
massa massa 
12 g 44 g 
36 g x 
 
x = 132 g CO2 
 
Esta seria a massa de CO2 formada se o rendimento 
da reação fosse de 100%. Como a massa real obtida 
foi de 118,8 g de CO2, através de regra de três, 
calcula-se o rendimento real da reação. 
 
132 g CO2  100% de rendimento 
118,8 g CO2  y 
 
y = 90% rendimento 
 
 
• Volume gasoso fora das CNTP 
 
 Utilizar a equação de Clapeyron: P.V = n.R.T 
 
 onde P = pressão (atm ou mmHg) 
 V = volume (litros) 
 n = n.º mols do gás 
 R = constante dos gases perfeitos 
 T = temperatura (kelvin) 
 
Valores de R: R = 0,082 atm.l/K.mol 
 R = 62,3 mmHg.l/K.mol 
 
Exemplo 6: Calcular o volume de oxigênio, em litro, 
obtido na decomposição de 3,38 g de BaO2, medido à 
temperatura de 27°C e pressão de 1 atm. (Massas 
molares, em g/mol: Ba=137; O=16). 
BaO2  BaO + ½ O2 
Resolução: 
Com o auxílio da equação química balanceada, 
calcula-se o número de mols do gás. 
Massa molar BaO = 169 g/mol. 
 
 
7 
7 
1 BaO2  1 BaO + ½ O2 
1 mol ½ mol 
↓ ↓ 
massa mol 
169 g 0,5 mol 
3,38 g n 
 
n = 0,01 mol 
 
A seguir, calcula-se o volume de gás correspondente a 
esse número de mol, utilizando a equação de 
Clapeyron. 
Sendo P = 1 atm, T = 27 
o
C e R = 0,082 atm.L/K.mol, 
tem-se:P.V = n.R.T 
1 . V = 0,01 . 0,082 . 300 
V = 0,246 L de O2 
 
 
 
E X E R C Í C I O S 
 
01. Alguns foguetes são propulsionados através da 
combustão de hidrazina, N2H4, na presença de 
tetróxido de dinitrogênio, N2O4. Os produtos da 
combustão são nitrogênio, N2, e água, H2O. Esta 
reação de combustão pode ser representada pela 
seguinte equação química balanceada: 
2 N2H4(l) + N2O4(l)  3 N2(g) + 4 H2O(ℓ) 
Baseado na interpretação desta equação, 
assinale a alternativa incorreta: (massas 
molares, em g/mol: N=14; H=1; O=16). 
a) Sempre que uma molécula de N2H4 reage, há 
formação de duas moléculas de H2O. 
b) Dois mols de N2H4 reagem com um mol de 
N2O4, levando à formação de três mols de N2 e 
quatro mols de H2O. 
c) Duas moléculas de N2H4 reagem com uma 
molécula de N2O4, levando à formação de três 
moléculas de N2 e quatro moléculas de H2O. 
d) A 0°C e 1 atm, para cada 67,2 litros de N2 
formados reagiram 32 gramas de N2H4. 
e) Quando 92 gramas de N2O4 reagem, há 
formação de 84 gramas de N2. 
 
02. 19,2 g de hidróxido de sódio reagem com ácido 
fosfórico. Considerando neutralização total, a 
massa de sal obtida é, em g: (H=1; O=16; Na=23; 
P=31). 
3 NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3 H2O 
 a) 78,72 
 b) 26,24 
 c) 39,38 
 d) 18,88 
e) 22,56 
 
03. Na reação completa de 1,5 x 10
23
 moléculas de 
hidrogênio (H2) com flúor (F2) segundo a equação 
H2 + F2  2 HF, quantos gramas de HF são 
produzidos? (massas molares, em g/mol: H=1; 
F=19; número de Avogadro=6 x 10
23
) 
 a) 0,5 
 b) 2,0 
 c) 5,0 
 d) 10,0 
 e) 40,0 
 
04. O número de átomos de alumínio que devem 
reagir com excesso de solução aquosa de ácido 
clorídrico a fim de produzir 16,8 litros de gás 
hidrogênio, em CNTP, é: 
 a) 23,7 . 10
22
 
 b) 3,01 . 10
23
 
 c) 2,70 . 10
23
 
 d) 2,24 . 10
23
 
 e) 1,204 . 10
24
 
 
05. Fazendo-se reagir 5 g de hidrogênio com 28 g de 
nitrogênio, obtém-se gás amônia (NH3), sobrando 
parte de um dos reagentes. A massa, em gramas, 
que sobrou e a fórmula do reagente é: (N=14; 
H=1) 
 a) 1,10 g de H2 
 b) 4,67 g de N2 
 c) 23,33 g de N2 
 d) 2,00 g de H2 
 e) 4,67 g de H2 
 
06. Qual a quantidade máxima de carbonato de cálcio 
que pode ser preparada a partir da mistura de 2 
mols de carbonato de sódio e 3 mols de cloreto 
de cálcio de acordo com a equação: 
Na2CO3 + CaCl2  2 NaCl + CaCO3? 
 (Massas molares, em g/mol: C=12; O=16; Ca=40) 
 a) 100 g 
 b) 200 g 
 c) 300 g 
 d) 400 g 
 e) 500 g 
 
07. Numa reação de combustão completa do enxofre 
obtém-se gás sulfuroso, cuja equação é: 
S(s) + O2(g)  SO2(g) 
 O volume, em litros, de SO2, medido nas CNTP, 
quando 5,0 kg de enxofre, com 80% de pureza, 
reagem, é: (massa molar do enxofre = 32 g/mol). 
 a) 2800 
 b) 2240 
 c) 3200 
 d) 1120 
 e) 8960 
 
08. Uma amostra de ferro impuro, com massa de 84 
g, foi atacada por ácido clorídrico em excesso, 
produzindo cloreto ferroso e 26,88 litros de gás 
hidrogênio, nas CNTP. O teor de ferro na amostra 
atacadas é igual, em %, a: (massa molar do ferro 
= 56 g/mol). 
 a) 45 
 b) 50 
 c) 80 
 d) 89,6 
 e) 20 
 
09. O número de toneladas de ácido sulfúrico que 
poderia ser produzido por dia, através dum 
processo que usa 3,2 toneladas por dia de SO2, 
com uma eficiência de conversão de 70% é, 
aproximadamente: 
 Dados: massas molares, em g/mol: H=1; O=16; 
S=32. 
 Equação química: SO2 + ½ O2 + H2O  H2SO4 
 
 
8 
8 
 
 a) 4,9 t/dia 
 b) 49 t/dia 
 c) 3,4 t/dia 
 d) 34 t/dia 
 e) 9,8 t/dia 
 
10. Para produzir ácido fosfórico e monóxido de 
mononitrogênio, fez-se reagir completamente 0,25 
g de fósforo vermelho (P) com ácido nítrico 
concentrado e algumas gotas d’água de acordo 
com a equação: 
3 P + 5 HNO3 + 2 H2O  3 H3PO4 + 5 NO 
 A massa de ácido fosfórico obtida foi de 0,49 g. O 
rendimento do processo foi de: (massas molares, 
em g/mol:P=31; O=16; H=1). 
 a) 62% 
 b) 13% 
 c) 54% 
 d) 31% 
 e) 87% 
 
11. Na reação CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g), o 
volume, em litros, de gás carbônico obtido na 
temperatura de 580 K e 152 mmHg de pressão, 
quando se decompõe 5 g de carbonato é de: 
(C=12. O=16: Ca=40). 
 a) 523,16 
 b) 13,51 
 c) 11,89 
 d) 5,00 
 e) 1,35 
 
12. No processo chamado fermentação alcoólica, o 
microrganismo levedura converte o açúcar glicose 
(C6H12O6) em álcool e CO2, de acordo com a 
equação: 
C6H12O6  2 C2H5OH + 2 CO2(g) 
 Partindo-se de 18 g de açúcar, à pressão de uma 
atmosfera a 30°C, será produzido: (H=1; C=12; 
O=16). 
 a) 9,2 g de CO2 
 b) 8,8 g de C2H5OH 
 c) 4,97 litros de CO2 
 d) 3,01 x 10
23
 moléculas de CO2 
 e) 2,0 x 10
22
 moléculas de C2H5OH 
 
13. Tratando-se 40 litros de gás nitrogênio com 90 
litros de gás hidrogênio, pergunta-se qual o 
volume obtido de gás amoníaco, admitindo-se 
que o rendimento da reação seja de 50%, a 
temperatura constante? 
 a) 120 litros 
 b) 40 litros 
 c) 30 litros 
 d) 33 litros 
 e) 60 litros 
 
14. Se na reação 
CO2 + NaOH  Na2CO3 + H2O 
 utilizarmos 200 g de soda cáustica, com 90% de 
pureza em hidróxido de sódio e com rendimento 
da reação igual a 85%, a massa, em gramas, do 
carbonato de sódio obtido será: (H=1; C=12; 
O=16; Na=23). 
 a) 238,5 
 b) 180 
 c) 430,8 
 d) 248,6 
 e) 202,7 
 
15. O “gás de água” é uma mistura equimolecular de 
monóxido de carbono e hidrogênio obtida na 
reação entre carvão aquecido e vapor d’água. 
Qual é, a 27°C e 1140 mmHg, o volume deste gás 
obtido a partir de 30 kg de carvão com 80% de 
pureza? 
 (Massa molar do carbono = 12 g/mol; constante 
universal dos gases perfeitos (R) = 62,3 
mmHg.l/K.mol). 
 a) 65.579 litros 
 b) 81.973 litros 
 c) 32.789 litros 
 d) 40.986 litros 
 e) 89.600 litros 
 
 
R E S P O S T A S 
01. D 02. B 03. D 04. B 05. B 
06. B 07. A 08. C 09. C 10. A 
11. C 12. C 13. C 14. E 15. A