Reações Químicas

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ÍNDICE ANALÍTICO 
 
 
QUANTIDADES EM QUÍMICAS ................................................ 2	
  
UNIDADE PADRÃO EM QUÍMICA ................................................. 2	
  
VOLUME PADRÃO DOS GASES ..................................................... 3	
  
EQUAÇÃO DE ESTADO DOS GASES PERFEITOS ....................... 4	
  
EQUAÇÕES QUÍMICAS: MÉTODO DAS TENTATIVAS ................ 5	
  
REAGENTES EM SOLUÇÃO LÍQUIDA E UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO 5	
  
TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS .................................................... 6	
  
REGRA .............................................................................................. 6	
  
ENERGIA TÉRMICA ENVOLVIDA NAS REAÇÕES QUÍMICAS .... 8	
  
 
 
 
 
 
 
2 
 
QUANTIDADES EM QUÍMICAS 
 
UNIDADE PADRÃO EM QUÍMICA 
As massas atômicas relativas fornecem idéia de quanto os átomos de um elemento são mais 
“pesados” do que os átomos de outros elementos. A partir das massas atômicas relativas, mesmo 
sem saber a quantidade absoluta de átomos é possível saber a relação entre as massas dos 
elementos. Como essa proporção é válida para qualquer quantidade, desde sextilhões de átomos até 
entre dois átomos, é possível medi-la em uma ordem de grandeza macroscópica (g, Kg, mg, etc.), 
pois a proporção se mantém constante. Isto possibilita a manipulação em laboratórios, com 
instrumentos como balanças, provetas, etc. 
Por exemplo: ao se preparar o monóxido de carbono, não é possível “pesar” um átomo de 
carbono e um de oxigênio, pois qualquer quantidade mensurável de oxigênio ou de carbono contém 
um número muito grande de átomos. Todavia, com base nas massas atômicas (12,0116 para o 
carbono e 16,0000 para o oxigênio) sabe-se que um átomo de carbono é 12,0116/16,0000 vezes tão 
“pesado” quanto um átomo de oxigênio. Suponhamos que temos uma quantidade qualquer definida 
de átomos de carbono e um igual número de átomos de oxigênio. O conjunto de átomos de carbono 
é 12,0116/16,0000 vezes tão “pesado” quanto o conjunto de átomos de oxigênio. Reciprocamente, 
qualquer massa de carbono que seja 12,0116/16,0000 vezes tão grande quanto uma dada massa de 
oxigênio conterá tantos átomos de carbono quantos são os átomos de oxigênio nessa massa. Assim: 
12,0116 g de carbono contêm o mesmo número de átomos que em 16,0000 g de oxigênio; 12,0116 
Kg de carbono contêm o mesmo número de átomos que em 16,0000 Kg de oxigênio; da mesma 
forma, 12,0116 mg de carbono contêm o mesmo número de átomos que em 16,0000 mg de 
oxigênio. Em outras palavras, tais massas podem ser tomadas em gramas, quilogramas, miligramas 
ou qualquer outra unidade de medida de massa. Generalizando, quando tomamos massas iguais as 
massas atômicas relativas de diferentes elementos, haverá sempre o mesmo número de átomos. 
Porém qual a unidade de massa mais seria mais conveniente para se trabalhar em 
laboratórios, em indústrias, etc? Em analogia, qual a unidade mais conveniente para se medir a 
distância entre duas cidades? E entre duas casas? E entre duas carteiras de sala de aula? E, para se 
medir o diâmetro de uma proveta? 
 Por razões de tamanho adequado de amostra, os químicos do séc. XIX preferiram como 
unidade de massa, o grama. Então, se o oxigênio fosse o elemento de referência, poderia se adotar 
16,0000g como padrão de massa. A partir de então, bastaria determinar o número de átomos 
contido nessa massa para se ter uma unidade-padrão 1. Esse valor passou a ser denominado mais 
tarde de número de Avogadro, simbolizado pela letra “N0”. Pelo princípio das massas relativas, 
qualquer elemento que tivesse sua massa relativa expressa em gramas teria o mesmo número de 
átomos. Assim, as massas relativas dos elementos expressas em uma unidade de massa tais como: 
16,0000g de oxigênio; 12,0116g de carbono; 1,0080g de hidrogênio, 35,4570g de cloro, etc., 
conteriam sempre a mesma quantidade átomos. 
 Se o valor de N0 fosse conhecido, seria fácil determinar a massa de um átomo! Ou, se fosse 
conhecido o valor da massa absoluta de um átomo de qualquer elemento, seria possível calcular o 
valor de N0. Como analogia, um exemplo cotidiano pode nos ajudar a entender melhor este 
raciocínio: “Ao trabalhar no laboratório, na indústria, etc., não se manipula com 1, 2, 3 átomos, pois 
eles são infinitamente pequenos”. Como não é possível ver os átomos, não é prático nem adequado 
contá-los. Cereais como o feijão que são quatrilhões de vezes maiores que os átomos, não são 
contados. Ninguém chega a um supermercado e diz: "quero 8.520 feijões!” Ao invés, pedirá: “quero 
1Kg de feijão”, pois é algo mais fácil de se medir. 
 
 
 
 
 
1 Desde a 11ª Conferência Geral de Pesos e medidas (CGPM), do Sistema Internacional de Unidades (SI), realizada em 1971, o padrão de massa 
passou a ser 0,012. 000.000Kg de Carbono-12. A unidade-padrão passou a ser denominada “mol”. 
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Questões para discussão: 
1 - Quantos grãos de feijão há em 1Kg? Qual o melhor método de sabê-lo? 
2 – Onde há mais grãos: em 1Kg de feijão, em 1Kg de arroz ou em 1Kg de alpiste? Discuta a 
questão. 
3 – Se tivermos 100grãos de feijão e 100grãos de arroz onde haverá maior massa? E com 1.000.000 
de grãos de feijão e 1.000.000 de grãos de arroz a proporção em massa se mantém? 
4 - Se tivermos massas iguais de substâncias diferentes, como alumínio, ferro e cobre a quantidade 
de átomos será igual? Compare com a atividade dos grãos no frasco. 
5 – Agora, se tivermos quantidades iguais de átomos de substâncias diferentes, por exemplo: 1023 
átomos de Al(s), 1023 átomos de Fe(s), 1023 átomos de Cu(s), as massas serão iguais? 
 
Durante longo tempo os químicos trabalharam com o conceito de unidade-padrão sem saber a 
sua magnitude (número de átomos, moléculas, etc), por razão da dificuldade em determinar a 
massa absoluta dos átomos. 2 Aliás a, própria mudança do elemento padrão H = 1,0000 para O = 
16,0000 implica na mudança do número de átomos na nova unidade-padrão. 
 
Em situações em que as substâncias não são monoatômicas (simples ou compostas), como é 
o caso da água, as unidades elementares são moléculas (H2O) e não átomos como o caso do carbono 
(C(s)). Nesse caso deve-se encontrar a massa atômica relativa da molécula de água: 
 
H2O = (2 x 1,0080 + 1 x 16,0000) = 18,0160. 
 
A massa molecular relativa da água é 18,0160, ou seja: uma molécula de água “pesa” 
18,0160/16,0000 vezes tão “pesado” quanto um átomo de oxigênio ou 18,0160 vezes 1 unidade de 
massa atômica, u. Expressando esta massa relativa em unidades de massa tal como o grama, 
teremos 18,0160g; que seria a massa adotada de 1 unidade-padrão de água. Sabe-se que nesta 
massa de água (18,0160g) há tantas “N” moléculas, quantos “N” átomos de oxigênio há em 
16,0000g da substância oxigênio, mesmo que não se saiba o valor de “N”. 
 
 
 
 
VOLUME PADRÃO DOS GASES 
Nas condições normais de temperatura e pressão ou CNTP (1 atmosfera ou 760 mmHg e 
20oC) uma unidade padrão de qualquer gás (2,0158g de H2, 32,0000g de O2, 44,0110g de CO2,, 
28,0200g de N2, CH4, etc.) foi experimentalmente determinada, ocupando um volume aproximado 
de 22,4 litros, sendo o assim chamado volume padrão. A Tabela 5.3 apresenta os volumes padrão 
observados de alguns gases. Obtém-se o valor para o gás ideal a partir de medidas executadas em 
gases a altas temperaturas e baixas pressões (onde o comportamento de um gás se aproxima das 
condições ideais), extrapolando-se para as condições normais de pressão e temperatura pelo 
emprego das leis de Boyle e de Charles. Para os três primeiros gases da tabela a concordância com 
o valor ideal é bastante satisfatória. Mesmo no caso do dióxido de carbono, a diferença entre os dois 
valores é menor que 1%. Conseqüentemente, daqui por diante consideraremos o volume padrão de 
qualquer gás, em CNPT, igual a 22,4 litros. O exemplo que damos a seguir mostra como o volume 
padrão pode ser usado para determinar massas e fórmulas moleculares.2 Após o assunto isótopos, com a determinação da massa absoluta dos átomos será calculado o valor a número de Avogadro, N0. 
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Tabela 5.5 – VOLUMES PADRÃO NAS CNTP 
 
Gás Fórmula Volume padrão, litros. 
Hidrogênio H2 22,432 
Nitrogênio N2 22,403 
Oxigênio O2 22,392 
Dióxido de carbono CO2 22,263 
Gás ideal -- 22,414 
 
 Fora das CNTP utilizamos a equação de Clapeyron para os gases. Veremos a seguir uma demonstração de como se chega a esta equação. 
 
 
 
EQUAÇÃO DE ESTADO DOS GASES PERFEITOS 
As leis de Boyle e de Charles podem ser combinadas com o princípio de Avogadro para dar 
uma relação geral entre volume, pressão, temperatura e quantidade de matéria (n) de um gás. Tal 
relação geral é chamada equação de estado porque indica como variam V, P, T e n, quando um gás 
passa de um estado para outro. No caso de um gás ideal, a equação de estado pode ser deduzida da 
seguinte maneira: de acordo com a lei de Boyle, V é inversamente proporcional a P; conforme a lei 
de Charles, V é diretamente proporcional a T; pelo princípio de Avogadro, V é diretamente 
proporcional a n. De maneira mais exata, empregando-se o símbolo ∝ para a expressão 
“proporcional", podemos escrever: 
 
V ∝ 1/P. Quando T e n são constantes. 
V ∝ T Quando P e n são constantes. 
V ∝ n Quando T e P são constantes. 
 
Ou, agrupando as três expressões: 
 
V ∝ 1
P
 n . T 
 
Escrita em forma de expressão matemática, a relação geral fica assim: 
 
V = R.n.T 1
P
 (22) 
 
 
onde R é a constante de proporcionalidade, sendo chamada constante universal dos gases. Os gases 
reais nem sempre se comportam exatamente conforme esta equação, por isso são introduzidos 
fatores de correção na equação. 
 
 
Nas CNTP, isto é, P = 1 atm, T = 0 ºC, n = 1 mol, V = 22,4 litros, qual o valor de R? Encontre o 
valor de R nas CNTP, usando agora, P = 760 mm Hg. 
 
 
 
 
 
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EQUAÇÕES QUÍMICAS: MÉTODO DAS TENTATIVAS 
As equações químicas indicam uma relação mínima de moléculas ou outras estruturas (íons, 
átomos, fórmulas) envolvidas nas reações. O número real destas estruturas é sempre muito grande 
quando se faz uma reação química, mesmo com pequenas quantidades de substâncias. Para uma 
correta representação de uma equação química é de fundamental importância conhecer de antemão 
as fórmulas corretas das substâncias, tanto de reagentes, como dos produtos da reação. Por 
exemplo, na reação do Mg(s) com HCl(aq): 
 
1 Mg(s) + 2 HCl(aq). → 1 H2(g) + 1 MgCl2(aq) 
 
 
 Pode-se ler esta equação da seguinte forma: 1 átomo de magnésio reage com 2 moléculas de 
ácido clorídrico, formando 1 molécula de hidrogênio e 2 moléculas de cloreto de hidrogênio. Isto é 
correto, porém na prática tem pouco significado, pois não é possível manipular 1 átomo, ou 2 
moléculas. Ao trabalhar com unidade padrão (u.p.), atualmente mol, esta equação química terá 
significado prático, pois como visto, o mol está relacionado a quantidades mensuráveis em 
aparelhos de laboratório, como massa, volume, etc. A proporção em unidade-padrão é a mesma das 
estruturas microscópicas (átomos, íons, moléculas, etc.), ou seja: 1 átomo de magnésio reage com 
duas "moléculas" de ácido clorídrico... então, 1 unidade-padrão de magnésio (N átomos de Mg) 
reagirá com 2 unidades-padrão de ácido clorídrico (2N moléculas de HCl)... 
 
Equação 1 Mg(s) + 2 HCl(aq) → 1 H2(g) + 1 MgCl2(aq) 
Quantidade de matéria 1 mol 2 mol 1 mol 1 mol 
Unidades elementares N Átomos 2N moléculas N moléculas N fórmulas 
Massa 24,3050g 2. (36,4609)g 2,0158g 95,2110g 
 
Para solucionar equações químicas, então: 
 a) Monte a equação da reação, com as fórmulas corretas das substâncias e balanceie-a; 
 b) Estabeleça as relações em quantidade de matéria (unidades-padrão ou molar) e as 
quantidades de unidades elementares; 
 c) Estabeleça as relações em massa e, calcule as massas em questão. 
 
 
 
REAGENTES EM SOLUÇÃO LÍQUIDA E UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO 
 Muitas reações químicas, tanto em condições controladas (laboratório, indústria...), quanto 
no mundo ao nosso redor, são realizadas com reagentes (ou solutos) dissolvidos em um solvente, tal 
como a água, é o que se denomina soluções. Nos organismos animais e vegetais, por exemplo, há 
sempre um fluido como o sangue ou a linfa que transportam nutrientes até as células, onde ocorrem 
reações seqüenciais chamadas de metabolismo. As soluções podem ter composições variáveis, ou 
seja, podem existir diferentes razões entre as quantidades do solvente, presente em maior proporção 
e do soluto, presente em menor proporção. 
Usa-se o termo concentração para descrever as quantidades relativas de soluto e solvente em 
uma solução. As concentrações dos reagentes aceitas pela IUPAC – União Internacional de 
Química Pura e Aplicada - são expressas em concentração do soluto B em mol/dm3 ou mol/L. Há 
outras formas de expressar concentração, que serão vistas no estudo mais detalhado sobre soluções. 
 
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TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS 
As reações podem acontecer de três maneiras, ou seja, por: combinação, eliminação e 
substituição de elementos nas fórmulas das substâncias. As reações de combinação, também são 
conhecidas como adição ou síntese, as de eliminação como decomposição e as de substituição se 
subdividem em simples-troca e dupla-toca. Todavia, reações como as de combustão, fermentação 
aeróbica, muitas de oxirredução, etc., não se encaixam nesta classificação. 
 
1. REAÇÕES DE COMBINAÇÃO ENTRE SUBSTÂNCIAS ELEMENTARES: C + O2 à CO2 
2. REAÇÕES DE DUPLA-TROCA. 
Formação de precipitado (ver tabela de solubilidade) 
 
Tabela de Solubilidade em água 
 
ÍON REGRA EXCEÇÃO 
Metais alcalinos 
(Li+, K+, Na+) Solúveis - 
Amônio (NH4+) Solúveis - 
NO3- (nitratos) Solúveis - 
NO2- (nitritos) Solúveis Pouco solúvel: Ag+ e Hg22+ 
ClO- (hipoclorito) Solúveis - 
MnO4- (permanganato) Solúveis - 
SO42- (sulfato) Solúveis 
Ca2+, Ba2+, Sr2+ e Pb2+ 
Pouco solúveis: Ag+ e Hg22+ 
F- (fluoreto) Insolúveis Ag+, NH4+ ,Cu++, Pb++ e alcalinos 
Br- (brometo) Solúveis Ag+, Pb2+, Hg2+, Hg22+, Cu+ 
Cl- (cloreto) Solúveis Ag+, Pb2+, Hg22+, Cu+ e Au+ 
I- (iodeto) Solúveis Ag+, Pb2+, Hg2+, Hg22+ e Cu+ 
CN- (cianetos) Insolúveis NH4
+ e alcalinos 
Pouco sol.: alcalinos terrosos 
SCN- (tiocianato) Solúveis Ag+, Pb2+, Hg22+, Cu+, Cd2+ 
Fe(CN)6 3- (ferricianeto) Insolúveis 
NH4+ e alcalinos 
Pouco sol.: alcalinos terrosos 
Fe(CN)6 4- (ferrocianeto) Insolúveis 
NH4+ e alcalinos 
Pouco sol.: alcalinos terrosos 
CH3COO- (acetato) Solúveis Pouco solúvel: Ag+ e Hg22+ 
S-- (sulfeto) Insolúveis NH4
+ e alcalinos 
Pouco sol.: alcalinos terrosos 
CO32- (carbonato) Insolúveis NH4+, K+ , Na+, Li+, Rb+ e Cs+ 
HCO3- (bicarbonato ou 
Hidrogenocarbonato) Solúveis Fe
2+, Fe3+ e alcalinos terrosos 
PO43- (fosfato) Insolúveis NH4+ e alcalinos 
C2O42- (oxalato) Insolúveis NH4+ e alcalinos 
CrO42- (cromato) Insolúveis NH4+ e alcalinos 
OH- (hidróxidos) Insolúveis Alcalinos, Ba
2+ , Sr2+ , NH4+ 
Pouco sol.: Ca2+ 
 
Baseando-se na solubilidade dos compostos, prever a formação de precipitados, escrevendo a 
a equação iônica. 
1. Pb(NO3)2(aq) + CaCl2(aq) → 
2. CuSO4(aq) + 2 NaOH(aq) → 
3. Na2SO4(aq) + Ba(OH)2(aq) → 
4. Ca(OH)2(aq) + Al2(SO4)3(aq) → 
5. FeCl2(aq) + Li2SO4(aq) → 
6. KBr(aq) + Na2CO3(aq) → 
 
 
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REAÇÕES DE DUPLA-TROCA: PRODUTO POUCO IONIZÁVEL e/ou INSTÁVEL 
 
Pode-se saber se um ácido é forte ou fraco pela sua constante de ionização, Ka (assunto que será 
visto no estudo de equilíbrios químicos). Também pode-se saber pelo grau de ionização (α), que 
são valores experimentais e dependem da concentração, da temperatura e da pressão quando a 
substância é gasosa e se encontra dissolvida no solvente (água). 
 
 α = n° de moléculas ionizadas 
 n° total de moléculas dissolvidas 
 
Para a concentração 1 mol / L, temperatura de 0°C e pressão de 1 atmosfera, os valores de α são: 
 HI = 95% HBr = 93,5% HCl = 92,5% 
 HF = 8,5% H2S = 0,076% HCN = 0,008% 
 HNO3 = 92% H2SO4 = 61% H2SO3 = 30% 
 H3PO4= 27% H3BO3 = 0,075% H3CO3 = 0,036% 
 HC2H3O2 = 0,424% NH4OH = 0,424% H2C6H6O6 = 0,707% 
 
 
Questão - Na reação: 
NaCN(aq) + HCl(aq) → HCN ↑ + NaCl(aq) 
 ac. forte → ac. Fraco 
Onde há mais íons livres na solução de HCl ou na solução de HCN? Então qual o sentido da reação: 
aquele da formação do HCl, ou de formação do HCN? 
 
Baseando-se no grau de ionização dos compostos, preveja se acontece ou não a reação. Caso 
ela aconteça monte a equação molecular. 
1. Na2S(aq) + HCl(aq) → 
2. H3PO4(aq) + NaCl(aq) → 
 
 
SUBSTÂNCIAS VOLÁTEIS E/OU INSTÁVEIS NO EQUILÍBRIO 
Ânions Reações Observações 
CO3-- 2 H 
+ +CO3
--
↔ H2CO3 ↔ H2O + CO2 Ocorre desprendimento de CO2, gás incolor e inodoro, 
porque o H2CO3 é instável e se decompõe. 
SO3-- 2 H 
+ + SO3
--
↔ H2SO3↔H2O + SO2 Ocorre desprendimento de SO2, gás incolor e 
asfixiante, porque o H2SO3 formado é instável. 
S2O3-- 2H
+ + S2O3
-- 
↔ H2S2O3↔ H2O+SO2 
H2S2O3 ↔ H2SO3 + S 
 H2SO3 ↔ H2O + SO2 
Ocorre formação de enxofre e desprendimento de SO2, 
porque as substâncias formadas são instáveis. Não é 
uma reação instantânea. Pode ser acelerada por 
aquecimento. 
S-- 2 H + + S-- ↔ H2S O gás desprendido tem cheiro repugnante (de ovo 
podre) e é altamente tóxico. 
CN- 2 H + + CN- ↔ HCN Gás incolor e altamente tóxico. Perigosíssimo, pois, 
antes que se perceba seu cheiro (de amêndoas 
amargas), ele já está presente em doses letais. 
OH- NH4++ OH-↔ NH4OH↔ H2O + NH3 Ocorre desprendimento de NH3, gás amoníaco, 
asfixiante e com cheiro característico. 
 
Na formação de um composto gasoso, as reações entre íons também acontecem sem meio aquoso 
(ou com pequenas quantidades de água). Isto acontece devido a formação de uma substância 
“volátil”, isto é, que se vaporizam com facilidade devido ao seu baixo PoE. Muitas substâncias 
voláteis, além das citadas na tabela acima, são: HF, HCl, HCN, HNO3, (PoE < 90oC), o “ácido” 
8 
 
acético do vinagre (HC2H3O2) e outros. Algumas substâncias, tais como o H2SO4, H3PO4, H2C2O4 
com PoE > 300oC, são considerados fixos, devido as suas dificuldades de evaporem. 
 
 
REAÇÕES DE ADIÇÃO 
 
Casos como: CaO + H2O → Ca(OH)2 
 
São reações de transformação comum na construção civil. E casos como: 
 
CO2 + H2O → H2CO3 
 
São reações corriqueiras do dia-a-dia, no mundo todo. Entretanto, esta reação: 
CaO(s) + CO2g) → CaCO3(s) pode ser vista como duas reações de adição (tais 
como os dois óxidos com água) e uma reação de ácido-base, conforme já visto anteriormente. 
Procure fazê-las, como um sistema de equações, para chegar ao CaCO3. 
 
Por outro lado, a calcinação do calcáreo CaCO3 por aquecimento origina a cal virgem. Procure 
Montar a equação da decomposição térmica do carbonato de cálcio sólido. 
CaCO3(s). → + 
 Δ 
Por analogia, montar a equação da decomposição térmica do sulfato de zinco. 
ZnSO4(s). → + 
 Δ 
Por analogia, montar também a equação da decomposição térmica do sulfato de cobre. 
CuSO4(s). → + 
 Δ 
 
 
 
 
ENERGIA TÉRMICA ENVOLVIDA NAS REAÇÕES QUÍMICAS 
Além das relações ponderais, outro aspecto quantitativo que se deve focalizar é a variação 
de calor que acompanha as reações químicas. O calor libertado ou absorvido na reação entre 
quantidades conhecidas de substâncias pode ser determinado experimentalmente num aparelho 
chamado calorímetro, ilustrado na figura 6.1. Este tipo de calorímetro consiste em uma caixa 
isolada, cheia de água, onde são colocados um termômetro, um agitador e uma bomba calorimétrica 
(ou um tubo V de reação, com terminais denominados A e B). O princípio no qual se baseia o 
funcionamento do calorímetro é o seguinte: a variação de temperatura de certa massa de água 
depende da quantidade de calor adicionado ou retirado. Supondo que a reação na bomba 
calorimétrica, onde há um combustível e excesso de oxigênio, com um fio de ignição (ou no tubo 
V, que ao ser invertido as soluções nos terminais A e B entram em contato e reagem entre si) seja 
exotérmica, esta aquece a água. Medindo-se a temperatura da água antes e depois da reação, pode-
se saber o aumento de temperatura correspondente a uma determinada massa de água. Como 1 
caloria eleva a temperatura de 1 grama de água em 1 °C, pode-se calcular a energia liberada. O 
agitador é usado para assegurar a uniformidade da temperatura da água. 
 
 
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Figura 6.1 – Calorímetro para medida do calor de reação. 
 
 
Suponhamos que, na figura 6.1, haja um tubo V, no lugar da bomba calorimétrica com 
solução de BaCl2 e outra solução de Na2SO4. Quando se misturam soluções de cloreto de bário 
(BaCl2) e sulfato de sódio (Na2SO4), há formação de um precipitado branco de sulfato de bário 
(BaSO4). A reação que se processa é a seguinte: 
 
Ba++ + SO4-- BaSO4(s) 
Em uma dada experiência, observou-se que há formação de 0,100 mols de BaSO4, a 
temperatura variou de 20,123°C para 20,316°C. Sabendo-se que no calorímetro existem 3,000 
quilogramas de água, calcular a quantidade de calor libertado na formação de 1mol de BaSO4, a 
partir de íons Ba++ e SO4--. A elevação de temperatura é de 20,316 – 20,123 ou 0,193°C. Esta 
elevação necessita 0,193 calorias para cada grama de água ou 0,193 x 3.000g = 579cal para 3.000g 
de água. 
Se há liberação de 579 calorias na formação de 0,100 mols de BaSO4, então serão liberadas 
579/0,100 ou 5.790 calorias na formação de 1 mol de BaSO4 (a resposta pode ser dada em 
quilocalorias, dividindo-se 5.790 por 1.000, o que dá 5,79 quilocalorias). O que também pode ser 
calculado pela equação: 
€ 
ΔH = m.c.ΔT (24) 
 
onde ΔH = variação de entalpia ou calor a pressão constante, m = massa da água no calorímetro, c = 
calor específico da água, ΔH = variação de temperatura. 
 
A variação de entalpia que acompanha uma reação química pode ser indicada na equação 
química correspondente. O procedimento usual é especificar a quantidade de calor correspondente à 
equação dada em mols, por exemplo: 
 
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) + 116Kcal 
 
Nesta equação, indica-se que, quando 2mols de hidrogênio no estado gasoso reagem com 
1mol de oxigênio no estado gasoso para formar 2mols de vapor de água, há liberação de 116kcal. 
Isto significa que se liberam 58kcal por mol de H2O(g) formada. 
Nas equações químicas em que se indica a quantidade de calor, é importante especificar o 
estado físico dos reagentes e dos produtos formados. Isto e necessário porque o calor de reação 
depende do estado físico dos reagentes que participam do processo. Assim, a equação: 
 
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) + 135Kcal 
difere da precedente porque a água formada aparece no estado líquido; aqui há liberação de 
67,5kcal por mol de água líquida formada. 
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As reações acima mostram o calor como um dos produtos da mesma, isto é, as reações são 
exotérmicas. Nas reações endotérmicas o calor é absorvido do meio ambiente. Isto pode ser 
indicado incluindo-se o calor do lado esquerdo da equação como se fosse um reagente, ou 
escrevendo·se do lado direito com o sinal negativo. Por exemplo, a transformação de 
hidrogenocarbonato de sódio, NaHCO3, em carbonato de sódio, Na2CO3, é endotérmica. A equação 
respectiva pode ser escrita de duas maneiras: 
 
2NaHCO3(s) + 31Kcal/mol → Na2CO3(s) + CO2(g) + 2 H2O(l) 
ou 
2NaHCO3(s) → Na2CO3(s) + CO2(g) + 2 H2O(l) - 31Kcal/mol 
 
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QUESTÕES E EXERCÍCIOS 
 
UNIDADE PADRÃO EM QUÍMICA 
 
1. Se uma amostra de carbono "pesar" 24,022g. Qual é a quantidade de matéria (n) nesta amostra? 
2. Para um experimento químico necessita-se de 0,2 mol de carbono. Qual é a massa de Carbono 
que deve ser medida? 
3. Para um experimento químico necessita-se de 1/100 mol de ferro. Qual é a massa de ferro deve 
ser medida? 
4. Qual a quantidade de matéria em: 
a) NaCl em 5,845g deste composto? c) O2(g) em 1,6 mg deste composto? 
b) H2SO4 em 490g deste composto?d) Cu(s) em 635,5 mg deste metal? 
5. Para termos a quantidade de 5 mols, qual a massa necessária? 
a) Se a substância for gás hidrogênio? c) Se a substância for água? 
b) Se a substância for gás carbônico? d) Se a substância for sulfato de hidrogênio? 
6. Qual a massa de: 
a) 1 mol de Na2CO3? c) 1/10 de mol de Na2CO3? 
b) 1/2 mol de Na2CO3? d) 1/1000 de mol de Na2CO3? 
 
 
EQUAÇÃO DE ESTADO DOS GASES PERFEITOS 
 
7. Qual a pressão de 0,2 mols de um gás que ocupa um volume de 4 litros, a 54°C? 
 
 
REAÇÕES E EQUAÇÕES QUÍMICAS – ESTEQUIOMETRIA 
 
8. Na reação: 1 Mg(s) + 2 HCl (aq). → 1 H2(g) + 1 MgCl2(aq) 
Se dobrarmos a quantidade de magnésio na reação, isto é, tendo 2 mol, ou 48,6100 g de Mg, qual 
a massa de ácido clorídrico necessário para que a reação seja completa? Justifique. 
9. Na reação estequiométrica do Mg + HCl, com uma massa de magnésio de 0,0500g: (a) Qual a 
massa de ácido clorídrico necessário para que a reação seja completa? (b) Qual a massa de 
cloreto de metal formada? (c) Qual a massa de gás H2(g) formado? d) Qual o volume de H2(g) 
formado, se a reação for feita em Pato Branco, com temperatura de 20ºC? 
10. Na cal utilizada nos materiais de construção, há uma mistura de óxido de cálcio e de carbonatos 
de cálcio. Se esta cal for misturada em meio aquoso ácido, quais as prováveis reações que 
acontecerão? Monte as equações. 
11. Se num experimento, for utilizado ácido sulfúrico com carbonato de calcio, formando sulfato 
de cálcio, água e gás carbônico: (a) Com uma massa de 4,9 g de ácido sulfúrico, qual é a massa 
de CaCO3(s) necessária para haver neutralização total deste ácido? (b) Qual a massa de sulfato de 
sódio formada? (c) Qual a massa de água e de gás carbônico formadas? 
12. Com a massa de HCl encontrada na questão n° 9. Calcule o volume de HCl (aq) 2 mol/L 
necessário para reação ser completa. 
13. Na questão 11 foram usados 4,9g de H2SO4(aq) considerando que este ácido seja 0,5 mol/L. 
Nesse caso, qual o volume de ácido sulfúrico usado para a reação? 
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14. O tetracloreto de silício (SiCl4) pode ser preparado pelo aquecimento de Si em cloro gasoso. 
Em uma dada reação, é produzido 0,507 mol de SiCl4. Quantos mols de cloro molecular foram 
necessários nesta reação? 
15. Considere a combustão do monóxido de carbono (CO) em oxigênio gasoso. Com 3,60 mols de 
CO, calcule a quantidade de matéria de CO2 produzido se houver oxigênio suficiente para reagir 
com todo o CO. 
16. A preparação da amônia (NH3) resulta da reação entre o hidrogênio e o nitrogênio. Em uma 
dada reação foram produzidos 6,0 mols de NH3. Quantos mols de H2 e N2 reagiram para dar 
aquela quantidade de NH3? 
17. Determine o número de mols de H2O formado quando 9,8 mols de CH3OH reagem com O2. 
18. Quantas moléculas de gás carbônico podem ser obtidas pela queima completa de 4,8 g de 
carbono puro? (Massa atômica: C=12, O=16). 
19. Calcular o volume de gás carbônico (CO2) obtido, nas condições normais de pressão e 
temperatura, por calcinação de 200 g de carbonato de cálcio (CaCO3) (massas atômicas: C=12; 
O=16; Ca=40; volume de 1 mol de gás nas CNTP = 22,4 L). 
20. Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição quando 
submetida a aquecimento. Qual a massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800 g de 
calcita? 
21. Durante vários anos, a recuperação de ouro – isto é, a separação do ouro a partir de outros 
materiais – envolveu a utilização de cianeto de potássio. Qual é a quantidade mínima de KCN, 
em mols, necessária para extrair 29,0 g de ouro? 
 
 
 
22. A nitroglicerina (C3H5N3O9) é um explosivo poderoso. A sua decomposição pode ser 
representada por: 
(a) Qual é a quantidade máxima de O2, em gramas, que pode ser obtida a partir de 2,00 x 102 g de 
nitroglicerina? 
(b) Calcule o rendimento desta reação se a quantidade de O2 produzida for 6,55 g. 
 
 
 
23. Considerando que os metais da série de reatividade (famílias 1 e 2 ou 1A e 2A) são muito ativos e 
conseguem entregar seus elétrons à água, formando H2(g) e OH-. Faça quatro reações dos outros 
metais ativos (1A e 2A) com água. 
24. Considerando que metais como alumínio e zinco reagem com solução de NaOH, formando ânions 
na forma de aluminato e zincato e produzindo gás hidrogênio. Procure em tabelas os ânions 
aluminato e zincato e monte essas equações. 
25. Empregando as equações desta secção, calcular a quantidade de calor necessária para decompor 1,0 
g dos seguintes compostos. 
(a) H2O(l), (b) H2O(g), (c) NaHCO3(s). 
 Resp. 3,7 Kcal; 3,2Kcal; 0,18Kcal. 
26. Empregando as equações desta secção, calcular a quantidade de calor necessário à formação de 5,0g 
de H2O líquida a partir da decomposição do NaHCO3(s). 
 
 Resp. 0,9Kcal. 
 
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27. Em uma bomba calorimétrica pode-se iniciar uma reação química por intermédio de uma faísca 
elétrica. Em um determinado experimento, queima-se ácido palmítico (C16H32O2) em excesso de 
oxigênio. Calcule o calor de combustão de 1,00 mol de ácido palmítico a partir dos seguintes dados: 
 Massa do ácido usado e queimado 1,00g 
 Temperatura inicial da água 21,05oC 
 Temperatura final da água 22,92oC 
 Massa de água contida no calorímetro 5,00K 
 
 
 
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