CÁLCULOS QUÍMICOS

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CÁLCULOS QUÍMICOS 
Qui-cad-1-topico-3 – 3 prova 
‹nº›
Unidades de medida
 Massa: g e suas relações de grandeza
 Volume: L ou cm3 e suas relações de grandeza
 Quantidade de matéria: mol (grandeza química de quantificação de matéria)
 Constante de Avogadro: 6 · 1023 = 1 mol
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LEIS PONDERAIS
Lavoisier
Proust 
Dalton 
LEI DE LAVOISIER 
Numa reação química, realizada em recipiente fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. 
“Na Natureza nada se cria e nada se perde, tudo se transforma".
EXEMPLOS DA LEI DE LAVOISIER
2 Hg + 1 O2 → 2 HgO
400 g + 32g 432 g
EXEMPLO 02
100 g de calcário é colocada sob aquecimento , se decompõe em 56 g de cal viva (CaO) e gás carbônico. Qual a massa de gás carbônico envolvida?
CaCO3 CaO + CO2
100 g 56 g X
Lei de Lavoisier: 100 = 56 + X
X = 44g
LEI DE JOSEPH LOUIS PROUST 
A PROPORÇÃO EM MASSA DAS SUBSTÂNCIAS QUE REAGEM E QUE SÃO PRODUZIDAS EM UMA REAÇÃO QUÍMICA É FIXA, CONSTANTE E INVARIÁVEL.
2H2 + O2 2 H2O
4 g + 32 36
40g + 320g 360 g 
A proporção entre as massas aumentou 10 vezes. 
EXEMPLO DA LEI DE PROUST
Sabe-se que 28 g de nitrogênio reagem completamente com 6 g de hidrogênio, formando amônia. Qual será a massa, em gramas de amônia formada, quando 140 g de nitrogênio reagir com hidrogênio suficiente para completar a reação?
N2 + 3H2 2NH3
28 g + 6g 34g 
140 g 30 g 170 g 
A MASSA DE NITROGÊNIO AUMENTOU 5 VEZES, LOGO AS MASSAS DOS DEMAIS, OBEDECERÁ A MESMA PROPORÇÃO. 
LEI DE DALTON 
“Quando dois elementos formam duas ou mais substâncias compostas diferentes, se a massa de um deles permanecer fixa a do outro irá variar em uma relação de números inteiros e pequenos”. (John Dalton)
C + ½ O2 → CO
C + O2 → CO2
No primeiro exemplo, temos uma proporção de 1:1. 
Já no segundo exemplo, temos mantida a quantidade de carbono, porém dobra-se a quantidade de oxigênio, formando o dióxido de carbono.
(Vunesp) Foram analisadas três amostras (I, II e III) de óxidos de enxofre, procedentes de fontes
distintas, obtendo-se os seguintes resultados:
Esses resultados mostram que:
a) as amostras I, II e III são do mesmo óxido.
b) apenas as amostras I e II são do mesmo óxido.
c) apenas as amostras II e III são do mesmo óxido.
d) apenas as amostras I e III são do mesmo óxido.
e) as amostras I, II e III são de óxidos diferentes.
PROPORÇÕES ENTRE AS MASSAS:
I,II – AS MASSAS CAEM 4 VEZES.
II,III – AS SUAS PROPORÇÕES SÃO:4;6;5
I,III – AS SUAS PROPORÇÕES SÃO: 1;1,5; 1,25
É a massa do átomo , expressa em u (uma). 
Ex: MA (u):
H = 1
O = 16
S=32
I. Massa atômica (MA) 
Massas moleculares a partir da Tabela Periódica
CÁLCULOS QUÍMICOS E SUAS UNIDADES DE MEDIDA
SIGNIFICA QUE, O OXIGÊNIO É 16 VEZES MAIS “PESADO” QUE 1/12 DA MASSA DO ISÓTOPO DO CARBONO - 12
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CÁLCULO DA MASSA ATÔMICA
MA = (m1. % + m2.% + …)/100
(PUC-RJ) Oxigênio é um elemento químico que se encontra na natureza sob a forma de três isótopos estáveis: oxigênio 16 (ocorrência de 99%); oxigênio 17 (ocorrência de 0,60%) e oxigênio 18 (ocorrência de 0,40%). A massa atômica do elemento oxigênio, levando em conta a ocorrência natural dos seus isótopos, é igual a:
M.A.= 16.99 + 17.0,6 + 18.0,4
          100
M.A.= 1584 + 10,2 + 7,2
         100
M.A. = 16,014 u
II. MASSA MOLECULAR (MM) 
É A SOMATÓRIA DAS MASSAS ATÔMICAS
EX: MA (U): H = 1; O = 16, S =32 ; C=12, Ca =40
H2O: 2.1 + 1.16 = 18 u
H2 SO4: 2.1 + 1.32 + 4.16 = 98 u
CO2: 1.12 + 2.16 = 44 u
Ca SO4 . 2 H2O: 40 + 32 + 4.16 + 2. (18)= 172 u
III. Quantidade de matéria – mol
Mol: quantidade de matéria existente em 6. 10 23 entidades
CÁLCULOS QUÍMICOS E SUAS UNIDADES DE MEDIDA
IV. Volume molar
Volume, em litros, de 1 mol de partículas . Para um gás qualquer, em condições normais de temperatura e pressão (CNTP), o valor do volume molar é 22,4 L.
1 MOL DE ENTIDADES = 22,4 L 
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V. eMASSA molar (M) 
É a massa , em gramas , existente em 1 mol de partículas.
CÁLCULOS QUÍMICOS E SUAS UNIDADES DE MEDIDA
	COMPOSTO	MASSA MOLECULAR (u)	MASSA MOLAR (G/MOL) 
	H2O	18	18
	H2 SO4	98	98
	CO2	44	44
	Ca SO4 . 2 H2O	172	172
			
1 MOLÉCULA 
6.10 23 MOLÉCULAS 
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6.10 23 ENTIDADES
22,4 L
M = ..... g/MOL
1 MOL DE ENTIDADES
1 MOL DE ENTIDADES = 6.10 23 ENTIDADES = 22,4 L = M
EXEMPLO BÁSICO:
Em 88 g de gás carbônico (CO2), teremos:
Dado: MA (g/mol): C = 12, O =16
Quantos mol?
Quantos litros
Quantas moléculas
Quantos átomos totais?
Quantos átomos de oxigênio? 
6.10 23 ENTIDADES
22,4 L
M = 44 g/MOL
1 MOL DE ENTIDADES 
M = 12 + 2.16 = 44 g/mol
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EXEMPLO BÁSICO:
Em 88 g de gás carbônico (CO2), teremos:
M = 12 + 2.16 = 44 g/mol
Quantos mol?
MOL------------MASSA
1---------------- 44
n -----------------88 n = 2
b) Quantos litros
Mol-------------- Volume
1----------------- 22,4
2-----------------V V = 44,8 L
6.10 23 ENTIDADES
22,4 L
M = 44 g/MOL
1 MOL DE ENTIDADES 
Em 88 g de gás carbônico (CO2), teremos:
M = 12 + 2.16 = 44 g/mol
6.10 23 ENTIDADES
22,4 L
M = 44 g/MOL
1 MOL DE ENTIDADES 
c) Quantas moléculas
MOL---------------- MOLÉCULAS
1------------------- 6.10 23
2-------------------- X X = 12.10 23 
d) Quantos átomos totais?
1------------------- (3). 6.10 23
2-------------------- X X = 36.10 23 
e) Quantos átomos de oxigênio?
 1------------------- (2). 6.10 23
2-------------------- Y Y = 24.10 23 
04) (UFPB-PB) Vidros de vasilhames contêm cerca de 80% de SiO2 em sua composição. Assim, considerando esse percentual, é correto afirmar que, em 525 g de vidro de vasilhame, a quantidade de matéria de SiO2 é: Dado: massa molar do SiO2  = 60 g/mol. 
525 g ------------ 100 %
 X g ---------------80 
420 g
MOL -----------------------------MASSA 
1 mol ---------------------------60  
y  ------------------------------- 420 
Y= 7 MOL
6.10 23 ENTIDADES
22,4 L
M = 60 g/MOL
1 MOL DE ENTIDADES 
7 mol = 420 g = 156,8 L = 42.10 23 moléculas 
01) 1,8.1023 moléculas de uma substância A têm massa igual a 18,0 g. A massa molar de A, em g/mol, vale: (Dados: constante de Avogadro: 6.1023)
6.10 23 ENTIDADES
22,4 L
M = ? g/MOL
1 MOL DE ENTIDADES 
M--------- ENTIDADES
X ---------- 6.10 23
18------------1,8.10 23
X = 60 g/MOL
05) (FEI-SP) Nas condições normais de pressão e temperatura (CNTP), o volume ocupado por 10 g de monóxido de carbono (CO) é de: (Dados: C = 12 u, O = 16 u, volume molar = 22,4 L).
M = 12 + 16 = 28 g/mol
MOL ----------------- MASSA
 
1----------------------28
X-----------------------10 
X = 0,36 MOL
MOL--------------- VOL
1--------------------22,4
0,36 V
V = 8 L
10g28x=10x=10/28x=0,357 ~= 0,36 mols.************************************1 mol ------------------------- 22,4 L0,36mols ------------------------xx=22,4*0,36********************************************************x= 8,064 ~= 8 Litros Leia mais em Brainly.com.br - https://brainly.com.br/tarefa/75681#readmore
MASSA--------------- VOLUME
28--------------------- 22,4
10---------------------V
V = 8 L
09. (Mackenzie-SP) Adicionando-se 4,5 g de gás hidrogênio a 31,5 g de gás nitrogênio originam-se 25,5 g de amônia, sobrando ainda nitrogênio que não reagiu. Para se obtiver 85 g de amônia, a quantidade de hidrogênio e de nitrogênio necessária é, respectivamente: 
3 H₂ + N₂ = 2 NH₃
 4,5 g   x      25,5 g 
25,5 - 4,5   = 21 g N₂ que reage com N₂ formando NH₃
4,5 g H₂ --------------- 25,5 g NH₃
 x ---------------------85 
  15,0 g de H2 
21 g N₂ --------------------- 25,5 g NH₃ 
 Y ---------------------------- 85
Y= 70 g N2
Estequiometria
 Estuda as relações que ocorrem entre as quantidades de substâncias que participam de uma transformação química. 
 No cálculo estequiométrico são comparados valores de mol, massa ou volume; a pureza da substância também é levada 
em conta.
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Passos básicos para a resolução dos exercícios de cálculo estequiométrico
1. Escrever a equação devidamente balanceada.
2. Relacionar os valores e substâncias mencionadas com a linha santa
3. Resolver a regra de três , de modo que a 1ª linha desta regra, venha dos valores da linha santa 
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‹nº›
 EXEMPLO
Que massa de enxofre reage com 1,12 g de ferro, formando sulfeto de ferro II ? DADO: MA (g/mol): Fe= 56 ; S = 32
MAS--------------------------MAS
1 (56)---------------------1( 32)
1,12 ------------------------X
X= 0,64 g
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‹nº›
(EXEMPLO:)Que massa de água é obtida na reação de 8 mol de gás oxigênio com hidrogênio, suficiente para consumir todo o oxigênio?
Dado: Ma (g/mol): H = 1 ; O = 16.
CÁLCULOS QUÍMICOS E SUAS UNIDADES DE MEDIDA
 MOL----------------------MASSA
 1(1)---------------------2(18)
 8----------------------X
X = 288 g
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14. Jacques A. C. Charles, químico famoso por seus experimentos com balões, foi o responsável pelo segundo voo tripulado. Para gerar o gás hidrogênio, com o qual o balão foi enchido, ele utilizou ferro metálico e ácido, conforme a seguinte reação abaixo: Supondo-se que tenham sido utilizados 448 kg de ferro metálico, o volume, em litros, de gás hidrogênio obtido nas CNTP foi de: (Massas atômicas: H = 1u.; Fe = 56u.)
Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g)
 Massa------------------------------Volume
 1 (56)------------------------------1 (22,4) 
 
 448000-----------------------------V
V = 179200 L
17. Para transformar mármore em gesso, precisamos atacá-lo com ácido sulfúrico, segundo a reação: Para 2 kg de mármore, quanto de gesso podemos produzir (em kg)?
Dado (MA) (g/MOL): H = 1, C= 12, O = 16, S= 32, Ca= 40 
M = 98 100 136 44 18
H2SO4 + CaCO3 → CaSO4 + CO2 + H2O
 
 MASSA-----MASSA
 1(100)------ 1 (136)
 2---------- m
 m = 2,72 Kg 
 
21. (ITA-SP) Certa massa de nitrato de cobre (Cu(NO3)2) foi calcinada em ambiente aberto até restar um resíduo com massa constante, que é sólido e preto. Formaram-se dois produtos gasosos, conforme a equação química: A massa do NO2 formado na reação de decomposição é igual a 18,4 g. Qual é o valor que mais se aproxima da massa inicial do nitrato de cobre?
Dado MA (g/mol): Cu = 64, N = 14, O =16
2Cu(NO3)2) → 2CuO(s) + 4NO2(g) + O2(g).
MASSA MASSA
2( 188)------------------------4(46)
X---------------------------------18,4
X = 37,5 g
GRAU DE PUREZA E RENDIMENTOS 
GRAU DE PUREZA (P): DEMONSTRA QUANTO REALMENTE EM MASSA DA AMOSTRA ESTÁ REAGINDO
RENDIMENTO (R): REPRESENTA O QUANTO UMA REAÇÃO RENDE NA PRÁTICA
TANTO O GRAU DE PUREZA, QUANTO O RENDIMENTO AFETAM DIRETAMENTE O PRODUTO. 
CASO SEJA CONHECIDA A QUANTIDADE DOS REAGENTES, O VALOR DO GRAU DE PUREZA E RENDIMENTO, ESTARÁ PARA 100%
CASO SEJA CONHECIDA A QUANTIDADE DOS PRODUTOS, O VALOR DO GRAU DE PUREZA E RENDIMENTO, ESTARÁ PARA O VALOR DADO DE R OU P NA QUESTÃO. 
11. Uma massa de calcário de 2500g com 80% de pureza, ao ser calcinado, forneceu quantos litros de CO2 medidos nas condições normais de temperatura e pressão? Dado MA (g/mol): C = 12, O = 16, Ca = 40
CaCO3 CaO + CO2
MASSA--------------------VOLUME
1(100)--------------------1 (22,4)
2000-----------------------V
V = 448 L 
2500------100%
X----------80
X = 2000g 
12. Determine a massa (em gramas) de hidróxido de sódio necessária para neutralizar 392 g de ácido sulfúrico com rendimento de 90%. Dado: M (g/mol): H2SO4 = 98 ; NaOH = 40
H2SO4 + 2 Na(OH) Na2SO4 + 2 H2O
MASSA ---------MASSA 
1( 98) -----------2 (40)
392----------------X
X= 320 G
320------- 100%
Y----------90
Y = 288g 
13. 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, em CNTP. O teor de ferro na amostra atacada (em %) é igual a: (Dado: Fe = 56)
Fe + 2 HCl------------>  FeCl2 + H2  
MASSA VOLUME
1(56) -----------------------------1 (22,4)
84------------------------------------V
V= 33,6 L
33,6---------------100%
26,88-----------R  R 80%                                    
REAÇÕES SUCESSIVAS (CONSECUTIVAS) 
AS SUBSTÂNCIAS QUE APARECEM EM UMA REAÇÃO COMO REAGENTE E EM OUTRA, COMO PRODUTO, DEVERÃO SER ELIMINADAS . ESTES COMPOSTOS CHAMAM-SE INTERMEDIÁRIOS. 
O etino, também conhecido como acetileno, é um alcino muito importante na Química. A produção industrial do gás etino está representada, abaixo, em três etapas, conforme as equações balanceadas abaixo. Considerando as etapas citadas e admitindo que o rendimento de cada etapa da obtenção do gás etino por esse método é de 80%, então a massa de carbonato de cálcio  necessária para produzir 7,4g do gás etino C2H2 é: Dado: Ma (g/mol): H = 1, C = 12, O = 16, Ca= 40. 
CaCO3 + 3 C + 2 H2O CO2 + CO + Ca(OH)2 + C2H2
CaCO3 + 3 C + 2 H2O CO2 + CO + Ca(OH)2 + C2H2
MASSA----------------------------------------------------------MASSA
1(100)----------------------------------------------------------1(26)
X---------------------------------------------------------------9,25
X = 35,6 g
7,4----80%
Y-------100
Y = 9,25 g
O ácido nítrico surge a partir de algumas reações. Observem a equação dessas reações e Calcule a massa da amônia que é preciso para que ocorra a preparação de 6,3 gramas de ácido nítrico. 
Efetuando a multiplicação da equação 2) por 2, e a equação 3) por 4/3, obteremos: 
Calcule a massa da amônia é preciso para que ocorra a preparação de 6,3 gramas de ácido nítrico. 
4 NH3 8/3 HNO3 
MASSA----------------------------MASSA 
4 (17)----------------------------8/3 (63)
X-----------------------------------6,3
X = 2,55 g
4NH3 + 7 O2 2,66 HNO3 + 1,33 NO + 4,66 H2O 
REAGENTE EM EXCESSO E LIMITANTE
TEREMOS REAGENTE EM EXCESSO, QUANDO FOREM DADAS AS QUANTIDADES DOS REAGENTES. 
REAGENTE EM EXCESSO: HÁ SOBRA DO REAGENTE.
REAGENTE LIMITANTE: FOI UTILIZADO TOTALEMENTE, NA PROPORÇÃO CORRETA, SEM EXCESSO
27: (UFPR-PR) Em uma experiência na qual o metano (CH4) queima em oxigênio, gerando dióxido de carbono e água, foram misturados 0,25 mol de metano com 1,25 mol de oxigênio. (Dadas as massas atômicas: C = 12, H = 1 e O = 16.)
a) Todo metano foi queimado? Justifique. 
 
CH4 + 2O2 -----------> CO2 + 2H2O
CH4 2O2
MOL--------------------MOL
1(1)--------------------2(1)
0,25-------------------x
X= 0,5 MOL DE OXIGÊNIO (PODEMOS USAR) 
LOGO O OXIGÊNIO ESTÁ EM EXCESSO 
O METANO É O REAGENTE LIMITANTE 
CH4 2O2
MOL--------------------MOL
1(1)--------------------2(1)
Y ---------------------1,25
Y = 0,63 mol
b) Quantos gramas de CO2 foram produzidos? Justifique
CH4 + 2O2 -----------> CO2 + 2H2O
CH4 CO2 
MOL------------------------------------MASSA
1 (1) --------------------------------1 (44)
0,25 -------------------------------mm = 11g 
 
 38: (Mackenzie-SP) O número de mols de HCℓ, produzido pela reação de 1,2.1023 moléculas de H2 com 4,48 litros de Cℓ2 nas CNTP, é: (Dados: constante de Avogadro = 6,0×1023; volume molar nas CNTP = 22,4 L) 
H2 + Cl2 2 HCl
MOL------ MOLÉCULAS
1--------------6 10 23
N---------------1,2 10 23
N = 0,2 MOL
MOL-----VOLUME
1----------22,4
X---------4,48
0,2 MOL
H2 2 HCl
MOL--------------------MOL
1(1)--------------------2 (1)
0,2---------------------Z Z = 0,4 
APROFUNDANDO
01 - (ITA SP) Vidro de janela pode ser produzido por uma mistura de óxido de silício, óxido de sódio e óxido de cálcio, nas seguintes proporções (% m/m): 75, 15 e 10, respectivamente. Os óxidos de cálcio e de sódio são provenientes da decomposição térmica de seus respectivos carbonatos. Para produzir 1,00 kg de vidro, quais são as massas de óxido de silício, carbonato de sódio e carbonato de cálcio que devem ser utilizadas? Mostre os cálculos e as equações químicas balanceadas de decomposição dos carbonatos.
02 - (ITA SP) Uma amostra de 1,222 g de cloreto de bário hidratado (BaCl2 . nH2O) é aquecida até a eliminação total da água de hidratação, resultando em uma massa de 1,042 g. Com base nas informações fornecidas e mostrando os cálculos efetuados, determine: Ma(g/mol): Ba=137,7;Cl =35,5;H=1;O=16
a) o número de mols de cloreto de bário,
b) o número de mols de água e
c) a fórmula molecular do sal hidratado.
massa de água = 1,222 - 1,042 =  0,18 g 
numero de mols = 1,042 / 208 = 0,005 mol de BaCl2
b) MM H2O = 18 g
mols de água = 0,18  / 18 = 0,01 mol de água
c)   BaCl2 ----------- H2O
  0,005 ------------------0,01
  1 mol----------------------x
x = 2
logo a fórmula molecular é :
BaCl2. 2 H2O
03 - (ITA SP) Uma mistura de azoteto de sódio, NaN3(c), e de óxido de ferro (III), Fe2O3(c), submetida a uma centelha elétrica reage muito rapidamente produzindo, entre outras substâncias, nitrogênio gasoso e ferro metálico. Na reação entre o azoteto de sódio e o óxido de ferro (III) misturados em proporções estequiométricas, a relação (em mol/mol) N2(g)/Fe­­2O3(c) é igual a: 
a) 1/2 	 b) 1	c) 3/2 	 d) 3 	e) 9
6 NaN3 + Fe2O3  =>  9 N2 + 2 Fe + 3 Na2O
N2/Fe2O3 (mol/mol) é:
9/1 = 9
04 - (ITA SP) Em um béquer, contendo uma solução aquosa 1,00mol/L em nitrato de prata,
 foi adicionada uma solução aquosa contendo um sal de cloreto (MyClx). A mistura resultante foi 
agitada, filtrada e secada, gerando 71,7 gramas de precipitado. 
Considerado que não tenha restado cloreto no líquido sobrenadante, o número de mols de íons Mx+ 
adicionado à mistura, em função de x e y, é: Dado massa atômica (g/mol): Ag = 108; Cl = 35,5. 
a) x/y	 b) 2x/y c) y/2x	 d) 2y/x e) x2/y
06 - (IME RJ) O gás obtido pela completa decomposição térmica de uma amostra de carbonato de cálcio com 50,0% de pureza é recolhido em um recipiente de 300 mL a 27,0ºC. Sabendo-se que a pressão no recipiente é de 1,66 MPa, determine: Dado: R=8,314Mpa.cm3/mol.K. Dado: massa molar: CaCO3 = 100, Cao = 56, CO2 = 44
a) a massa de gás produzido, admitindo que seu comportamento seja ideal;
b) a massa da amostra utilizada.
07 - (FUVEST SP) O sólido MgCl2·6NH3 pode decompor-se, reversivelmente, em cloreto de magnésio e amônia. A equação química que representa esse processo é:
Ao ser submetido a um aquecimento lento, e sob uma corrente de nitrogênio gasoso, o sólido MgCl2·6NH3 perde massa, gradativamente, como representado no gráfico:
DADO M (g/mol)
NH3 – 17
MgCl2 - 95
DADO M (g/mol)
NH3 – 17
MgCl2 - 95
a) 100% - 82,8% = 17,2%
197--------- 100
X-------------17,2 x = 34g
MOL---------------MASSA
1-------------------17
N--------------------34
N = 2 mol 
c) 
Além do aquecimento, o equilíbrio poderá ser deslocado para a direita por meio da retirada do gás amônia e ou diminuição da pressão.
08 - (FUVEST SP) Uma jovem senhora, não querendo revelar sua idade, a não ser às suas melhores amigas, convidou-as para festa de aniversário, no sótão de sua casa, que mede 3,0 m x 2,0 m x 2,0 m. O bolo de aniversário tinha velas em número igual à idade da jovem senhora, cada uma com 1,55 g de parafina. As velas foram queimadas inteiramente, numa reação de combustão completa. Após a queima, a porcentagem de gás carbônico, em volume, no sótão, medido nas condições-ambiente, aumentou de 0,88 %. Considere que esse aumento resultou, exclusivamente, da combustão das velas. 
Dados: massa molar da parafina, C22H46 = 310 g mol-1 volume molar: 24L mol-1
M (g/mol): Parafina: 310; O2 = 32; CO2 = 44; H2O= 18.
b)
V = 12000L . 0,88/100= 105,6 L
MOL------- VOL
1----------24
N----------105,6 N = 4,4 MOL
c)
PARAFINA-------------CO2
MASSA----------------MOL
1(310)---------------1 ( 22)
m=--------------------4,4
m = 62 g
VELA------MASSA
1-----------1,55
X------------62
X = 40 
09 - (FUVEST SP) Um determinado agente antimofo consiste em um pote com tampa perfurada, contendo 80 g de cloreto de cálcio anidro que, ao absorver água, se transforma em cloreto de cálcio diidratado . Em uma experiência, o agente foi mantido durante um mês em ambiente úmido. A cada 5 dias, o pote foi pesado e registrado o ganho de massa: Dado M(g/mol): ÁGUA: 18 ; CLORETO DE CÁLCIO: 111. 
b)
CaCl2 + 2 H2O CaCl2.2H2O
MAS-------MAS
111--------2(18)
80---------m
m = 26 g 
c) A quantos dias corresponde o ganho de massa calculado no item anterior? Indique no gráfico, utilizando linhas de chamada.
O GRÁFICO, NO EIXO Y, VARIA DE 5 EM 5, LOGO, PARA UMA MASSA DE 26 g, TEREMOS APROXIMADAMENTE:
17 DIAS
10 - (UFPR) Calcule o volume de cloro, a 30oC e 606 mmHg, obtido quando se submetem 290g de pirolusita à ação de ácido clorídrico: MnO2 + HCl  MnCl2 + H2O + Cl2 Sabe-se que essa amostra de pirolusita apresenta 90%, em massa, de dióxido de manganês.
Dados: Mn=55; O=16; Cl=35,5; H=1.R = 62,3 mmHgL/mol.K
PV=NRT
606V= 1.62,3.303 V MOLAR = 31,15 L / MOL
MnO2 + 4 HCl  MnCl2 + 2 H2O + Cl2
MASSA-----------------------------------------VOL
87---------------------------------------------------------------------------31,15
261------------------------------------------------------------------------V 
V = 93,45 L 
290.0,9= 261 g
12 - (UEG GO) A glicose (C6H12O6) sofre combustão completa na presença de oxigênio, produzindo CO2 e H2O. Sabendo-se que nessa reação o sistema era formado por 216 g de cada um dos reagentes, determine: Dado: Ma(g/mol):C=12,H=1,O=16.
C6H12O6 + 6 O2 6CO2 + 6H2O
a)
C6H12O6 6 O2 
180-----------------------6(32)
216------------------------X
X = 230,4
C6H12O6 6 O2 
180-----------------------6(32)
Y------------------------216
Y = 202,5
b) M exc= 216- 202,5 = 13,5 g
c) a pressão, em atm, exercida pelo gás carbônico, caso seja coletado em um recipiente de 200 mL, a 27º C. Dado: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1 
6 O2---------------- 6 CO2
MASSA---------------MOL
6 (32)---------------6 (1)
216-----------------N N = 6,75 MOL
PV=NRT
P. 0,2= 6,75.0,082.300
P = 830,25 ATM 
13 – UFPR - O dióxido de enxofre (SO2) é um dos principais gases que contribuem para a chuva ácida. Ele é gerado na queima de combustíveis fósseis. Uma alternativa para diminuir a quantidade de SO2 atmosférico é seu sequestro por calcário triturado (CaCO3), segundo a reação a seguir. Considere um processo industrial que produza diariamente 128 toneladas de SO2. 
Dados Massa molar (g/mol): Ca: 40; C = 12; O = 16; S: 32. R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1. 
CaCO3(s) + SO2(g) CaSO3(s) + CO2(g)
a)
CaCO3 SO2
Massa----------------Massa
1(100)--------------1 ( 64)
X-------------------128
X = 200T (2MOL)
b)
PV=NRT
1.V= 2.0,082.298 V = 48,272L
14. (UFPR) O presidente Barack Obama anunciou nesta quinta-feira (28) um novo acordo com fabricantes de carrossobre padrões de uso de combustíveis nos Estados Unidos. A medida, que teve o acordo de líderes da Ford, General Motors, Chrysler, Honda e Toyota, prevê dobrar a economia de combustível para 23,4 km por litro até 2025.(Disponível em: http://g1.globo.com/carros/noticia/2011/07/obama-anuncia-novos-padroes-de-consumo-de-combustivel-para-carros.html>Acesso em 01/08/2011.) Com relação a essa notícia, faça o que se pede:
a) Escreva a equação química balanceada da reação de combustão do octano.
C8H18 + 12,5 O2 8CO2 + 9H2O
b) Considerando um automóvel que atinja a meta estabelecida para 2025, fazendo uma viagem a 100 km.h-1, calcule o volume de dióxido de carbono (em litros) emitido por esse automóvel por hora. Admita que o combustível (gasolina) seja 100% octano, cuja densidade é 0,70 kg.L-1, que o gás dióxido de carbono se comporte como gás ideal e esteja à temperatura ambiente de 25 °C e à pressão atmosférica.
Dados: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1; P(atm) = 1 atm; Massa molar (g.mol-1): C = 12,01; H = 1,008; O = 15,999.
23-----1 L
100----V V = 4,27 L
DENS-----VOL 
m ---------- 4,27
m = 3 Kg
OCT----- 8 CO2
MASSA----MOL
1(114)----8 
3000------N
N = 210,5 MOL
PV=NRT
1.V= 210,5.0,082.298
V = 5143 L 
15 – (UFPR) - A pólvora negra, utilizada como propelente em armas de fogo, consiste numa mistura de enxofre, carvão vegetal e salitre. A reação que causa a propulsão e lançamento do projétil é descrita por. Para formular uma mistura baseada na estequiometria da reação, a proporção em massa dos constituintes enxofre, carvão vegetal e salitre na mistura deve ser, respectivamente: Dados: M(g/mol): C = 12, S = 32; O = 16, N = 14, K = 39 
M = 2(101) + 32 + 3(12) + 110 + 28 + 3 (44) = 270
270----100%
202----X
X = 75% 
270----100%
32----Y
Y = 12% 
270----100%
36----Z
Z = 13%