EM_V04_QUIMICA LIVRO DE ATIVIDADES

Prévia do material em texto

©
Sh
ut
te
rs
to
ck
/A
le
x0
11
97
3
©
Sh
ut
te
r
Volume 4
Livro de 
atividades
Química
Livro do Professor
Carolina de Cristo Bracht Nowacki
©Editora Positivo Ltda., 2017 
Proibida a reprodução total ou parcial desta obra, por qualquer meio, sem autorização da Editora.
Dados Internacionais para Catalogação na Publicação (CIP) 
(Maria Teresa A. Gonzati / CRB 9-1584 / Curitiba, PR, Brasil)
N935 Nowacki, Carolina de Cristo Bracht.
 Química : livro de atividades / Carolina de Cristo Bracht 
Nowacki. – Curitiba : Positivo, 2017.
 v. 4 : il.
 ISBN 978-85-467-1953-2 (Livro do Professor)
 ISBN 978-85-467-1954-9 (Livro do Aluno)
 1. Ensino médio. 2. Química – Estudo e ensino. I. Título.
CDD 373.33
07Lei das Reações 
Químicas e o cálcu
lo 
estequiométrico
Grandezas químicas
 • Padrão para a determinação da massa: isótopo-12 do carbono (12C), ao qual foi atribuída a massa de 12 u.
 • Unidade de massa atômica (u): 1/12 da massa de um átomo do isótopo 12C.
Dividido em
12 partes iguais
1 u
(Unidade de massa atômica)
1
12
do átomo de C1212C
Massa atômica massa de um átomo medida em unidade de massa atômica (u).
Massa de um elemento média ponderada das massas atômicas dos isótopos de um elemento.
Massa molecular (MM)
massa de uma molécula; é numericamente igual à soma das massas dos átomos presentes 
em sua composição.
Massa fórmula (MF) massa de um composto iônico; soma das massas dos íons presentes em sua composição.
Quantidade de matéria (mol) quantidade de matéria que contém 6,02 · 1023 entidades quaisquer (Constante de Avogadro).
Massa molar massa (em g) de 1 mol (6,02 · 1023) de qualquer entidade. 
Volume molar
volume ocupado por 1 mol (6,02 · 1023) de qualquer gás. Nas CNTP (0 °C e 1 atm), é igual a 
22,4 L. 
Leis das Reações Químicas
 • Leis Ponderais – relacionam as massas dos participantes em uma reação.
 • Lei Volumétrica – relaciona o volume dos participantes em uma reação.
Lei da Conservação das Massas 
ou Lei de Lavoisier
“Na natureza, nada se cria, nada 
se perde, tudo se transforma.”
Em uma reação química, em um sistema fechado, a massa total do(s) reagente(s) é 
numericamente igual à massa total do(s) produto(s).
Lei das Proporções Definidas 
ou Lei de Proust
Qualquer que seja a procedência de uma substância composta, ela sempre será 
formada pelos mesmos elementos químicos, em uma mesma proporção em massa.
Lei Volumétrica de 
Gay-Lussac
Quando medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes dos 
gases participantes de uma reação têm entre si uma proporção fixa expressa por 
números inteiros e pequenos.
2 Volume 4
Cálculo estequiométrico
Em geral, os cálculos estequiométricos são usados para: 
– prever a(s) quantidade(s) de reagente(s) e de produto(s) que participa(m) de uma reação; 
– determinar a massa, o volume e o número de entidades quaisquer de reagente(s) e de produto(s), com base nas proporções em quantidade 
de matéria (mol).
Dicas para resolução: 
– balancear a equação química, quando necessário.
– determinar a proporção, em quantidade de matéria (mol), entre os participantes da reação.
– relacionar a quantidade de matéria (mol) com as demais grandezas (massa, volume e número de moléculas).
– estabelecer a relação entre as informações apresentadas no enunciado da questão.
Tipos de relações estequiométricas
Reagente em excesso e limitante
• em excesso: reagente em quantidade maior que a proporção correta; 
portanto, seu consumo não é total.
• limitante: reagente em quantidade menor que a proporção correta; 
portanto, seu consumo é total. 
Pureza
razão entre a quantidade principal da substância e a quantidade total 
da amostra. 
Rendimento de uma reação química
razão entre a quantidade de produto realmente obtida e a teoricamente 
esperada pela equação química correspondente. 
Química 3
Atividades
Sempre que necessário, consulte a tabela periódica para obter os dados. 
Grandezas químicas
1. Um elemento hipotético X apresenta os seguintes isótopos: 20X, 22X e 25X. Sabendo que as porcentagens de ocorrên-
cia desses isótopos são, respectivamente, 25%, 30% e 45%, calcule a massa atômica desse elemento.
M A
M A u
.
( ) ( ) ( )
. ,
= ⋅ + ⋅ + ⋅
=
20 25 22 30 25 45
100
22 85
2. Consulte as massas atômicas na Tabela periódica dos elementos químicos e determine a massa molecular para as 
seguintes substâncias:
a) O3O3
M.M = 3 ⋅ 16 = 48 u
b) CO2
M.M = (1 ⋅ 12) + (2 ⋅ 16) = 44 u
c) NaOH
M.M = (1 ⋅ 23) + (1 ⋅ 16) + (1 ⋅ 1) = 40 u
d) H2SO4
M.M = (2 ⋅ 1) + (1 ⋅ 32) + (4 ⋅ 16) = 98 u
4 Volume 4
e) CaCO33
M.M = (1 ⋅ 40) + (1 ⋅ 12) + (3 ⋅ 16) = 100 u
f) Aℓ2(SO4)3
M.M = (2 ⋅ 27) + (3 ⋅ 32) + (12 ⋅ 16) = 342 u
g) Ca3(PO4)2
M.M = (3 ⋅ 40) + (2 ⋅ 31) + (8 ⋅ 16) = 310 u
h) CuSO4⋅5H2O
M.M = (1 ⋅ 63,5) + (1 ⋅ 32) + (4 ⋅ 16) + (10 ⋅ 1) + (5 ⋅ 16) = 249,5 u
3. A nicotina, substância presente no cigarro, apresenta fórmula molecular C10H4N2. Com base nessa informação, res-
ponda: 
a) quantos elementos constituem essa fórmula? 3 elementos (C, H e N) 
b) quantos átomos compõem cada molécula de nicotina? 16 átomos 
c) qual a massa atômica de cada elemento que constitui a nicotina?
C = 12 u
H = 1 u
N = 14 u
d) calcule a massa molecular da nicotina.
M.M = (10 ⋅ 12) + (4 ⋅ 1) + (2 ⋅ 14) = 152 u
e) determine a massa molar da nicotina. 152 g/mol 
Química 5
4. A massa molecular do óxido X2O3 é igual a 76 u. Com essa informação, determine a massa atômica do elemento X. 
M.M = 2 · (MAX) + 3 · (MAO)
76 = 2 · (MAX) + 3 · 16
–2 · (MAX) = 48 – 76
(MAX) = 14 u
5. Smog é o termo usado para definir o acúmulo da poluição do ar que se forma nas grandes cidades. A enorme neblina 
de fumaça é provocada, principalmente, pela queima de combustíveis fósseis, como gasolina e diesel, dos veículos 
automotivos, que lançam na atmosfera toneladas dos gases: monóxido de carbono (CO), dióxido de enxofre (SO2) e 
dióxido de carbono (CO2). 
 Em relação a esses gases, assinale a alternativa que corresponde a ordem crescente de suas massas molares. 
a) CO < SO2 < CO2
b) SO2 < CO2 < CO
c) CO2 < CO < SO2
X d) CO < CO2 < SO2
e) CO2 < SO2 < CO
6. Complete:
a) A Constante de Avogadro corresponde ao número de átomos existentes toda vez que a 
massa atômica de determinado elemento for expressa em gramas.
b) A Constante de Avogadro corresponde ao número de moléculas existentes toda vez que 
a massa molecular de determinada substância for expressa em gramas.
7. Para o elemento químico enxofre (MA = 32 u), determine:
a) a massa de 6,02 ⋅ 1023 átomos. 
6,02 ⋅ 1023 átomos — 32 g
b) a massa de 1 mol de átomos. 
1 mol de átomos — 6,02 ⋅ 1023 átomos — 32 g
c) o número de átomos que existem em 32 g. 
32 g — 6,02 ⋅ 1023 átomos
M(CO) = 1 · 12 + 1 · 16 = 28 g/mol
M(SO2) = 1 · 32 + 2 · 16 = 64 g/mol
M(CO2) = 1 · 12 + 2 · 16 = 44 g/mol
6,02 ⋅ 1023
6,02 ⋅ 1023
6 Volume 4
d) a quantidade em matéria que existe em 32 g. q q g
32 g — 1 mol de átomos
e) a massa correspondente a 5 mols de átomos. p
1 mol de átomos — 32 g
5 mols de átomos — x
x = 160 g
f ) o número de átomos em 2,5 mols. ,
1 mol de átomos — 6,02 ⋅ 1023 átomos
2,5 mols de átomos — x
x = 1,505 ⋅ 1024 átomos
g) a quantidade de matéria que corresponde a 6,02 ⋅ 1024 átomos.
1 mol de átomos — 6,02 ⋅ 1023 átomos
 x — 6,02 ⋅ 1024 átomos
x = 10 mols de átomos
8. Para a substância química ácido sulfúrico (H2SO4), determine:
a) a massa de 6,02 ⋅ 1023 moléculas. ,
M.M = (2 ⋅ 1) + (1 ⋅ 32) + (4 ⋅ 16) = 98 u
6,02 ⋅ 1023 moléculas — 98 g
b) a massa de 1 mol de moléculas. 
1 mol de moléculas — 98 g — 6,02 ⋅ 1023 moléculas
c) o número de moléculas em 98 g. g
98 g — 6,02 ⋅ 1023 moléculas
Química 7
d) a quantidade de matéria em 98 g. a qua dade de a é a e 98 g
98 g — 1 mol de moléculas
e) a massa correspondente a 5 mols. a assa co espo de e a 5 o s
1 mol de moléculas — 98 g
5 mols de moléculas — x
x = 490 g
9. Dada amostracontém 4,9 g de ácido fosfórico, calcule:
a) a quantidade de matéria. a qua dade de a é a
1 mol de H3PO4 — 98 g
 x — 4,9 g
x = 0,05 mol de H3PO4
b) o número de moléculas. o ú e o de o écu as
 1 mol de H3PO4 — 6,02 ⋅ 10
23 moléculas
0,05 mol de H3PO4 — x
x = 3,01 ⋅ 1022 moléculas 
c) o número de átomos de hidrogênio. o ú e o de á o os de d ogê o
 1 mol de H3PO4 — 3 (6,02 ⋅ 10
23) átomos de H
0,05 mol de H3PO4 — x
x = 9,03 ⋅ 1022 átomos de H
d) a massa correspondente aos átomos de oxigênio. a assa co espo de e aos á o os de o gê o
 1 mol de H3PO4 — 4 (16) g de oxigênio
0,05 mol de H3PO4 — x
x = 3,2 g de oxigênio 
8 Volume 4
e) a quantidade de matéria de átomos de fósforo.
 1 mol de H3PO4 — 1 mol de átomos de fósforo
0,05 mol de H3PO4 — x
x = 0,05 mol de átomos de fósforo
10. Observe com atenção os dados que foram fornecidos e complete o quadro a seguir:
 (Dado: Constante de Avogadro = 6 ⋅ 1023)
Substância
Massa 
molar
Quantidade de 
matéria na amostra
Massa da 
amostra
Número aproximado de 
moléculas na amostra
C3H8 44 g/mol 0,25 mol 11 g 1,5 ⋅ 10
23
C3H6O 58 g/mol 0,05 mol 2,9 g 3,0 ⋅ 10
22
H2C2O4 90 g/mol 0,2 mol 18 g 1,2 ⋅ 10
23
11. A água sanitária, poderoso desinfetante e bactericida, é bastante usada na limpeza de hospitais e residências. 
Em pequenas quantidades, pode ser adicionada à água para lavar os alimentos (frutas e verduras), diminuindo a 
quantidade de agrotóxicos e de micro-organismos, sendo indicado o uso de uma colher de água sanitária para cada 
litro de água, durante 15 minutos. Sabendo que para produzir 1 L de água sanitária são necessários aproximadamente 
25 g de hipoclorito de sódio (NaCℓO), determine a quantidade de matéria de hipoclorito presente na água sanitária. 
M(NaCℓO) = 1 · 23 + 1 · 35,5 + 1 · 16 = 74,5 g/mol
1 mol de NaCℓO — 74,5 g
 x — 25 g
x ≅ 0,3 mol de NaCℓO
12. 
Tomar AAS diariamente ajuda a prevenir doenças cardiovasculares?
Uma das medidas mais eficazes em caso de suspeita de infarto é tomar dois comprimidos de ácido 
acetilsalicílico enquanto se procura o resgate (exceto quem for alérgico). A partir dessa orientação, 
muitas pessoas passam a ingerir por conta própria comprimidos do medicamento diariamente para 
prevenir o evento.
Entretanto, a automedicação pode trazer sérios riscos à saúde. A cardiologista Maristela Monachini, 
do hospital Sírio-Libanês, explica que não se deve criar esse hábito como prevenção primária, nem 
para infarto nem AVC (acidente vascular cerebral). “É importante deixar bem claro que esse tipo de 
remédio serve para diminuir a agregação de plaquetas e inibir a formação de coágulos no interior das 
artérias, e é indicado somente para pacientes que já tiveram um evento cardiovascular, pois quem 
já teve um evento cardíaco tem grande risco de sofrer outro. Já os indivíduos que tomam por conta 
própria porque ouviram falar que é bom devem ficar atentos, pois o AAS aumenta a incidência de 
hemorragias gástricas ou até em órgãos nobres, como o cérebro”. [...]
CONTE, Juliana. Tomar AAS diariamente ajuda a prevenir doenças cardiovasculares? Disponível em: <http://coracaoalerta.com.br/fique-alerta/
tomar-aas-diariamente-ajuda-prevenir-doencas-cardiovasculares/>. Acesso em: 28 set. 2015.
Química 9
 O ácido acetilsalicílico (AAS), mais conhecido como Aspirina®, é um dos remédios mais utilizados no mundo. Sabendo 
que em cada comprimido de aspirina há 500 mg de ácido acetilsalicílico (C9H8O4), calcule: 
a) a quantidade de matéria de AAS em um comprimido. 
M(C9H8O4) = 9 · 12 + 8 · 1 + 4 · 16 = 180 g/mol
1 mol de C9H8O4 — 180 g
 x — 500 · 10–3 g
x ≅ 2,8 · 10–3 mol
b) o número de moléculas de AAS em um comprimido. 
1 mol de C9H8O4 — 180 g — 6,02 · 10
23 moléculas
 0,5 g — x
x ≅ 1,67 · 1021 moléculas
13. (UEM – PR) Considere que a Constante de Avogadro é 6,0 · 1023 e assinale o que for correto.
(01) Nas mesmas condições de temperatura e pressão, o volume ocupado por 1 mol de argônio é igual ao volume 
ocupado por 32 gramas de ozônio.
X (02) O número de íons NH4
+ formados pela dissociação iônica completa de 2 mols de NH4Cℓ é 12 · 10
23 íons.
(04) A massa de mercúrio em um mol de cloreto mercuroso é 201 g.
X (08) A massa atômica do elemento Na é praticamente igual à de seu cátion Na+.
X (16) A massa molar do cloreto de sódio é aproximadamente 58 g/mol.
(01) Incorreto. 
1 mol de Ar — 22,4 L de Ar
1 mol de O3 — 48 g — 22,4 L
 32 g — x
 x ≅ 14,9 L de O3 
(02) Correto. 
NH4Cℓ → NH4
+ + Cℓ–
2 mols 2 mols 2 mols
 2 · 6,0 · 1023 íons NH4
+ = 12 · 1023 íons
(04) Incorreto. 
Cloreto mercuroso: Hg2Cℓ2 
Massa de mercúrio (Hg2Cℓ2) = 2 · 200,6 = 401,2 g
(08) Correto. A única diferença entre um átomo e o respectivo íon é a quantidade de elétrons. 
(16) Correto. 
Cloreto de sódio: NaCℓ
M(NaCℓ) = 1 · 23 + 1 · 35,5 = 58,5 g/mol ≅ 58 g/mol
10 Volume 4
14. (UFRGS – RS) A tabela a seguir contém alguns dados sobre as substâncias ácido acetilsalicílico, paracetamol e dipi-
rona sódica, utilizadas como fármacos analgésicos. 
Substância Ácido acetilsalicílico Paracetamol Dipirona sódica
Fórmula C9H8O4 C8H9O2N C13H16O4N3SNa
Massa molar (g mol–1) 180 151 333
 Levando em conta três amostras que contêm, cada uma, 10 g de uma dessas substâncias puras, considere as afir-
mações, abaixo, sobre elas. 
 I. A amostra de paracetamol apresentará o maior número de mols de substância. 
 II. A amostra de dipirona apresentará a maior massa de oxigênio. 
 III. As amostras de ácido acetilsalicílico e de dipirona apresentarão o mesmo número de mols de átomos de oxigênio. 
 Quais estão corretas? 
X a) Apenas I. b) Apenas II. c) Apenas I e III. d) Apenas II e III. e) I, II e III. 
I. Correta. Como as amostras apresentam a mesma 
massa de comprimido (10 g), terá maior quantidade 
de matéria o analgésico com menor massa molar. No 
caso, o paracetamol. 
Para comprovar, observe os cálculos: 
• Ácido acetilsalicílico
1 mol — 180 g
 x — 10 g 
x ≅ 0,055 mol 
• Paracetamol
1 mol — 151 g
 x — 10 g 
x ≅ 0,066 mol 
• Dipirona sódica:
1 mol — 333 g
 x — 10 g 
x ≅ 0,030 mol 
II. Incorreta. 
• Ácido acetilsalicílico
 1 mol de C9H8O4 — 4 mols de oxigênio
0,055 mol de C9H8O4 — x 
x = 0,22 mol de oxigênio ∴ 3,52 g
• Paracetamol
 1 mol de C8H9O2N — 2 mols de oxigênio
0,066 mol de C8H9O2N — x 
x = 0,132 mol de oxigênio ∴ 2,112 g
• Dipirona sódica
1 mol de C13H16O4N3SNa — 4 mols de oxigênio
0,030 mol de C13H16O4N3SNa — x 
x = 0,12 mol de oxigênio ∴ 1,92 g
III. Incorreta. 
• Ácido acetilsalicílico
1 mol de C9H8O4 — 4 mols de oxigênio 
0,055 mol de C9H8O4 — x
x = 0,22 mol de oxigênio
• Dipirona sódica
1 mol de C13H16O4N3SNa — 4 mols de oxigênio
0,030 mol de C13H16O4N3SNa — x 
x = 0,12 mol de oxigênio
A amostra de ácido acetilsalicílico apresenta maior massa de oxigênio. 
A amostra de ácido acetilsalicílico apresenta maior quantidade de matéria de oxigênio se comparada à dipirona. 
Química 11
15. (UEMG) Uma alimentação balanceada requer o consumo de cerca de 1 g de fósforo por dia. Nosso corpo apresenta 
aproximadamente 650 g desse elemento, que é concentrado principalmente nos ossos. Para suprir a necessidade 
diária de uma pessoa, a extração, por mineração, remove 22,6 kg de rocha fosfática por ano. As rochas fosfáticas 
podem ser fosforita (Ca3(PO4)2), fluorapatita (Ca5(PO4)3F) e hidroxiapatita (Ca5(PO4)3OH).
 Massas molares: P = 31 g/mol; Ca3(PO4)2 = 310 g/mol; Ca5(PO4)3F = 504 g/mol; Ca5(PO4)3OH = 502 g/mol.
 Em relação a esse texto, são feitas as seguintes afirmações:
 I. O corpo humano contém cerca de 21 mol de fósforo.
 II. O maior percentual de fósforo está na fluorapatita. O maior percentual de fósforo está na fosforita.
 III. A fosforita apresenta 20% de fósforo.
 IV. Para suprir a necessidade diária de uma pessoa, é necessária a extração de, aproximadamente, 62 g de rocha 
fosfática por dia. 
 São corretas
a) I, II e III apenas. b) II, III e IV apenas. X c) I, III e IV apenas. d) I, IIe IV apenas.
I. Correta. 
1 mol de P — 31 g
 x — 650 g
x ≅ 21 mols de P
II. Incorreta. 
• Fosforita
310 g de Ca3(PO4)2 — 100%
 (2 · 31) g de P — x
x = 20% de P
• Fluorapatita 
504 g de Ca5(PO4)3F — 100%
 (3 · 31) g de P — x
x = 18,45% de P
• Hidroxiapatita
502 g de Ca5(PO4)3OH — 100%
(3 · 31) g de P — x
x ≅ 18,52% de P
III. Correta. 
310 g de Ca3(PO4)2 — 100%
 (2 · 31) g de P — x
x ≅ 20% de P
IV. Correta. 
22,6 · 103g de rocha fosfática — 365 dias
 x — 1 dia
x ≅ 62 g de rocha fosfática
16. (IME – RJ) Em 19,9 g de um sal de cálcio encontra-se 0,15 mol desse elemento. Qual a massa molar do ânion triva-
lente que forma esse sal?
 Dado: Ca = 40 g/mol.
X a) 139 g/mol
b) 278 g/mol
c) 63,3 g/mol
d) 126,6 g/mol
e) 95 g/mol
Ânion trivalente = A3–
Ca2+A3– ∴ Ca3X2
(3 · 40 + 2 · M(A)) g — 3 mols de cálcio
 19,9 g — 0,15 mol de cálcio
0,15 · (120 + 2 M(A)) = 59,7
(120 + 2 M(A)) = 398
2 M(A) = 278
M(A) = 139 g/mol
12 Volume 4
Leis das Reações Químicas 
17. As Leis das Reações Químicas foram desenvolvidas com base em experimentos realizados no final do século XVIII. Elas 
auxiliaram os cientistas na previsão da quantidade das substâncias que participam das reações, tornando possível 
entendê-las e interpretá-las. 
 Sobre as Leis Ponderais e a Lei Volumétrica, relacione corretamente as colunas. 
( 1 ) Lei da Conservação da Massa ou Lei de Lavoisier
( 2 ) Lei das Proporções Definidas ou Lei de Proust
( 3 ) Lei Volumétrica ou Lei de Gay-Lussac
( 2 ) Qualquer que seja a procedência de uma substância 
composta, ela sempre será formada pelos mesmos 
elementos químicos, em uma mesma proporção em 
massa.
( 1 ) Em uma reação química, considerando o sistema 
fechado, a massa total do(s) reagente(s) é numeri-
camente igual à massa total do(s) produto(s).
( 3 ) Os volumes dos gases participantes de uma reação, 
quando medidos nas mesmas condições de tempe-
ratura e pressão, têm entre si uma proporção fixa 
expressa por números inteiros e pequenos.
18. O cloreto de sódio (NaCℓ), principal componente do sal de cozinha, é obtido principalmente por meio da rocha de 
sal em jazidas mineradas. Porém, o processo de obtenção mais conhecido é pela evaporação da água do mar. 
Independentemente da forma de obtê-lo, sua composição sempre será a mesma – 39% de sódio e 61% de cloro. 
Essa composição constante pode ser justificada por qual lei? Explique. 
A composição constante é justificada pela Lei das Proporções Definidas ou Lei de Proust. Segundo essa lei, a proporção em massa das 
substâncias reagentes e das que são produzidas numa reação é fixa, constante e invariável.
19. (UFRN) Uma lei química expressa regularidades dos processos químicos, permitindo explicá-los e também fazer 
previsões de comportamentos de fenômenos que pertencem ao contexto de aplicação dessa lei. Por exemplo, a 
Lei das Proporções Constantes de Proust expressa uma das mais importantes regularidades da natureza. Segundo 
essa lei, 
a) a composição química das substâncias compostas é sempre constante, não importando qual a sua origem, mas 
depende do método utilizado, na indústria ou no laboratório, para obtê-las.
b) a composição química das misturas é sempre constante, não importando qual sua origem mas depende do método 
utilizado, na indústria ou no laboratório, para obtê-las.
c) a composição química das misturas é sempre constante, não importando qual sua origem ou o método para 
obtê-las.
X d) a composição química das substâncias compostas é sempre constante, não importando qual a sua origem ou o 
método para obtê-las. A Lei de Proust afirma que: qualquer que seja a procedência de uma substância composta, ela será sem-
pre formada pelos mesmos elementos químicos, em uma mesma proporção em massa. 
Química 13
20. (UEL – PR) Leia o texto a seguir.
 
Para muitos filósofos naturais gregos, todas as substâncias inflamáveis continham em si o elemento 
fogo, que era considerado um dos quatro elementos fundamentais. Séculos mais tarde, George Stahl 
ampliou os estudos sobre combustão com a teoria do flogístico, segundo a qual a combustão ocorria 
com certos materiais porque estes possuíam um “elemento” ou um princípio comum inflamável que 
era liberado no momento da queima. Portanto, se algum material não queimasse, era porque não teria 
flogístico em sua composição. Uma dificuldade considerável encontrada pela teoria do flogístico era a 
de explicar o aumento de massa dos metais após a combustão, em sistema aberto. Lavoisier critica a 
teoria do flogístico e, após seus estudos, conciliou a descoberta acidental do oxigênio feita por Joseph 
Priestley, com seus estudos, chegando à conclusão de que o elemento participante da combustão 
estava nesse componente da atmosfera (o ar em si) juntamente com o material, e não em uma essência 
que todos os materiais continham.
(Adaptado de: STRATHERN, P. O Princípio da Combustão. In: STRATHERN, P. O Sonho de Mendeleiev. Rio de Janeiro: Jorge Zahar, 2002. 
p.175-193.)
 Com base no texto e nos conhecimentos sobre combustão, assinale a alternativa correta.
a) De acordo com a Lei de Lavoisier, ao queimar uma palha de aço, em um sistema fechado, a massa do sistema irá 
aumentar. Segundo a Lei de Lavoisier, em sistema fechado, a massa do sistema permanece constante. 
X b) Ao queimar uma folha de papel em uma caixa aberta, a massa da folha de papel diminui, porque os produtos da 
combustão são gasosos e se dispersam na atmosfera.
c) Ao queimar uma vela sobre uma bancada de laboratório, a massa da vela se manterá constante, pois houve apenas 
uma mudança de estado físico. Na queima de uma vela, há diminuição da massa devido à combustão do pavio e da parafina. 
d) Considere que, em um sistema fechado, 32,7 g de zinco em pó reagem com 4 g de gás oxigênio, formando 40,7 g 
de óxido de zinco (ZnO). 
e) Na combustão do carvão, em um sistema fechado,1 mol de C(s) reage com 1 mol de oxigênio formando 2 mols de 
dióxido de carbono (CO2). Combustão do carvão: C + O2 → CO2
21. Determine os valores das incógnitas, utilizando as Leis das Reações Químicas – Lavoisier e Proust. 
A + B → C + excesso
1º. experimento 8 g
+
:2
40 g
(32 g reagem)
→
: 2
x = 40 g
+
x 2
8 g de B
2º. experimento
5 g
(4 g reagem)
+ 16 g → 20 g + y = 1 g de A
3º. experimento 20 g + 80 g → z = 100 g + 0
4º. experimento 3 g + t = 12 g → v = 15 g + 0
Zn + 1/2 O2 → ZnO
32,7 g + 8 g = 40,7 g (sistema fechado – Lei de Lavoisier) 
14 Volume 4
22. (CEFET – MG) O esquema seguinte mostra um experimento que ocorre em duas etapas: a combustão (reação com O2) 
do enxofre e a reação do produto obtido com a água presente no recipiente. Assim, produz-se ácido sulfúrico (H2SO4), 
o que pode ser confirmado pelo aumento da acidez do meio.
 Considere que, ao final de dois experimentos análogos, foram obtidos os dados registrados na tabela seguinte.
Experimentos
Massa dos reagentes (g) Massa do produto (g)
S8 O2 H2O H2SO4
I 0,32 0,48 X 0,98
II 1,28 Y 0,72 Z
 A análise desses dados permite afirmar, corretamente, que
a) 
Y
X
4
b) Z < (X + Y)
c) Y X
0 48 0 72, ,
X d) 
0 72
0 98
,
,X
Z
Y
X
Y
X
= ≅
>
192
0 18
10 67
4
,
,
,
Y X
Y X
0 48
192
0 48
4
0 72
0 18
0 72
1
4
0 48 0 72
,
,
, ,
,
,
, ,
= = = =
>
0 72 0 72
0 18
4
0 98
3 92
0 98
4
, ,
, ,
,
,X
ZZ = 3,92
X + Y = 0,18 + 1,92 = 2,1
Z > (X + Y)
• Experimento 1: 
De acordo com a Lei de Lavoisier, em um sistema fechado, a massa total do(s) reagente(s) é numericamente igual à massa total 
do(s) produto(s). 
Portanto, 
0,32 + 0,48 + X = 0,98
0,80 + X = 0,98
X = 0,18
• Experimento 2: 
De acordo com a Lei de Proust, a proporção em massa das substâncias reagentes e das que são produzidas em uma reação é fixa, 
constante e invariável.
Portanto, 
0 32
128
0 48
192
,
,
,
,
=
=
Y
Y
Pela Lei de Lavoisier: 
1,28 + Y + 0,72 = Z 
1,28 + 1,92 + 0,72 = Z
Z = 3,92
Química15
Cálculo estequiométrico
23. O sulfeto de hidrogênio (H2S) é um gás incolor, de cheiro desagradável característico. Quando lançado no ar, reage com 
excesso de oxigênio formando água e dióxido de enxofre. Se 36 g de água são formados nessa reação, determine: 
a) a equação química balanceada que representa a reação. 
H2S + 3/2 O2 → H2O + SO2
b) a quantidade de matéria de O2. 
3/2 O2 : H2O
3/2 mol de O2 — 18 g de H2O
 x — 36 g de H2O
x = 3 mols de O2
c) a massa de H2S consumida. 
H2S : H2O
34 g de H2S — 18 g de H2O
 x — 36 g de H2O
x = 68 g de H2S
24. Os organismos clorofilados como plantas, algas e alguns tipos de bactérias são capazes de captar a energia solar e 
realizar a fotossíntese. Nesse processo, a partir da presença de luz, água e gás carbônico, ocorre a síntese de um 
composto orgânico. A fotossíntese pode ser representada pela seguinte equação não balanceada:
 H2O(ℓ) + CO2(g)
luz⎯ →⎯ C6H12O6(s) + O2(g)
 Com base nas informações:
a) faça o balanceamento da equação química.
6 H2O(ℓ) + 6 CO2(g)
luz⎯ →⎯ C6H12O6(s) + 6 O2(g)
b) determine a massa de glicose produzida a partir de 12 mols de gás carbônico. 
6 CO2 : C6H12O6
6 mols de CO2 — 180 g de C6H12O6
12 mols de CO2 — x 
x = 360 g de C6H12O6
16 Volume 4
25. (UFPR) O palito de fósforo é um dos artigos mais úteis no nosso cotidiano. Na sua composição, possui fósforo ver-
melho, enxofre e clorato de potássio. A cabeça de um palito de fósforo pesa aproximadamente 0,05 g. A reação que 
ocorre na queima da cabeça de fósforo está representada a seguir: 
 3 P4 + S + 10 KCℓO3 + O2 → 3 P4O10 + 10 KCℓ + SO2
 O cheiro característico de “fósforo queimado” se deve ao dióxido de enxofre formado. 
 Dados: No palito de fósforo, os componentes estão em quantidades estequiométricas. M (g · mol–1): Cℓ = 35,5; K = 39; 
O = 16; P = 31; S = 32.
 A massa (em g) de dióxido de enxofre produzido ao queimar uma cabeça de fósforo é aproximadamente:
a) 3 · 10–2 b) 9 · 10–3 X c) 2 · 10–3 d) 9 · 10–4 e) 4 · 10–5 
Massa molar do palito de fósforo:
M(P4) = 4 · 31 = 124 g/mol
M(S) = 32 g/mol
M(KCℓO3) = 1 · 39 + 1 · 35,5 + 3 · 16 = 122,5 g/mol
3 P4 + S + 10 KCℓO3 : SO2
(3 · 124 + 32 + 10 · 122,5) g — (32 + 2 · 16) g
 0,05 g — x 
1 629 g de palito de fósforo — 64 g de SO2
0,05 g de palito de fósforo — x
x = 1,96 · 10–3 g de SO2 ≅ 2 · 10
–3 g
26. 
O silício comercial [...] é obtido a partir de quartzo, quartizitos ou areias silicosas, usando coque de 
petróleo, carvão mineral ou vegetal como agentes redutores. A redução é realizada em fornos de arco 
elétrico com eletrodos de carbono submersos em temperatura superior a 1 900 °C, reduzindo o óxido 
de silício a silício, conforme a equação: SiO2 + C → Si + CO2. 
[...]
MORI, V. et al. Metalurgia do silício: processos de obtenção e impactos ambientais. Disponível em: <http://www.cetem.gov.br/publicacoes/serie-
tecnologia-ambiental/item/153-metalurgia-do-silicio-processos-de-obtencao-e-impactos-ambientais>. Acesso em: 29 set. 2015.
 Com base na reação de obtenção do silício a partir de 1 t de SiO2 e 1 t de C, determine:
a) o reagente limitante e o reagente em excesso.
SiO2 : C 
1 mol de SiO2 : 1 mol de C
60 g de SiO2 — 12 g de C
1 000 g de SiO2 — 1 000 g de C
(1 000 · 12) g < (1 000 · 60) g
limitante em excesso
b) a massa de reagente em excesso.
60 g de SiO2 — 12 g de C
1 000 g de SiO2 — x
x = 200 g de C (reagem)
Reagente em excesso: 1 000 g – 200 g = 800 g
Química 17
c) a massa de silício obtida.
60 g SiO2 — 28 g Si
1 000 g SiO2 — x
x ≅ 467 g Si
27. (UEM – PR) Quando realizamos uma atividade física, nosso corpo necessita de energia. A glicose é o principal com-
bustível, fornecendo energia necessária para os diversos tipos de trabalhos biológicos. 
 Considerando a reação química abaixo (fórmula da glicose), assinale o que for correto: 
 C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) + energia
(01) A sacarose (C12H22O11) tem o dobro de teor de carbono em relação à glicose. 
X (02) A reação acima pode ser representada como: CH2O + O2 → CO2 + H2O + energia. 
X (04) Com base na equação química, 540 g de glicose produzem 108 ⋅ 1023 moléculas de H2O. 
(08) Se colocarmos para reagir 90 g de sacarose e 90 g de O2, a quantidade de água produzida será de 54 g. 
X (16) Se utilizarmos 1/3 mols de glicose, a equação química pode ser representada por: 
1/3 C6H12O6 + 2 O2 → 2 CO2 + 2 H2O. 
 Somatório: 22 (02 + 04 + 16)
(01) Incorreta. 
M(C12H22O11) = 12 ⋅ 12 + 22 ⋅ 1 + 11 ⋅ 16 = 342 g/mol
342 g de sacarose — 100%
144 g de carbono — x
x = 42,10% de carbono
M(C6H12O6) = 6 ⋅ 12 + 12 ⋅ 1 + 6 ⋅ 16 = 180 g/mol
180 g de glicose — 100%
72 g de carbono — x
x = 40% de carbono
(04) Correta. 
C6H12O6(s) : 6 H2O(ℓ)
180 g — 6 ⋅ 6,02 ⋅ 1023 moléculas
540 g — x
x ≅ 1,08 ⋅ 1025 moléculas = 108 ⋅ 1023 moléculas
(08) Incorreta. 
C12H22O11 : 6 O2
342 g — 12 ⋅ 32 g
 90 g — 90 g
(12 ⋅ 32 ⋅ 90) g > (342 ⋅ 90) g
em excesso limitante
12 O2(g) : 11 H2O(ℓ)
12 ⋅ 32 g — 11 ⋅ 18 g
 90 g — x
x ≅ 46 g de H2O
A sacarose (C12H22O11) tem o dobro de átomos de carbono em relação à glicose. O teor (porcentagem) de carbono é praticamente igual.
A reação química representada no enunciado corresponde a equação balanceada. CH2O corresponde a fórmula mínima da glicose.
18 Volume 4
28. (MACKENZIE – SP) A reação de ustulação da pirita 
(FeS2) pode ser representada pela equação a seguir: 
 4 FeS(s) + 11 O2(g) → 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g)
 Considerando que o processo de ustulação ocorra nas 
CNTP, é correto afirmar que o volume de SO2 produzido 
na reação de 600 g de pirita que apresente 50% de 
pureza é de
 Dado: massa molar (g ⋅ mol–1) FeS2 = 120 
a) 56,0 L
X b) 112,0 L
c) 168,0 L
d) 224,0 L
e) 280,0 L
600 g de pirita — 100%
 x — 50%
x = 300 g de pirita
4 FeS(s) : 8 SO2(g)
4 ⋅ 120 g — 8 ⋅ 22,4 L
 300 g — x
x = 112 L de SO2
29. A obtenção de alumínio é feita a partir do mineral bau-
xita, que contém em média 55% de alumina (Aℓ2O3). 
A passagem de corrente elétrica na célula eletrolítica 
promove a redução da alumina em alumínio metálico, 
conforme a equação: 2 Aℓ2O3 → 4 Aℓ + 3 O2. 
 Calcule a massa de bauxita necessária para produzir 
1 kg de alumínio.
2 Aℓ2O3 : 4 Aℓ
2 (2 ⋅ 27 + 3 ⋅ 16) g — 4 ⋅ 27 g
 x — 1 kg
x ≅ 1,89 kg de Aℓ2O3 
1,89 kg de Aℓ2O3 — 55%
x — 100%
x ≅ 3,44 kg de bauxita
30. Entre os principais sulfatos existentes no cotidiano, 
destaca-se o sulfato de cálcio. Sua forma mais abun-
dante é a hidratada (CaSO4·2H2O), sendo conhecida 
como gipsita; porém, sua forma mais conhecida é a 
anidra (CaSO4), usada para a fabricação do giz. Esse 
sal pode ser obtido pela reação entre a solução aquosa 
de cloreto de cálcio com a solução aquosa de sulfato 
de sódio. Sobre esse processo, e sabendo que a reação 
entre as soluções apresenta um rendimento de 75%, 
assinale V para as afirmativas verdadeiras e F para as 
falsas. 
( F ) A equação balanceada para a produção do sulfato 
de cálcio anidro é 
 CaCℓ2(aq) + Na2SO4(aq) → CaSO4(s) + NaCℓ(aq). 
( F ) A reação de obtenção do sulfato de cálcio anidro é 
de deslocamento. A reação é de dupla-troca.
( F ) A massa obtida de CaSO4 a partir de 2 mols de 
CaCℓ2 é de 272 g.
( V ) A massa molar do sulfato de cálcio é 136 g/mol. 
CaCℓ2 : CaSO4
1 mol de CaCℓ2 — 136 g de CaSO4
2 mols de CaCℓ2 — x
x = 272 g de CaSO4
272 g de CaSO4 — 100%
x — 75%
x = 204 g de CaSO4
31. (UEPA) O estrôncio pode ser obtido a partir do mineral 
celestita (SrSO4). Supondo que se tenha 1 837 g deste 
mineral, a quantidade, em kg, que se obtém de estrôn-
cio, considerando um rendimento de 80%, é de:
 Dados: Sr = 87,6 g/mol; S = 32,1 g/mol e O = 16,0 g/mol.
X a) 0,7 kg
b) 7,0 kg
c) 70,0 kg
d) 0,8 kg
e) 8,76 kg
SrSO4 → Sr
2+ + SO4
2–
M(SrSO4) = (87,6 + 32,1 + 4 · 16) = 183,7 g/mol
SrSO4 : Sr
183,7 g — 87,6 g
1 837 g — x
x = 876 g de estrôncio
876 g — 100%
 x — 80%
x = 700,8 g ≅ 700 g ou 0,7 kg
A equação balanceada é 
CaCℓ2(aq) + Na2SO4(aq)→ CaSO4(s) + 2 NaCℓ(aq). 
A massa de CaSO4 obtida, para um 
rendimento de 75%, é igual a 204 g. 
Química 19
Gases 
08
Estado de um gás
Propriedades dos gases
• Compressibilidade: indica as variações de volume de um gás quando este é 
submetido a alterações de pressão. 
• Expansibilidade: capacidade de aumentar de volume e ocupar todo o espaço disponível. 
• Miscibilidade: capacidade de formar com outra substância uma mistura homogênea.
Termos utilizados para 
substâncias no estado gasoso
• Gás: substâncias que, em condições ambientes (25 ºC e 1 atm), são gases.
• Vapor: substâncias que, em condições ambientes, estão no estado líquido ou sólido 
e, por meio de processos como a vaporização, caracterizam o estado de vapor.
Características gerais dos 
gases
– Praticamente não há coesão entre as moléculas.
– Apresentam elevado grau de mobilidade.
– As moléculas movimentam-se de maneira contínua e desordenada, em todas as 
direções e sentidos. 
Teoria cinética dos gases ideais
• O movimento das partículas (moléculas ou átomos) constituintes de um gás é desordenado e contínuo. 
• As partículas de um gás encontram-se muito afastadas umas das outras, sendo seu tamanho insignificante se comparado à distância entre elas.
• As forças de atração entre as partículas de um gás são praticamente nulas, devido à distância entre elas e ao intenso movimento que apresen-
tam. As partículas gasosas só exercem forças umas sobre as outras em caso de colisões mútuas com as paredes do recipiente que as contém. 
• As colisões ocorrem de forma perfeitamente elástica, ou seja, sem ganho nem perda de energia cinética. 
• A velocidade média das partículas de um gás aumenta com o aumento da temperatura.
Variáveis de estado
Pressão
surge das colisões das moléculas gasosas com as paredes internas do recipiente. 
2
Força (N)
Pressão (Pa) =
Área (m )
Unidade (SI) = Pa (Pascal)
1 atm = 1 bar = 760 mmHg = 760 torr = 1,0 ⋅ 105 Pa
Volume
corresponde ao espaço ocupado pela massa gasosa. 
Unidade (SI) = m3
1 dm3 = 1 L
1 cm3 = 1 mL
1 L = 1 000 mL = 1 000 cm3
1 m3 = 1 000 dm3 = 1 000 L = 106 mL = 106 cm3
Temperatura
medida da sua energia cinética, por isso está relacionada com o grau de agitação das partículas.
Unidade (SI) = K (Kelvin)
T(K) = T(°C) + 273
20 Volume 4
Transformações gasosas
Transformação 
isotérmica
Sob temperatura constante, o volume ocupado por uma quantidade fixa de gás é inversamente 
proporcional à pressão exercida sobre ele. 
pinicial · Vinicial = pfinal · Vfinal
 Quanto maior o volume 
ocupado por uma 
amostra gasosa, sob 
temperatura constante, 
menor a pressão 
exercida sobre ela e 
vice-versa. 
Transformação 
isobárica
Sob pressão constante, o volume ocupado por uma quantidade fixa de gás é diretamente 
proporcional à temperatura absoluta no qual ele se encontra. 
V
T
=
V
T
inicial
inicial
final
final
 Quanto maior a 
temperatura (absoluta) de 
uma amostra gasosa, sob 
pressão constante, maior o 
volume ocupado por ela e 
vice-versa. 
Transformação 
isocórica
Sob volume constante, a pressão exercida por uma quantidade fixa de gás é diretamente 
proporcional à sua temperatura absoluta.
p
T
= 
p
T
inicial
inicial
final
final
 Quanto maior a 
temperatura (absoluta) 
de uma amostra gasosa, 
sob volume constante, 
maior a pressão 
exercida sobre ela e 
vice-versa. 
Ilu
st
ra
çõ
es
: J
ac
k 
A
rt
. 2
01
1.
 V
et
or
.
Química 21
Transformação geral
Quando ocorrem modificações simultâneas nas três variáveis de estado (p, V e T). 
p V
T
= 
p V
T
inicial inicial
inicial
final final
final
⋅ ⋅
Equação de Clapeyron 
 • Equação de estado de um gás: 
p ⋅ V = n ⋅ R ⋅ T
R = constante universal dos gases ou Constante de Clapeyron
– Para pressão em mmHg = 62,364 mmHg ⋅ L ⋅ mol–1 ⋅ K–1
– Para pressão em atm ≅ 0,0821 atm ⋅ L ⋅ mol–1 ⋅ K–1
Densidade absoluta dos gases
 • CNTP: 
d 
 
 
 
=
=
( )
( )
M massa molar
V volume molar
d
M
22 4,
 • Em outras condições: 
d
p M
R T
=
⋅
⋅
22 Volume 4
Atividades
Estado de um gás
1. Os gases são constituídos por partículas minúsculas, que podem ser átomos ou moléculas. Como não é possível 
visualizar esses componentes, o comportamento e as características dos gases se baseiam em um modelo ideal – 
Teoria Cinética dos Gases. Encontre no caça-palavras 3 principais características dos gases.
Q W E R F T Y U I O P A S D F O G H J K
L Ç Z X A C V B N M Q W E R A T Y U I O
P A S D S F G H J K L Ç Z Ç X C V B N O
M Q W E S R T Y U I O P A A S D F G H A
J K L Ç A Z X C V B N T M Q W E R T Y S
E U I O P A S D F G A H J K L Ç Z X C S
V X B N M Q W E R M T Y U I O P A S D E
F G P H J K L Ç R Z X C V B N M Q W E R
R T Y A U I O D P A S D F G H J K L Ç P
Z X C V N B N M Q W E E A R O H C R T M
Y U I O P S A S D F G H J K L Ç Z X C O
V B N M Q W A E R T Y U I O P A S D F C
G V O N U M E O A R I A V E L H J K L Ç
Z X C V E D A D I L I B I C S I M A S D
2. Uma amostra de um gás originalmente mantida a 700 mmHg, em um recipiente de 120 L em temperatura ambiente, 
é submetida a certa pressão. Mantendo a temperatura constante, qual será a pressão no volume de 30 L?
Transformação isotérmica – T constante
pinicial ⋅ Vinicial = pfinal ⋅ Vfinal
700 ⋅ 120 = pfinal ⋅ 30
30 pfinal = 84 000
pfinal = 2 800 mmHg
3. A pressão do gás em uma lata em aerossol, em temperatura ambiente, é 1,5 atm. Qual a pressão quando a lata é 
aquecida a 450 ºC?
Transformação isocórica – V constante
p
T
p
T
p
p at
inicial
inicial
final
final
final
final
=
=
≅
15
298 723
3 6
,
,
 
mm
Química 23
4. Um recipiente, indeformável e hermeticamente fechado, apresenta 10 dm3 de um gás a 27 ºC e pressão de 2 atm. 
Qual a temperatura, em ºC, quando a pressão do gás atingir 2,2 atm? 
Transformação isocórica – V constante
p
T
p
T
T
T K
inicial
inicial
final
final
final
final
2
300
2 2
330 57
,
 
ººC
5. (UERN) 
Os refrigerantes são formados por uma mistura de água, gás carbônico e algum tipo de xarope, 
que dá a cor e o gosto da bebida. Mas essas três coisas não são combinadas de uma vez – primeiro, 
os fabricantes juntam a água e o gás, em um aparelho chamado carbonizador. Quando esses dois 
ingredientes se misturam, a água dissolve o CO2, dando origem a uma terceira substância, o ácido 
carbônico, que tem forma líquida. Depois, acrescenta-se o xarope a esse ácido. O último passo é 
inserir uma dose extra de CO2 dentro da embalagem para aumentar a pressão interna e conservar a 
bebida. 
(Disponível em: http://mundoestranho.abril.com.br/materia/como-se-coloca-o-gas-nos-refrigerantes.) 
 Com relação ao gás dos refrigerantes, é correto afirmar que 
a) diminui, se aumentar a pressão. 
b) está completamente dissolvido no líquido. 
X c) escapa mais facilmente do refrigerante quente. 
d) escapa mais facilmente do refrigerante gelado.
6. (UFPR) A equação geral dos gases ideais é uma equação de estado que correlaciona pressão, temperatura, volume e 
quantidade de matéria, sendo uma boa aproximação ao comportamento da maioria dos gases. 
 Os exemplos descritos a seguir correspondem às observações realizadas para uma quantidade fixa de matéria de gás 
e variação de dois parâmetros.
 Numere as representações gráficas relacionando-as com as seguintes descrições.
 1. Ao encher um balão com gás hélio ou oxigênio, o balão apresentará a mesma dimensão.
 2. Ao encher um pneu de bicicleta, é necessária uma pressão maior que a utilizada em pneu de carro.
 3. O cozimento de alimentos é mais rápido em maiores pressões.
 4. Uma bola de basquete cheia no verão provavelmente terá aparência de mais vazia no inverno, mesmo que não 
tenha vazado ar.
( 2 ) ( 3 ) ( 4 ) ( 1 )
 Assinale a alternativa que apresenta a sequência correta na numeração das representações gráficas.
a) 1 – 3 – 4 – 2 
X b) 2 – 3 – 4 – 1 
Em um volume constante, a pressão e a temperatura são diretamente 
proporcionais. Portanto, o aumento da temperatura ocasiona uma ele-
vação na energiadas moléculas com consequente aumento da pressão. 
Devido a isso, o refrigerante tende a perder mais gás quando quente.
24 Volume 4
c) 4 – 2 – 1 – 3
d) 4 – 3 – 1 – 2 
e) 2 – 4 – 3 – 1 
7. (UFPR) 
“Gelo de fogo” escondido em permafrost é fonte de energia do futuro? 
Conhecido como “gelo que arde”, o hidrato de metano consiste em cristais de gelo com gás preso em 
seu interior. Eles são formados a partir de uma combinação de temperaturas baixas e pressão elevada 
e são encontrados no limite das plataformas continentais, onde o leito marinho entra em súbito 
declive até chegar ao fundo do oceano. Acredita-se que as reservas dessa substância sejam gigantescas. 
A estimativa é de que haja mais energia armazenada em hidrato de metano do que na soma de 
todo petróleo, gás e carvão do mundo. Ao reduzir a pressão ou elevar a temperatura, a substância 
simplesmente se quebra em água e metano – muito metano. Um metro cúbico do composto libera 
cerca de 160 metros cúbicos de gás a pressão e temperatura ambiente, o que o torna uma fonte de 
energia altamente intensiva.
Disponível em: <http://www.bbc.co.uk/portuguese/noticias/2014/04/140421_energia_metano_ms.shtml.> Acessado em 21/04/2014. Texto adaptado.
 Dado: R = 8,2 ⋅ 10–5 m3 atm K–1 mol–1
 Para armazenar todo o gás do interior de 1 m3 de “gelo de fogo” num cilindro de 1 m3 e a temperatura de 0 °C, é 
necessária uma pressão (em atm) de
a) 160 X b) 146 c) 96 d) 48 e) 1
p V
T
p V
T
p
inicial inicial
inicial
final final
final
fin
⋅
=
⋅
⋅
=
1 160
298
aal
finalp atm
⋅
≅
1
273
146 57
 
,
8. (UPF – RS) Ao fazer uma análise do comportamento físico-químico dos gases, foram feitas as seguintes constatações:
 I. Numa bexiga cheia de ar, as moléculas dos gases estão em constante movimento e, consequentemente, chocam-se 
contra as paredes do recipiente que as contém, devido à energia cinética que possuem.
 II. Numa panela de pressão, o aumento da pressão interna faz com que a água utilizada no aquecimento entre em 
ebulição em temperatura menor do que em pressão de 1 atm e por isso os alimentos sejam cozidos mais rapida-
mente. 
 III. Quando um gás está armazenado em um recipiente de volume variável, numa transformação isobárica, e for 
exposto a aumento de temperatura, a energia cinética de suas moléculas será maior e, com isso, ocupará menor 
volume. 
 IV. A temperatura de um gás, à pressão constante, é definida como a medida da energia cinética média de suas mo-
léculas e, dessa forma, quanto maior for a energia cinética, maior será a temperatura.
 Está correto apenas o que se afirma em:
a) I e II. b) II e III. c) III e IV. X d) I e IV. e) II e IV.
1. Balão com gás hélio ou oxigênio – Segundo Avogadro, volumes iguais de gases diferentes nas mesmas condições 
de pressão e temperatura apresentam a mesma quantidade de matéria (n) ∴ Gráfico 4.
2. Pneu de bicicleta – Sob temperatura constante, quanto menor for o volume ocupado por uma amostra gasosa, 
maior será a pressão exercida sobre ela, ou seja, as duas variáveis são inversamente proporcionais ∴ Gráfico 1. 
3. Cozimento de alimentos – Em volume constante, pressão e temperatura são diretamente proporcionais, ou seja, 
um aumento da pressão ocasiona uma elevação na temperatura ∴ Gráfico 2.
4. Bola de basquete – Em pressão constante, o volume ocupado por certa quantidade de gás é diretamente pro-
porcional à sua temperatura ∴ Gráfico 3.
Em uma panela de pressão, o aumento da pressão interna favorece a elevação da temperatura de ebulição. Com isso, os 
alimentos cozinham mais rapidamente. 
Em uma transformação isobárica, as variáveis volume e temperatura são diretamente proporcionais. Portanto, o aumento 
da temperatura favorece uma elevação da energia cinética das moléculas, resultando em um aumento de volume. 
Química 25
Equação de Clapeyron
9. Uma empresa precisou transportar 60 g de amônia (NH3), em um recipiente de 20 L, de Porto Alegre (sob temperatura 
de 5 °C) até Fortaleza (a 35 °C). Com base nessa logística, responda:
a) qual o volume final sob pressão constante?
V
T
V
T
V
V L
inicial
inicial
final
final
final
final
=
=
≅
20
278 308
22
 
b) qual a pressão do gás em Porto Alegre?
p V n R T
p V
m R T
M
p
p
p atm
⋅ = ⋅ ⋅
⋅ = ⋅ ⋅
⋅ = ⋅ ⋅
⋅ =
≅
 
20
60 0 082 278
17
20 80 46
4 02
,
,
,
c) qual a pressão que a amônia exerce nas paredes do recipiente em Fortaleza?
p V n R T
p V
m R T
M
p
p
p atm
⋅ = ⋅ ⋅
⋅ = ⋅ ⋅
⋅ = ⋅ ⋅
⋅ =
≅
 
20
60 0 082 308
17
20 89 14
4 46
,
,
,
10. 
Oxigênio 
Na temperatura ambiente e pressão atmosférica, o oxigênio é um gás oxidante, não tóxico, incolor, 
inodoro e insípido. É levemente azulado quando no estado líquido ou sólido. Sua propriedade mais 
importante é sua habilidade de manter a vida e de suportar a combustão. Em quantidades moderadas, 
o oxigênio é distribuído em cilindros de aço como um gás não liquefeito à pressão de cerca de 200 
bar a 21 ºC. Em grandes quantidades, é transportado na forma líquida em carretas equipadas com 
tanques criogênicos, normalmente a temperatura de cerca de –183 ºC e baixa pressão.
[...]
GAMA Gases. Propriedades dos gases: Oxigênio. Disponível em: <http://www.gamagases.com.br/propriedades_oxigenio.htm>. Acesso em: 20 ago. 
2015.
 Considerando 50 dm3 de gás oxigênio não liquefeito, determine a quantidade de matéria transportada. 
 Dados: R = 0,082 atm ⋅ L ⋅ K–1⋅ mol–1; 1 bar = 0,987 atm.
26 Volume 4
V = 50 dm3 = 50 L
p = 200 bar = 197,4 atm
T = 21 °C = 294 K
p ⋅ V = n ⋅ R ⋅ T
197,4 ⋅ 50 = n ⋅ 0,082 ⋅ 294
24,108 n = 9 870
n ≅ 409,4 mol de O2
11. (UNESP – SP) Incêndio é uma ocorrência de fogo não controlado, potencialmente perigosa para os seres vivos. Para 
cada classe de fogo existe pelo menos um tipo de extintor. Quando o fogo é gerado por líquidos inflamáveis como álcool, 
querosene, combustíveis e óleos, os extintores mais indicados são aqueles com carga de pó químico ou gás carbônico.
 Considerando-se a massa molar do carbono = 12 g ⋅ mol–1, a massa molar do oxigênio = 16 g ⋅ mol–1 e 
R = 0,082 atm ⋅ L ⋅ mol–1 ⋅ K–1, o volume máximo, em litros, de gás liberado a 27 ºC e 1 atm, por um extintor de gás 
carbônico de 8,8 kg de capacidade, é igual a:
a) 442,8 b) 2 460,0 c) 4 477,2 X d) 4 920,0 e) 5 400,0
M(CO2) = (12 + 2 · 16) = 44 g/mol
8,8 kg = 8 800 g
T = 27 + 273 = 300 K
p V n R T
V
V L
⋅ = ⋅ ⋅
⋅ = ⋅ ⋅
=
1
8 800 0 082 300
44
4 920
,
 
12. (FGV – SP) 
O consumo brasileiro total de explosivos não militares é da ordem de 200 mil t/ano por empresas 
mineradoras como a Vale (Carajás e Itabira), MBR, Yamana, dentre outras. O principal explosivo 
empregado é o nitrato de amônio, embalado em cartuchos. Sua ação como explosivo se deve à sua 
instabilidade térmica. Por meio da ignição de um sistema detonador, esse sal se decompõe resultando 
em produtos gasosos de acordo com a seguinte equação química: 
NH4NO3 → N2(g) + 2 H2O(g) + 1/2 O2(g)
(Explosivos em Expansão, em Posto de Escuta: crônicas químicas e econômicas. Albert Hahn, Editora Cla, 2012. Adaptado)
 Considerando um cartucho com a capacidade de 1,0 L, contendo 160 g de nitrato de amônio, no instante da ignição, 
quando ocorre a completa reação de decomposição do sal a 167 ºC, a pressão no interior do cartucho, no instante de 
sua ruptura e explosão é, em atm, igual a aproximadamente
 Dados: R = 0,082 atm ⋅ L ⋅ K–1 ⋅ mol–1
a) 1,0 ⋅ 102 b) 1,0 ⋅ 103 X c) 2,5 ⋅ 102 d) 2,5 ⋅ 103 e) 7,0 ⋅ 102
NH4NO3 → N2(g) + 2 H2O(g) + 1/2 O2(g)
1 mol de NH4NO3 : 3,5 mols de gases 
80 g de NH4NO3 — 3,5 mols de gases
160 g de NH4NO3 — x 
x = 7 mols de gases
T= 167 oC = 167 + 273 = 440 K
p ⋅ V = n ⋅ R ⋅ T
p ⋅ 1 = 7 ⋅ 0,082 ⋅ 440
p = 252,56 atm ≅ 2,5 ⋅ 102 atm
Química 27
28 Volume 4