PCSP - Química - Polícia Civil do Estado de São Paulo

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Química 
 
 
 
 
 
 
 
Noções de Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Livro Eletrônico 
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Transformações e Propriedades da Matéria
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TRANSFORMAÇÕES E PROPRIEDADES DA MATÉRIA
Transformações e Propriedades da Matéria
Quando começamos a estudar a química, nos deparamos em conceituar o que essa 
ciência estuda. A definição mais utilizada é a seguinte:
“Ciência que estuda a estrutura da matéria, a composição e as propriedades das diferen-
tes matérias, suas transformações e variações de energia.”
Dessa forma, é necessário entendermos o que são transformações e quais são as pro-
priedades para iniciarmos nossos estudos. Como o próprio nome já indica, transformações 
são processos em que ocorre uma mudança com a matéria, que pode se realizar com a 
formação de novos materiais ou não.
• Se a transformação ocorrer com a formação de novos materiais, ela é chamada de 
transformação química;
• Se a transformação ocorrer sem a formação de novos materiais, ela é chamada de 
transformação física.
ATENÇÃO
Para identificar na prática o tipo de transformação ocorrida, é necessário comparar o esta-
do anterior da matéria com o seu resultado posterior (após sofrer a transformação). 
Por exemplo, quando ocorre a combustão de uma certa substância ela não continuará 
a mesma, uma vez que se verifica a formação de novas substâncias originadas no pro-
cesso, fato que implica uma transformação química. Agora, quando um material muda de 
estado de agregação (por exemplo de sólido para o líquido), ainda que haja uma mudança, 
ele continuará sendo o mesmo material, tratando-se de uma transformação física.
Em outras palavras, é necessário analisar o processo total para julgarmos se a transfor-
mação ocorrida é do tipo química ou física. É importante avaliar o estado inicial (reagentes) 
e o estado final (produtos) do processo para chegarmos a alguma conclusão.
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Inicial → Final
Reagentes → Produtos
O que se deve avaliar para que haja certeza quanto ao tipo de transformação ocorrida?
Devemos avaliar as propriedades dos materiais consumidos e produzidos no processo.
Em resumo, substâncias diferentes possuem propriedades diferentes. Isto é, se o 
processo for químico, as propriedades do material inicial são diferentes das proprieda-
des do material final. Se o processo for físico, as propriedades do material não mudam 
com a transformação. 
Quais são as propriedades que devem ser avaliadas?
As propriedades da matéria são divididas basicamente em três tipos:
• Propriedades Gerais da Matéria;
• Propriedades Funcionais da Matéria; e
• Propriedades Específicas da matéria.
Propriedades gerais
As propriedades gerais da matéria são comuns a toda e qualquer espécie de maté-
ria. São elas: massa, extensão, impenetrabilidade, divisibilidade, compressibilidade e elasti-
cidade. Trata-se normalmente de propriedades extensivas e são dependentes da quanti-
dade de substância que constitui o corpo.
Existem também as propriedades intensivas, as quais independem da quantidade de 
substância que constitui o corpo, como a temperatura e a densidade. 
Propriedades funcionais
As propriedades funcionais da matéria são propriedades observadas somente em 
determinados grupos da matéria. Esses grupos são chamados de funções químicas 
(ácidos, bases, sais…).
Propriedades específicas
As propriedades específicas da matéria auxiliam no reconhecimento de um determi-
nado material. Dividem-se em três tipos:
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• propriedades organolépticas;
• propriedades físicas; e
• propriedades químicas.
Obs.: As propriedades organolépticas são aquelas relacionadas aos sentidos.
Propriedades físicas
As propriedades físicas são aquelas geradas pela análise de seu comportamento num 
processo físico.
Propriedades químicas
As propriedades químicas são propriedades características de uma substância 
quando na presença de outra substância.
Organograma: Propriedades da matéria
PROPRIEDADES DA MATÉRIA
Propriedades Gerais:
• Massa;
• Extensão;
• Impenetrabilidade.
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Propriedades Funcionais:
• Acidez;
• Basicidade;
• Salinidade.
Propriedades Específicas:
• Organoléptica;
• Físicas;
• Químicas.
Sendo assim, o reconhecimento das transformações depende diretamente do reconheci-
mento das propriedades.
• Se a transformação for química as propriedades se alteram, isto é, as propriedades 
iniciais serão diferentes das finais; 
• Se a transformação for física as propriedades não se alteram, isto é, as propriedades 
iniciais serão iguais as propriedades finais.
Quais transformações devem ser estudadas?
Para as transformações físicas devemos estudar as mudanças dos estados de agre-
gação da matéria:
Nesses processos, é necessário entender o que realmente ocorre com a agregação da 
matéria, que corresponde a forma como ela constrói sua união. Esse entendimento refere-se 
a sua estrutura:
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• As transformações que diminuem a aglomeração entre as partículas (fusão, ebuli-
ção e sublimação) são processos endotérmicos;
• O processo contrário, isto é, que aumentam a aglomeração entre as partículas 
(liquefação, solidificação e ressublimação) são processos exotérmicos.
A análise das mudanças de fases de agregação deve avaliar não somente a tempera-
tura, mas também a influência da pressão, uma vez que esses dois fatores atuando em 
conjunto interferem na agregação. O estudo conjunto da interferência da pressão e da 
temperatura faz com que a matéria se encontre no estado vapor ou no estado gás.
• Vapor é um estado de agregação abaixo do ponto crítico;
• Gás é um estado de agregação acima do ponto crítico;
• Ponto crítico é a temperatura mais alta em que o líquido e o gás podem coexistir. 
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1. (IDECAN/PROFESSOR-RJ) “Em Química, um fenômeno é caracterizado como físico 
ou transformação quando as moléculas da substância que por ele passa permanecem 
intactas. Embora existam muitos fenômenos físicos, os que mais interessa à Química 
são as mudanças de estado físico.” (Feltre, Ricardo in Fundamentos da Química)
Sobre tais “mudanças”, analise:
I – A diminuição da pressão atmosférica aumenta a temperatura de ebulição de um 
líquido puro.
II – No processo de solidificação de uma solução de cloreto de sódio, a temperatura se 
mantém constante.
III – Quando a pressão dos vapores de um líquido puro se iguala à pressão atmosférica, 
este líquido entra em ebulição.
IV – Todos os gases, por compressão, podem ser liquefeitos.
V – A passagem direta de uma substância sólida para o estado gasoso, espontanea-
mente ou por aquecimento, denomina-se sublimação.
Estão corretas apenas as afirmativas:
a. IV, V
b. III, IV, V
c. I, V
d. III, V
e. II, IV, V
COMENTÁRIO
• A diminuição de pressão está diretamente relacionada à diminuição da temperatura de 
ebulição do líquido;
• As propriedades de misturas não são constantes;
• Para que um gás se torne liquefeito é necessário que ocorram alterações de pressão 
e temperatura.
DIRETO DO CONCURSO
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2. (IESES/CMB-SC) Uma transformação química, também designada por reação química, 
consiste numa transformação em que há formação de novas substâncias, pois ocorre 
a alteração das propriedades características das substâncias iniciais (reagentes). Há 
transformações químicas que ocorrem por ação do calor (termólises), por ação da luz 
(fotólises), por ação mecânica, por ação da corrente elétrica (eletrólises) e por jun-
ção de substâncias. Muitas transformações químicas podem ser facilmente detectadas 
pelos efeitos que se observam: mudança de cor, variação de temperatura, libertação 
de um gás, formação de um sólido, formação de uma chama e carbonização de uma 
substância. 
Como exemplos de transformações químicas, temos:
a. A combustão de uma substância, o azedar do leite, o enferrujamento de um prego, a 
fotossíntese, evaporação de uma substância, a confecção dos alimentos.
b. A combustão de uma substância, o azedar do leite, o enferrujamento de um prego, a 
fotossíntese, a respiração, a confecção dos alimentos.
c. A combustão de uma substância, o cair das folhas no outono, o enferrujamento de um 
prego, a fotossíntese, a respiração, a confecção dos alimentos.
d. Aquecer água, o azedar do leite, o enferrujamento de um prego, a fotossíntese, a res-
piração, a confecção dos alimentos.
COMENTÁRIO
A evaporação de uma substância é uma transformação física relacionada à mudança no 
estado de agregação.
GABARITO
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preparada e ministrada pelo professor Eduardo Ulisses. 
A presente degravação tem como objetivo auxiliar no acompanhamento e na revisão do conteúdo 
ministrado na videoaula. Não recomendamos a substituição do estudo em vídeo pela leitura exclu-
siva deste material.
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Transformações e Propriedades da Matéria II
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TRANSFORMAÇÕES E PROPRIEDADES DA MATÉRIA II
Nesta aula iremos comentar sobre as transformações que alteram as substâncias ini-
ciais chamadas de transformações (reações) químicas. Nesse tipo de transformação, os 
componentes que existiam no início do processo se modificam e formam novos materiais, 
pois as propriedades (físicas, químicas, organolépticas etc.) do sistema se alteram com o 
passar do processo.
ATENÇÃO
Em uma reação química, as substâncias inicialmente existentes nos reagentes não serão 
as mesmas que constarão nos produtos.
Como ocorre a formação de novas substâncias nas reações químicas, se realizam 
também algumas mudanças no sistema como alteração da coloração, variação da tempera-
tura, formação de precipitado ou gás etc., tratando-se de evidências de que houve de fato 
uma transformação química. 
A representação das reações químicas é realizada de forma simples e direta por meio 
das equações químicas. Em uma equação química, são disponibilizadas todas as informa-
ções possíveis que indiquem quaisquer mudanças.
Reagentes
→
Produtos
(Início) (Final)
Além dos dados de reagentes e produtos, também podem constar em uma equação quí-
mica informações adicionais relacionadas a transformação que ocorreu: 
• Aquecimento ( )
• Luz/Radiação ( )
• Precipitação (AgCl↓)
• Produção de gás (CO2↗)
Considerações:
• Uma transformação (reação) química pode ocorrer com um único reagente ou entre 
vários reagentes;
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• Uma transformação (reação) química pode também formar um único produto ou 
vários produtos;
• Os diversos tipos de transformações químicas devem ser reconhecidos e é impor-
tante saber representá-las;
• As transformações químicas são mais complexas e existem em maior número do que 
as transformações físicas.
Algumas das transformações químicas são mais fáceis de serem entendidas e por isso 
serão as que iniciarão o estudo das transformações químicas. Elas são:
• Reação de Síntese (composição);
• Reação de Decomposição (análise);
• Reação de Simples Troca (deslocamento);
• Reação de Dupla Troca (permutação);
• Reação de Combustão.
Para que seja possível reconhecer que tipo de reação está ocorrendo, basta observar os 
reagentes e os produtos.
Reação de síntese (adição)
Processo pelo qual duas ou mais substâncias reagem para gerar um produto. Essa 
reação ocorre geralmente com liberação de calor (exotérmica).
A + B → C
Hidrogênio + Oxigênio → Água
Reação de decomposição (análise) 
Reação na qual uma substância se decompõe em duas ou mais novas substâncias 
(o contrário da reação de síntese).
A → B + C
Amônia → Hidrogênio + Nitrogênio
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Alguns exemplos de reação de decomposição são:
Pirólise: reação na qual a quebra da substância é provocada por aquecimento.
Ex.: 
Fotólise: reação na qual a quebra da substância é provocada pela luz.
Ex.:
Eletrólise: reação na qual a quebra da substância é provocada pela eletricidade.
Percebe-se que as reações de decomposição não ocorrem com qualquer substância. 
Analisando-se este tipo de fenômeno, concluiu-se que as reações de decomposição ocor-
rem apenas com substâncias compostas (formadas por mais de um elemento). Essa 
característica se justifica, pois substâncias simples não podem sofrer reações de decom-
posição, visto que são formadas por apenas um elemento (não é possível separá-lo).
Obs.: Esta é uma das formas de diferenciar substâncias simples de compostas.
Reação de simples troca ou deslocamento 
Reação em que uma substância simples reage com uma substância composta. Pro-
move o deslocamento (troca de posição) entre as substâncias reagentes.
A + BC → B + AC
 
Reação de dupla troca
Reação em que duas substâncias compostas reagem.
AB + CD → AD + CB
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Reação de combustão (queima)
A reação de combustão (queima) é uma reação que ocorre entre um material combus-
tível e um comburente. Apesar dessa reação necessitar de algum tipo de energia para ser 
iniciada, ela libera uma grande quantidade de energia (processo exotérmico).
Combustível + Comburente Produtos da combustão + Calor
ATENÇÃO
Se a representação de liberação de energia (+ Calor) estiver posicionada junto aos produ-
tos, ela representa a absorção de energia.
Normalmente os produtos da reação de combustão são gás carbônico ( ) e água ( ).
Obs.: Utiliza-se o termo “normalmente”, pois os produtos obtidos dependem dos mate-
riais de origem. Isso significa que se utilizarmos alguma substância que na sua 
composição tenha outros elementos (S, N, P etc.), eles obrigatoriamente aparece-
rão junto aos produtos da reação. Esse fato é muito evidenciado na combustão de 
combustíveis fósseis, que além de gás carbônico e água, produz outras substân-
cias que causam a poluição, grande responsável por ocorrências climáticas como o 
efeito estufa exagerado, chuva ácida e a inversão térmica. 
DIRETO DO CONCURSO
1. (CEBRASPE/PERITO CRIMINAL – MA) Assinale a opção correta no que diz respeito a 
transformações, reações e substâncias químicas.
a. A transformação da água em gelo e uma transformação química.
b. Em uma reação química, reagentes são transformados em produtos.
c. A mudança de cor e prova da ocorrência de uma reação química.
d. O petróleo e uma substância química.
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e. Em uma transformação química, nem sempre são geradas novas substancias.
COMENTÁRIO
• A alteração de cor é um dos fatores indicativos de ocorrência de uma reação química;
• O petróleo é uma mistura, não é substância química;
• Qualquer transformação química deve gerar obrigatoriamente novas substâncias 
(produtos).
2. (IDECAN/PROFESSOR-MG) Marque a alternativa correta, assinalando a opção cuja 
reação química é de permutação ou dupla troca.
a. 
b. 
c. 
d. 
e. 
COMENTÁRIO
Uma reação de dupla troca utilizará obrigatoriamente substâncias compostas (formadas 
por mais de um elemento) em seus reagentes as quais irão gerar duas outras substâncias 
compostas como produtos. 
GABARITO
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Substâncias e Misturas
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SUBSTÂNCIAS E MISTURAS
Substâncias e Misturas
Por meio do estudo das propriedades dos materiais (organolépticas, químicas e físi-
cas), é possível perceber algumas características relacionadas. Observou-se que existem 
materiais nos quais as propriedades químicas e físicas variam em cada amostra, ou 
seja, mesmo utilizando condições rigorosas de análise (CNTP), as propriedades de alguns 
materiais variam enquanto outros não apresentam alterações. Por exemplo, a água des-
tilada possui propriedades constantes quando analisada, diferentemente do álcool hidratado 
(álcool + água), que varia suas propriedades de acordo com a porcentagem de água pre-
sente na mistura.
Diante destes fatos, percebe-se que, quando o material possui elevada pureza, suas 
propriedades são constantes, o que não ocorre em um material que não possua um ele-
vado grau de pureza (impuro) no qual as propriedades variam. Em suma, essa constata-
ção inicial é uma primeira forma de diferenciar uma substância de uma mistura. 
Um material qualquer pode ser considerado uma substância quando possui todas as 
suas propriedades definidas, determinadas e invariáveis. Assim, pode-se afirmar que 
cada substância é identificada por um conjunto de propriedades próprias. 
ATENÇÃO
Não existem duas substâncias distintas que tenham entre si todas as propriedades exata-
mente iguais!
Considerações:
• É muito raro encontrar uma substância isolada na natureza, geralmente as substân-
cias são encontradas misturadas umas às outras;
• Quando o material não possui todas as propriedades definidas, ou as propriedades 
variam, dizemos que esse material é uma mistura.
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Substâncias e Misturas
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Desta forma, é possível diferenciar as substâncias e as misturas com base na perspec-
tiva estudada. Substâncias possuem propriedades constantes, enquanto as misturas não 
possuem constância em suas propriedades. Assim, podemos avaliar as propriedades físicas 
(passíveis de serem medidas) e diferenciar os materiais por meio dessa forma de avaliação. 
Tomemos, por exemplo, as mudanças dos estados de agregação: para as substâncias, 
o ponto de fusão e o ponto de ebulição serão constantes, visto que uma substância se trata 
de um material puro. Para as misturas, o ponto de fusão e o ponto de ebulição serão vari-
áveis e dependerão das proporções existentes na mistura.
Ao elaborar os gráficos que representam a análise, torna-se mais fácil a percepção das 
diferenças:
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Substâncias e Misturas
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O gráfico à esquerda (da substância) é marcado por duas linhas retas situadas nos pontos 
de fusão e ebulição (não apresentam variações), enquanto o gráfico da direita apresenta 
um comportamento inconstante, o que se atribui a uma mistura, uma vez que não existem 
pontos de fusão e ebulição definidos de forma pontual.
Existem algumas misturas específicas que possuem apenas um patamar, isto é: na 
fusão/solidificação ou na ebulição/condensação, as propriedades não se alteram (não 
variam). Essas misturas específicas são conhecidas como mistura eutética e mistura aze-
otrópica, respectivamente. Vejamos os gráficos desses materiais:
Mistura eutética: Ponto de fusão constante e ponto de ebulição variável. 
Exemplo: mistura de 40% Cd e 60% Bi.
Mistura azeotrópica: Ponto de fusão variável e ponto de ebulição constante.
Exemplo: mistura de 96% álcool e 4% água.
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Substâncias e Misturas
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Por meio dessa perspectiva, avalia-se se o material é uma substância ou uma mistura pe-
las suas propriedades.
Existem outras maneiras de se diferenciar as substâncias e misturas. Uma delas se 
baseia em análises nas quais são consideradas as fórmulas dos materiais, levando em conta 
a seguinte relação: se o material é puro, ele é constituído de um único ente químico. 
Consequentemente, se um material não for puro (mistura), ele obrigatoriamente será for-
mado por mais de um ente químico.
Essa correlação entre propriedades e entes químicos é fundamental. Diante disso, é 
necessário constituir algumas definições que serão fundamentais para o entendimento, 
sendo a primeira delas o conceito de sistema.
Sistema
Sistema consiste em uma porção limitada do universo, considerada como um todo 
para efeito de estudo. É necessário entender o sistema em estudo para diferenciar as subs-
tâncias das misturas. Num sistema constituído de substância, o sistema possuirá proprie-
dades constantes, isso se deve ao fato de que todos os entes participantes do sistema 
possuem a mesma constituição.
Em um sistema constituído de mistura, o sistema não possui propriedades constan-
tes. Essa característica se justifica pois os entes participantes do sistema não possuem a 
mesma constituição, ou seja, não são formados pela mesma entidade química (mesmos 
átomos ou pela mesma quantidade de átomos). 
ATENÇÃO
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Substâncias e Misturas
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1. (IDECAN/CNEN/TÉC. QUÍMICA) Em um experimento laboratorial, um sólido constituí-
do por uma substância composta foi aquecido até sua vaporização. Assinale a alterna-
tiva cujo gráfico melhor representa as transformações ocorridas com o sólido durante o 
experimento.
a. 
b. 
c. 
d. 
e. 
DIRETO DO CONCURSO
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Substâncias e Misturas
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Em uma substância, as propriedades são constantes, característica representada no grá-
fico por duas retas localizadas nos momentos de transformações do sólido para o líquido e 
do líquido para o estado de vapor.
2. (AOCP/ENG. QUÍMICO-SC) O que é água pura?
a. Água pura é a água utilizada para consumo humano apenas, devido ao seu alto teor 
de sais minerais.
b. É a água proveniente de estações de tratamento de esgoto, com a adição de 
Flúor e Cloro.
c. É o arranjo molecular, que tem dois átomos de Oxigênio e um de Hidrogênio e não 
possui em seu volume nenhuma substância diversa.
d. É a água que é possível para uso humano e industrial, devido à inexistência de con-
taminantes, e a uma temperatura de 25ºC, seu pH é 14,00.
e. É o arranjo molecular conhecido como H2O, que não possuicontaminantes. À tem-
peratura de 25ºC e pressão de 1,0 atm, encontra-se no estado líquido. Não possui 
nenhuma estrutura molecular ou atômica diversa.
COMENTÁRIO
A água pura possui suas propriedades constantes, sendo constituída por apenas um ente 
químico e sem a adição de quaisquer substâncias. 
GABARITO
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 2. e
COMENTÁRIO
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Substâncias e Misturas II
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SUBSTÂNCIAS E MISTURAS II
Ao estudar a química, necessariamente, separamos o espaço de estudo, que é conhe-
cido como sistema. O sistema consiste em uma porção limitada do universo, considerada 
como um todo para efeitos de estudo. Essa divisão é necessária para compreender e dife-
renciar as substâncias das misturas.
Num sistema constituído de substâncias, as propriedades são constantes, o que não 
ocorre em uma mistura. Nas substâncias, o sistema possui entes que, em sua constituição, 
são formados pelas mesmas entidades. Nas misturas, a constituição não é a mesma 
ponto a ponto, ou seja, os entes que fazem parte do sistema não são constituídos pelas 
mesmas entidades. 
Vejamos uma representação das possibilidades:
A- Substância Elementar: constituída por apenas uma substância (puro);
B- Substância Composta: presença de apenas um ente composto;
C- Mistura de Substâncias: presença de dois entes;
D- Mistura de Substâncias: constata-se a presença de dois entes na mistura.
Essa característica do sistema se reflete nas propriedades dos materiais. Um material 
puro (substância) tem propriedades constantes porque possui a mesma constituição 
(os mesmos entes) ponto a ponto. A mesma organização não é observada nas misturas, 
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Substâncias e Misturas II
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que não possuem as propriedades constantes, nem a mesma constituição (os mesmos 
entes) ponto a ponto. Essa análise se reflete durante o estudo das propriedades físicas das 
substâncias e misturas. 
Para as substâncias, as propriedades físicas (ponto de fusão e ebulição) são constan-
tes, dessa forma, o gráfico de uma substância se apresenta da seguinte forma:
Para as misturas, as propriedades (ponto de fusão e ebulição) não são constantes, logo:
Definições
Substância é aquela parte da matéria que possui elevado grau de pureza e, por conse-
quência, propriedades constantes.
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Substâncias e Misturas II
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Mistura é a união de duas ou mais substâncias e como consequência não possui as pro-
priedades constantes.
A partir das definições, será possível realizar a classificação das substâncias e misturas. 
Lembrando que toda classificação se baseia em algum princípio.
Classificação das substâncias
As substâncias podem ser classificadas de duas formas: substâncias simples e subs-
tâncias compostas.
Substâncias simples são aquelas formadas por apenas um elemento.
Ex: , , , , ,...
Pode-se dizer, também, que substâncias simples são aquelas que não podem sofrer 
reação de decomposição.
Já as substâncias compostas são aquelas que são constituídas por mais de 
um elemento.
Ex: , , , ,...
Outra forma de classificar as substâncias compostas é a partir da reação que elas podem 
sofrer. Substâncias compostas são aquelas que podem sofrer reação de decomposição.
Classificação das misturas 
As misturas, por sua vez, são classificadas a partir do seu aspecto visual. As misturas 
homogêneas são aquelas que possuem um aspecto visual, também chamado de uma fase.
Exemplo: Água e sal, ligas metálicas, ar atmosférico filtrado etc.
ATENÇÃO
O aspecto visual não se relaciona necessariamente com a observação a olho nu.
As misturas heterogêneas são aquelas que possuem mais de um aspecto visual ou 
mais de uma fase. É possível também classificar as misturas conforme o tamanho das par-
tículas dispersas. Dessa forma, teremos as seguintes classificações:
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Substâncias e Misturas II
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• Misturas homogêneas possuem partículas dispersas com tamanho de até 10 
nm (10¯⁹ m);
• Misturas heterogêneas possuem partículas dispersas com tamanho superior a 10 
nm (10¯⁹ m). 
Material
Substâncias:
• Simples;
• Compostas.
Misturas:
• Homogêneas (tamanho de até 10 nm (10¯⁹ m));
• Heterogêneas:
• Dispersão grosseira: tamanho maior que 1000 nm.
• Coloide: tamanho entre 10 nm e 1000 nm.
Um fenômeno que pode ser interpretado, a partir das fórmulas químicas dos materiais, é 
a alotropia:
Alotropia é um fenômeno de ocorrência em substâncias simples nas quais o mesmo 
elemento tem a capacidade de formar substância simples diferentes. Essas diferenças 
podem aparecer na composição ou na estrutura. Exemplo: 
Alótropos Densidade (g/mL) P.F. P.E.
Gás oxigênio ( ) 1,14 -218 -182
Gás ozônio ( ) 1,71 -249 -111
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Substâncias e Misturas II
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1. (CETRO/SESI/PROFESSOR) A fórmula química do ácido acético ou etanoico é 
. Na representação simbólica de determinada substância alimentícia tem-se 
, o que indica que
I – A substância apresenta 4 moléculas de .
II – Uma molécula de ácido acético tem 9 átomos.
III – 4 moléculas de têm 32 átomos.
É correto o que está contido em
a. II, apenas.
b. I, II e III.
c. I, apenas.
d. I e III, apenas.
e. II e III, apenas.
COMENTÁRIO
O 4 em indica que a entidade química se repetiu quatro vezes.
2. (IDECAN/CNEN/TÉC. QUIMICA) Os materiais bronze, sílica e grafite são comuns em 
nosso cotidiano. Do ponto de vista químico, é correto afirmar que, nesta ordem, estes 
materiais constituem
a. substância simples, mistura e substância composta.
b. substância composta, substância simples e mistura.
c. substância composta, mistura e substância simples.
d. mistura, substância composta e substância simples.
e. mistura, substância simples e substância composta.
COMENTÁRIO 
• O bronze é uma liga metálica que corresponde à junção de duas ou mais substâncias;
• O grafite é uma forma alotrópica do carbono, tratando-se de uma substância simples.
DIRETO DO CONCURSO
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Substâncias e Misturas II
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GABARITO
 1. d
 2. d
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preparada e ministrada pelo professor Eduardo Ulisses. 
A presente degravação tem como objetivo auxiliar no acompanhamento e na revisão do conteúdo 
ministrado na videoaula. Não recomendamos a substituição do estudo em vídeo pela leitura exclu-
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Métodos de Separação de Misturas
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MÉTODOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS
Métodos de Separação de Misturas
Em laboratório, é necessário (comum) trabalhar com materiais que possuam alta pureza 
para que não ocorram reações adversas. Na natureza, a apresentação de materiais puros 
(substâncias) é bastante incomum, sendo necessário realizarprocedimentos que tenham 
como objetivo a purificação. As técnicas de purificação são chamadas na química de méto-
dos de separação de misturas, as quais serão vistas neste bloco. 
Os processos de separação de misturas são técnicas bastante utilizadas em laboratório. 
Geralmente envolvem processos físicos de separação e se baseiam nas propriedades 
das substâncias e suas diferenças, entre as quais: solubilidade, ponto de fusão e ebulição 
e densidade. 
Existem técnicas específicas para a separação de misturas homogêneas e heterogê-
neas. As misturas homogêneas podem ser separadas por técnicas como a destilação sim-
ples e a fracionada (técnicas mais utilizadas), as quais consideram os diversos pontos de 
ebulição dos componentes da mistura. Para as misturas heterogêneas, existem diferentes 
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Métodos de Separação de Misturas
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técnicas como a filtração, decantação, centrifugação, cromatografia, separação fracionada 
etc. Independente da mistura em que serão aplicadas, todas as técnicas citadas são base-
adas em processos físicos de separação.
As misturas homogêneas também são chamadas de soluções. Nelas, não é possível 
distinguir os componentes nem mesmo com um microscópio. O processo de separação 
dessas misturas se baseia na diferença de pontos de fusão/solidificação (fusão fracionada) 
e ebulição/condensação (destilação). A destilação simples é bastante utilizada para separar 
misturas de sólidos e líquidos.
Destilação simples
Utilizada para promover a separação de sólidos e líquidos componentes de uma mistura 
homogênea.
A destilação também pode ser executada em baixas pressões, condição que torna o 
processo mais rápido, uma vez que a pressão interna, ao ser reduzida, resultará em uma 
transição líquido-vapor mais célere. Isso somente é possível pois, sob pressão reduzida, a 
temperatura de ebulição do líquido se torna menor. 
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Métodos de Separação de Misturas
QUÍMICA
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Exemplo de evaporador rotativo – equipamento que promove a destilação sob baixas 
pressões (reduz a pressão interna):
Destilação fracionada
A destilação fracionada é um processo essencial para a indústria petroquímica, que uti-
liza essa técnica para realizar a separação dos vários componentes do petróleo. É um pro-
cesso utilizado principalmente para a separação de líquidos. Na separação dos constituintes 
do petróleo, utiliza-se uma torre de fracionamento:
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Métodos de Separação de Misturas
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A torre de fracionamento é um equipamento utilizado para promover a separação de 
componentes líquidos. Para fins de exemplo, ao se considerar o petróleo, quanto mais volátil 
for seu componente, menor será seu número de carbonos da substância, característica que 
auxilia o processo de separação:
Fração
Temperatura de 
ebulição (°C)
Composição 
aproximada
Usos
Gás residual — gás combustível
Gás liquefeito de 
petróleo — GLP Até 40
gás combustível engarrafado, uso 
doméstico e industrial
Gasolina 40 - 175 combustível de automóveis, solvente
Querosene 175 - 235 iluminação, combustível de aviões a jato
Gasóleo leve 235 - 305 diesel, fornos
Gasóleo pesado 305 - 400 combustível, matéria-prima para lubrifi-cantes
Lubrificantes 400 - 510 óleos lubrificantes
Resíduo Acima de 510 asfalto, piche, impermeabilizantes
Fusão fracionada
Outro método importante de separação é a fusão fracionada. Esse processo é utilizado 
baseando-se na diferença do ponto de fusão dos materiais. Para misturas eutéticas (com 
ponto de fusão constante), o processo não é considerado eficaz, uma vez que os materiais 
componentes se fundem em uma mesma temperatura. Método muito utilizado na separação 
de metais misturados.
Liquefação fracionada
É um método de separação voltado para a transição de fases. Nesse processo, gases 
são separados pela passagem do estado gasoso para o estado líquido. Para que isso ocorra, 
é necessário variar a temperatura e a pressão do sistema. A técnica considera a diferença 
de comportamento entre o vapor e o gás. 
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Métodos de Separação de Misturas
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Cromatografia
Uma das técnicas mais sensíveis de separação de misturas é a cromatografia. Essa 
técnica considera as diferentes habilidades das substâncias de se adsorver às superfícies. 
Cromatografia é um termo que vem do grego e que significa “escrevendo colorido”. Existem 
vários tipos de cromatógrafos, porém todos se baseiam na diferença de coloração que pode 
ser constatada na fase estacionária.
Obs.: Adsorção é a adesão de moléculas de um fluido (o adsorvido) a uma superfície sólida 
(o adsorvente). O grau de adsorção depende da temperatura, da pressão e da área 
da superfície.
A cromatografia é composta de uma fase móvel e uma estacionária. Na fase estacionária, 
deposita-se uma gota da mistura que subirá pelo papel (por meio do fenômeno de capilari-
dade). Quando a fase móvel encontrar a gota da mistura, ela irá separar os componentes da 
mistura considerando as diferenças de adsorção, em que algumas substâncias ficam mais 
impregnadas que outras na superfície. 
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Métodos de Separação de Misturas
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1. (IDECAN/CNEN/TÉC. QUÍMICO) Observe a seguir um processo cromatográfico em 
placa de camada delgada (TLC – Thin Layer Cromatography), cuja amostra contém 
dois componentes.
Com base no processo apresentado, é correto afirmar que o
a. Rf (composto 1) é igual a 0,34 e o Rf (composto 2) é igual a 0,77.
b. valor do Rf pode determinar a fórmula estrutural do composto analisado.
c. valor do Rf não depende da composição da fase móvel do sistema cromatográfico.
d. Rf não depende da espessura da camada de sílica colocada na placa cromatográfica.
e. Rf é a proporção (divisão) entre a distância que o solvente percorre pela distância 
percorrida pela amostra.
COMENTÁRIO
Analisando a representação gráfica, é possível concluir que o composto 1 possui mais 
afinidade pela placa (fase estacionária), enquanto o composto 2 tem mais afinidade pelo 
solvente (fase móvel);
“Rf” corresponde ao fator de retenção da substância;É possível calcular o “Rf” de ambos 
os compostos: 
DIRETO DO CONCURSO
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Métodos de Separação de Misturas
QUÍMICA
O valor do “Rf” não possui qualquer relação com a determinação da fórmula estrutural de 
um composto.
2. (IDECAN/CNEN/TÉC. QUÍMICO) Acerca da destilação simples, uma técnica muito uti-
lizada em laboratórios, por ser versátil e útil, analise as afirmativas.
I – Processo que envolve, basicamente: aquecimento da mistura; vaporização de um 
dos líquidos; condensação de seu vapor; e, coleta em um segundo recipiente.
II – Usada para separar componentes contidos em uma mistura de líquidos de pontos de 
ebulição, cujos valores são muito distintos, ou quando um dos componentes da mis-
tura não irá sofrer vaporização na faixa de trabalho daquela destilação.
III – A mistura a ser destilada é colocada no balão de destilação e aquecida, geralmente, 
por uma manta de aquecimento. O aquecimento provoca a vaporização do líquido de 
menor ponto de ebulição, e este vapor é forçado para cima e para dentro do conden-
sador. No condensador, a água que circula na camisa externa resfria o vapor que se 
condensa e é recolhido num segundo recipiente.
IV – Quando um líquido começa a se vaporizar, entra em contato com o termômetro de 
controledo sistema e, durante toda a sua vaporização, a temperatura marcada no 
termômetro ficará constante.
Estão corretas as afirmativas
a. I, II, III e IV.
b. I e IV, apenas.
c. II e III, apenas.
d. III e IV, apenas.
e. I, II e III, apenas.
COMENTÁRIO
Para utilizar a técnica de destilação simples, é necessário que exista uma grande diferen-
ça nos pontos de ebulição. Caso eles sejam semelhantes, recomenda-se a utilização da 
destilação fracionada. 
GABARITO
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Métodos de Separação de Misturas II
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MÉTODOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS II
Conforme visto, a separação dos componentes de uma mistura é de extrema relevância 
para as práticas laboratoriais. Esses métodos de separação se baseiam em processos 
físicos, isto é, não resultam na formação de novos materiais. Uma vez que as misturas 
são classificadas como homogêneas ou heterogêneas, os métodos de separação serão 
específicos para cada tipo de mistura.
ATENÇÃO
A aplicação de um método de separação é atribuída a misturas homogêneas ou 
heterogêneas considerando a eficiência (viabilidade) de sua aplicação naquele grupo de 
misturas. 
Os métodos de separação para misturas heterogêneas mais trabalhados são:
• Catação;
• Peneiração (tamisação);
• Levigação;
• Ventilação;
• Sifonação;
• Filtração;
• Decantação;
• Centrifugação;
• Flotação;
• Imantação (separação magnética); e
• Dissolução fracionada.
É importante ressaltar que todos os métodos listados se baseiam em processos físicos.
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Métodos de Separação de Misturas II
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Aplicação dos métodos de separação de misturas homogêneas
A aplicação dos métodos de separação depende das propriedades físicas da mistura. 
Inicialmente, é necessário visualizar e ter conhecimento acerca dos componentes misturados 
para que, então, seja possível indicar a técnica mais apropriada e eficiente (viável) para que 
a separação seja realizada.
Catação: Método que consiste em separar com as mãos ou com uma pinça os 
componentes da mistura. Baseia-se na diferença do aspecto visual. Exemplo: Separar os 
grãos de feijão das impurezas.
Peneiração (tamisação): Método de separação utilizado quando os grãos que formam 
a mistura possuem dimensões (tamanhos) diferentes. Utiliza a peneira como principal 
ferramenta.
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Métodos de Separação de Misturas II
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Levigação: Método de separação onde a fase menos densa é separada por uma 
corrente de água. Muito utilizada para a separação do ouro em minas.
Ventilação: Método de separação onde a fase mais leve é separada por uma 
corrente de ar.
Sifonação: Método de separação que se baseia na diferença de densidade dos mate-
riais. Nesse processo, utiliza-se também a ideia da diferença de pressão interna e externa.
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Métodos de Separação de Misturas II
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Filtração: A filtração se baseia nas diferenças de solubilidade dos materiais. A 
amostra é agitada com um líquido e então passada por uma fina malha (o filtro). O material 
insolúvel não se dissolve e ficará preso enquanto o material solúvel passará pelo filtro. 
Filtração comum
Filtração à vácuo: mais rápida que a filtração comum. Técnica que utiliza a diferença 
de pressões.
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Métodos de Separação de Misturas II
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Extração: Método de separação utilizado para obter componente ou componentes 
específicos de uma mistura baseado em suas diferenças de solubilidade.
Decantação: A decantação se baseia na diferença de densidade dos materiais. O 
material mais denso se direciona para a parte inferior do recipiente enquanto o menos denso 
se localizará acima. Utiliza o funil de decantação. 
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Métodos de Separação de Misturas II
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Centrifugação: A centrifugação é uma técnica onde se realiza uma decantação 
acelerada por meio de uma força centrífuga.
 Flotação: Método que utiliza um líquido de densidade intermediária como elemento 
de separação de dois sólidos em que um deles possui densidade menor que a do líquido.
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Métodos de Separação de Misturas II
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Imantação (separação magnética): Ocorre quando um dos componentes da mistura 
possui propriedade magnética, podendo ser atraído por um imã.
Dissolução fracionada: Método de separação onde há a dissolução em etapas dos 
componentes da mistura.
Cristalização Fracionada: Método utilizado para a separação de um sólido e um líquido ou 
entre dois sólidos (com a adição de um solvente apropriado). Os componentes cristalizam-se 
separadamente, à medida que vão sendo atingidos seus limites de solubilidade.
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Métodos de Separação de Misturas II
QUÍMICA
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DIRETO DO CONCURSO
1. (CETRO/QUÍMICO-AM) No dia a dia, são utilizados diversos métodos de separação 
de misturas heterogêneas. Considerando as misturas heterogêneas e os respectivos 
métodos de separação, analise as proposições abaixo. 
I – Água e óleo – decantação.
II – Água e pó de café – filtração.
III – Roupa e água – evaporação.
É correto o que se apresenta em
a. I, II e III.
b. I, apenas.
c. III, apenas.
d. I e II, apenas.
e. II e III, apenas.
2. (CEBRASPE/PERITO CRIMINAL-AL) A respeito dos métodos de separação de 
misturas, julgue os próximos itens.
1) A flotação é indicada no processo de separação de um sal insolúvel em água, 
formado pela reação de um ácido e uma base.
2) A destilação simples constitui um método rápido para se purificar uma substância 
no estado líquido.
COMENTÁRIO
O procedimento de purificação se aplica a misturas ou materiais por meio dos diversos 
métodos de separação, não podendo ser atribuído a uma substância. 
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Métodos de Separação de Misturas II
QUÍMICA
GABARITO
 1. a
 2. E, E (Gabarito Oficial: C)
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Leis Ponderais
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LEIS PONDERAIS
RELEMBRANDO
Reação química é o processo no qual são formados novos materiais, isto é, reagentes se 
transformando em produtos. 
Inicial → Final 
Reagentes → Produtos 
As propriedades dos reagentes são diferentes das dos produtos. Substânciasdiferentes 
têm propriedades diferentes.
As leis ponderais serão aquelas que estudarão a relação mássica entre os reagentes e 
os produtos. O termo ponderar significa “examinar com atenção e minúcia, avaliar, apreciar”. 
Dessa forma, as Leis Ponderais são leis que vão examinar o que ocorre com os reagentes e 
os produtos no curso de uma reação química. Vale ressaltar que essas leis se aplicam para 
a relação das massas e nada citam sobre os volumes.
ATENÇÃO
As leis ponderais estudam o que acontece com as massas dos reagentes e dos produtos, 
mas não com o volume.
As leis ponderais estão divididas em quatro tipos:
• Lei da conservação das massas (Lei de Lavoisier);
• Lei das proporções definidas (Lei de Proust);
• Lei das proporções múltiplas (Lei de Dalton);
• Lei das proporções recíprocas (Lei de Richter-Wenzel-Berzelius).
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Leis Ponderais
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Lei da Conservação das Massas (Lei de Lavoisier) 
Traz como enunciado: “a massa de uma reação química tende a se conservar em sistema 
fechado”. Porém, ela é mais conhecida como “na natureza nada se perde ou se cria, tudo se 
transforma”. Isso quer dizer que em uma reação química, a soma das massas dos reagentes 
é igual a soma das massas dos produtos. Lavoisier fez suas reações químicas em sistema 
fechado, no qual a massa tende a se conservar. 
RELEMBRANDO
Existem três tipos de sistema: o aberto, que troca massa e calor com o meio externo; o 
fechado, que troca calor com o meio externo, mas não troca massa; e o isolado, que não 
troca calor nem massa com o meio externo.
Reagentes → Produtos
Σ(reagentes) = Σ(produtos)
A + B → C + D
Ma + Mb = Mc + Md
Água → hidrogênio + oxigênio
1º exp. 90g formam 10g e 80g
2º exp. 36g formam 4g e 32g
3º exp. 0,18g forma 0,02g e 0,16g
4º exp. 9g formam 1g e 8g
5º exp. 2,7 formam 0,3g e 2,4g
Lei das Proporções Definidas (Lei de Proust)
Traz como enunciado: “a proporção entre as massas dos reagentes e as massas dos 
produtos que participam da reação química é constante”. Esse enunciado relata que qualquer 
alteração que se realizar no reagente deve ocorrer no produto. 
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Leis Ponderais
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Proporção é algo que se dá na mesma quantidade ou algo equivalente no mesmo nível. 
Matematicamente, proporção é uma razão, a qual é uma divisão. Na Lei das Proporções 
Definidas ao se dividir a massa de um experimento pela de outro, o resultado sempre 
será o mesmo.
Exemplo: HCl + NaOH → NaCl +H2O
Ácido Clorídrico Hidróxido de Sódio Cloreto de Sódio Água
1ª experiência 2,92g 3,20g 4,68g 1,44g
2ª experiência 0,438g 0,480g 0,702g 0,216g
Apesar das massas mudarem, a proporção entre elas é constante.
Razão (cte) 2,92/0,438=6,66 3,20/0,480=6,66 4,68/0,702=6,66 1,44/0,16=6,66
Se houver divergência entre os valores, deve-se considerar o menor valor, pois algo foi 
colocado em excesso na proporção de maior valor. 
Lei das Proporções Múltiplas (Lei de Dalton)
Traz como enunciado: “quando dois elementos formam duas ou mais substâncias 
compostas diferentes, se a massa de um deles permanecer fixa a do outro irá variar numa 
relação de números inteiros e pequenos”. Essa lei é uma consequência da teoria atômica de 
Dalton, que acreditava que o átomo era uma esfera maciça, indivisível e sem cargas. A sua 
lei expressa a relação numérica inteira entre os reagentes.
Óxidos Nitrogênio Oxigênio
N2O 28g 16g
N2O2 28g 32g
N2O3 28g 48g
N2O4 28g 64g
N2O5 28g 80g
A massa do nitrogênio permaneceu constante, enquanto a do oxigênio se multiplica.
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Leis Ponderais
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Lei das Proporções Recíprocas (Lei de Richter-Wenzel-Berzelius)
Traz como enunciado: “a proporção das massas, segundo a qual dois elementos B e C 
reagem entre si, ou é igual, ou corresponde a uma proporção de múltiplos e submúltiplos das 
massas com os quais cada um desses elementos reage separadamente com uma massa fixa 
de um outro elemento A”.
Exemplo: considerando-se a massa de cada substância simples obtida na decomposição 
de 100 g de uma série de substâncias compostas formadas por hidrogênio.
Substância/100g Hidrogênio Oxigênio Carbono Enxofre Cloro Sódio
Água 11,11 g 88,88 g
Metano 25,00 g 75,00 g
Sulfeto de hidrogênio 5,88 g 94,12 g
Cloreto de hidrogênio 2,74 g 97,26 g
Hidreto de sódio 4,17 g 95,83 g
Usando a Lei de Proust é possível calcular a massa de oxigênio, carbono, enxofre, cloro 
e sódio que reagem com uma massa fixa de hidrogênio. 
88,88 g de oxigênio → 11,11 g de Hidrogênio
X – g de oxigênio →1 g de Hidrogênio
Realizando o cálculo para todos os elementos da tabela temos:
Substância/100g Hidrogênio Oxigênio Carbono Enxofre Cloro Sódio
Água 1 g 8 g
Metano 1 g 3,00 g
Sulfeto de hidrogênio 1 g 16,00 g
Cloreto de hidrogênio 1 g 35,50 g
Hidreto de sódio 1 g 23,00 g
Porém, o oxigênio, o carbono, o enxofre, o cloro e o sódio não se combinam apenas com 
o hidrogênio. Esses elementos podem se combinar uns com os outros, formando substâncias 
compostas distintas.
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Leis Ponderais
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Analisando a massa com que esses elementos se combinam entre si, é possível concluir 
que: a massa é igual à massa com que eles se combinam com 1 g de hidrogênio ou então 
valores múltiplos ou submúltiplos desses. Como cita o enunciado: “a proporção das massas, 
segundo a qual dois elementos B e C reagem entre si, ou é igual, ou corresponde a uma 
proporção de múltiplos e submúltiplos das massas com os quais cada um desses elementos 
reage separadamente com uma massa fixa de um outro elemento A”.
Exemplo:
Oxigênio Carbono Enxofre Cloro Sódio Substância
8,00 g 3,00 g Gás carbônico
8,00 g 6,00 g Monóxido de carbono
8,00 g 8,00 g Dióxido de enxofre
8,00 g 35,50 g Monóxido de dicloro
8,00 g 23,00 g Óxido de sódio
3,00 g 16,00 g Sulfeto de car-bono
3,00 g 35,50 g Tetracloreto de carbono
16,00 g 23,00 g Sulfeto de sódio
35,50 g 23,00 g Cloreto de sódio
DIRETO DO CONCURSO
1. (CBM-DF/IDECAN) A soma da massa dos reagentes é igual à soma da massa 
dos produtos; na natureza nada se perde, nada se ganha, tudo se transforma. Estas 
afirmações literais referem-se a leis ponderais, ou seja, aquelas que ponderam sobre 
certas situações cotidianas. Levando isso em conta e, sabendo que estas leis seguem 
certo padrão, calcule a quantidade (em massa) de gás carbônico (CO2 ) formado a partir 
da decomposição de 140 g de ácido carbônico.
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Leis Ponderais
QUÍMICA
a. 2,25 g. 
b. 40,65 g. 
c. 44 g.
d. 99,35 g.
RESOLUÇÃO
Na decomposição, uma única substância produz duas novas.
A substância que sofrerá decomposição, nesse caso, é o ácido carbônico: H2CO3
H2CO3 → CO2 + H2O
Obs.: � Nessa prova tinha a tabela periódica e era possível consultar a massa de cada 
elemento.
Massa dos elementos:
H: 1
C: 12
O: 16
Massa do H2CO3 : 62 
Utilizando a lei das proporções definidas:
62 → 44
140 → x 
62x = 140 * 44
x = (140 * 44) / 62
x = 99,35
GABARITO
 1. d
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TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR
TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR (MOL)
A teoria atômico-molecular vem abordar as relações entre massas atômicas, massas 
moleculares e massas molares.
Obs.: ao falar de massa atômica, consequentemente é necessário utilizar algum modelo 
atômico para descrever o átomo. Nesse caso específico, será utilizado o modelo 
atômico de Dalton, que é o modelo que dispõe que o átomo é uma esfera maciça, 
indivisível e sem cargas.
Dessa forma, serão estudadas as grandezas que estão relacionadas com as medidas de 
massa e volume.
Essas grandezas que se relacionam com a massa e o volume podem ser a quantidade 
de átomos, íons ou entidades químicas.
Uma dessas grandezas é conhecida como quantidade de matéria, mais conhecida 
como “mol”.
Vamos utilizar do seguinte exemplo para esclarecer a ideia de quantidade de matéria: 
Ou seja, ao utilizar a mesma quantidade de esferas diferentes, a massa total será diferente.
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Teoria Atômico-Molecular
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A primeira pessoa que introduziu essa ideia foi o cientista italiano Amadeo Avogadro, em 
1811. A ideia de Avogadro foi baseada no modelo atômico de Dalton (esferas), que dizia que 
o átomo seria uma esfera maciça, indivisível e sem cargas.
Em uma de suas mais famosas leis ele enuncia: “Volumes iguais de gases diferentes 
à mesma temperatura e pressão contêm o mesmo número de moléculas”.
Dessa forma, Avogadro imaginou a seguinte relação:
Átomo de hidrogênio 1 grama de hidrogênio (esfera vermelha);
Átomo de carbono 12 gramas de carbono (esfera azul);
Átomo de oxigênio 16 gramas de oxigênio (esfera preta). 
Ou seja, ao utilizar a mesma quantidade, o que muda é a massa e não a quantidade.
Em homenagem ao autor dessa descoberta, esse número ficou conhecido como “número 
de Avogadro” ou “constante de Avogadro”.
Atualmente, esse número é utilizado em uma forma arredondada equivalente a 
Dessa forma, a quantidade de átomos presentes seria a mesma, o que iria alterar seria 
a massa final do sistema.
Sendo assim, Avogadro introduz a primeira ideia sobre quantidade de matéria.
O valor da quantidade que Avogadro idealizou foi indicado pela primeira vez em 1865.
Esse valor ficou conhecido como constante de Avogadro ou também chamado de 
número de Avogadro.
A constante de Avogadro, que indica a quantidade de matéria, atualmente possui um 
valor de 6,022 x 10²³ molˉ¹.
Dessa forma, temos:
• Átomo de hidrogênio 1 grama de hidrogênio;
• Átomo de carbono 12 gramas de carbono.
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Em 1971, o Sistema Internacional de unidades (SI), alterou o nome para constante de 
Avogadro (NA) e introduziu o mol como uma unidade básica.
Com esse reconhecimento, a constante de Avogadro era não mais um número puro, mas 
uma unidade de medida, o mol recíproco (mol−1).
Dessa maneira, temos:
Átomo de hidrogênio 1 g/mol.
Ou seja, a cada 1 mol há 1g de hidrogênio. Isso também vale para o carbono. 
Corriqueiramente, essa medida de g/mol é chamada de massa molar, isso porque se trata 
da massa do mol, ou seja, da quantidade. Isso também é válido para a massa da molécula.
Trata-se de um cálculo simples, pois basta pegar os constituintes da molécula e somar 
as suas massas.
A importância dessa grandeza química é determinar na prática a quantidade das substân-
cias químicas envolvidas em uma reação química.
Porém, a medida de uma grandeza é feita por comparação com uma grandeza padrão 
convenientemente escolhida.
Por exemplo, se alguém diz pesar 65 kg, isto significa que essa pessoa é 65 vezes mais 
pesada que a unidade escolhida (1 kg).
Para a química, adotou-se como padrão de massas atômicas o isótopo 12 do elemento car-
bono (12C), ao qual se convencionou atribuir o valor exato de 12 unidades de massa atômica.
Uma unidade de massa atômica (1 u.m.a ou simplesmente 1 u) corresponde dessa forma 
a 1/12 avos de massa de um átomo de isótopo 12 do carbono.
Sendo assim, massa atômica é o número que indica quantas vezes a massa de um 
átomo de um determinado elemento é mais pesada que 1 u. 
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Dessa forma, a correlação:
1 átomo de oxigênio é 16 vezes mais pesado que a fração de 1/12 avos do isótopo de 
carbono 12.
Logo:
1/12 avos do isótopo de carbono 12 1 g.
Então, como 1 átomo de oxigênio é 16 vezes mais pesado que a fração de 1/12 avos do 
isótopo de carbono 12:
6,022 x 10²³ átomos de oxigênio serão 16 vezes mais pesados que 6,022 x 10²³ frações 
de 1/12 avos do isótopo do carbono 12.
Sendo assim, a massa molar (massa de 1 mol) do oxigênio é igual a 16 g/mol.
Essa relação (X vezes maior que 1/12 avos do isótopo do carbono 12) irá se aplicar a 
qualquer átomo conhecido atualmente.
Obs.: uma pergunta frequente é por que foi escolhido o carbono 12? A resposta é que ele é 
o isótopo mais abundante na natureza. Assim, para diminuir o erro no cálculo, utiliza-
-se aquele que é mais abundante.
Raciocínio semelhante pode ser aplicado para as massas das moléculas.
Os átomos reúnem-se para formar moléculas. A massa dessas moléculas é a soma das 
massas atômicas dos átomos constituintes.
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Como as moléculas são formadas por um grupo de átomos ligados entre si, o padrão 
usado para relacionar as massas dessas moléculas é o mesmo usado para os átomos: a 
unidade de massa atômica (u).
Massa molecular é a soma das massas atômicas.
Exemplo: qual é a massa molecular de C6H12O6? Nesse caso, basta mul-
tiplicar: 
Massa molecular é o número que indica quantas vezes a massa de uma molécula é mais 
pesada que 1/12 avos da massa do isótopo do carbono 12.
Sendo assim, 1 molécula de água (H2O) é 18 vezes mais pesada que a fração de 1/12 
avos do isótopo de carbono 12.
6,022 x 10²³ moléculas de água serão 18 vezes mais pesadas que 6,022 x 10²³ frações 
de 1/12 avos do isótopo do carbono 12.
Sendo assim, a massa molar (massa de 1 mol) de águaé igual a 18 g/mol.
Obs.: vale lembrar que não é preciso decorar as massas atômicas, pois essa informação 
consta na tabela periódica e as bancas informam como dado do problema.
Aplicando-se a ideia de Avogadro citada no início desta aula: “Volumes iguais de gases 
diferentes à mesma temperatura e pressão contêm o mesmo número de moléculas”.
Determinamos assim o que é conhecido como volume molar, ou seja, a quantidade, em 
litros, de 1 mol de qualquer gás ideal.
Utilizando as CNTP, chegamos a um valor igual a 22,42 L/mol. Se utilizarmos a pressão 
em bar, o valor muda para 22,71 L/mol.
DIRETO DO CONCURSO
1. (PERITO CRIMINAL-MA/CEBRASPE) No que se refere a relações ponderais, balance-
amento de reações químicas e leis dos gases ideais, assinale a opção correta.
a. De acordo com Avogadro, volumes iguais, de quaisquer gases, nas mesmas condições, 
apresentam o mesmo número de moléculas, independentemente de suas massas.
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b. Atribui-se a Lavoisier a lei das proporções múltiplas.
c. Duas substâncias podem reagir completamente, independentemente de suas 
quantidades.
d. Em uma reação química, a quantidade de moléculas dos reagentes será igual a quan-
tidade de moléculas dos produtos.
e. Para o balanceamento de uma equação, o somatório dos coeficientes dos reagentes 
deve ser igual ao somatório dos coeficientes dos produtos.
COMENTÁRIOSegundo Avogadro, “volumes iguais de gases diferentes à mesma temperatura e pressão 
contêm o mesmo número de moléculas”. Também é importante lembrar que, ao pegar a 
mesma quantidade de esferas diferentes, a massa total é diferente. Assim, ao pegar a 
mesma quantidade de esferas e colocar dentro de um recipiente nas mesmas condições, 
o volume será o mesmo.
2. (CBM-ES/CEBRASPE) Bebidas especialmente ingeridas por esportistas têm represen-
tado importante fatia de consumo. Tais bebidas são soluções isotônicas repositoras 
hidroeletrolíticas e, portanto, auxiliam na manutenção e preparação física de atletas de 
todas as modalidades. A seguir, reproduz-se parte da tabela nutricional constante no 
rótulo de uma dessas bebidas:
A partir dessas informações e considerando os múltiplos aspectos que elas suscitam, 
julgue os itens subsequentes.
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Teoria Atômico-Molecular
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Considerando-se o valor aproximado de 6×10²³ mol-¹ para a constante de Avogadro, con-
clui-se que é superior a 3×10²⁰ a quantidade de íons potássio presente em 1 copo de 200 mL 
da referida bebida isotônica. 
RESOLUÇÃO
GABARITO
 1. a
 2. C
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Cálculos Químicos – Fórmulas Químicas
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CÁLCULOS QUÍMICOS – FÓRMULAS QUÍMICAS
CÁLCULOS QUÍMICOS (DETERMINAÇÃO DAS FÓRMULAS)
Existem, basicamente, cinco maneiras diferentes de representar a fórmula de um com-
posto químico, são elas:
• Fórmula molecular;
• Fórmula centesimal;
• Fórmula mínima;
• Fórmula estrutural; e
• Fórmula por meio de retículos cristalinos.
E possível converter um dado de uma fórmula para outra e, para isso, são utilizados os 
cálculos que a Química realiza.
Encontrar a fórmula de uma substância é descobrir quais os elementos químicos de que 
ela é constituída e em que proporção eles se combinam.
O processo por mieo do qual isso é feito é denominado Análise Elementar.
Com tais informações, podemos determinar exatamente quantos átomos de cada ele-
mento existem em uma molécula da substância.
Todos esses processos fazem parte da rotina do chamado químico analítico.
Ao receber uma amostra de um material desconhecido, a primeira atitude desse químico 
é realizar uma análise imediata. 
Obs.: Essa análise imediata é o estudo inicial de um material recebido.
Essa análise consiste em testar as propriedades como ponto de fusão e ebulição, densi-
dade, solubilidade etc.
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Cálculos Químicos – Fórmulas Químicas
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Obs.: Nesse sentido, se as propriedades forem constantes, é uma substância; já se as 
propriedades forem variáveis, é uma mistura.
Essa primeira abordagem serve para determinar se a amostra é uma substância ou 
uma mistura.
Uma vez separadas as substâncias, a providência seguinte é fazer a análise elementar 
de cada uma delas.
Essa análise elementar divide-se em qualitativa e quantitativa. Nesse sentido, a quali-
tativa visa a saber qual ou quais elementos estão presentes e a quantitativa visa descobrir a 
quantidade.
Obs.: A análise elementar gera a fórmula centesimal, que indica porcentagem. Com essa 
informação é possível fazer a transformação para a fórmula molecular.
A finalidade da análise qualitativa é descobrir de quais elementos as substâncias 
são formadas.
A análise quantitativa tem por finalidade descobrir a proporção em que esses elemen-
tos apareces em massa e volume.
Essas proporções podem ser representadas de diversas formas como a Fórmula 
Molecular.
Obs.: A fórmula molecular é considerada um indicativo qualitativo e quantitativo dos cons-
tituintes de uma molécula.
A fórmula molecular é a mais utilizada nos cálculos químicos. Ela é simplesmente cha-
mada de Fórmula da substância.
Como o próprio nome diz, ela representa, de fato, a molécula da substância considerada, 
tanto do ponto de vista qualitativo como do quantitativo.
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Cálculos Químicos – Fórmulas Químicas
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Assim, por exemplo, quando dizemos que a fórmula molecular da glicose é C6H12O6, 
indica os elementos e a quantidade de cada elemento.
Além da fórmula molecular, podemos representar a substância por outras fórmulas: Fór-
mula Centesimal e Fórmula Mínima.
Para fazer as conversões (transformar uma fórmula em outra), é muito importante ter dis-
poníveis as massas molares, que estão dispostas na tabela periódica ou, no caso de provas 
de concursos públicos, serão trazidas pela banca examinadora como dados do problema.
A Fórmula Centesimal refere-se às porcentagens em massa dos elementos formadores 
da substância considerada.
Exemplo:
• H2O → molecular;
• H11,11%O88,89% → centesimal.
A transformação da forma molecular para a forma centesimal é possível por meio do con-
ceito de massa molar.
Por exemplo, a composição centesimal do metano (CH4) é 75% de carbono e 25% de 
hidrogênio.
Isto significa dizer que a cada 100 g de metano encontramos 75 g de carbono e 25 g de 
hidrogênio. A fórmula centesimal é normalmente calculada a partir da fórmula molecular.
Por exemplo:
Cálculo da composição centesimal do ácido sulfúrico (H2SO4)
1º Passo: Calcular a massa molecular a partir das massas atômicas.
M(H2SO4) = [2 x M(H)] + M(S) + [4 x M(O)] 
M(H2SO4) = [2 x 1] + 32 + [4 x 16]
M(H2SO4) = 98 g/mol (massa total = 100%)
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Cálculos Químicos – Fórmulas Químicas
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2º Passo: Realizar o cálculo de porcentagem de cada elemento
H:
98 g (ácido) → 2 g (Hidrogênio)
100 g (ácido) → X g (Hidrogênio)
S:
98 g (ácido) → 32 g (Enxofre)
100 g (ácido) → Y g (Enxofre)
O:
98 g (ácido) → 64 g (Oxigênio)
100 g (ácido) → Z g (Oxigênio)
Obs.: Para esse cálculo é preciso possuir a massa molar, que é fornecida pela banca no 
problema. Se esse dado não estiver presente, então a questão deve ser anulada, 
pois não é exigido do candidato que decore todas as massas molares dos 118 ele-
mentos contabilizados na tabela periódica.
Também é possível calcular a fórmula centesimal a partir da análise das substâncias.
Exemplo:
A análise de 0,40 g de um certo óxido de ferro revelou que ele encerra 0,28 g de ferro e 
0,12 g de oxigênio. Qual sua fórmula centesimal?
Nesse caso, basta realizar um simples cálculo de porcentagem para determinar a 
composição:
Fe:
0,40 g (óxido) → 0,28 g (Ferro)
100 g (óxido) → X g (Ferro)
X = 70%
X = 2,04%
Y = 32,65%
Z = 65,31%
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O: 
0,40 g (óxido) → 0,12 g (Oxigênio)
100 g (óxido) → Y g (Oxigênio)
Y = 30%
Fórmula Mínima (ou empírica ou estequiométrica) é a que indica os elementos forma-
dores da substância na menor proporção de números inteiros possível.
Tomemos alguns exemplos:
Percebe-se no exemplo citado que a fórmula mínima, às vezes, equivale a uma “simplifi-
cação matemática” da fórmula molecular.
Assim:
• no primeiro exemplo temos: H2O2 →: 2 → HO
• no segundo exemplo: C6H12O6 →: 6 → CH2O
Resumindo, podemos dizer o seguinte:
Fórmula molecular = (fórmulamínima)n
n = 1, 2, 3,...
Porém, existem casos em que é fornecida a fórmula centesimal e solicita-se a fórmula 
mínima a partir desta.
Exemplo:
Calcular a fórmula mínima de um composto que apresenta 43,3% de sódio, 11,3% de 
carbono e 45,3% de oxigênio.
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Para realizar essa transformação são necessários 2 passos:
• 1º Dividir a porcentagem pela massa molar;
• 2º Divisão pelo menor valor encontrado.
Nesse sentido, a fórmula mínima será: Na2CO3.
Fórmula Molecular é a que indica os elementos formadores da substância e o número 
exato de átomos de cada elemento na molécula dessa substância.
Já vimos que a fórmula molecular corresponde a múltiplo exato da fórmula mínima. 
Fórmula molecular = (fórmula mínima)n
n = 1, 2, 3,...
Portanto, um dos caminhos para determinar a fórmula molecular é calcular inicialmente a 
fórmula mínima e depois multiplicar por n.
O valor de n, por sua vez, é calculado a partir da massa molecular da substância, uma 
vez que a relação anterior indica que:
Massa molecular = (Massa da fórmula mínima) × n
n = 1, 2, 3,...
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Nos problemas, a massa molecular, em geral, é fornecida.
DIRETO DO CONCURSO
1. (PMPR-CFO/UFPR) Um certo metal (M), de massa molar igual a 48 g mol-¹, forma um 
sal de cloreto bastante reativo, que em água sofre hidrólise e produz o óxido desse 
metal. Verificou-se que na composição de 80 g do óxido, 48 g correspondem a massa 
apenas do metal.
(Dado: massa molar do oxigênio igual a 16 g mol-¹)
A fórmula mínima desse óxido é:
a. MO.
b. MO2.
c. M2O.
d. M2O3.
e. M3O4.
RESOLUÇÃO
80 g (100%):
• 48 g (metal)
• 32 g (oxigênio)
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2º passo: 
GABARITO
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Balanceamento de Equações
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BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES
As massas se conservam numa reação química ordinária (Lei de Lavoisier). Como toda 
matéria é formada por átomos, logo os átomos se conservam em qualquer reação química. 
Esse fato é uma Lei.
RELEMBRANDO
Utiliza-se o modelo atômico de Dalton, o qual representa o átomo como uma esfera maciça 
e indivisível.
Com base nessa lei, pode-se calcular teoricamente a proporção da quantidade de matéria 
que reage e das que são produzidas em qualquer reação química. Isso é possível porque 
as reações químicas são rearranjos (troca de posições) de átomos, quando os reagentes se 
transformam em produtos, as substâncias mudam, mas os átomos não. Todos os processos 
químicos – fabricação de novos materiais – levam em conta o cálculo de reagentes necessários 
e de produtos obtidos.
Se, no início do processo, são colocados 100 g de uma amostra, há uma certa quantidade 
de átomos, logo deve aparecer a mesma quantidade de átomos no fim do processo. Se 
a massa dobra, o número de átomos dobra. Isso se repete na quantidade de matéria, 
conhecida como mol.
Como realizar o balanceamento de equações químicas?
Existem diversos métodos de realizar esse procedimento. O mais conhecido é o método 
das tentativas. Para todos os métodos é utilizado o modelo atômico de Dalton para ilustrar 
microscopicamente esse procedimento. O modelo atômico de Dalton traz como ideia principal 
que os átomos são esferas maciças, indivisíveis e sem cargas; por isso que numa reação 
química os átomos se conservam. 
A seguir, temos uma representação usando esse modelo atômico:10m
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Balanceamento de Equações
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O que está antes da seta é reagente, o que está depois é produto. Dos reagentes para os 
produtos ocorreu um rearranjo, uma troca de posição, mas a quantidade de átomos continuou 
a mesma. A quantidade é o número de mols. A quantidade altera o número de átomos. O 
coeficiente altera/multiplica a quantidade de átomos.
Na representação anterior, os números inteiros que aparecem em frente à fórmula 
química são chamados de coeficientes estequiométricos. Os números que aparecem 
acompanhando os elementos em suas fórmulas são chamados de índices ou atomicidade. 
Não se pode alterar a proporção que existe na substância, mas se pode alterar a 
quantidade (o coeficiente), o que altera a quantidade de moléculas que participam da reação. 
Balancear é, basicamente, alterar a quantidade de moléculas que participam da reação.
Balancear uma equação é encontrar os coeficientes das substâncias que tornam o número 
total de átomos dos reagentes igual ao dos produtos. Os coeficientes indicam a proporção de 
reagentes e produtos na reação química.
Encontrar os coeficientes é balancear a equação química que representa a reação. Para 
realizar o balanceamento utilizando o método das tentativas alguns passos são seguidos 
para facilitar o processo.
Passos:
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Balanceamento de Equações
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1º) Visualizar qual elemento possui o menor número de repetições na equação.
2º) Se mais de um elemento aparecer com menor número de repetições, a preferência 
deve ser dada ao elemento com o menor índice.
3º) Para igualar o número de átomos, colocamos o índice de um como o 
coeficiente do outro.
4º) Os outros elementos serão balanceados a partir do primeiro coeficiente que for 
lançado na equação.
Exemplo:
__C6H12O6 + __O2 → __CO2 + __H2O
1º) Visualizar qual elemento possui o menor número de repetições na equação: carbono 
ou hidrogênio. 
2º) Se mais de um elemento aparecer com menor número de repetições, a preferência 
deve ser dada ao elemento com o menor índice: carbono.
3º) Para igualar o número de átomos, colocamos o índice de um como o coefi-
ciente do outro.
__C6H12O6 + __O2 → 6 CO2 + __H2O
4º) Os outros elementos serão balanceados a partir do primeiro coeficiente que for 
lançado na equação.
1 C6H12O6 + __O2 → 6 CO2 + __H2O
1 C6H12O6 + __O2 → 6 CO2 + 6 H2O
1 C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O
Um outro método de balanceamento de equações é conhecido como Método Algébrico. 
Esse método utiliza de equações matemáticas ou sistema de equações para descobrir os 
coeficientes.
20m
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Balanceamento de Equações
QUÍMICA
A
N
O
TA
ÇÕ
ES
Exemplo:
NH4NO3 → N2O + H2O
Primeiro, deve-se atribuir um coeficiente algébrico a cada substância:
a NH4NO3 → b N2O + c H2O
Para cada elemento químico escreve-se uma equação utilizando as variáveis:
N: 2a = 2b 
H: 4a = 2c
O: 3a = b + c
Simplificando as equações algébricas que podem ser simplificadas, tem-se:
N: 2a = 2b (a = b)
H: 4a = 2c (2a = c)
O: 3a = b + c
Para resolver os sistemas, atribui-se o valor 1 para a variável “a”, chegando aos 
seguintes resultados:
a = 1
b = 1, pois a = b
c = 2, pois c = 3 – 1
Substituindo os coeficientes algébricos pelos valores obtidos, tem-se a equação 
balanceada:
1 NH4NO3 → 1 N2O + 2 H2O
DIRETO DO CONCURSO
1. (CBM-SE/IBFC)