APOSTILA 2

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Apostila de Química 
PROFESSOR EDSON JUNIOR 
Aluno(a): ________________________________________________________ 
Turma: ________ 
 
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Calculo Estequiométrico 
DEFINIÇÕES 
Utilizamos o cálculo estequiométrico quando desejamos descobrir a quantidade de 
determinadas substâncias envolvidas numa reação química, reagentes e/ou 
produtos. 
Antes de começar a resolução dos cálculos, devemos seguir alguns passos, como: 
➢ Escrever a equação química; 
➢ Balancear esta equação, acertando os coeficientes estequiométricos; 
➢ Estabelecer as proporções das grandezas envolvidas no problema. 
 
EXEMPLO 1 
Qual será a massa, em gramas, de água produzida a partir de 8 g de gás hidrogênio? 
1° Escrever a reação: 
H2 + O2 → H2O 
2° Balancear a equação: 
2 H2 + O2→ 2 H2O 
3° Estabelecer as proporções 
2 H2 + O2→ 2 H2 O 
 4 g ---- 32 g 
 8 g ---- x g 
x = 64 g 
2 H2 + O2→ 2 H2O 
 8 g+ 64 g = 72 g 
Logo, a quantidade de água produzida será de 72 g. 
 
Exemplo 2 
7 mols de álcool etílico (C2H6O) reagem com O2 e entram em combustão. Quantas 
moléculas de O2 serão consumidas nesta reação? 
1° escrever a reação: 
C2H6O + O2 → CO2 + H2O 
2° balancear a equação: 
1 C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O 
3° Estabelecer as proporções: 
1 mol de C 2H6O -------- 3 mols de O2(g) 
7 mols de C2H6O -------- x 
x = 21 mols de O2 
Sabemos que em 1 mol de moléculas há 6,02 * 1023 moléculas, então: 
1 mol -------- 6,02 * 1023 
21 mols ------ x 
x = 1,26 * 1025 
1,26 * 1025 moléculas de O2 são consumidas na reação 
 
 
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ESTEQUIOMETRIA ou CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 
 
É o estudo das relações entre as quantidades dos reagentes e / ou 
produtos de uma reação química. 
Estas relações podem ser feitas em mols, massas, volumes, número de 
moléculas, etc. Para realizarmos estes cálculos devemos: 
 Escrever a equação química da reação química envolvida no problema. 
 Acertar os coeficientes estequiométricos da equação. 
 Estabelecer uma regra de três entre as grandezas envolvidas (o que se pede e os 
dados), obedecendo aos coeficientes da equação (os coeficientes indicam a 
proporção entre o número de mols). 
 Se necessário, fazer a transformação do número de mols para outra grandeza 
(massa, volume, número de moléculas, etc.) 
LEMBRE-SE QUE: 
 
RELACIONANDO MOL com MOL 
Exemplo: 
Calcule o número de mols de H3PO4 necessários para reagir totalmente com 
9 mols de Ca(OH)2. 
1º PASSO: 
Escrever a equação relacionada com o problema. 
 
2º PASSO: 
Acertar os coeficientes estequiométricos da equação. 
 
 
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3º PASSO: 
Relacionar cada coeficiente com a quantidade em mols das substâncias 
envolvidas. 
 
Estabelecendo e resolvendo a proporção, teremos: 
 
Exercício 
 
01) Dada a reação não-balanceada: 
Zn + HCl → ZnCl2 + H2 
Qual o número de mols de átomos de zinco que reagem completamente com 20 mols 
de ácido clorídrico (HCl)? 
 
02) A combustão completa do metano (CH4) produz dióxido de carbono (CO2) e 
água. A alternativa que representa o número de mols de CO2 produzido na 
combustão de 0,3 mol de CH4 é: 
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O 
a) 1,2 mols. 
b) 0,6 mol. 
c) 0,9 mol. 
d) 0,3 mol. 
 
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e) 1,5 mol. 
 
03) (Covest-2004) A ferrugem é composta principalmente por Fe2O3. Após o 
balanceamento da equação abaixo, a proporção de ferro e oxigênio necessária para 
formar 2 mol de óxido de ferro III será: 
Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s) 
 
a) 1 mol de Fe para 1 mol de O2. 
b) 1 mol de Fe para 3 mol de O2. 
c) 2 mol de Fe para 3 mol de O2. 
d) 4 mol de Fe para 3 mol de O2. 
e) 3 mol de Fe para 2 mol de O2. 
 
04) (Faap-SP) A combustão completa do metanol pode ser representada pela 
equação não-balanceada: 
 
Quando se utilizam 5,0 mols de metanol nessa reação, quantos mols de CO2 são 
produzidos? 
a) 1,0. 
b) 2,5. 
c) 5,0. 
d) 7,5. 
e) 10. 
 
05) considere a informação: cal viva + água → cal hidratada (hidróxido de cálcio). A 
quantidade de cal hidratada formada pela reação de água com 2,0 mols de cal viva é: 
a) 1,0 mol. 
b) 1,5 mol. 
c) 2,0 mols. 
d) 2,5 mols. 
e) 3,0 mols. 
 
 
 
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As soluções são misturas homogêneas, ou seja, que apresentam um aspecto visual 
uniforme com uma única fase que podem se apresentar nos estados físicos sólido, 
líquido ou gasoso, compostas por partículas menores que 1 nm e que são compostas 
basicamente por soluto e solvente. 
Soluto: O soluto é uma substância que está dispersa em um solvente, ou seja, é a 
substância que será dissolvida em um meio chamado solvente afim que formar uma 
solução qualquer desejada. Os solutos são normalmente compostos iônicos, mas 
podem se apresentar também como compostos moleculares polares. 
Solvente: O solvente é uma substância onde o soluto é disperso, ou seja, é a parte 
que se apresenta em maior quantidade em uma solução e onde o soluto é dissolvido. 
O solvente mais utilizado é a água, que também é conhecido como solvente 
universal. 
As soluções podem ser classificadas de diferentes maneiras, pelo estado físico em 
que se encontram, com relação à natureza do soluto ou ainda pela quantidade de 
soluto e solvente que compõe a solução. 
Com relação ao estado físico de agregação em que se encontram, podemos classificar 
as soluções em: 
 Soluções sólidas: ouro 18 quilates, latão e outras ligas metálicas diversas. 
 Soluções líquidas: soro fisiológico, álcool comercial e água com açúcar. 
 Soluções gasosas: ar atmosférico entre outras misturas gasosas de interesse 
comercial. 
Em casos onde todos os componentes da solução se encontram no mesmo estado 
físico, considera-se o soluto o composto presente em menor quantidade e solvente 
o composto presente em maior quantidade na mistura. 
Com relação à natureza do soluto, classificamos as soluções em: 
 Soluções iônicas: São compostas de solutos iônicos, por exemplo, NaCl em 
água. 
 Soluções moleculares: São compostas por solutos de origem molecular, por 
exemplo, água com açúcar (C12H22O11 + água). 
 Há casos especiais onde há presença de compostos iônicos e moleculares 
compondo a solução, como o caso do ácido acético em água, que possui 
moléculas CH3COOH e íons CH3COO- e H+. 
https://www.infoescola.com/quimica/estados-fisicos-da-materia/
https://www.infoescola.com/compostos-quimicos/solventes/
https://www.infoescola.com/quimica/composto-ionico/
https://www.infoescola.com/agua/
https://www.infoescola.com/compostos-quimicos/agua-solvente-universal/
https://www.infoescola.com/compostos-quimicos/agua-solvente-universal/
https://www.infoescola.com/quimica/classificacao-de-solucoes/
https://www.infoescola.com/elementos-quimicos/ouro/
https://www.infoescola.com/quimica/ligas-metalicas/
https://www.infoescola.com/farmacologia/soro-fisiologico/
https://www.infoescola.com/quimica/acido-acetico/
 
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Com relação entre a quantidade de soluto e solvente que compõe a solução 
(saturação da solução), classificamos as mesmas em: 
 Soluções insaturadas: Possuem menor quantidade de soluto em relação à 
quantidade de solvente. 
 Soluções saturadas: Possuem a máxima quantidade de soluto em 
determinada quantidade de solvente. 
 Soluções supersaturadas: Possuem maior quantidade de soluto em relação 
à quantidade de solvente. 
As soluções podem ser concentradas ou diluídas, de acordo com a necessidade e 
aplicação a qual se destinam. Nas soluções concentradas, o volume total de solução 
diminui, porém, a concentração de soluto se mantém a mesma, já nas soluções 
diluídas, o volume total é aumentado, contudo a concentração de soluto se mantém 
a mesma. Para realizar diluições ou aumentar a concentração de soluções, utiliza-se 
a seguinte fórmula: 
C(inicial) x V(l) (inicial) = C(final) x V(l) (final) 
Onde: 
 C = Concentração (inicial e final, respectivamente) 
 V = Volume de solução em litros (inicial e final, respectivamente). 
Unidades de concentração 
As diferentes relações entre a quantidade de soluto, de solvente e de solução são 
denominadasgenericamente de concentrações. 
Concentração comum (C) 
Também chamada concentração em g/L (grama por litro), relaciona a massa do 
soluto em gramas com o volume da solução em litros. 
C = m/V 
Concentração em quantidade de matéria (Cn) 
Relaciona a quantidade de soluto (mols) com o volume da solução, em litros. Sua 
unidade é mol/L: 
Cn = n/V 
Densidade da solução (d) 
Relaciona a massa (m) e o volume da solução (V): 
d = m/V 
Geralmente as unidades usadas são g/mL ou g/cm3. 
https://www.infoescola.com/quimica/saturacao-de-solucoes/
https://www.infoescola.com/quimica/diluicao-de-solucoes/
https://www.infoescola.com/fisica/materia/
 
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Cuidado: não confunda densidade com concentração comum, pois as duas 
relacionam massa com volume. Lembre-se de que na concentração comum se 
relaciona a massa de soluto com o volume da solução e, na densidade, a massa de 
solução com o volume da solução. 
 
Tipos de Dispersões 
COLÓIDES: 
São aparentemente homogêneos, porém são heterogêneos. São formados por 
partículas com tamanho entre 10 e 100 nm. 
Exemplos: nuvem, poeira no ar, gelatina, leite, manteiga e até mesmo as 
células dos organismos vivos. 
Disperso Coloidal pode ser de três tipos: 
 Disperso Iônico: quando são macromoléculas carregadas eletricamente. 
Ex: proteínas diluídas em água = caldo de carne. 
 Disperso Molecular: as partículas dispersas são de característica molecular. 
Ex: caldo de maisena. 
 Disperso Micelar: as partículas dispersas são átomos, moléculas ou íons – 
formando aglomerados. 
Ex: sabão em água. 
Suspensões: 
Formada por partículas acima de 100 nm, são partículas sólidas em uma fase 
líquida. Essas partículas tendem a flocular rapidamente. 
As suspensões devem ser mantidas em constante agitação para que não haja 
decantação da fase sólida. Exemplos: remédios que requerem agitação antes do uso, 
leite de magnésia. 
TIPOS DE SOLUÇÕES: 
 Solução Aquosa: É uma solução preparada com o solvente água. 
 Ex: suco de fruta, refrigerante, saliva, plasma sangüíneo, urina, água da chuva 
e até mesmo água potável. 
 
Diluídas: são aquelas em que a quantidade de soluto na solução é pequena, 
correspondem às que possuem 0,1 mol de soluto ou menos, formando 1 L de solução. 
 
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Concentrada: têm uma participação maior do soluto em sua composição. A 
massa do soluto é maior que 0,1 mol por litro de solução. 
Coeficiente de Solubilidade (CS): 
É a quantidade máxima de uma substância que conseguimos dissolver em um 
volume fixo de solvente. Exemplo: O Cs do NaCl em água é = 360 gramas de NaCl 
por Litro de água, portanto podemos dizer também que é = 36 gramas por 100 mL de 
água. 
Soluções Saturadas: 
São aquelas que contém a máxima quantidade de soluto dissolvida num 
volume fixo de solvente, ou seja, corresponde à quantidade exata determinada pelo 
Cs. Exemplo: 36 g de NaCl em 100mL de água. 
Soluções Insaturadas: 
O soluto está presente em quantidade menor que a determinada pelo Cs. 
Exemplo: 30 g de NaCl em 100 mL de água. 
Soluções Supersaturadas: 
Quando o Cs é ultrapassado, são instáveis, pois ultrapassam o Cs. Ocorre 
precipitação (corpo de fundo). 
Exemplo: 40 gramas de NaCl em 100mL de água. 
 
CURVA DE SOLUBILIDADE: 
São gráficos que relacionam a máxima quantidade de soluto que conseguimos 
dissolver em uma dada quantidade de solvente em função da temperatura. 
A tendência é que a dissolução fique mais fácil com o aumento da temperatura. 
Curvas Ascendentes: correspondem a uma dissolução endotérmica. (absorvem 
energia) 
Curvas Descendentes: correspondem a uma dissolução exotérmica. (liberam 
energia) Nesse caso o aumento da temperatura atrapalha a dissolução. 
 
Veja um exemplo a baixo. 
 
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FÓRMULAS: 
Índice 1 para soluto. 
Índice 2 para solvente. 
Concentração Comum: é a relação entre a massa do soluto e o volume da solução. 
Expressa em g/L, g/cm3, g/dm3. 
V
m
C
1
 
 
Título Em Massa: relação entre a massa do soluto e a massa da solução. 
m
m1
 ou 
21
1
mm
m

 
 
Porcentagem mm Massa: indica a porcentagem em massa do soluto na solução. É 
o valor do título multiplicado por 100. 
.100massaP 
 
Título em Volume: é a relação entre volume do soluto e o volume da solução. 
21
1
VV
V

 ou 
V
V1
 
 
Porcentagem em Volume: indica a composição volumétrica do soluto na solução. 
 
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100.volumeP 
 
Densidade da Solução (d): é a relação entre a massa da solução pelo volume da 
solução. É expressa em g/L, g/cm3, g/mL. 
V
m
d  
 
Concentração Molar (Molaridade) ou M: ou Ainda, Concentração em 
Quantidade De Matéria Cn: representa o número de mols de soluto dissolvido pelo 
volume da solução em litros. É expressa em mol/L 
V
n
Cn
1
 ou 
VM
m
Cn
.1
1
 porque 
 
V
m
n  
 
Fração Molar: relação entre número de mols de soluto e número de mols da solução. 
n
n
X
1
1  
Ou também, relação entre número de mols de solvente e número de mols da solução. 
n
n
X
2
2  
 
Molaridade (W): é a quantidade de mol de soluto dissolvidos em 1 Kg de solvente. 
É expressa em mol/Kg. 
2
1
m
n
W  
Kg
mol
 
 
Concentração em Partes Por Milhão (ppm): quantidade em gramas de soluto por 
1 milhão de gramas de solvente. 
1 Kg = 1 milhão de mg 1 tonelada = 1 milhão de g 
 
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2
1
m
m
ppm  
tonelada
grama
 
Kg
mg
 
Diluição das Soluções: quando se adiciona água em uma solução na qual 
conhecemos os valores de C, Cn, V. para que ela fique menos concentrada que a 
solução inicial. 
Concentração Ci.Vi = Cf.Vf É conhecido 3 desses valores. 
Molaridade Cni . Vi = Cnf . Vf. 
 
 
 
 
 
ATIVIDADE 
1 ) Um sistema é formado pela mistura de 0,15 L de uma solução aquosa 1 mol/L de 
HCl e 250 mL de uma solução aquosa 2 mol/L de NaOH. Responda às questões a 
respeito desse sistema: 
 
a) A solução final (sistema) tem caráter ácido, básico ou neutro? Justifique. 
b) Qual a concentração (em mol/L) do reagente em excesso, caso exista, na solução 
final? 
2 ) Uma solução contém 30%, em massa, de soluto. Sabendo que a quantidade de 
solvente é de 56 g, determine a massa dessa solução. 
 
3 ) São dissolvidos 45 g de hidróxido de sódio em água. Calcule a massa de água, 
sabendo que o soluto corresponde a 15%, em massa, da solução. 
 
 
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1. Para se obter manganês metálico, muito utilizado em diversos tipos de aços resistentes, 
o dióxido de manganês reage com o alumínio metálico, segundo a equação: 
DADO: 
massa molar Mn = 55g 
massa molar O = 16g 
3 MnO2 + 4 Al -------> 2 Al2O3 + 3 Mn 
Supondo rendimento de 100% para essa reação, a massa de dióxido de manganês necessária 
para se obter 5 toneladas de manganês metálico é aproximadamente: 
a) 2 toneladas 
b) 3 toneladas 
c) 4 toneladas 
d) 8 toneladas 
e) 9 toneladas 
2. Coletou-se água no rio Tietê, na cidade de São Paulo. Para oxidar completamente toda a 
matéria orgânica contida em 1,00L dessa amostra, microorganismos consumiram 48,0mg 
de oxigênio(O2). Admitindo que a matéria orgânica possa ser representada por C6H10O5 
e sabendo que sua oxidação completa produz CO2 e H2O, qual a massa da matéria orgânica 
por litro da água do rio? 
(Dados: H = 1, C =12 e O = 16.) 
a) 20,5 mg. 
b) 40,5 mg. 
c) 80,0 mg. 
d) 160 mg. 
e) 200 mg. 
3. Faça os balanceamentos: 
a) Ag2O → Ag + O2 
b) Al + O2 →Al2O3 
c) Al(OH)3 + H4SiO4 → Al4(SiO4)3 + H2O 
d) BaCl2 + H2SO4 → HCl + BaSO4 
e) BaO + As2O5 → Ba3(AsO4)2 
f) C2H4 + O2 → CO2 + H2O 
 
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g) C3H2 + O2 → CO2 + H2O 
h) Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → CaSiO3 + CO + P4 
i) CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2 
j) CH4 + O2 → CO2 + H2O 
k) Cr + O2 → Cr2O3 
l) Cu + O2 → CuO 
m) Cu(OH)2 + H4P2O7 → Cu2P2O7 + H2O 
n) Fe + H2O → Fe3O4 + H2 
o) Fe3O4 + CO → Fe + CO2p) FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2 
q) H2 + Cl2 → HCl 
r) H3PO3 → H2O + P2O3 
ATIVIDADE DE SOLUÇÕES 
1. A principal característica de uma solução é: 
a) ser sempre uma mistura homogênea. 
b) possuir sempre um líquido com outra substância dissolvida. 
c) ser um sistema com mais de uma fase. 
d) ser homogênea ou heterogênea, dependendo das condições de pressão e temperatura. 
e) ser uma substância pura em um único estado físico. 
 
2. Assinale a alternativa que contém exemplos de soluções: 
a) água de torneira, mar, granito. 
b) granito, mistura de água e óleo, ar. 
c) petróleo no mar, granito, água destilada. 
d) água pura, gás nitrogênio, ouro puro. 
e) ar, água de torneira, ouro 18 quilates. 
 
3. Ao dissolver 100 g de NaOH em 400 mL de água, obtiveram-se 410 mL de solução. A 
concentração comum dessa solução será igual a: 
a) 0,2439 g/L. 
b) 0,25 g/L. 
c) 250 g/L. 
d) 243,90 g/L. 
e) 4,0 g/L. 
 
4. Dissolve-se 20 g de sal de cozinha em água. Qual será o volume da solução, sabendo-se 
que a sua concentração é de 0,05 g/L? 
 
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a) 400 L. 
b) 0,0025 L. 
c) 1,0 L. 
d) 0,25 L. 
e) 410 L. 
 
5. FAAP-SP- modificada) Calcule a concentração, em g/L, de uma solução aquosa de 
nitrato de sódio que contém 30 g de sal em 400 mL de solução. 
a) 0,075. 
b) 75. 
c) 12000. 
d) 12. 
e) 0,0133. 
 
6. Qual a densidade em g/cm3 de uma solução de volume igual a 5000 cm3 e massa de 
4000 g: 
a) 0,08 
b) 0,8 
c) 8 
d) 80 
e) 800 
 
7. Se um corpo tem a massa de 20 g e um volume de 5 cm3 , quanto vale sua 
densidade ? 
a) 10 g/cm3 
b) 4 g/cm3 
c) 5 g/cm3 
d) 15 g/cm3 
e) 20 g/cm3