SUMÁRIO

CAPÍTULO I

Relações de Massa..............................................................................................................................02

Sessão leitura........................................................................................................................................03

Exercícios de Fixção..............................................................................................................................04

CAPÍTULO II

Reações Químicas...............................................................................................................................07

Sessão Leitura.......................................................................................................................................09

Exercícios de Fixação............................................................................................................................11

Pintou no ENEM....................................................................................................................................15

CAPÍTULO III

Leis Ponderais.....................................................................................................................................16

Sessão leitura........................................................................................................................................16

Exercícios de Fixação............................................................................................................................17

CAPÍTULO IV

Balanceamento das Equações Químicas..........................................................................................18

Sessão Leitura.......................................................................................................................................19

Exercícios de Fixação............................................................................................................................20

CAPÍTULO V

Estudo dos Gases...............................................................................................................................23

Sessão Leitura.......................................................................................................................................25

Exercícios de Fixação............................................................................................................................26

Pintou no ENEM....................................................................................................................................28

CAPÍTULO VI

Cálculos Estequiométricos.................................................................................................................29

Sessão Leitura.......................................................................................................................................33

Exercícios de Fixação............................................................................................................................35

REFERÊNCIAS...............................................................................................................................................43

2

Capítulo 1

1. Relações de massa

A química possibilitou a humanidade uma

melhora substancial em sua qualidade de vida,

pois a partir de seus princípios foram criados

medicamentos, combustíveis, alimentos, tecidos,

polímeros, etc. No entanto, para que a Química

fosse economicamente viável, tivemos que

aprender a manuseá-la e quantifica-la. A

quantificação nos permitiu saber exatamente o

quanto gastar de reagentes e o quando produzir.

Muitas vezes é preciso determinar também o

número de átomos ou de moléculas das

substâncias que reagem ou são produzidas. Para

isso, um primeiro passo é conhecer a massa dos

átomos.

1.1.Unidade de massa atômica (u)

Em 1961, na Conferência da União Internacional

de Química Pura e Aplicada (IUPAC), adotou-se

como padrão de massas atômicas o isótopo 12

do elemento carbono (12C), ao qual se

convencionou atribuir o valor exato de 12

unidades de massa atômica.

Uma unidade de massa atômica (1 u)

corresponde a 1/12 de massa de um átomo de

isótopo 12 do carbono.

1.2.Massa Atômica (MA)

Massa atômica é o número que indica quantas

vezes a massa de um átomo de um determinado

elemento é mais pesada que 1u, ou seja, 1/12 do

átomo de 12C.

Exemplo: O oxigênio tem massa atômica de 16u,

portanto é mais pesado 16 vezes em relação à

1/12 de um átomo de carbono-12.

Observação: Os elementos químicos consistem

em dois ou mais isótopos. Por isso, as massas

atômicas dos elementos que vemos nas tabelas

periódicas são médias ponderadas das massas

dos seus respectivos isótopos.

1.3.Massa Molecular

Se conhecermos as massas atômicas dos

átomos constituintes de uma molécula,

podemos calcular a massa dessa molécula.

A massa molecular (às vezes chamada de

peso molecular) é a soma das massas

atômicas (em u) dos átomos da molécula.

Por exemplo, a massa molecular da água

(H2O) é:

2 x (massa atômica do H) + massa atômica do O

2 x (1,008 u) + 16,00 u = 18,02 u

Temos de multiplicar a massa atômica de

cada elemento pelo número de átomos

desse elemento presente na molécula e,

depois, somar as contribuições de todos os

elementos.

Exemplo:

Calcular a massa molecular:

NaCl, C12H22O11, COCl2, HCL, H2SO4.

1.4.Número de Avogadro

Amedeo Avogadro foi o primeiro cientista a

conceber a ideia de que uma amostra de um

elemento, com massa em gramas igual à

sua massa atômica, apresenta sempre o

mesmo número de átomos. Esse número foi

denominado Número de Avogadro

e seu valor é aproximadamente

igual a 6,02 x 1023

.

Exemplo: Em 342g de sacarose há 6,02 x 1023

desta substância.

1.5.Mol

O mol é definido como a quantidade de

matéria de um sistema que contém 6,02 x

1023

unidades elementares. Pela definição,

qualquer quantidade de matéria que

contenha 6,02 x 1023

entidades é 1 mol.

Assim, pode-se ter 1 mol de átomos, de

moléculas, de íons, de prótons, de elétrons

etc.

3

1.6.Massa Molar

É a massa equivalente a 1 mol (6,02 x 1023

entidades) de determinada espécie química. Sua

unidade é g/mol.

Exemplo: A massa atômica do carbono é 12u,

portanto a massa de 1 mol de C é 12g. Ou seja,

a massa molar de C é 12g/mol.

A massa molar nada mais é que a massa da

substância por unidade de quantidade de

matéria. Portanto:

, onde n=nº de mols, m=massa da

substância, M=massa molar.

LEMBRE-SE QUE:

Sessão leitura:

Por que os objetos flutuam ou afundam na

água?

É muito comum supormos que objetos pesados

afundem e objetos mais leves flutuem. Ao

observar o que acontece com eles quando

colocados em água, entretanto, vimos que isso

nem sempre é verdade. O bloco grande de

madeira, objeto relativamente pesado, flutua

enquanto o alfinete, objeto relativamente leve

afunda. Porque isso acontece?

Isso nos mostra que a massa, isoladamente, não

é critério para prever a flutuação ou não dos

objetos. Afinal navios enormes, com toneladas de

matérias, flutuam nas águas de mares e rios.

Algumas pessoas pensam que a flutuação nesse

caso está relacionada com a quantidade de

água. Mas a quantidade de água não tem

influência sobre a flutuação.

Se a massa isoladamente não é critério para

prever se os objetos afundam ou flutuam na água

e se a quantidade de água não tem influência

sobre a flutuação, quais variáveis estariam

envolvidas nessa questão?

Para melhorar nossa explicação e as previsões

sobre comportamento dos objetos quando

colocados em água, vamos discutir um processo

que chamamos de separação de variáveis.

Objetos de mesma massa podem ter

comportamento diferente em relação a flutuação,

o que também ocorre com objetos de mesmo

volume. No caso dos objetos de mesma massa,

os que flutuam tem maior volume do que os que

afundam. Assim blocos de madeira, que flutuam,

tem maior volume, portanto são bem maiores do

que blocos de chumbo de mesma massa, que

afundam. No caso de objetos com o mesmo

volume, os que afundam tem maior massa do

que os que flutuam. Finalmente comparando

objetos de um mesmo material, pode-se concluir

que, independentemente de sua massa e de seu

volume, eles tem o mesmo comportamento em

relação a flutuação. É o que acontece com os

blocos de um mesmo tipo de madeira: todos

flutuam. Por um raciocínio semelhante,

concluímos que todos os parafusos de ferro,

apesar de possuírem massa e volume diferentes,

afundam na água.

Tudo isso nos leva a concluir que o fato de um

objeto flutuar ou não depende do material de que

é feito, e não de sua massa ou de seu volume

isoladamente. No entanto já obtivemos uma pista

importante: no caso dos de mesmo volume, os

que afundam, tem massa maior que os que

flutuam; no caso dos de mesma massa, os que

afundam tem volume menor que os que flutuam.

Ou seja, a flutuação depende de uma

propriedade que relaciona massa e volume.

Densidade; propriedade específica dos

materiais.

Analisando as medidas de massa e volume e as

relações que estabelecemos entre duas

grandezas, para os objetos de mesmo material,

concluímos que a propriedade que relaciona a

massa e o volume é a densidade. Como

sabemos, essa propriedade é constante, a uma

dada temperatura, para objetos feitos de um

mesmo material, independentemente de sua

massa ou de seu volume. Assim um prego de

ferro possui a mesma densidade que uma barra

de ferro. Portanto a densidade é uma

propriedade específica, muito útil para a

identificação dos materiais, já que cada tipo

4

possui a sua. Por sua vez, massa e volume são

propriedades gerais e não servem, isoladamente,

para identificar os materiais.

A unidade utilizada para representar a densidade

é o grama por centímetro cúbico (g/cm3). Isso

significa que estamos, de certa forma definindo

essa propriedade como a massa dividida pelo

volume. Além de ser útil para cálculos, essa

fórmula expressa a ideia de que, com densidade,

podemos comparar as massas do mesmo

volume de diferentes materiais.

Pela explicação dada, concluímos que é possível

prever a flutuação dos objetos com base no

conceito de densidade. Objetos mais densos que

a água afundam; os menos densos flutuam.

Como a densidade da água é 1,0 g/cm3,

deduzimos que os objetos de densidade maior

que 1,0 g/cm3 afundam e os de densidade menor

flutuam. O mesmo raciocínio é válido no caso de

outros líquidos. Basta comparar a densidade do

líquido com a do objeto.

Exercícios para fixação:

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. e) 1,5 mol. 03)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.

04)Na reação de óxido de alumínio com ácido sulfúrico forma-se sulfato de

alumínio, Al2(SO4)3. Para se obterem 3 mols desse sulfato, quantos mols do ácido são necessários? a) 3. b) 6. c) 9. d) 12. e) 15

05) Em um das etapas de tratamento de água, ocorre a retenção de partículas sólidas em uma massa gelatinosa constituída por hidróxido de alumínio. Essa substância é preparada pela adição de Ca(OH)2 e Al2(SO4)3 à água contida em tanques de tratamento. O número de mols do Al2(SO4)3 que devem reagir com suficiente Ca(OH)2 para formar 10 mols de hidróxido de alumínio é igual a: a) 1. b) 2. c) 3. d) 4. e) 5.

Com auxílio da tabela de massas atômicas,

calcular:

06)A massa molecular e Molécula-grama e massa molar das seguintes substancias:

a) Cloreto férrico: Fe Cl3

b) Fosfato de magnésio: Mg3(PO4)2

c) Cloreto de cálcio dihidratado: CaCl2.2H2O

d) Nitrato de cobalto: Co(NO3)3

07) A quantidade de matéria (Mol) existente em:

a) 2,6 g cloreto de bário: BaCl2

b) 12,08 g de sulfato de maganês: MnSO4

c) 15,52 g de cromato de potássio: K2CrO4

d) 12,06 g de ácidos de nítrico: HNO3

08) A morfina (C17H19 NO3.H2O) é o alcalóide

principal do ópio, narcótico muito importante

porém muito venenoso. É um entorpecente

perigoso, pois causa dependência. Calcule o

número de átomos de hidrogênio existente em

10,1 g de morfina?

Dados: massa atômica: C: 12 u

5

N: 14 u

O: 16 u

H: 1 u

09)Calcular o número de elétrons do nitrogênio

em 100g de aspartame (C14H18N2S5) ;

Dados: 14

N7 ; 1H1 ;

12C6 e

32S16

10)Achar o número de átomos de: Carbono,

Oxigênio e Hidrogênio cem 10g de aspirina

(C9H8O4) ?

Dados: 1H1 ;

12C6 e

16O8

11)A Penicilina G, um antibiótico largamente

utilizado, tem fórmula C16H18N2O4S, calcular a

massa de penicilina contido numa ampola que

contém 2,44 .1024

átomos de nitrogênio:

Dados: 14

N7 ; 1H1 ;

12C6 e

32S16

16O8

12)Qual a porcentagem em massa de carbono na

glicose (C6H12O6)?

Dados: 1H1 ;

12C6 e

16O8

13)Por ser opaco à radiação e pouco solúvel, o sulfato de bário (BaSO4) é utilizado como contraste em investigações radiográficas no tratamento gastrointestinal. Se o paciente ingerir para o exame 3,495 g dessa substância junto com 63 g de água, quantos átomos de oxigênio serão ingeridos? Dados: massa atômica: Ba: 137 u

S: 32 u

O: 16 u

H: 1 u

Exercícios complementares:

1. A água pesada D2O, utilizada como

moderador em reatores nucleares, apresenta na

sua molécula um isótopo do hidrogênio, o

deutério (D), que contém no seu núcleo 1

nêutron. A massa molecular da água pesada é:

a) 17,0

b) 18,0

c) 19,0

d) 20,0

e) 21,0

2.Para a prevenção de cárie dentária recomenda-

se a adição de fluoreto à água potável ou a

fluoretação do sal de cozinha. Há necessidade

de se acrescentar cerca de 1,8 x 10- 3 g de

fluoreto à dieta diária. Que quantidade de íons,

em mol, há em 1,8 x 10-3 g de fluoreto? (Massa

molar do íon fluoreto = 19g/mol)

a) 1 x 10-2

b) 1 x 10-3

c) 1 x 10-4

d) 1 x 10-5

e) 1 x 10-6

3. Admitindo-se que um diamante contenha

apenas átomos de carbono e que cada quilate

corresponda a 200mg, determine o número de

quilates em um diamante que contenha 2,0 x 1022

átomos.

a) 0,25

b) 0,5

c) 1,0

d) 1,5

e) 2

4. Para atrair machos para acasalamento,

muitas espécies fêmeas de insetos

secretam compostos químicos chamados

fero hormônios.

Aproximadamente 10-12g de tal composto

de fórmula C19H38O devem estar presentes

para que seja eficaz. Quantas moléculas

isso representa? (Massas molares: C=

12g/mol; H=

1g/mol; O= 16g/mol)

a) 2 x 109 moléculas

b) 3 x 109 moléculas

c) 1010 moléculas

d) 4 x 109 moléculas

e) 8 x 109 moléculas

5. Um químico possui uma amostra de

cobre. Qual é a massa, em gramas, dessa

amostra, sabendo-se que ela é constituída

por 3,01 x 1023 átomos?

(Massa atômica: Cu = 64)

a) 0,32.1023g

b)0,29.1023g

c)1,60.1023g

d)64,00g

e)32,00g

6. Linus Pauling, Prêmio Nobel de

Química e da Paz, faleceu aos 93 anos. Era

6

um ferrenho defensor das propriedades

terapêuticas da vitamina C. Ingeria

diariamente cerca de 2,1 x 102 mol dessa

vitamina. (Dose diária recomendada de

vitamina C (C6H8O6) = 62mg.) Quantas

vezes, aproximadamente, a dose ingerida

por Pauling é maior que a recomendada?

(Dados: H = 1, C = 12, O= 16)

a) 10

b) 60

c) 1,0 x 10²

d) 1,0 x 10³

e) 6,0 x 104

7. O gás fosgênio (COCl2), utilizado

como arma química na Primeira Guerra

Mundial, ao reagir com água produz dióxido

de carbono e ácido clorídrico:

COCl2 + H2O → 2HCl + CO2 Qual seria a

massa molar do gás fosgênio (COCl2)?

a)103g/mol

b)87g/mol

c)99g/mol

d)110g/mol

e)18g/mol

8. Uma pastilha contendo 500mg de

ácido ascórbico (vitamina C) foi dissolvida

em um copo contendo 200mL de água.

Dadas as massas molares C=12g.mol-1

, H

= 1g . mol-1

e O = 16g . mol-1

e a fórmula

molecular da vitamina C, C6H8O6, a

concentração da solução obtida é:

a) 0,0042 mol · L-1

b) 0,0142 mol · L-1

c) 2,5 mol · L-1

d) 0,5g · L-1

e) 5,0g · L-1

9. Qual a massa, em gramas, de uma única

molécula de açúcar comum (sacarose

C12H22O11)? (MA: C= 12; O= 16; H=1)

a)6,32x10-23

b)5,68x10-22

c)4,25x10-22

d)6,68x10-22

e)7,00x10-22

10. O mercúrio, na forma iônica, é tóxico

porque inibe certas enzimas. Uma amostra de

25g de atum de uma grande remessa foi

analisada e constatou-se que continha 2,1 x 10-7

mol de Hg+2. Considerando-se que os alimentos

com conteúdo de mercúrio acima de 0,50 x 10-3

g por quilograma de alimento não podem ser

comercializados, demonstre se a remessa de

atum deve ou não ser confiscada. (MAHg= 200)

11. Um dos possíveis meios de se remover

CO2 gasoso da atmosfera, diminuindo assim sua

contribuição para o “efeito estufa”, envolve a

fixação do gás por organismos microscópicos

presentes em rios, lagos e, principalmente

oceanos. Dados publicados em 2003 na revista

Química Nova na Escola indicam que o

reservatório da hidroelétrica de Promissão, SP,

absorve 704 toneladas de CO2 por dia. Calcule a

quantidade de CO2, expressa em mol/dia,

absorvida pelo reservatório.

Gabarito

1. d

2. c

3. e

4. a

5. e

6. b

7. c

8. b

9. b

10. 1,68 x 10-3g/Kg

11. 1,6 x 107 mol/dia

7

Capítulo 2

2. Reações Químicas.

Uma reação química significa uma

transformação de substâncias em outras. Os

elementos químicos não são modificados, apenas

as substâncias. Num processo nuclear os

elementos são transformados em outros. Num

processo físico nem os elementos e nem as

substâncias são transformados.

Processo Elementos Substâncias

Físico não se

transformam

não se

transformam

Químico não se

transformam

se

transformam

Nuclear se transformam se

transformam

As substâncias que iniciam uma reação

química são chamadas reagentes, enquanto que

aquelas que são obtidas são chamadas produtos

da reação. Diz-se então que os reagentes são

transformados nos produtos. É claro que para

haver uma reação química deve existir afinidade

entre os reagentes. Essas afinidades podem ser

estudadas através das funções químicas. Por

exemplo, quando se diz que os ácidos reagem

com os carbonatos produzindo sal, água e gás

carbônico, estabelece-se uma generalização

resultante da experiência, ou seja, sabe-se que

qualquer ácido é capaz de reagir com qualquer

carbonato. Assim, é conveniente lembrar que as

reações químicas são fatos observados

experimentalmente.

O termo espontâneo não deve ser confundido

com instantâneo. Por exemplo, a reação de um

ácido com a solução aquosa de um carbonato é

espontânea e instantânea. Entretanto, o

enferrujamento de um prego é espontâneo, mas

não é instantâneo. Quando se diz que uma dada

reação é espontânea sob determinadas

condições afirma-se que ela ocorre, mas nada se

sabe a respeito do tempo que leva para ocorrer. A

experiência e a pesquisa poderão responder

sobre isso. Ao contrário, se uma reação é

instantânea fica implícito que ela é espontânea e

que ocorre rapidamente.

Uma equação química é a descrição global da

reação química. Nela, constam as fórmulas das

substâncias reagente e dos produtos:

Reagentes → Produtos

À esquerda da seta, que indica o sentido da

transformação, estão os reagentes. Esse lado é

chamado primeiro membro da equação. À direita

estão os produtos, no chamado segundo membro

da equação.

Para escrever corretamente uma equação há,

dois pontos básicos:

a) Deve representar realmente um fato

experimental, conhecido e bem analisado.

b) Deve obedecer à Lei de Lavoisier.

Nas reações químicas, é importante se

prever a quantidade de produtos que podem

ser obtidos a partir de uma certa quantidade

de reagentes consumidos. Os cálculos que

possibilitam prever essa quantidade são

chamados de cálculos estequiométricos. A

palavra estequiometria vem do grego

stoicheia (partes mais simples) e metreim

(medida). Essas quantidades podem ser

expressas de diversas maneiras: massa,

volume, quantidade de matéria (mol),

número de moléculas.

Os cálculos estequiométricos baseiam-

se nos coeficientes da equação. É

importante saber que, numa equação

balanceada, os coeficientes nos dão a

proporção em mols dos participantes da

reação.

Em meados do século

XVIII, cientistas conseguiram expressar

matematicamente certas regularidades que

ocorrem nas reações químicas, baseando-se

em leis de combinações químicas que foram

divididas em ponderais (relacionam às

massas dos participantes da reação).

Reações químicas (tipos): Síntese, análise e deslocamento, dupla-trocar

As reações químicas são processos que transformam uma ou mais substâncias, chamados reagentes, em outras substâncias, chamadas produtos. Em uma linguagem mais acadêmica, dizemos que uma reação química promove mudança na estrutura da matéria.

8

Na química inorgânica podemos classificar as reações em quatro tipos diferentes:

1) Reações de síntese ou adição As reações de síntese ou adição são aquelas onde substâncias se juntam formando uma única substância. Representando genericamente os reagentes por A e B, uma reação de síntese pode ser escrita como:

Veja alguns exemplos:

Fe + S FeS

2H2 + O2 2H2O

H2O + CO2 H2CO3 Perceba nos exemplos que os reagentes não precisam ser necessariamente substâncias simples (Fe, S, H2, O2), podendo também ser substâncias compostas (CO2, H2O) mas, em todas elas o produto é uma substância "menos simples" que as que o originaram. 2) Reações de análise ou decomposição As reações de análise ou decomposição são o oposto das reações de síntese, ou seja, um reagente dá origem a produtos mais simples que ele. Escrevendo a reação genérica fica fácil entender o que acontece:

Não parece bastante simples? E é bastante simples. Veja nos exemplos:

2H2O 2 H2 + O2

2H2O2 2H2O + O2 Reversibilidade das reações químicas Os exemplos podem sugerir que qualquer reação de síntese pode ser invertida através de uma reação de análise. Isso não é verdade. Algumas reações podem serreversíveis, como podemos notar na reação da água:

2H2 + O2 2H2O

2H2O 2H2 + O2 Entretanto, isso não é uma regra.

3) Reações de deslocamento As reações de deslocamento ou de simples-troca merecem um pouco mais de atenção do que as anteriores. Não que sejam complicadas, pois não são, mas por alguns pequenos detalhes. Em sua forma genérica ela pode ser escrita como:

Vamos entender o que aconteceu: C trocou de lugar A. Simples assim, mas será que isso ocorre sempre? É intuitivo que não. Iamgine o seguinte: você entra em um baile e vê a pessoa com quem gostaria de dançar dançando com outra pessoa. Você vai até lá e tentará fazê-la mudar de par, ou seja, estará tentando deslocar o acompanhante indesejável e assumir seu lugar. Se você for mais forte que o "indesejável", basta dar-lhe um empurrão e assumir seu lugar mas, se ele for um brutamontes troglodita, possivelmente ele nem sentirá seu empurrão. Na reação de deslocamento o processo é idêntico: C vê B ligado a A, aproxima-se e, sendo mais forte, desloca A e assume a ligação com B. Caso C não seja mais forte que A nada acontece. Basta então saber que é mais forte que quem:

Desta forma, temos:

2Na + 2H2O 2NaOH + H2 (o sódio desloca o hidrogênio da água H-OH)

Au + HCl não reage (o ouro não consegue deslocar o hidrogênio) 4) Reações de dupla-troca São também muito simples, mas devemos também ficar atento a detalhes. O mecanismo é fácil:

Certamente você já percebeu o que aconteceu: A trocou de lugar com C. A diferença desse tipo com as de deslocamento é que nem A nem C estavam sozinhos e, após a troca nenhum deles ficou sozinho.

Para entendermos como e quando uma reação deste tipo ocorre teremos que observar o seguinte:

A substância AB está em solução e, desta forma, o que temos na verdade são os íons A

+ e B

- separados uns dos outros. A

substância CD também está em solução, portanto temos também os íons C

+ e D

-

separados; Quando juntamos as duas soluções estamos promovendo uma grande mistura entre os íons

9

A+, B

-, C

+ e D

-, formando uma grande "sopa de

íons"; Se, ao combinarmos C

+ com B

-, o composto

CB for solúvel, os íons serão novamente separados em C

+ e B

-, resultando exatamente

na mesma coisa que tínhamos anteriormente. O mesmo acontece com A

+ e B

-.

Assim, ao misturarmos AB com CD, estamos na verdade fazendo:

E perceba que juntar íons que se separarão novamente resultará na mesma "sopa de íons" e não resultará em nenhuma nova substância, portanto não ocorre nenhuma reação.

Para que a reação efetivamente ocorra, será necessário que ao menos um dos prováveis produtos (AD ou CB) não sejam separados ao se juntarem, ou seja, deve-se formar um composto insolúvel e isso é conseguido através de um sal insolúvel, de um gás ou de água. Se um dos produtos for um sal insolúvel ele não será separado em ións e permanecerá sólido. Se for um gás ele se desprenderá da solução (borbulhas) e também permanecerá com suas moléculas agrupadas. Se um dos produtos for a água, ela não se desagrupa em sua própria presença.

NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl Nesta reação o produto AgCl (cloreto de prata) é insolúvel, portanto a reação ocorre.

NaCl + LiNO3 NaNO3 + LiCl Como nenhum dos produtos formados, NaNO3 (nitrato de sódio) ou LiCl (cloreto de lítio) é insolúvel, a reação não ocorre

NaOH + HCl NaCl + H2O Como um dos produtos é a água (H2O), a reação ocorre. Para a previsão da ocorrência ou não de uma reação de dupla-troca é fundamental que conheçamos a solubilidade dos sais em água e, para relembrar isso, leia o texto sobre solubilidade em água.

Viu como é simples? Com um pouco de prática e exercícios você consegue até escrever reações que podem dar origem a um determinado produto. Quer ver?

Imagine que você que obter sulfato de chumbo (PbSO4) . Você sabe que terá que

juntar o íon chumbo (Pb2+

) e o íon sulfato (SO42-

). Como você sabe que o sulfato de chumbo é insolúvel, pode promover uma dupla-troca:

PbX + YSO4 PbSO4 + XY É só escolher X e Y de forma que as duas substâncias sejam solúveis.

Outra forma é fazer um deslocamento do hidrogênio pelo chumbo, já que este é mais reativo:

Pb + H2SO4 H2 + PbSO4

Sessão Leitura:

Texto 1:

As evidências e o reconhecimento de

reações químicas.

O reconhecimento de reações químicas

está relacionado a presença de evidências

que permitem diferenciar o estado final

quando comparado ao estado inicial do

sistema. Há várias evidências para o

reconhecimento de reações químicas. Por

exemplo na coagulação da caseína do leite,

usando coalho, o aparecimento de coágulos

do leite é evidência de que a reação ocorreu.

Esse tipo de evidência é uma forma simples

e direta de reconhecer uma reação química

e pode envolver um ou mais dos seguintes

fenômenos: a formação de gases, a

mudança de cor, a formação de sólido, a

liberação de calor, a liberação de

eletricidade ou luz. Não podemos ter

certeza, no entanto que ocorreu uma reação

química baseados apenas nessas

evidências. Uma forma mais segura de se

obter informações sobre a natureza de uma

transformação é o isolamento dos materiais

obtidos, seguido da determinação de

algumas de suas propriedades, como as

temperaturas de fusão e de ebulição, a

densidade, etc.

A constatação de que essas propriedades

são diferentes daquelas dos componentes

do sistema inicial é uma forma mais segura

de comprovar a ocorrência de reações

químicas. Na prática, esse último

procedimento só é usado quando

trabalhamos com reações desconhecidas,

para as quais não se tem certeza sobre a

natureza dos produtos. O conhecimento das

evidências de reações químicas é

ferramenta empírica poderosa que ajuda os

10

químicos a ganhar tempo na caracterização

das transformações.

A dissolução de açúcar em água e as

mudanças de fase da água são exemplos de

fenômenos em que ocorrem transformações

do estado físico no qual o material se

encontra. Uma característica comum a

esses dois fenômenos é que não há

produção de novos matérias. Além disso é

possível obter novamente o material no seu

estado inicial. Ou seja, é possível obter água

no estado liquido pelo resfriamento do vapor

e obter o açúcar no estado sólido pela

evaporação do solvente.

Concluindo, as reações químicas são

geralmente acompanhadas de

transformações físicas, que permitem

evidenciar sua ocorrência. O que podemos

reconhecer são as transformações físicas,

pois não há uma evidência direta de que o

fenômeno ocorrido caracteriza uma reação

química. É o nosso conhecimento empírico

acumulado que permite identificar, por meio

dessas transformações físicas, os casos em

que há produção de novos materiais e,

portanto, reações químicas.

Texto 2:

Estado de Equilíbrio, o que é?

Bem, você pode imaginar uma situação real e que acontece no seu dia-a-dia.

Imagine uma garrafa de cerveja, quando a colocamos em um congelador ou freezer e esquecemos de retirá-la após um determinado tempo, possivelmente a garrafa teria estourado, mas muitas vezes isso não ocorre, ocorrendo um fenômeno que é denominado de super congelamento, isto é, quando o líquido, no caso a cerveja, "esquece" de congelar, pois o processo de resfriamento foi muito rápido e as moléculas do líquido estão em um estado de equilíbrio. No entanto, quando retiramos a garrafa do congelador e a abrimos, ela estoura, pois diminuímos a pressão no interior da garrafa, ou seja, diminuímos a pressão dentro do sistema, o que provoca uma perturbação no estado de equilíbrio que se estabelecia dentro da garrafa.

Estados de Equilíbrio estão muito presentes no nosso dia-a-dia, seja em fenômenos físicos, biológicos e até mesmo fenômenos químicos.

Exemplos diversos de equilíbrio químico podem ser verificados no nosso cotidiano, tais como os descritos abaixo.

Óculos

Você, possivelmente, já viu ou ouviu falar dos óculos fotocromáticos, talvez não os conheça por este nome, mas devem conhecê-los.

Óculos fotocromáticos são aqueles óculos que possuem lentes que mudam de cor, conforme a intensidade luminosa, ou seja, quando uma pessoa que usa este tipo de óculos está dentro de uma residência, as lentes são praticamente incolores, mas quando esta pessoa sai para fora da residência, ficando exposta à luz, as lentes tendem a ficar com uma coloração escura. Isso é devido à uma reação química que ocorre nos óculos, você sabia?

A reação que ocorre nas lentes dos óculos é a seguinte:

AgCl + Energia Ag + Cl

O cloreto de prata (AgCl), quando na lente, dá uma aparência clara para a mesma, já a prata metálica (Ag), quando é formada na lente dá uma aparência escura à lente. Esta reação é um caso em que se aumentar a energia, no caso a claridade, na lente o equilíbrio deslocará para o lado da formação do Ag elementar que é escuro (na lente). Quando se diminui a intensidade luminosa na lente ocorre o favorecimento da reação inversa, ou seja, a diminuição da sensação escura.

Este exemplo é abrangido pelo princípio de Le Chatelier, que diz: "Quando um sistema está em equilíbrio e sofre alguma perturbação, seja ela por variação de pressão, de concentração de algum dos reagentes ou dos produtos, ou pela variação da temperatura, o sistema tenderá a retornar o estado de equilíbrio, a partir da diminuição do efeito provocado pela perturbação."

Este princípio pode ser enunciado de uma maneira mais simplificada, quando se aplica uma perturbação a um sistema em equilíbrio, o sistema tende a provocar um reajuste para diminuir as influências da perturbação.

Um outro exemplo de equilíbrio químico em nosso dia-a-dia é o caso da garrafa de refrigerante, é isso mesmo, refrigerante.

Refrigerante

Dentro de uma garrafa de refrigerante, ocorre várias reações, mas um destaque pode ser dado para o ácido carbônico (H2CO3), que se decompõe em H2O e CO2 .

11

H2CO3(aq) H2O + CO2(g)

Esta é a reação de decomposição do ácido carbônico, sendo que ela está em equilíbrio químico, pois a medida que ocorre a decomposição, também ocorre a formação de ácido carbônico, sendo assim pode se dizer que esta é uma reação que representa um estado de equilíbrio, que sofre influência pelo aumento de temperatura, pela pressão e também pela concentração.

Quando abrimos uma garrafa de refrigerante, ocorre uma diminuição da pressão no interior do sistema (garrafa de refrigerante), ocorrendo um deslocamento do equilíbrio para o lado de maior número de mols gasosos, ou seja, o lado dos produtos. Isto é mostrado pelo princípio de Le Chatelier. O estado de equilíbrio também pode ser deslocado pelo aumento da temperatura, ou seja, caso coloquemos um pouco de refrigerante para aquecer em um recipiente adequado, ocorrerá a liberação de gases (esta reação é endotérmica), assim como no caso em que abrimos a garrafa de refrigerante, ou seja, o gás liberado é o gás carbônico, CO2,, Neste exemplo, nas duas situações, estaremos provocando um deslocamento de equilíbrio químico, o que provocará no refrigerante uma modificação no seu gosto. Isto você já deve ter percebido, quando um resto de refrigerante fica muito tempo dentro da geladeira, ele fica com um gosto diferente, isto ocorre devido ao fato de ter ocorrido perda de CO2, logo, perda de H2CO3.

Estes dois exemplos, lentes fotocromáticas e garrafa de refrigerante, são exemplos de equilíbrio químico, que ocorrem em nosso cotidiano, mas não são os únicos exemplos, podemos citar, ainda, o caso do equilíbrio químico que ocorre nos dentes ou do que ocorre nos pulmões, entre outros tantos.

Exercício para fixação:

1. Sabe-se que 1,0 mol de um composto contém

72g de carbono(C), 12 mols de átomos de

hidrogênio(H) e 12x1023

átomos de oxigênio(O).

Admitindo-se o valor da constante de Avogadro

como sendo 6,0x1023

mol-1

e com base na

Classificação Periódica dos elementos, escreva:

a) A fórmula molecular do composto.

b) A fórmula mínima do composto.

2. Um éter, de massa molar 60g/mol, tem a

seguinte composição centesimal:

C = 60 %; H = 13,33 %; O = 26,67 %.

(Massa molares, em g/mol: C=12; H=1; O=16)

a) Determine a fórmula molecular do éter.

3. Sabendo-se que um composto mineral

apresenta a seguinte composição centesimal:

Na=27,06%; N=16,47% e O=56,47% e que existe

nesse composto somente um átomo de sódio,

calcular a sua fórmula molecular.

(Dados: N = 14; O = 16; Na = 23)

12

4. Na reação representada a seguir

Pb(NO3)2 + XCl2 → PbCl2 + X(NO3)2,

onde X representa um elemento químico, são

consumidos 11,1 g de XCl‚ para precipitar 27,8 g

de cloreto de chumbo II

a) Classifique essa reação.

5. Lavoisier, no "Traité Élémentaire de Chimie",

cujo segundo centenário de publicação é

celebrado este ano, afirma que a proporção entre

as massas de oxigênio e hidrogênio que entram

na composição de 100 partes de água é 85:15.

Hoje sabemos que essa proporção é

aproximadamente:

(Dados: Massas Atômicas: H =1 e O = 16)

a) 67 : 33.

b) 80 : 20.

c) 87 : 13.

d) 89 : 11.

e) 91 : 9.

6. A porcentagem em massa de nitrogênio

presente no nitrato de amônio é igual a:

a) 14 %

b) 17,5 %

c) 28 %

d) 35 %

e) 70 %

(Massas molares, em g/mol: N= 14; H= 1; O= 16).

7. Em relação às equações químicas a seguir,

assinale a opção correta:

I- 2KClO3 → 2KCl + 3O2

II- Mg(OH)2 + H2SO4 → MgSO4 + 2H2O

III- Ca + ZnCl2 → CaCl2 + Zn

a) I representa uma reação de síntese do clorato

de potássio.

b) I representa uma reação de decomposição do

cloreto de potássio.

c) II representa uma reação de hidrólise de um

sal.

d) II representa uma reação de oxi-redução.

e) III representa, simultaneamente, uma reação

de deslocamento e de oxi-redução.

8. Considerando as reações químicas

representadas pelas equações da coluna I, faça

associação com os dados da coluna II, de acordo

com a classificação correta:

Coluna I

(1) CaCO3 → CaO + CO2

(2) CO2 + H2O + NH3 → NH4HCO3

(3) NaCl + NH4HCO3 → NaHCO3 + NH4Cl

(4) Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

Coluna II

(I) reação de síntese ou adição

(II) reação de decomposição ou análise

(III) reação de deslocamento

(IV) reação de dupla troca

a) 1 - II; 2 - III; 3 - I; 4 - III

b) 1 - II; 2 - I; 3 - IV; 4 - III

c) 1 - I; 2 - II; 3 - III; 4 - IV

d) 1 - I; 2 - III; 3 - II; 4 - IV

e) 1 - III; 2 - IV; 3 - I; 4 - II

13

9. Das reações químicas que ocorrem:

I. nos flashes fotográficos descartáveis

II. com o fermento químico para fazer bolos

III. no ataque de ácido clorídrico ao ferro

IV. na formação de hidróxido de alumínio usado

no tratamento de água

V. na câmara de gás

Representadas respectivamente pelas equações:

I. 2Mg + O2 → 2MgO

II. NH4HCO3 → CO2 + NH3 + H2O

III. Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2

IV. Al2(SO4)3 + 6NaOH → 2Al(OH)3 + 3Na2SO4

V. H2SO4 + 2KCN → K2SO4 + 2HCN

Assinale a alternativa que corresponde a reações

de decomposição:

a) apenas I e III

b) apenas II e IV

c) apenas I

d) apenas II

e) apenas V

10. 1 KBrO3 → 1KBr + yO2

Relativamente à equação acima, podemos

afirmar que:

a) representa uma reação de síntese.

b) apresenta, como produtos, duas substâncias

compostas.

c) se y for igual a 3/2, a equação fica

corretamente balanceada.

d) KBrO3 é o brometo de potássio.

e) não se verifica, nas substâncias, mudança do

número de oxidação.

11. Uma reação de deslocamento simples, de

cátion, é mostrada na equação:

a) H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2H2O

b) SO2 + H2O → H2SO3

c) Cu + 2 AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2 Ag

d) 2 KBrO3 → 3 O2 + 2 KBr

e) 2 KBr + Cl2 → 2 KCl + Br2

12. A equação de uma reação característica de

neutralização é:

a) HNO3 + H2O → H3O+ + NO3

-

b) NaOH + HCl → NaCl + H2O

c) Ba(OH)2(s) + H2O(l) → Ba+2

(aq) + 2OH­ (aq)

d) H2 + Cl2 → 2 HCl

e) 2 NaI + Cl2 → 2 NaCl + I2

13. A classificação das reações a seguir

equacionadas é, respectivamente:

I) NH4Cl(s)+NaOH(s)+H2O →NaCl(s) + NH3(g) +

H2 O(l)

II) P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

III) 3Cl2 + 2 AlBr3 → 2 AlCl3 + 3Br2

a) salificação, ionização e dupla troca.

b) decomposição, adição e dupla troca.

c) simples troca, análise e adição.

d) dupla troca, adição e deslocamento simples.

e) adição, dupla troca e salificação.

14. Dentre as equações abaixo, a única que

representa uma síntese é:

a) H2 + 1/2 O2 + descarga elétrica → H2O

b) NaBr + AgNO3 → AgBr + NaNO3

c) Hg2O → 2 Hg + 1/2 O2

d) 2 NaI + Cl2 → 2 NaCl + I2

e) CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

14

15. Quando se adicionam 2ml de HNO3, 0,1

molar, a 2ml de NaOH, 0,1 molar, a temperatura

do sistema eleva-se.

Pode-se concluir que a reação ocorrida é:

a) de deslocamento ou simples troca com

liberação de calor.

b) de dupla troca com absorção de calor.

c) de neutralização com liberação de calor.

d) de adição com absorção de calor.

e) de decomposição com liberação de calor.

16. Considere as afirmativas:

I - O cálcio metálico, sólido, reage com água para

produzir hidróxido de cálcio e hidrogênio gasoso.

II - O magnésio reage com bromo e produz

brometo de magnésio.

III - Quando se aquece o hidrogenossulfito de

sódio, forma-se o sulfito de sódio e há

desprendimento de dióxido de enxofre, gasoso, e

de vapor de água.

As reações descritas em I, II e III são

classificadas,

respectivamente, como

a) deslocamento, combinação e decomposição.

b) deslocamento, combinação e combustão.

c) dupla-troca, combinação e decomposição.

d) dupla-troca, combinação e combustão.

e) combinação, deslocamento e decomposição.

17. I - Zn + 2AgNO3 → 2Ag + Zn(NO3)2

II - (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O

III - 2Mg + O2 → 2MgO

IV – Cl2 + 2NaBr → Br2 + 2NaCl

V – H2SO4 + Na2CO3 → Na2SO4 + H2CO3

Dadas as reações acima, indique a opção que

apresenta a ordem correta de suas classificações.

a) Deslocamento; decomposição; síntese;

deslocamento; dupla-troca.

b) Deslocamento; síntese; decomposição;

deslocamento; dupla-troca.

c) Dupla-troca; decomposição; síntese; dupla-

troca; deslocamento.

d) Dupla-troca; síntese; decomposição; dupla-

troca; deslocamento.

e) Síntese; decomposição; deslocamento; dupla-

troca; dupla-troca.

18. Da equação a seguir, é correto afirmar que:

a) no MnO‚, o número de oxidação do oxigênio é

igual a zero.

b) não ocorre a formação de um gás.

c) refere-se a uma reação de deslocamento.

d) representa uma análise que ficará

corretamente balanceada se x for igual a dois.

e) representa uma reação importante, pois um de

seus produtos é o manganês metálico.

19. Um composto submetido à decomposição

produziu hidrogênio (H‚) e silício (Si) na

proporção, respectivamente, de 3,0g para 28,0g.

No composto original, quantos átomos de

hidrogênio estão combinados com um átomo de

silício?

Massas molares:

H‚ = 2,0 g/mol

Si = 28,0 g/mol

a) 1

b) 2

c) 3

d) 4

e) 6

15

20. A seqüência de reações:

xKHCO3 → M + CO2 + H2O

CO2 + Ba(OH)2 → N + H2O

ficará correta se x, M e N forem substituídos

respectivamente por:

a) 1, K2CO3 e Ba2CO3

b) 1, K2O2 e Ba2C

c) 2, K2O e BaHCO3

d) 2, K2CO3 e Ba2HCO3

e) 2, K2CO3 e BaCO3

GABARITO

1. a) C6H2O2

b) C3H6O

2. a) C3H8

3. NaNO3

4. a) Dupla-troca.

5. [D]

6. [D]

7. [E]

8. [B]

9. [D]

10. [C]

11. [C]

12. [B]

13. [D]

14. [A]

15. [C]

16. [A]

17. [A]

18. [D]

19. [C]

20. [E]

Pintou no Enem:

1) (Enem-99) Suponha que um agricultor

esteja interessado em fazer uma plantação

de girassóis. Procurando informação, leu a

seguinte reportagem:

“Solo ácido não favorece plantio”

Alguns cuidados devem ser tomados por

quem decide iniciar o cultivo de girassol. A

oleaginosa deve ser plantada em solos

descompactados, com pH acima de 5,2 (que

indica menor acidez da terra). Conforme

recomendações da Embrapa, o agricultor

deve colocar por hectare, 40 Kg a 60 Kg de

nitrogênio, 40 kg a 80 Kg de fósforo, 40 Kg a

80 Kg de potássio. O pH do solo, na região

do agricultor, é de 4,8. Dessa forma, o

agricultor deverá fazer a “calagem”.

Suponha que o agricultor vá fazer calagem

(aumento de pH do solo por adição de cal

virgem – CaO). De maneira simplificada, a

diminuição da acidez se dá pela interação

da cal (CaO) com a água presente no solo,

gerando hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), que

reage com os íons H+ (dos ácidos),

ocorrendo, então, a formação de água e

deixando íons Ca2+

no solo.

Considere as seguintes equações:

I – CaO + 2 H2O Ca(OH)3

II – CaO + H2O Ca(OH)2

III – Ca(OH)2 + 2 H+

Ca

2+ + 2H2O

IV – Ca(OH)2 + H+ CaO + H2O

O processo de calagem descrito pode ser

representado pelas equações:

a) I e II

b) I e IV

c) II e III

d) II e IV

e) III e IV

Gabarito:

Pintou no enem:

c)

16

Capítulo 3

3. Leis Ponderais.

3.1 Lei da conservação da massa ou Lei

de Lavoisier:

"Desde que uma reação química seja

realizada num sistema fechado, não se observa

variação de massa no processo”. Em outras

palavras, a soma das massas dos reagentes é

igual à soma das massas dos produtos.

É interessante notificar que a reação poderá

ser completa ou incompleta. No primeiro caso, ao

final, tem-se os produtos e eventualmente algum

reagente que havia sido colocado em excesso.

No segundo caso, não se obtém as quantidades

esperadas dos produtos e, ao final, tem-se ainda

reagentes que não reagiram, incorporados aos

produtos.

Em termos práticos, fazer uma equação

obedecer à lei de Lavoisier é fazer com que o

número de átomos de qualquer elemento seja o

mesmo nos dois membros da equação.

Observação: Procure usar na equação os

menores números inteiros. Deve-se evitar o uso

de números fracionários porque poderiam dar

interpretação diferente da reação que ocorre.

Os números que aparecem antes da fórmula

molecular de uma substância nas reações são

chamados coeficientes estequiométricos das

substâncias. O método usado acima para obter os

coeficientes é chamado das tentativas. O

processo em si é chamado balanceamento da

equação.

3.2 Lei das proporções definidas ou Lei de

Proust:

Toda substância apresenta uma

proporção constante em massa, na sua

composição, e a proporção na qual as

substâncias reagem e se formam é

constante. Com a Lei de Proust podemos

prever as quantidades das substâncias que

participarão de uma reação química.

A + B ? AB

2g 5g 7g

4g 10g 14g

3.3 Lei ou hipótese de Avogadro:

“Volumes iguais de gases diferentes

possuem o mesmo número de moléculas,

desde que mantidos nas mesmas condições

de temperatura e pressão”.

Para melhor entender a Lei de Gay-

Lussac, o italiano Amadeo Avogadro

introduziu o conceito de moléculas,

explicando por que a relação dos volumes é

dada por números inteiros.

Sessão Leitura:

A massa é conservada nas reações

químicas?

É comum a idéia de que objetos, ao serem

queimados, ficam mais leves. Isso se deve

ao fato de lidarmos, em nosso cotidiano,

com um grande número de combustões que

envolvem produtos gasosos. Por exemplo, o

etanol, tem como produtos de sua queima

gases como dióxido de carbono e vapor de

água, entre outros. Se a reação ocorre em

sistemas abertos, esses gases ficam

dispersos na atmosfera. Ao contrário do que

ocorre com uma vela ou um pedaço de

papel, cujos produtos também incluem

substâncias gasosas, a lã de aço, ao ser

queimada, tem sua massa aumentada. A

maioria das combustões envolve a

participação do oxigênio, chamado

comburente. Os produtos formados terão,

em sua composição átomos de oxigênio; por

exemplo a água, dióxido de carbono.

Deve-se observar que a queima do papel e

da lã de aço, não contraria a conservação

da massa nas reações química. A soma das

massas dos reagentes é igual a soma das

massas dos produtos, mas nesse caso só

podemos constatar a conservação de massa

em sistemas fechados, pois nessas reações

estão envolvidas substâncias gasosas,

sejam como reagentes ou como produtos.

O fato de que a massa é conservada nas

reações químicas é importante para

podermos, mais adiante, representar as

17

reações por equações usando símbolos

químicos. A conservação da massa é uma

forte evidência a favor de que nas reações

químicas a matéria não é criada nem

destruída, mas apenas se transforma por

meio do rearranjo dos átomos que a

constituem. Lavoisier, ao anunciar esse

princípio, teria dito que na “natureza nada se

perde, nada se cria, tudo se transforma.”

É por isso que a conservação da massa

talvez seja a principal via para passarmos

do nível fenomenológico, em que podemos

observar as transformações, para o atômico-

molecular, em que nos valemos de modelos

para tentar explicar o que está ocorrendo.

As ideias que utilizamos para justificar por

que a massa se conserva nas

transformações – “nada saiu e nada entrou

no frasco”, isso pode ser traduzido para “os

átomos presentes no sistema inicial são os

mesmos presentes no sistema final”.

Uma importante consequência desta

conclusão é – a massa se conserva

porque os átomos dos elementos

químicos envolvidos na transformação

se conservam-

Exercício para fixação:

1) Considere a seguinte equação química:

N2H4 + 2H2O2 N2 + 4H2O

As seguintes afirmativas foram feitas por

alunos em relação a essa equação.

Justifique cada uma delas.

A) O número de átomos dos reagentes é

igual ao número de átomos dos

produtos.

B) A massa dos reagentes é igual a massa

dos produtos.

C) A reação produz uma substância

simples e uma substância composta.

D) Reagentes e produtos encontram-se em

estados físicos diferentes.

2) O que é uma reação química?

Gabarito:

1)

A) O número de átomos dos reagentes é

igual ao número de átomos dos produtos,

pois a equação química está balanceada.

B) Pela lei de conservação da massa, a

massa dos produtos é igual a massa dos

reagentes.

C) Na reação química temos a formação de

uma substância simples N2, e uma

substância composta H2O.

D) Não, temos reagentes gasosos e

reagentes líquidos e também produtos

gasosos e líquidos.

2) Uma reação química significa uma

transformação de substâncias em outras. Os

elementos químicos não são modificados,

apenas as substâncias.

18

Capítulo 4

4. Balanceamento de

equações químicas

No exemplo:

2H2 + 1O2 → 2H2O

Deve-se concluir o seguinte:

A proporção mínima em que ocorre a reação é

de 2 moléculas de hidrogênio para uma molécula

de oxigênio, para formar 2 moléculas de água.

Essa proporção sempre é mantida quando a

reação se realiza. Quer dizer, colocando-se 100

moléculas de H2 precisam-se de 50 moléculas de

O2 para produzir 100 moléculas de água (H2O).

a) Dessa maneira, para 2 mols de

moléculas de H2 precisa-se de 1 mol de

moléculas de O2 para formar 2 mols de

moléculas de água (H2O).

2H2 + 1O2 →

2H2O 2 moléculas 1 molécula

2 moléculas

A) 2 mols 1mol 2mols

B) 2g de H2 / 32g de O2 / 36g de H2O

O esquema acima é básico, fundamental.

Veja que ao se achar os coeficientes

estequiométricos pode-se fazer a interpretação da

reação de várias maneiras:

a) Relacionar os números de mols;

b) Relacionar os números de moléculas;

c) Relacionar as massas das substâncias.

O raciocínio pode ainda ser ampliado

fazendo-se a leitura em diagonal ou em zig-zag.

Por exemplo, pode-se dizer que 2 mols de

moléculas de H2 reagem com 6 x 1023

moléculas

de O2 para formar 36 g de H2O. Existem também

outras leituras

Um outro aspecto a considerar é ilustrado na

figura a seguir, correspondente à equação:

2 H2 + 1 O2

→2H2O

Observe que as ligações nas moléculas H2 e

O2 foram quebradas. Antes, os átomos de

hidrogênio estavam ligados entre si em cada

molécula H2 acontecendo o mesmo com os dois

átomos de oxigênio na molécula O2. Na água,

cada molécula tem um átomo de oxigênio ligado a

dois de hidrogênio.

O processo de quebrar ligações sempre

envolve absorção de energia (endotérmico). Ao

contrário, quando os átomos se ligam há

desprendimento de energia (exotérmico). A

discussão sobre esse assunto será mostrada na

Termoquímica.

Além do procedimento das tentativas para

balancear a equação há outro método, chamado

de oxirredução.

Se a equação química apresenta até quatro

substâncias cujas moléculas não são

complicadas, use o Método das Tentativas.

Lembre-se que quanto mais treinado, melhor seu

tempo. Numa prova, dificilmente se utilizaria o

método algébrico, o qual, não obstante a

simplicidade, exige tempo.

4.1 Método das tentativas.

Os coeficientes são obtidos por tentativas:

Sugere-se a seguinte ordem de prioridade:

1º) Metais e ametais

2º) Hidrogênio

3º) Oxigênio

Exemplo:

Balancear a seguinte reação química:

NaOH + HCl NaCl + H2O

19

4.2 Método de Oxirredução.

O método de oxirredução aplica-se somente

às reações desse tipo. Ao se aplicar o método

deve-se iniciar pelo conceito de número de

oxidação (NOx), para isso devemos conhecer as

regras que permitem achar esse número, depois

reconhecer se a reação é de oxirredução, achar o

oxidante, o redutor e finalmente, fazer o

balanceamento da equação que pode estar

escrita tanto na forma molecular como na forma

iônica.

O número de oxidação (NOX) de um

elemento químico é a carga que ele recebe em

uma reação química.

Para saber qual o nox de um átomo dentro de

uma molécula, devemos seguir algumas regras:

1- Todos os metais alcalinos, hidrogênio,

prata (Ag).

Nox: +1.

2- Metais alcalinos terrosos, Zinco (Zn).

Nox:+2.

3- Alumínio (Al).

Nox: +3.

4- Oxigênio

Nox: -2.

5- Elementos isolados e substâncias

simples.

Nox: 0.

6- A soma de todos os Nox dos átomos de

uma molécula sempre é zero.

7- Íons compostos tem soma dos nox dos

átomos que o constitui igual a carga do

íon (PO4-3

).

Exemplo:

Calcular o Nox de todos os átomos de cada

molécula.

A) HCl

B) CaCO3

C) CO2

D) HClO

E) SO4-2

F) NaNO3

G) H2O2

H) HNO3

I) Al(OH)3

J) CH3OH

K) NO2-

L) HCO3-

M) Na2CO3

N) N2O4

Para aplicarmos o método de oxirredução

primeiro temos que saber se a reação

química é uma reação de oxirredução, para

isso devemos seguir alguns passos.

A primeira coisa a se fazer é calcular todos

os nox de cada átomo ou íon presentes na

reação, pois muitas vezes não conseguimos

perceber imediatamente a variação do nox.

Exemplo;

H2S + Br2 + H2O H2SO4 + HBr

1º Vamos determinar todos os nox:

+1 -2 0 +1 -2 +1 +6 -2 +1 -1

H2S + Br2 + H2O H2SO4 + HBr

2º Vamos agora observar se houve variação

no nox e determinar qual substância oxidou e

qual reduziu.

No exemplo acima o enxofre (S) oxidou, isto

é, perdeu elétrons, pois o seu nox aumentou

de -2 para +6. Já o bromo (Br), reduziu ou

seja, ganhou elétrons, e seu nox diminuiu de

0 para -1.

Os elétrons que o Bromo perdeu foram

recebidos pelo enxofre, portanto o Bromo

causou a oxidação do enxofre, e, por isso, o

enxofre é o agente oxidante. O contrário

aconteceu com o enxofre, ele recebeu os

elétrons do bromo, causando a redução dele;

então, o bromo é o agente redutor.

Sessão leitura:

Escrevendo equações químicas.

Para representar os fenômenos por meio de

equações químicas, temos que usar uma

série de conceitos de maneira articulada e

estar atentos ao fato de que a representação

é uma simplificação do fenômeno. O primeiro

pressuposto para escrevermos equações

químicas é que os materiais são constituídos

por átomos, que se conservam durante as

transformações. Desse modo, o mesmo

número de átomos de um determinado

elemento químico existente nos reagentes

deve constar também nos produtos. Isso

explica o fato de a massa ser conservada

numa reação química. A operação associada

a esse princípio é chamado balanceamento

20

da equação química. O balanceamento é

importante para a realização de cálculos para

a determinação de quantidades de reagentes

ou de produtos.

O segundo pressuposto, que nos permite

escrever equações químicas, é o de que, nas

reações, os átomos se combinam para

formar substâncias diferentes das inicias. As

formas com que os átomos se combinam são

determinadas pela valência dos elementos e

pelo arranjo espacial dos elétrons de

valência.

Existe uma relação entre as quantidades de

reagentes na formação dos produtos de uma

reação química. Foi observado no final do

século XVIII que as substâncias sempre

mantém a mesma proporção ao se

combinarem, isso foi observado por Joseph

Louis Proust, e é conhecida como leis das

proporções definidas ou lei de Proust. Por

meio dessa lei, Proust foi capaz de mostrar

que as substâncias não se combinavam

numa variedade infinita de proporções, como

pensava, por exemplo, Lavoisier, mas

apenas em proporções definidas por

números inteiros. Usando essa ideia, Proust

foi capaz de propor uma definição para

compostos químicos “verdadeiros”, de modo

a diferenciá-los de soluções e ligas metálicas.

Segundo Proust, esses compostos

verdadeiros teriam composições definidas,

independentemente da forma como teriam

sido preparados. Nas palavras de Proust: “...

um composto é um produto privilegiado ao

qual a Natureza confere proporções

fixas...Devemos reconhecer, portanto...que

as características de um composto

verdadeiro são invariáveis como a proporção

entre seus elementos...”

Sabe-se hoje que nem todas as substâncias

compostas seguem a Lei de Proust, pois

existem algumas para as quais as

proporções entre os átomos podem variar.

Para a maioria das substâncias com as quais

lidamos em nosso cotidiano e para todas

aquelas com as quais trabalharemos ao

longo do nosso curso, a lei de Proust, no

entanto, continua essencialmente válida e

aplicável.

Exercícios para fixação:

1) Faça o balanceamento das seguintes

equações químicas:

A) C2H6O + O2 CO2 +

H2O

B) Na2CO3 + HCl NaCl + H2O +

CO2

C) C6H12O6 C2H6O + CO2

D) C4H10 + O2 CO2 + H2O

E) FeCl3 + Na2CO3 Fe2(CO3)3 +

NaCl

F) NH4Cl + Ba(OH)2 BaCl2 + NH3 +

H2O

G) Ca(OH)2 + H3PO4 Ca3(PO4)2 +

H2O

H) Fe2(CO3)3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 +

H2O + CO2

I) Na2O + (NH4)2SO4 Na2SO4 + H2O

+ NH3

J) FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2

K) NH3 + O2 NO + H2O

L) KMnO4 + H2SO4 Mn2O7 + K2SO4

+ H2O

M) CS2 + O2 CO2 + SO2

N) H3PO4 + CaO Ca3(PO4)2 +

H2O

O) Na2CO3 + H3PO4 Na3PO4 + H2O

+ CO2

P) KMnO4 K2MnO4 +

MnO2 + O2

Q) Na + KNO3 Na2O +

K2O + N2

R) Ni(CO)4 Ni + CO

S) CaC2 + H2O C2H2 +

CaO

21

2) 01 (FUVEST) A decomposição térmica de 1 mol

de dicromato de amônio é representada pela

equação:

(NH4)2Cr2O7 N2 + CrxOy + z H2O

Os valores de x, y e z são, respectivamente:

a) 2, 3 e 4

b) 2, 7 e 4

c) 2, 7 e 8

d) 3, 2 e 4

e) 3, 2 e 8

3) O airbag é um dispositivo destinado a

proteger motoristas e passageiros em caso de

colisão (batida).

A imagem acima retrata o instante em que

os airbags são acionados dentro de um veículo,

alguns centésimos de segundo após a colisão. A

reação que ocorre é representada pela equação:

6 NaN3 (s) + Fe2O3 (s) → Na2O (s) + 2 Fe (s)

+N2↑ (g)

Após o balanceamento da equação, a soma de

todos os coeficientes mínimos e inteiros das

espécies químicas envolvidas é igual a:

a) 16

b) 20

c) 22

d) 8

4)(PUC-RJ) O óxido de alumínio (Al2O3) é utilizado como antiácido. A reação que ocorre no estômago é:

X Al2O3 + Y HCl → Z AlCl3 + W H2O

Os coeficientes X, Y, Z e W são, respectivamente:

a) 1, 2, 3, 6.

b) 1, 6, 2, 3.

c) 2, 3, 1, 6.

d) 2, 4, 4, 3.

e) 4, 2, 1, 6.

5) Considere as seguintes equações químicas:

1) 1 C12H22O11 → 12 C + 11 H2O

2) 1 KClO4 → 1 KCl + 2O2

3) 2 Fe + 3 H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + 3 H2

4) NaHCO3 → Na2CO3 +CO2 +H2O

Pode-se afirmar que:

a) somente 1 e 2 estão balanceadas

b) 1, 2 e 3 estão balanceadas

c) todas estão balanceadas

6) (PUCCAMP) Num “sapato de cromo”, o couro

é tratado com um banho de “licor de cromo”,

preparado através da reação representada pela

equação:

Na2Cr2O7 + x SO2 + H2O y Cr(OH)SO4 +

Na2SO4

Depois de balanceada com os menores

coeficientes inteiros possíveis, ela apresenta:

x y

a) 3 2

b) 2 3

c) 2 2

d) 3 3

e) 2 1

22

7) (UNIP/SP) A soma dos menores coeficientes

inteiros que balanceiam a equação:

Cl2 + NH3 N2H4 + NH4Cl é

a) 4

b) 15

c) 21

d) 8

e) 6

8) (OSEC/SP) A soma dos coeficientes da

equação abaixo é igual a

Br2 + KOH KBrO3 + KBr + H2O

a) 13

b) 20

c) 19

d) 15

e) 18

9)

Pintou no Enem:

1) (Enem) Duas das reações que ocorrem

na produção do ferro são representadas por:

2C + O2 2CO

Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2

O monóxido de carbono formado na primeira

reação é consumido na segunda.

Considerando apenas essas duas etapas do

processo, calcule a massa aproximada, em

Kg, de carvão consumido na

Produção de 1t de ferro (Fe = 56)

a)318Kg

b)321Kg

c)319Kg

d)320Kg

e)317Kg

2) (Enem)A soma dos coeficientes da equação

Abaixo é igual a:

Br2 + KOH KBrO3 + KBr + H2O

a) 13

b) 20

c) 19

d) 15

Gabarito:

1) A)1, 3, 2, 3 K)4, 5, 4, 6

B)1, 2, 2, 1, 1 L)2, 1, 1, 1, 1

C)1, 2, 2 M)1, 3, 1, 2

D)2, 13, 8, 10 N)2, 3, 1, 3

E)2, 3, 1, 6 O)3, 2, 2, 3, 3

F)2, 1, 1, 2, 2 P)2, 1, 1, 1

G)3, 2, 1, 6 Q)10, 2, 5, 1, 1

H)1, 3, 1, 3, 3 R)1, 1, 4

I)1, 1, 1, 1, 2 S)1, 1, 1, 1

J)4, 11, 2, 80

2)a 3)b 4)b 5)b 6)a 7)d 8)e

23

Capítulo 5

5. Estudo dos gases

O conhecimento das propriedades dos

gases é de grande importância uma vez que

estão muito presentes em nosso cotidiano.

A maioria dos gases são compostos

moleculares, com exceção dos gases

nobres, que são formados por átomos

isolados.

5.1.Características gerais dos gases

Os gases não têm forma nem volume

próprios. Um gás tem a forma do recipiente

onde está contido e ocupa todo o espaço

limitado pelas paredes do recipiente. As

partículas constituintes de um gás

encontram-se muito afastadas umas das

outras e praticamente não ocorre interação

entre elas. Isso explica por que os gases

têm densidades baixas, podem ser

facilmente comprimidos e se misturam com

muita facilidade. Além disso, as partículas

movimentam-se de maneira contínua e

desordenada em todas as direções e

sentidos. Chocam-se entre si e contra a

parede do recipiente sem perder energia.

5.2 Variáveis de estado dos

gases:

5.2.1 Pressão

Em um frasco fechado, a pressão

exercida por um gás resulta dos choques

entre as partículas desse gás contra as

paredes internas do recipiente que o

contém.

Em 1643, Torricelli determinou

experimentalmente que a pressão exercida pela

atmosfera ao nível do mar corresponde à

pressão exercida por uma coluna de mercúrio de

760mm:

1atm = 760mmHg = 101325Pa = 1,0bar

5.2.2 Volume

O volume de uma amostra gasosa é igual ao

volume interno do recipiente que a contém.

As unidades de volume mais usadas são:

1L = 1dm3 = 1000cm

3= 1000mL = 0,001m

3

5.2.3Temperatura

A temperatura de um gás está relacionada com

o grau de agitação das suas moléculas.

Existem várias escalas termométricas,

entretanto no estudo dos gases usa-se a escala

absoluta ou Kelvin (K).

No Brasil as temperaturas são medidas na

escala centesimal ou Celsius (°C), portanto

devemos converter os valores de temperatura

para Kelvin:

TK = TC + 273

24

5.3 Transformações gasosas

5.3.1 Isotérmica

Mantendo-se a temperatura constante, a

pressão e o volume de uma amostra de gás

variam de modo inversamente proporcional, fato

conhecido como Lei de Boyle.

Matematicamente podemos expressar essa lei

da seguinte maneira:

P x V = constante

Podemos também dizer que:

P1 x V1 = P2 x V2

5.3.2 Isobárica

À pressão constante, o volume de uma

massa fixa de um gás varia linearmente com

a temperatura do gás, fato conhecido como

Lei de Charles/Gay-Lussac.

Um aumento na temperatura acarreta um

aumento do volume ocupado pelo gás.

Matematicamente:

V/T=constante ou V1/T1=V2/T2

5.3.3 Isocórica ou Isovolumétrica

O volume constante, a pressão de uma massa

fixa de gás é diretamente proporcional a

temperatura absoluta do gás.

Um aumento na temperatura acarreta um

aumento na pressão exercida pelo gás.

Matematicamente:

P/T = constante ou P1/T1 =P2/T2

5.4 Equação geral dos gases

A lei de Boyle e as leis de Charles e Gay- Lussac

podem ser reunidas em uma única expressão

conhecida como equação geral dos gases:

5.5 Volume molar

É o volume ocupado por 1 mol de um gás a

uma determinada pressão e temperatura. O

volume molar foi determinado

experimentalmente considerando as

25

Condições Normais de Temperatura e

Pressão (CNTP), ou seja, a pressão de 1

atm e temperatura de 273K, o que

corresponde a 22,4L.

5.6 Lei de Avogadro

Volumes iguais de gases quaisquer, nas

mesmas condições de pressão e

temperatura, contêm igual número de

moléculas.

5.7.Equação de Clapeyron

Para uma massa constante de um mesmo gás,

vale sempre a relação:

P x V = constante

T

O valor da constante depende da quantidade do

gás em mol. Para um mol de qualquer gás:

P x V = R

T

O valor de R nas CNTP é 0,082 atm.L/K.mol.

Dependendo das unidades empregadas para

indicar as outras grandezas teremos valores

diferentes de R, como por exemplo,

62,3mmHg.L/mol.K. Para um número de mol

qualquer, temos:

p x V = n x R x T

Essa equação também é conhecida como

equação geral dos gases ideais.

5.8 Densidade dos gases

Densidade absoluta de um gás, em

determinada pressão e temperatura, é o

quociente entre a massa e o volume do gás.

d = m

V

Sessão leitura:

Texto 1

Ah!! Os gases...

Tem que ser admitido que uma relação muito

simples também existe entre os volumes de

substâncias gasosas e o número de moléculas

simples ou compostas que as constituem. A

primeira hipótese a se apresentar em relação a

isso, e aparentemente a única admissível, é a

suposição de que o número de moléculas

integrantes em qualquer gás é sempre o mesmo

para volumes iguais ou é sempre proporcional ao

volume.

Essa hipótese viria a ser comprovada mais tarde

e permitiu a definição da grandeza Volume molar,

válida para gases:

Um mol de qualquer gás sempre ocupa, nas

mesmas condições de temperatura e pressão

o mesmo volume.

Vamos então definir as Condições Normais de

Temperatura e Pressão (CNTP), como a

temperatura de 0º C e a pressão de 1 atm, o

volume molar dos gases é igual a 22,4L. Essa

quantidade corresponde, aproximadamente, ao

volume de 11 garrafas de PET (de refrigerante)

de 2L ou a um cubo de 28,2cm de aresta.

A grandeza molar permite que sejam realizados

cálculos estequiométricos relacionando

quantidade de matéria (em mol) e volume; e

massa-volume. Nunca é demais lembrar que esse

volume se aplica somente aos gases. Isso porque

as moléculas num gás ideal permanecem

isoladas como moléculas individuais. É por isso

também que muitos gases reais vão exibir uma

pequena diferença em relação a esse

comportamento ideal, exibindo valores

ligeiramente diferentes para, entre outros o

volume molar.

Usando volumes de recipientes conhecidos (por

exemplos garrafas pets de refrigerantes, tem

volumes de 2L), estime o que isso significa, em

termos reais, o volume de um gás nas CNTP.

26

Texto 2

Os perigos dos gases de escape automóvel.

Os maiores responsáveis pela poluição atmosférica, principalmente nas grandes cidades, são sem dúvida os automóveis através dos gases de escape que emitem. As pessoas que vivem nos centros das grandes cidades certamente sabem isto melhor que ninguém porque “sentem-no na pele” todos os dias. De entre os poluentes emitidos pelo escape dos automóveis podemos destacar os seguintes: monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), hidrocarbonetos (HC), dióxido de enxofre (SO2), óxidos de nitrogénio (NOx) e partículas diversas (poeiras, fumos, fuligem, etc.). Estes compostos apresentam perigos, tanto para a saúde humana como para o meio ambiente. O monóxido de carbono é um gás que ao ser

respirado entra na corrente sanguínea

provocando dores de cabeça e dificuldades

respiratórias, podendo mesmo causar asfixia e

provocar mortes no caso de estar presente em

altas concentrações. De entre os hidrocarbonetos

expelidos para a atmosfera pelo escape

automóvel, os mais perigosos são talvez o

metano e o benzeno, uma vez que em

concentrações elevadas podem ser

cancerígenos, e além disso também contribuem

para o aquecimento global do planeta. Os óxidos

de nitrogénio são os grandes responsáveis pela

“névoa de poluição” que por vezes se faz notar

nas cidades e que reduz a visibilidade. Também

contribuem para o efeito estufa e podem provocar

irritação nos olhos e no sistema respiratório. As

partículas diversas também contribuem para a

formação da “névoa de poluição” e são

agressivas para o nosso sistema respiratório e

cardiovascular. Em relação ao dióxido de

carbono, apesar de não ser nocivo para o

Homem, é o principal responsável pelo efeito

estufa e pelo consequente aquecimento global do

planeta.

O aumento consecutivo do número de

automóveis a circular nas ruas de todo o mundo

em conjunto com o abate indiscriminado de

árvores está a provocar um desequilíbrio no ciclo

do CO2 (dióxido de carbono), ou seja a flora

global já não é suficiente para manter os níveis de

carbono na atmosfera equilibrados – o dióxido de

carbono produzido sofreu um aumento

considerável, devido à ação do homem, enquanto

que a utilização do CO2 por parte das plantas

diminuiu o que está a provocar a acumulação de

grandes quantidades deste gás na atmosfera.

Estas altas concentrações de dióxido de carbono

fazem com que o calor fique retido na atmosfera,

o que está a provocar o aquecimento gradual do

planeta levando a alterações climatéricas graves.

Exercícios para fixação:

1. Um vendedor de balões de gás na Praia de

Boa Viagem, em Recife, utiliza um cilindro de

60L de Hélio a 5 atm de pressão, para encher os

balões. A temperatura do ar é 3ºC e o cilindro

está em um local bem ventilado na sombra. No

momento em que o vendedor não conseguir

mais encher nenhum balão, qual o volume e a

pressão do gás Hélio restante no cilindro?

a) V = 0 L; P = 0 atm

b) V = 22,4 L; P = 1 atm

c) V = 60 L; P = 1 atm

d) V = 10 L; P = 5 atm

e) V = 60 L e P = 0 atm

2. Ao subir do fundo de um lago para a

superfície, o volume de uma bolha triplica.

Supondo que a temperatura da água no fundo

do lago seja igual à temperatura na superfície, e

considerando que a pressão exercida por uma

coluna de água de 10 m de altura corresponde,

praticamente, à pressão de uma atmosfera,

podemos concluir que a profundidade do lago é,

aproximadamente.

a) 2 m.

b) 5 m.

c) 10 m.

d) 20 m.

e) 30 m.

3. Uma estudante está interessada em verificar

as propriedades do hidrogênio gasoso a baixas

temperaturas. Ela utilizou, inicialmente, um

volume de 2,98 L de H2(g), à temperatura

ambiente (25°C) e 1atm de pressão, e resfriou o

gás, à pressão constante, a uma temperatura de

– 200°C. Que volume desse gás a estudante

encontrou no final do experimento?

a) 0,73 mL.

b) 7,30 mL.

c) 73,0 mL.

d) 730 mL.

e) 7300 mL.

27

4. Imediatamente acima da superfície da Terra

localiza-se uma região da atmosfera conhecida

como troposfera, na qual ocorrem as nuvens, os

ventos e a chuva. A temperatura no seu topo é

de –50oC e sua pressão é de 0,25 atm. Se um

balão resistente a altas pressões, cheio com gás

hélio até um volume de 10 litros, a 1,00 atm e

27oC for solto, qual o volume, em mL, deste

balão quando chegar ao topo da troposfera?

a) 40,0L

b) 74,1L

c) 36,3L

d) 29,7L

e) 52,5L

5. A pressão total do ar no interior de um

pneu era de 2,30 atm quando a temperatura

do pneu era de 27 °C. Depois de ter rodado

um certo tempo, mediu-se novamente sua

pressão e verificou-se que esta era agora de

2,53 atm. Supondo a variação de volume do

pneu desprezível, a nova temperatura será:

a) 29,7 °C.

b) 57,0 °C.

c) 33,0 °C.

d) 330 °C.

e) n.d.a.

6. Um cilindro de gás industrial com

capacidade para 100L, contém 44 Kg de gás

propano a 27°C. Considerando que em uma

semana seja consumido gás suficiente para

que a pressão seja reduzida à metade e

supondo que a temperatura permaneça

constante, a pressão inicial no cilindro e

número de mols de gás utilizado serão

respectivamente: (Dado: C=12 g/mol, H=1

g/mol)

a) 246 atm e 500 mols

b) 246 atm e 22 mols

c) 123 atm e 1000 mols

d) 123 atm e 500 mols

e) 123 atm e 44 mols

7. A massa de oxigênio necessária para

encher um cilindro de capacidade igual a 25

litros, sob pressão de 10 atm e a 25 °C é de:

(Dados: massa molar do O2 = 32 g/mol;

volume molar de gás a 1 atm e 25 °C = 25

L/mol)

a) 960 g.

b) 320 g.

c) 48 g.

d) 32 g.

e) 16 g.

8. Um tanque, contendo gás butano a 227°C

com capacidade de 4,10 m3, sofre um

vazamento ocasionado por defeito em uma

das válvulas de segurança. Procedimentos

posteriores confirmaram uma variação de

pressão na ordem de 1,5 atm. Admitindo-se

que a temperatura do tanque não variou,

pode-se afirmar que a massa perdida de

butano, em kg, foi: (Dados: C = 12 u; H = 1

u; R = 0,082 atm x L / mol x K.)

a) 8,7 kg.

b) 2,9 kg.

c) 15,0 kg.

d) 0,33 kg.

e) 30,3 kg.

9. Considere um balão de aniversário contendo

2,3 L de ar seco. Aproximadamente 20% deste

gás são constituídos por oxigênio (O2). Suponha

que 1 mol de gás ocupa aproximadamente um

volume de 23 L, a 25 °C e sob a pressão de 1

atm. O número aproximado de moléculas de

oxigênio presentes no balão será:

a) 6,0 · 1022 moléculas.

b) 6,0 · 1023 moléculas.

c) 1,2 · 1022 moléculas.

d) 23 moléculas.

e) 0,46 moléculas.

10. É possível fazer um vulcão, em miniatura, no

laboratório, usando o dicromato de amônio

(NH4)2Cr2O7. Este composto, ao ser aquecido,

se decompõe vigorosamente, liberando, dentre

outras substâncias, os gases N2 e H2O. Se

utilizarmos 25,2 g de dicromato de amônio e se

forem recolhidos os gases de reação num balão

de 2,0 L a 27 °C, a pressão total do gás, neste

balão, em atmosferas, será igual a: (Dados:

massas atômicas: H = 1 u; N = 14 u; O = 16 u; Cr

= 52 u; R = 0,082 atm L K–1 mol–1)

(NH4)2Cr2O7(s) → N2(g) + 4 H2O(g) + Cr2O3(s)

a) 0,11

b) 1,00

c) 1,11

d) 1,23

e) 12,3

11. Um frasco completamente vazio tem massa

820g e cheio de oxigênio tem massa 844g. A

capacidade do frasco, sabendo-se que o oxigênio

se encontra nas CNTP, é: Dados: massa

28

molar do O2 = 32 g/mol; volume molar dos gases

nas CNTP = 22,4 L.

a) 16,8 L.

b) 18,3 L.

c) 33,6 L.

d) 36,6 L.

e) 54,1 L.

12. Considere o diagrama:

Qual o nome das transformações gasosas

verificadas quando passamos de I para II, de II

para III e de III para I respectivamente:

a) isobárica, isotérmica, isocórica

b) isocórica, isobárica, isotérmica

c) isobárica, isocórica, isotérmica

d) isotérmica, isobárica, isocórica

e) isotérmica, isocórica, isobárica

13. Em hospitais, o gás oxigênio (O2) é

usado em algumas terapias do aparelho

respiratório. Nesses casos, ele é

armazenado em cilindros com volume de 60

L, a uma pressão de 150 atm. Considerando

a temperatura constante, qual volume

ocuparia o oxigênio contido em 1 cilindro, a

uma pressão de 760 mm Hg?

a)7000L

b)8000L

c)9000L

d)10000L

e)6000L

14. Uma garrafa de 1,5L, indeformável e

seca, foi fechada com uma tampa plástica.

A pressão ambiente era de 1,0 atm e a

temperatura de 27°C. Em seguida, essa

garrafa foi colocada ao sole, após certo

tempo, a temperatura em seu interior subiu

para 57°C e a tampa foi arremessada pelo

efeito da pressão interna. Qual era a

pressão no interior da garrafa no instante

imediatamente anterior à expulsão da

tampa?

a)1,3atm

b)1,5atm

c)2,0atm

d)1,1atm

e)2,5atm

Pintou no Enem:

1)(Enem-99)Um balão meteorológico foi

preenchido com gás hidrogênio, H2, que

está a 1,5 atm e 20°C e ocupa 8m3.

Sabendo que, nessas condições de pressão

e temperatura, o volume molar dos gses é

16L, determine: a quantidade em mols de

hidrogênio dentro do balão.

a)200mol

b)300mol

c)450mol

d)500mol

e)550mol

2)(Enem-02)Um protótipo de carro movido a

hidrogênio foi submetido a um teste em uma

pista de provas. Sabe-se que o protótipo

tem um tanque de combustível com

capacidade igual a 164L e percorre 22

metros para cada mol de H2 consumido. No

início do teste, a pressão no tanque era de

600 atm e a temperatura, igual a 300K.

Sabendo que no final do teste a pressão no

tanque era de 150 atm e a temperatura igual

a 300K, calcule a distância, em km,

percorrida pelo protótipo.

a)60Km

b)62Km

c)63Km

d)64Km

e)66km

Gabarito

Fixação:

1. c

2. d

3. d

4. d

5. b

6. a

7. b

8. a

9. c

10. d

11. a

12. a

13. c

14. d

Pintou no Enem:

15) d

16)e

29

Capítulo 6

6. Cálculos Estequiométricos:

Os dados do problema podem vir expressos

das mais diversas maneiras: quantidade de

matéria (mol), massa, número de moléculas,

volume, etc. Em todos esses tipos de

cálculo estequiométrico vamos nos basear

nos coeficientes da equação que, como

vimos, dão a proporção em mols dos

componentes da reação.

Para resolver qualquer tipo de cálculo

estequiométrico devemos seguir algumas

regras:

1ª regra: Escreva corretamente a equação

química mencionada no problema (caso ela não

tenha sido fornecida).

2ª regra: As reações devem ser

balanceadas corretamente (tentativa ou

oxirredução), lembrando que os coeficientes

indicam as proporções em mols dos

reagentes e produtos.

3ª regra: Caso o problema envolva pureza de

reagentes, fazer a correção dos valores,

trabalhando somente com a parte pura que

efetivamente irá reagir.

4ª regra: Caso o problema envolva reagentes em

excesso – e isso percebemos quando são

citados dados relativos a mais de um reagente –

devemos verificar qual deles está correto. O

outro, que está em excesso, deve ser descartado

para efeito de cálculos.

5ª regra: Relacione, por meio de uma regra de

três, os dados e a pergunta do problema,

escrevendo corretamente as informações em

massa, volume, mols, moléculas, átomos, etc.

Lembre-se de que não podemos esquecer a

relação: 1 mol = (x) g = 2,4 L (CNTP) = 6,02

. 10²³

6ª regra: Se o problema citar o rendimento da

reação, devemos proceder à correção dos valores

obtidos.

6.1 Tipos de Cálculos Estequiométricos

6.1.1 Cálculos envolvendo volumes de substâncias gasosas Quando não estamos trabalhando com substâncias gasosas normalmente utilizamos as relações de massas, nº de mols de moléculas, nº de mols de átomos e ainda nº de moléculas e de átomos. Todos eles se aplicam a qualquer reação química, independente do estado de agregação (sólido, líquido ou gás) da substância. No caso de substâncias gasosas é possível ainda estabelecer relações entre volumes, tanto para reagentes como entre eles e os produtos da reação. O raciocínio é bastante simples e envolve a Lei de Avogadro: "O volume ocupado por um gás, sob pressão e temperatura constantes, é Diretamente proporcional ao seu nº de moléculas”. Matematicamente teríamos: V = K x N para P e T constantes Como o nº de moléculas é, por sua vez, diretamente proporcional ao nº de mols do gás, tem-se: N = k' . n. Desse modo teremos: V = K’ . n Essa constante k' é dada por: RxT P onde T e P são, respectivamente, a temperatura e a pressão do gás, e R é a constante universal dos gases. Uma avaliação mais precisa é realizada no assunto de Gases Ideais. Assim teremos: V = n x R x T P Quando na reação aparecem duas ou mais substâncias gasosas; a razão entre seus números de mols é a mesma que existe entre seus volumes, desde que nas mesmas condições de temperatura e pressão. Assim, por exemplo, na reação entre

30

H2(g) e O2(g) para formar H2O pode-se escrever da seguinte maneira: 2H2 + 1O2 2H2O nH2 = VH2 = 2 nO2 VO2 1 Não se aplica a razão entre volumes quando a substância se encontra como líquido ou sólido. Ela é usada apenas para gases e vapores. Gay-Lussac foi o primeiro a observar essas relações de volume entre substâncias gasosas. Em vários problemas envolvendo substâncias gasosas fala-se de condições normais de pressão e temperatura (CNTP) e também em condições ambientais. No primeiro caso, CNTP, deseja-se dizer que a pressão é de 1 atm e que a temperatura vale O°C, ou 273 K. Desse modo, ao aplicar a equação: V= n x R x T P Para 1 mol de moléculas do gás, acha-se o seguinte valor: V = 22,4 L/mol Quantidade chamada de volume molar nas CNTP. As condições ambientais são P = 1 atm e T::298K, ou seja, em torno de 25°C. A equação: V = n x R x T P Aplicada a essa situação fornece um volume molar próximo de 25 L/mol. Exemplos: 01) Considere a equação da reação de combustão do acetileno (não-balanceada): C2H2(g) + O2(g) _ CO2(g) + H2O(g)

Admitindo-se CNTP e comportamento de gás ideal, a soma do número de mols dos produtos obtidos, quando 112 litros de C2H2 reagem com excesso de oxigênio, é igual a: a) 5. b) 10. c) 15. d) 20. e) 22,4.

02) Considere a reação: 3 (NH4)2CO3 + 2 H3PO4 _ 2 (NH4)3PO4 + 3 CO2(g) + 3 H2O O volume em litros de gás carbônico liberado, quando 250g de carbonato de amônio reagem com excesso de ácido fosfórico, é de: Dados: Volume molar nas CNTP = 22,4 L. H = 1,0g/mol; C = 12g/mol; N = 14g/mol; O = 16g/mol; P = 31g/mol. a) 23,5 L. b) 58,3 L. c) 76,8 L. d) 84,1 L. e) 132,9 L. 6.1.2 Cálculos envolvendo rendimento da reação No exemplo anteriores consideramos que as reações são completas, isto é, as quantidades colocadas para reagir produzem, de acordo com a estequiometria, as quantidades máximas possíveis dos produtos. Por exemplo, quando 2 mols de H2 reagem com 1 mol de O2 encontra-se no final 2 mols de H2O. Considere agora a possibilidade de a quantidade do produto ser inferior à quantidade dada pela estequiometria. Ao se produzir menos do que o esperado diz-se que a reação não teve rendimento total, ou seja, 100%. Para saber o rendimento de uma reação deve-se raciocinar tanto sobre os produtos como sobre os reagentes. Como calcular as quantidades dos reagentes e dos produtos?

1ª - Considere um dos reagentes o limitante e

determine quanto de produto seria formado;

2ª - Repita o procedimento com o outro reagente;

3ª - A menor quantidade de produto encontrada

corresponde ao reagente limitante e indica a

quantidade de produto formado.

31

Exercício resolvido:

01)Uma amostra de massa 8,48g de carbonato de sódio reagiu completamente com quantidade estequiométrica de ácido clorídrico diluído, originando entre outros produtos 2,64g de um gás. Em relação a essa reação, é verdadeiro afirmar que: Dados: (Na) = 23u, ( C) = 12u, ( O ) = 16u, (H ) =

1u, (Cl) = 35,5u , N = 6,02 x 1023

a) foram formadas 3,612 x 1024 moléculas de gás nas CNTP e 0,18g de água no estado líquido. b) o rendimento da reação calculado pela massa obtida do gás nas condições da experiência é igual a 75%. c) cada 1,06g de carbonato de sódio reage

exatamente com 3,65g de HCl, pois cada mol do

sal reage exatamente com 3,65g de HCl . d) admitindo-se um rendimento teórico de 100% para a reação, a massa de gás obtida será de 7,04g.

e) para cada 73,0g de HCl que reage exatamente

com carbonato de sódio, formam-se 88,0g de gás, admitindo-se um rendimento de 100% para a reação. Resolução: Na2CO3 + 2 HCl _ 2 NaCl + H2O + CO2 106g 44g 8,48g m, então m = 3,52g como foi obtido, pelo enunciado, 2,64g temos um rendimento menor que 100% 3,52g _ 100% 2,64g _ x%, então x = 75%

Exemplos:

01) A combustão do gás amoníaco é representada pela seguinte equação não-balanceada: NH3 + O2 _ N2 + H2O Calcule a massa de água, obtida a partir de 56 L de NH3, nas CNTP, sabendo que a reação tem Rendimento de 95%.Dados: H = 1 g/mol; O = 16 g/mol; volume molar nas CNTP = 22,4 L. a) 256,5g. b) 270,0g. c) 67,5g. d) 64,1g. e) 42,8g.

02)O óxido nitroso é usado como anestésico em partos. A sua obtenção é dada pela reação apresentada na equação química abaixo: NH4NO3 N20 + 2 H2O Se foram usados 6 gramas de nitrato de amônio e foram obtidos 2,97 g de óxido de dinitrogênio, qual o rendimento da reação? a) 91% b) 110% c) 97% d) 90% e) 80%

03)16g de enxofre regem com 28g de ferro, produzindo 44g de sulfeto de ferro II. Se o rendimento da reação for de 100%, a massa de sulfeto de ferro II, obtida na reação de 50g de enxofre de pureza 50% com ferro suficiente, é igual a: a) 137,5g. b) 130,0g. c) 110,0g. d) 68,75g. e) 40,0g.

6.1.3 Cálculos envolvendo excesso (ou falta) de algum dos reagentes De acordo com a lei de Proust, as substâncias reagem em proporções fixas e definidas. Por exemplo, 2 mols de H2 reagem sempre com 1 mol de O2 para formar 2 mols de H2O. Se colocarmos mais de 2 mols de H2 em relação a 1 mol de O2, a reação ocorre formando 2 mols de H2O e restará H2 porque ele estava em excesso. Diz-se então que houve excesso de H2 ou ainda que o O2 é o reagente limitante, porque ele determinou quanto de H2 foi capaz de reagir. É claro que o O2 reagiu

completamente.

Exemplos:

01) Considere a reação em fase gasosa: N2 + 3 H2 2 NH3. Fazendo-se reagir 4 L de N2

com 9 L de H2 em condições de pressão e temperatura constantes, pode-se afirmar que: a) Os reagentes estão em quantidades estequiométricas. b) O N2 está em excesso. c) Após o término da reação, os reagentes serão totalmente convertidos em amônia. d) A reação se processa com aumento de volume total. e) Após o término da reação, serão formados 8 L de NH3.

32

02): Considerando-se a reação: AgNO3 + KI AgI + KNO3 e fornecendo-se as massas molares, Ag = 108g/mol; N = 14g/mol; O = 16g/mol; K = 39g/mol; I = 127g/mol, se reagirmos 17g de AgNO3 com 17g de KI, haverá: a) consumo total dos dois reagentes. b) excesso de 0,4g de AgNO3. c) excesso de 0,4g de KI. d) excesso de 4,0g de AgNO3. e) excesso de 4,0g de KI. 03) Efetuando-se a reação entre 18g de alumínio e 462g de gás cloro, segundo a equação: Al(s) + Cl2(g) AlCl3(s)

Obtém-se uma quantidade máxima de cloreto de alumínio igual a: Dados: Al = 27 g/mol; Cl = 35,5 g/mol. a) 36g. b) 44,5g. c) 89g. d) 462g. e) 240g.

6.1.4 Cálculos envolvendo mais de uma reação Nesse tipo de problema deve-se notar que, em geral, o produto de uma reação é o reagente na reação posterior, estabelecendo assim um elo de ligação entre elas. Dessa maneira, basta ajustar os coeficientes de todas as substâncias nas reações de modo que aquela que faz a ligação tenha o mesmo valor. Exemplos: 01)Uma das formas de poluição de nossos dias é a chuva ácida. Ela provoca a destruição de monumentos históricos, como a Basílica em Belém, cuja fachada é revestida de mármore, através da corrosão provocada pelo ácido. A origem dessa forma de poluição encontra-se na queima de derivados de petróleo que contêm impurezas como o enxofre, e se processa segundo as reações: S + O2_ SO2

2 SO2 + O2 _ 2 SO3

SO3 + H2O _ H2SO4

Considerando-se que em 100 L de gasolina encontram-se 3,2 mg de enxofre, a quantidade, em gramas, de ácido sulfúrico formada pela queima deste volume de combustível será de:

Dados: H = 1 u; O = 16 u; S = 32 u. a) 98g. b) 9,8g. c) 0,98g. d) 0,098g. e) 0,0098g. 02) Considere as reações: • K2O + H2O _ 2 X • N2O5 + H2O _ 2 Y • X + Y _ Z + H2O O número de mols de Z existente em 202g desta substância é: a) 1. b) 2. c) 3. d) 4. e) 5. 6.1.5 cálculos envolvendo pureza

É comum o uso de reagentes impuros,

principalmente em reações industriais, ou porque

são mais baratos ou porque já são encontrados

na natureza acompanhados de impurezas (o que

ocorre, por exemplo, com os minérios).

Grau de pureza: é o quociente entre a massa da

substância principal e a massa total da amostra

(ou massa do material bruto).

Exercício resolvido:

Em 200g de calcário encontramos 180g de

CaCO3 e 20g de impurezas. Qual o grau de

pureza do calcário?

200g-------------100%

180g ------------- x

x = 90%

Uma amostra de 200 kg de calcário (com teor de

80% de CaCO3) foi tratada com ácido fosfórico -

H3PO4 - conforme a equação química

balanceada:

3CaCO3 + 2H3PO4 1Ca3(PO4)2 + 3H2O +

3CO2. Calcule a massa de Ca3(PO4)2 formado.

33

Os coeficientes já estão acertados:

3CaCO3 + 2H3PO4 1Ca3(PO4)2 + 3H2O + 3CO2

Veja os dados informados (200 kg de Calcário

com 80% de pureza, ou seja, temos apenas

160kg de CaCO3) e o que está sendo solicitado

(massa do sal formado - Ca3(PO4)2) e estabeleça

uma regra de três.

3CaCO3 -------------- 1Ca3(PO4)2

3x100g---------------- 1x310g

160kg --------------- x

x=165,33 kg

Considere a reação:

FeS + HCl FeCl2 + H2S. Qual a massa de

cloreto ferroso - FeCl2 - obtida quando 1100g de

sulfeto ferroso - FeS de 80% de pureza reagem

com excesso de ácido clorídrico - HCl?

Acerte os coeficientes da equação:

1FeS + 2HCl 1FeCl2 + 1H2S

Veja os dados informados (1100g de sulfeto

ferroso com 80% de pureza, ou seja, 880g de

sulfeto ferroso puro) e o que está sendo solicitado

(massa de cloreto ferroso) e estabeleça uma

regra de três.

1FeS -------------- 1FeCl2

1x88g ------------- 1x127g

880g -------------- x

x= 1270g Exemplos: 01) O ácido acetilsalicílico (C9H8O4), comumente chamado de aspirina, é muito usado pelos alunos, após uma prova de química, física ou matemática, disciplinas que requerem muitos cálculos e atenção. A massa de ácido acetilsalicílico que deve reagir com anidrido acético (C4H6O3), para se obter três comprimidos de aspirina, cada um com 0,6g, admitindo que o ácido salicílico é 92% puro, é: Dados: C = 12 u; H = 1 u; O = 16 u. C7H6O3 + C4H6O3 C9H8O4 + C2H4O2

a) 1,50g. b) 1,92g. c) 1,65g. d) 1,38g. e) 2,25g. 02) Uma amostra de 10g de calcário contém 8g de carbonato de cálcio. A porcentagem de pureza do carbonato de cálcio é: a) 0,8%. b) 10%. c) 8%. d) 80%. e) 20%. 03)Para obtermos 17,6g de gás carbônico (CO2) pela queima total de um carvão com 60% de pureza, necessitaremos de uma amostra de carvão com massa igual a: Dados: C = 12 g/mol; O = 16 g/mol. a) 2,4g. b) 4,8g. c) 60g. d) 43g. e) 56g. Sessão Leitura:

Equação química, reação e reagentes

O cálculo estequiométrico, ou cálculo das medidas apropriadas, é um dos maiores passos dados pela humanidade no campo científico e é o cerne da química quantitativa. Lavoisier (1743-1794), o pai da química moderna, foi capaz de associar todos os conhecimentos qualitativos da sua época à exatidão da matemática.

Para tanto, desenvolveu vários equipamentos de medição, entre eles a balança analítica de laboratório, permitindo ao químico medir ou calcular as massas dos reagentes e produtos envolvidos em uma reação química.

Atualmente, o cálculo estequiométrico é utilizado em várias atividades, tais como: pela indústria que deseja saber quanto de matéria-prima (reagentes) deve utilizar para obter uma determinada quantidade de produtos, pelo médico que quer calcular quanto de determinada substância deve ministrar para cada paciente, entre inúmeras outras.

34

Apesar de temido por muitos vestibulandos, o cálculo estequiométrico deixa de ser um problema se os seguintes passos forem seguidos:

1o passo - Montar e balancear a equação

química; 2

o passo - Escrever a proporção em mols

(coeficientes da equação balanceada); 3

o passo - Adaptar a proporção em mols às

unidades usadas no enunciado do exercício (massa, volume nas CNTP, n? de moléculas etc); 4

o passo - Efetuar a regra de três com os dados

do exercício.

Verifique o exemplo abaixo. Depois confira estas outras dicas importantes: se a reação for representada em várias etapas (reações sucessivas), some todas para obter uma só e faça o cálculo com esta; se for apresentado rendimento no exercício, efetue o cálculo normalmente. A quantidade calculada supõe rendimento de 100% e com uma simples regra de 3 você adapta o resultado ao rendimento dado.

O cálculo estequiométrico é um assunto muito abordado nos vestibulares. Vamos tentar entender:

Para fazermos um bolo simples é necessário respeitar uma receita padrão: 3 xícaras de farinha de trigo 4 ovos 1 copo de leite

É evidente que aqui não levaremos em conta o recheio. Este fica a critério do freguês.

Podemos identificar que a receita nos traz os ingredientes e suas quantidades. No Cálculo Estequiométrico, temos a mesma situação. Para resolvê-lo precisamos de uma receita (reação) que traga os ingredientes (reagentes e/ou produtos) e suas quantidades (coeficientes estequiométricos da reação).

Exemplo:

1C + 2H2 + 1/2O2 1CH3OH

Devemos lembrar que as quantidades em uma reação não podem ser dadas em xícaras, copos e etc., mas em quantidade de matéria (mols). Assim a reação em exemplo estabelece uma proporção:

Para cada mol de carbono são necessários 2 mols de gás hidrogênio e meio mol de gás oxigênio. Se pusermos para reagir 2 mols de carbono, será necessário dobrar a receita.

Em tempo, a quantidade de matéria (mol) é equivalente à massa molar de uma substância ou então a 6,02 . 10

23 moléculas e se for um gás que

esteja nas condições normais de temperatura e pressão, o mol pode significar 22,4 litros.

Texto 1 Química para um mundo melhor. A ciência química não é somente descoberta. É também, e especialmente, criação e transformação. Sem a atividade dos químicos de todas as épocas, algumas conquistas espetaculares jamais teriam acontecido, como os avanços no tratamento de doenças, a exploração espacial e as maravilhas atuais da tecnologia. A química presta uma contribuição essencial a humanidade com alimentos e medicamentos, com roupas e moradia, com energia e matérias-primas, com transportes e comunicações. Fornece ainda, matérias para a física e para a indústria, modelos e substratos a biologia e farmacologia, propriedades e procedimentos para outras ciências e tecnologias. Graças a química o nosso mundo se tornou um lugar mais confortável para se viver. Nossos carros, casas, roupas transbordam criatividade química. O nosso futuro energético dependerá da Química, assim como atingir um dos objetivos do milênio, que é prover água e saneamento básico seguros para toda a humanidade. Um mundo sem a Ciência Química seria um mundo sem materiais sintéticos, e isso significa sem telefones, sem computadores e sem cinema. Seria também um mundo sem aspirina ou detergentes, shampoo ou pasta de dente, sem cosméticos, contraceptivos, ou papel- e, assim sem jornal ou livros, colas ou tintas. Enfim, sem o desenvolvimento proporcionado pela ciência química, a vida hoje, seria chata, curta e dolorida! Enquanto a Física decodifica as leis do universo e a biologia decifra as do mundo vivo, a Química desvenda os segredos da matéria e de suas transformações. A vida é sua mais elevada forma de expressão. A Química exerce portanto um papel primordial em nossa compreensão dos fenômenos materiais, em nossa capacidade de agir sobre eles, para muda-los e controla-los. E as transformações materiais que faremos- como humanos- refletirão o melhor ou pior de nós. Todavia, por mais que pareça, o químico não é um mágico da matéria, capaz de “ilusionar” com novas formas da matéria, premeditadas ou inesperadas, a partir do que nos cerca. O químico é um forjador racional e criativo, um arquiteto na escala das moléculas, e dentre tudo isso o cálculo estequiométrico se faz presente o tempo todo. Percebemos ai sua importância.

35

Exercícios de Fixação:

1) Quantas moléculas existem em 88g de

dióxido de carbono? (C=12; O=16 cte de

Avogadro=6,02 x 1023)

a)2,1x1024

b)1,5x1024

c)1,2x1024

d)1,2x1023

e)1,5x1025

2) A equação química:

2Mg(OH)2 + X HCl 2MgCl2 + 4 H2O

fica estequiometricamente correta se x for

igual a:

a) 1

b) 2

c) 3

d) 4

e) 5

3) A quantos gramas correspondem

3 .1024

átomos de alumínio?

a)100g

b)130g

c)110g

d)0135g

e)150g

4) De acordo com a Lei de Lavoisier,

quando fizermos reagir completamente,

em ambiente fechado, 1,12g de ferro com

0,64g de enxofre, a massa, em gramas,

de sulfeto de ferro obtido

será de: Dados: Fe=56u; S=32u

a) 2,76

b) 2,24

c) 1,76

d) 1,28

e) 0,48

5. Qual é a massa correspondente a 5 mols de

Alumínio? (Al = 27)

a)140g

b)135g

c)130g

d)145g

e)125g

6. Na reação dada pela equação:

A + B → C, a razão entre as massas de A e

B é 0,4. Se 8g de A forem adicionados a 25g

de B, após a reação, verificar-se-á:

a) a formação de 20g de C, havendo excesso de

13g de B.

b) um excesso de 5g de B e consumo total da

massa de A colocada.

c) o consumo total das massas de A e B

colocadas.

D) a formação de 18g de C, havendo excesso de

5g de A.

e) um excesso de 4,8g de A e consumo total da

massa de B colocada.

7. A soma dos menores coeficientes inteiros que

balanceiam a equação:

Cl2 + NH3 N2H4 + NH4Cl é:

a) 4

b) 15

c) 21

d) 8

e) 6

8)(PUCCAMP) Num “sapato de cromo”, o

couro é tratado com um banho de “licor de

cromo”, preparado através da reação

representada pela equação:

Na2SO4

Depois de balanceada com os

menores coeficientes inteiros possíveis, ela

apresenta: x y

a) 3, 2

b) 2, 3

c) 2, 2

d) 3, 3

e) 2, 1

9) A composição em volume do ar

atmosférico é de 78% de nitrogênio, 21% de

oxigênio e 1% de argônio. A massa em

grama de argônio (Ar=40) em 224L de ar

(CNTP) será:

a)0,082

b)40

c)2,24

d)1

e)4

10. Uma mistura contém 24 g de carbono e

8g de hidrogênio e se

transforma completamente em metano. Qual

é a composição centesimal do metano?

a) 13% de C e 36% de H

b) 6,5% de C e 3,5% de H

c) 25% de C e 75% de H

d) 75% de C e 25% de H

e) 80% de C e 20% de H

36

11. Sabe-se que 6g de carbono reagem

exatamente com 2g de hidrogênio. Se

colocarmos 15g de carbono para reagir com

6 g de hidrogênio, qual a massa de metano

a ser formada? a) 21 g

b) 32 g

c) 8 g

d) 9 g

e) 20g

12. As águas poluídas do Rio Tietê liberam,

entre outros poluentes, o gás sulfídrico. Um

dos maiores problemas causados por esse

gás é o ataque corrosivo aos fios de

cobre das instalações elétricas existentes

junto a esse rio. O gás sulfídrico é mais

denso do que o ar e, assim, concentra-se

mais próximo do solo. Considerando a

massa molar média do ar igual a 28,9, a

densidade de H2S em reação ao ar, nas

mesmas condições de temperatura e

pressão, será aproximadamente;

a)1,6

b)2,2

c)2,3

d)1,5

e)1,2

13. Considerando a reação:

N2 + 3H2 2NH3

Quantos litros de amônia são obtidos a

partir de 3L de nitrogênio. Considere todos os

gases nas CNTP

a)8L

b)9L

c)12L

d)6L

e)7L

14.Dada a equação química Na2CO3 +

HCl NaCl + CO2 + H2O A massa de

carbonato de sódio que reage

completamente com 0,25 mol de HCl é:

a)13,00g

b)13,5g

c)14,25g

d)13,25g

e)14,00g

15.Ao mergulharmos uma placa de prata

metálica em uma solução de ácido nítrico

ocorrerá a seguinte reação: Ag + HNO3

AgNO3 + NO + H2O Ajustando a equação

química acima, pode-se calcular que a

massa de água produzida, quando é

consumido 1 mol de prata, é, em gramas:

a) 10

b) 12

c) 16

d) 13

e) 14

f) 15

16. O ácido fosfórico, usado em

refrigerantes do tipo cola e possível

causador da osteoporose, pode ser

formado a partir da equação: Ca3(PO4)2

+ H2SO4 H3PO4 + CaSO4 Partindo-

se de 62g de Ca3(PO4)2 e usando-se

quantidade suficiente de H2SO4, qual, em

gramas, a massa aproximada de H3PO4

obtida?

a)39,2g

b)46,6g

c)22,3g

d)29,3g

e)34,5g

17. Carbonato de sódio reage com

água de cal formando carbonato de cálcio,

material pouco solúvel em água. Na

reação de 106Kg de carbonato de sódio

com excesso de água de cal a massa de

carbonato de cálcio produzida é igual a:

a)120Kg

b)90KB

c)100Kg

d)110KG

e)105Kg

18. O efeito altamente tóxico do

cianeto, ao ser ingerido por via oral, deve-

se à sua reação com o ácido clorídrico,

um veneno fatal em quantidades

superiores a 0,062g. A massa mínima, em

gramas, de cianeto de potássio capaz de

produzir a quantidade de ácido cianídrico

no valor citado acima é igual a:

a)0,21

b)0,36

c)0,32

d)0,15

e)0,09

19. Combustível e importante

reagente na obtenção de amônia e

compostos orgânicos saturados, o

hidrogênio pode ser obtido pela reação:

NaH(s) + H2O(l)-

Quantos litros do gás, nas condições

ambiente, podem ser obtidos pela hidrólise

de 60,0g de hidreto de sódio? Dados:

Volume molar, nas CNTP= 24,5L/mol

Massa molar do NaH =

24g/mol

a) 61,2

b) 49,0

c) 44,8

37

d) 36,8

e) 56,0

20. O CO2 produzido pela

decomposição térmica de 320g de

carbonato de cálcio teve seu volume medido

a 27°C e 0,8atm. O valor, em litros,

encontrado foi: (R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1)

a)100L

b)96,46L

c)92,23L

d)94,56L

e)98,88L

21. Numa estação espacial, emprega-se

óxido de lítio para remover o CO2 no

processo de renovação do ar de respiração,

seguindo a equação Li2O + CO2

Li2CO3 Sabendo-se que são utilizadas

unidades de absorção contendo 1,8Kg de

Li2O, o volume máximo de CO2, medidos

na CNTP, que cada uma delas pode

absorver, é: a)1322L

b)1330L

c)1344L

d)1320L

e)1340L

22. O alumínio é obtido pela eletrólise

da bauxita. Nessa eletrólise, ocorre a

formação de oxigênio que reage com um

dos eletrodos de carbono utilizados no

processo. A equação não balanceada que

representa o processo global é: Al2O3 + C

-

quantos mols de CO2 e de Al,

respectivamente, são produzidos esse

processo? a) 3 e 2

b) 1 e 4

c) 2 e 3

e) 3 e 4

d) 2 e 1

23. Num recipiente foram colocados 15,0g de

ferro e 4,8g de oxigênio. Qual a massa de

Fe2O3, formada após um deles ter sido

completamente consumido? (Fe = 56; O = 16)

a) 19,8g

b) 16,0g

c) 9,6g

d) 9,9g

e) 10,2g

24. A soma dos coeficientes da equação

abaixo é igual a Br2 + KOH

a) 13

b)20

c)19

d)15

e) 18

25. Duas das reações que ocorrem na

produção do ferro são representadas por:

2C + O2 2CO

Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 .

O monóxido de carbono formado na primeira

reação é consumido na segunda.

Considerando apenas essas duas etapas do

processo, calcule a massa aproximada, em

Kg, de carvão consumido na

Produção de 1t de ferro (Fe = 56)

a)318Kg

b)321Kg

c)319Kg

d)320Kg

e)317Kg

26. Em 2,8Kg de óxido de cálcio,

também conhecido com cal virgem, foi

adicionada água, formando hidróxido de

cálcio, usado para pintar uma parede. Após

a sua aplicação, transformou-se numa

camada dura, pela reação química com gás

carbônico existente no ar, formando

carbonato de cálcio. A massa de sal obtida

é, aproximadamente, igual a: a)5Kg

b)7Kg

c)8Kg

d)4Kg

e)6Kg

27. Na sequência de reações Na2O +

H2O 2NaOH

H3PO4 + 3NaOH Na3PO4 + 3H2O

Se partirmos de 10 mols de Na2O,

obteremos: a)9mols

b)10mols

c)11mols

d)12mols

e)8mols

28. A combustão do gás metano, CH4,

dá como produtos CO2 e H2O, ambos na

fase gasosa. Se 1L de metano for queimado

na presença de 10L de O2, qual o volume

final da mistura resultante? a)11L

b)12l

c)13L

d)10L

e)9L

38

29. Uma amostra de calcita, contendo

80% de carbonato de cálcio, sofre

decomposição quando submetida a

aquecimento, segundo a equação:

CaCO3 CaO + CO2

Qual é a massa de óxido de cálcio obtida a

partir da queima de 800g de calcita?

a)359,3g

b)356,5g

c)358,4g

d)360,2g

e)361,8g

30. Oitenta gramas de calcário (grau de

pureza é de 90% em CaCO3) reagem com

ácido sulfúrico segundo a equação química:

CaCO3+ H2SO4 CaSO4+ H2O+ CO2

Qual o volume de gás carbônico formado

nas CNTP, na reação acima?

a) 16,3L

b) 17,92L

c) 1,61L

d) 16,13L

e) 2,4L

31. Deseja-se obter 180L de dióxido de

carbono, medidos nas condições normais

,pela calcinação de um calcário de 90% de

pureza. Qual é a massa necessária de

calcário? a)900,0g

b)803,57g

c)798,56g

d)793,32g

e)810,23g

32. (ACAFE) Calcule a massa de

CaCO3 com 80% de pureza, necessária

para produzir 1,2 L de CO2 nas CNTP, no

processo: Dados: Ca = 40; C

= 12; O = 16

CaCO3 CaO + CO2

a) 125g

b) 80g

c) 40g

d) 50g

e) 62,5g

33. O gás hilariante (N2O) pode ser

obtido pela decomposição térmica do

nitrato de amônio. Se de 4,0g do sal

obtivermos 2,0g do gás hilariante, podemos

prever que a pureza do sal é da ordem de:

a)90,9%

b)87,3%

c)80,6%

d)78,9%

e)101,3%

34. Em um tubo, 16,8g de bicarbonato

de sódio são decompostos, pela ação do

calor, em carbonato de sódio sólido, gás

carbônico, em litros, obtidos nas CNTP,

supondo o rendimento da reação igual a

90%, é igual a: a)2,00

b)2,1

c)2,02

d)2,3

e)2,4

35. 32,70g de zinco metálico reagem

com uma solução concentrada de hidróxido

de sódio, produzindo 64,53g de

zincato de sódio (Na2ZnO2).

Qual é o rendimento dessa reação? a)88%

b)92%

c)86%

d)90%

e)95%

36.Atualmente, sistemas de purificação de

emissões poluidoras estão sendo exigidos

por lei em um número cada vez maior de

países. O controle das emissões de dióxido

de enxofre gasoso, provenientes da queima

de carvão que contém enxofre, pode ser

feito pela reação desse gás com uma

suspensão de hidróxido de cálcio em água,

sendo formado um produto não poluidor do

ar. A queima do enxofre e a reação do

dióxido de enxofre com o hidróxido de

cálcio, bem como as massas de algumas

das substâncias envolvidas nessas

reações, podem ser assim representadas:

S (32g) + O2 (32g) SO2 (64g)

SO2(64g) + Ca(OH)2(74g) produto não

poluidor

Dessa forma, para absorver todo o dióxido

de enxofre produzido pela queima de uma

tonelada de carvão (contendo 1% de

enxofre), é suficiente a utilização de uma

massa de hidróxido de cálcio de,

aproximadamente: a) 23 kg.

b) 43 kg.

c) 64 kg.

d) 74 kg.

e) 138 kg

37. Para se obter 1,5 kg do dióxido de

urânio puro, matéria-prima para a produção

de combustível nuclear, é necessário extrair-

se e tratar-se 1,0 tonelada de minério.

Assim, o rendimento (dado em % em

massa) do tratamento do minério até chegar

ao dióxido de urânio puro é de

a) 0,10 %.

b) 0,15 %.

39

c) 0,20 %.

d) 1,5 %.

e) 2,0%

+

69

PINTOU NO ENEM: (Contém todos os tipos de

cálculos estequiométricos)

01) (Enem) Acidentes de trânsito causam

milhares de mortes todos os anos nas estradas

do país. Pneus desgastados (“carecas”), freios

em péssimas condições e excesso de velocidade

são fatores que contribuem para elevar o número

de acidentes de trânsito. Responsável por 20%

dos acidentes, o uso de pneu “careca” é

considerado falta grave e o condutor recebe

punição de 5 pontos na carteira de habilitação. A

borracha do pneu, entre outros materiais, é

constituída por um polímero de isopreno (C5H8) e

tem uma densidade igual a 0,92 g/cm3. Considere

que o desgaste médio de um pneu até o momento

de sua troca corresponda ao consumo de 31 mols

de isopreno e que a manta que forma a banda de

rodagem desse pneu seja um retângulo de 20 cm

x 190 cm. Para esse caso específico, a espessura

gasta do pneu seria de, aproximadamente,

(Dadas as massas molares em g/mol: C = 12 e H

= 1).

a) 0,51 cm.

b) 0,55 cm.

c) 0,60 cm.

d) 0,75 cm.

02)(Enem) O metano (CH4), também conhecido

por gás dos pântanos, é produzido pela

decomposição de compostos orgânicos, na

ausência de oxigênio, por determinadas bactérias

e consumido na própria atmosfera. Quando 5 mol

de metano reagem com 3 mol de oxigênio, o

número de mols de gás carbônico (CO2) liberados

será igual a:

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

a) 1,0 mol.

b) 1,5 mol.

c) 3,0 mol.

d) 3,5 mol.

e) 5,0 mol.

03)(Enem) – A composição média de uma bateria

automotiva esgotada é de aproximadamente 32%

Pb, 3% PbO, 17% PbO2 e 36% PbSO4. A média

de massa da pasta residual de uma bateria usada

é de 6kg, onde 19% é PbO2, 60% PbSO4 e 21%

Pb. Entre todos os compostos de chumbo

presentes na pasta, o que mais preocupa é o

sulfato de chumbo (II), pois nos processos

pirometalúrgicos, em que os compostos de

chumbo (placas das baterias) são fundidos, há a

conversão de sulfato em dióxido de enxofre, gás

muito poluente.

Para reduzir o problema das emissões de SO2 (g),

a indústria pode utilizar uma planta mista, ou seja,

utilizar o processo hidrometalúrgico, para a

dessulfuração antes da fusão do composto de

chumbo. Nesse caso, a redução de sulfato

presente no PbSO4 é feita via lixiviação com

solução de carbonato de sódio (Na2CO3) a 45°C,

em que se obtém o carbonato de chumbo (II) com

rendimento de 91%. Após esse processo, o

material segue para a fundição para obter o

chumbo metálico.

PbSO4 + Na2CO3 → PbCO3 + Na2SO4

(Dados: massas molares em g/mol Pb = 207; S =

32; Na = 23; O = 16; C = 12)

Segundo as condições do processo apresentado

para a obtenção de carbonato de chumbo (II) por

meio da lixiviação por carbonato de sódio e

considerando uma massa de pasta residual de

uma bateria de 6 kg, qual quantidade aproximada,

em quilogramas, de PbCO3 é obtida?

a) 1,7 kg.

b) 1,9 kg.

c) 2,9 kg.

d) 3,3 kg.

e) 3,6 kg

04)(Enem) Atualmente, sistemas de purificação

de emissões poluidoras estão sendo exigidos por

lei em um número cada vez maior de países. O

controle das emissões de dióxido de enxofre

gasoso, provenientes da queima de carvão que

contém enxofre, pode ser feito pela reação desse

gás com uma suspensão de hidróxido de cálcio

em água, sendo formado um produto não-poluidor

do ar. A queima do enxofre e a reação do dióxido

de enxofre com o hidróxido de cálcio, bem como

as massas de algumas das substâncias

40

envolvidas nessas reações, podem ser assim

representadas:

enxofre (32 g) + oxigênio (32 g) → dióxido de

enxofre (64g)

dióxido de enxofre (64 g) + hidróxido de cálcio (74

g) → produto não-poluidor

Dessa forma, para absorver todo o dióxido de

enxofre produzido pela queima de uma tonelada

de carvão (contendo 1 % de enxofre), é suficiente

a utilização de uma massa de hidróxido de cálcio

de, aproximadamente:

a) 23 kg.

b) 43 kg.

c) 64 kg.

d) 74 kg.

e) 138 kg.

05) (Enem) Os sistemas de comunicação e

transporte criados pelo homem foram evoluindo

ao longo do tempo. Assim, em fins do século

XVIII, apareceram os balões, cujo

desenvolvimento ocorreu durante todo o século

XIX, chegando ao século XX com os dirigíveis

cheios de hidrogênio e, mais recentemente, de

hélio. Nesse processo, o brasileiro Santos

Dumont contribuiu de modo significativo. Os

“Zeppelins”, dirigíveis cheios de hidrogênio, estão,

ainda, entre as maiores naves aéreas já

construídas pelo homem. O mais famoso deles, o

Hindemburg, começou a sua história em 1936,

terminando em maio de 1937, num dos maiores

acidentes aéreos já vistos e filmados. O seu

tamanho era incrível, tendo cerca de 250 metros

de comprimento, com um volume de 200 × 106

litros, correspondendo a 8,1 × 106 mol de gás.

Se o hidrogênio (H2) necessário para encher

totalmente o Hindemburg fosse obtido a partir da

reação de ferro (Fe) com HCl, dando FeCl2,

quantos quilogramas de ferro seriam

necessários? (Dado: Massa molar do Fe = 56

g/mol).

A) 453.600 Kg

B) 483.600 Kg

C) 553.600 Kg

D) 450.000 Kg

E) 536.000 Kg

06) (Enem)O peróxido de hidrogênio é

comumente utilizado como antisséptico e

alvejante. Também pode ser empregado em

trabalhos de restauração de quadros

enegrecidos e no clareamento de dentes. Na

presença de soluções ácidas de oxidantes,

como o permanganato de potássio, este

óxido decompõe-se, conforme a equação a

seguir:

5 H2O2 (aq) + 2 KMnO4 (aq) + 3 H2SO4 (aq)

5 O2 (g) + 2 MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 8

H2O (l)

De acordo com a estequiometria da reação

descrita, a quantidade de permanganato de

potássio necessária para reagir completamente

com 20,0 mL de uma solução 0,1 mol/L de

peróxido de hidrogênio é igual a

A) 2,0×100

mol.

B) 2,0×10-3

mol.

C) 8,0×10-1

mol.

D) 8,0×10-4

mol.

E) 5,0×10-3

mol.

07) (Enem) Aspartame é um edulcorante artificial

(adoçante dietético) que apresenta potencial

adoçante 200 vezes maior que o açúcar

comum, permitindo seu uso em pequenas

quantidades. Muito usado pela indústria

alimentícia, principalmente nos refrigerantes

diet, tem valor energético que corresponde a

4 calorias/grama. É contraindicado a

portadores de fenilcetonúria, uma doença

genética rara que provoca o acúmulo da

fenilalanina no organismo, causando retardo

mental. O IDA (índice diário aceitável) desse

adoçante é 40 mg/kg de massa corpórea.

Com base nas informações do texto, a

quantidade máxima recomendada de aspartame,

em mol, que uma pessoa de 70 kg de massa

corporal pode ingerir por dia é mais próxima de:

Dado: massa molar do aspartame = 294 g/mol

A)1,3×104

B)9,5×

10–3

.

C)4 × 10–2

.

41

D)2,6.

E)823.

08) (Enem) No Japão, um movimento nacional

para a promoção da luta contra o aquecimento

global leva o slogan: 1 pessoa, 1 dia, 1 kg de

CO2 a menos! A ideia é cada pessoa reduzir em

1 kg a quantidade de CO2 emitida todo dia, por

meio de pequenos gestos ecológicos, como

diminuir a queima de gás de cozinha.

Considerando um processo de combustão

completa de um gás de cozinha composto

exclusivamente por butano

(C4H10), a mínima quantidade desse gás que um

japonês deve deixar de queimar para atender à

meta diária, apenas com esse gesto, é de

Dados: CO2 (44 g/mol); C4H10 (58 g/mol)

A) 0,25 kg.

B) 0,33 kg.

C) 1,0 kg.

D) 1,3 kg.

E) 3,0 kg.

09)(Enem) O brasileiro consome em média 500

miligramas de cálcio por dia, quando a

quantidade recomendada é o dobro. Uma

alimentação balanceada é a melhor decisão para

evitar problemas no futuro, como a osteoporose,

uma doença que atinge os ossos. Ela se

caracteriza pela diminuição substancial de massa

óssea, tornando os ossos frágeis e mais

suscetíveis a fraturas.

Considerando-se o valor de 6x1023

mol-1

para

constante de Avogrado e a massa molar do cálcio

igual a 40 g/mol, qual a quantidade mínima diária

de átomos de cálcio a ser ingerida para que uma

pessoa supra suas necessidades¿

A) 7,5x1021

B) 1,5x1022

C) 7,5x1023

D)

1,5x1025

10) (Enem) O etanol, produzido a partir da cana-

de-açúcar, tem se mostrado uma interessante

alternativa como combustível em substituição a

derivados de petróleo.

C12H22O11 + H2O → 4 C2H6O + 4 CO2

(Produção de etanol por fermentação)

Na safra brasileira de 1997, foram produzidas 14

x 106

toneladas de açúcar. Se, por fermentação,

todo esse açúcar fosse transformado em etanol,

que massa desse produto, em toneladas, seria

obtida?

(Dados: Massa molar do etanol = 42 g/mol;

Massa molar da sacarose (açúcar) = 342 g/mol).

A) 6,87x106 t

B) 6,00x106 t

C) 6,50x106 t

D) 7,87x106 t

E) 8x105 t

Gabarito:

1.c

2.b

3.e

4.c

5.b

6.b

7.d

8.a

9.e

10.d

11.e

12.e

13.d

14.d

15.b

16.a

17.c

18.d

19.e

20.b

21.c

22.e

23.b

24.e

25.b

26.a

27.b

28.d

29.a

30.c

31.d

32.b

33.e

34.a

35.e

36.a

37.e

42

Gabarito pintou no enem:

1)b

2)d

3)a

4)a

5)b

6)d

7)b

8)b

9)c

10)a

43

REFERÊNCIAS

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LISBOA,J.C.F.: Química. Volume 1. 1. Ed.. São Paulo: SM, 2010.

MORTIMER, E.F.; MACHADO, A.H. Introdução ao estudo da química: transformações, energia e

ambiente. 2. Ed. Belo Horizonte: Foco/ CECIMIG, 2000.

PERUZZO,F.M.; CANTO, E.L.: Química na abordagem do cotidiano. Volume 1. 4. Ed. São Paulo:

Moderna, 2010.

USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química. Volume único. 5. Ed. São Paulo: Saraiva, 2002.

Química. Disponível em:

<www.agracadaquimica.com.br/quimica/arealegal/outros/6.pdf>. Acesso em: 15 jan. 2014.

Química. Disponível em:

<www.quiprocura.net/equilibrio.htm>. Acesso em: 27 mai. 2014.

Química. Disponível em:

< www.ruadireita.com/automoveis/info/os-perigos-dos-gases-de-escape-automovel/>. Acesso em 27 mai.

2014.