O documento discute os conceitos de massa molar, mol, número de Avogadro e volume molar. Exemplifica os cálculos para compostos como H2O, CO2, sacarose e nitrato de cálcio. Também aborda o uso da estequiometria para descobrir quantidades de substâncias em reações químicas.

1. Recuperação Anual
2º Moderna

2. Cap.01 _ 1.4 Estequiometria
◦ Massa Molar (CHONPS): A massa molar é a massa em gramas de um mol de entidades elementares
H2O (água)
O = 1x 16 = 16
H = 2 x 1 = 2
M = 16 + 2 = 18g/mol
CO2 (dióxido de carbono)
O = 2 x 16 = 32
C = 1 x 12 = 12
M = 32 + 12 = 44g/mol
C12H22O11 (sacarose)
O = 11 x 16 = 176
H = 22 x 1 = 22
C = 12 x 12 = 144
M = 176 + 22 + 144 = 342g/mol
Ca(NO3)2 (nitrato de cálcio)
O = 6 x 16 = 96
N = 2 x 14 = 28
Ca = 1 x 40 = 40
M = 96 + 28 + 40 = 164g/mol

3. Cap.01 _ 1.4 Estequiometria
◦ Mol: é uma unidade de medida utilizada para expressar a quantidade de matéria microscópica,
como átomos e moléculas.
𝑚𝑜𝑙
𝑛º 𝑑𝑜 𝑏𝑎𝑙𝑎𝑛𝑐𝑒𝑎𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜
(𝑛)
↔
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑔/𝑚𝑜𝑙)
𝑛 𝑥 𝐶𝐻𝑂𝑁𝑃𝑆
↔
𝑁ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝐴𝑣𝑜𝑔𝑎𝑑𝑟𝑜
𝑛 𝑥 6,02 . 1023
𝑒𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠
↔
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟
𝑛 𝑥 22,4𝐿 (𝐶𝑁𝑇𝑃)
𝑉 = 𝑛𝑅𝑇/𝑃
𝑉 = 𝑚/𝑑
◦
𝑙𝑒𝑖𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑒𝑚 𝑚𝑜𝑙
𝑙𝑒𝑖𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑒𝑚 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠
𝑙𝑒𝑖𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑒𝑚 𝐴𝑣𝑜𝑔𝑎𝑑𝑟𝑜
𝑙𝑒𝑖𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑒𝑚 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 (𝐶𝑁𝑇𝑃)
⋮
𝑁2(𝑔)
1 𝑚𝑜𝑙
1 𝑥 28𝑔
1 𝑥 6,02. 1023
1 𝑥 22,4𝐿
+ 3𝐻2(𝑔)
3 𝑚𝑜𝑙𝑠
3 𝑥 2𝑔
3 𝑥 6,02. 1023
3 𝑥 22,4𝐿
→ 2𝑁𝐻3(𝑔)
2 𝑚𝑜𝑙𝑠
2 𝑥 17𝑔
2 𝑥 6,02. 1023
2 𝑥 22,4𝐿

4. Cap.01 _ 1.4 Estequiometria
◦ Utilizamos o cálculo estequiométrico quando desejamos descobrir a quantidade de determinadas
substâncias envolvidas numa reação química, reagentes e/ou produtos.
Antes de começar a resolução dos cálculos, devemos seguir alguns passos, como:
𝑬𝒔𝒄𝒓𝒆𝒗𝒆𝒓 𝒂 𝒆𝒒𝒖𝒂çã𝒐 𝒒𝒖í𝒎𝒊𝒄𝒂 →
𝑩𝒂𝒍𝒂𝒏𝒄𝒆𝒂𝒓
𝒆𝒔𝒔𝒂 𝒆𝒒𝒖𝒂çã𝒐
∗ 𝒓𝒆𝒂çõ𝒆𝒔 𝒔𝒖𝒄𝒆𝒔𝒔𝒊𝒗𝒂𝒔
→
𝑬𝒔𝒕𝒂𝒃𝒆𝒍𝒆𝒄𝒆𝒓 𝒂𝒔
𝒑𝒓𝒐𝒑𝒐𝒓çõ𝒆𝒔 𝒅𝒂𝒔 𝒈𝒓𝒂𝒏𝒅𝒆𝒛𝒂𝒔
𝒆𝒏𝒗𝒐𝒍𝒗𝒊𝒅𝒂𝒔 𝒏𝒐 𝒑𝒓𝒐𝒃𝒍𝒆𝒎𝒂
∗ 𝒑𝒖𝒓𝒆𝒛𝒂
→
∗
𝒗𝒆𝒓𝒊𝒇𝒊𝒄𝒂𝒓
𝒐 𝒆𝒙𝒄𝒆𝒔𝒔𝒐
→
𝑬𝒔𝒕𝒂𝒃𝒆𝒍𝒆𝒄𝒆𝒓 𝒖𝒎𝒂
𝒓𝒆𝒈𝒓𝒂 𝒅𝒆 𝒕𝒓ê𝒔
∗ 𝒓𝒆𝒏𝒅𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒐
(𝒓𝒆𝒔𝒑𝒐𝒔𝒕𝒂 𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍)

5. Cap.01 _ 1.4 Estequiometria
Qual será a massa, em gramas, de água
produzida a partir de 8 g de gás hidrogênio?
1° Escrever a reação:
H2 + O2 → H2O
2° Balancear a equação:
2 H2 + O2 → 2 H2O
3° Estabelecer as proporções
2 H2 + O2 → 2 H2O
8 g ----------------- x g
2 . (2g) ----------- 2 . (18g)
4º Estabelecer uma regra da três
8g -------- xg
4g -------- 36g
x = 72 g
Logo, a quantidade de água produzida será
de 72 g.
15 g de H2SO4, com 90% de pureza, reage
com alumínio para formar Aℓ2(SO4)3 e H2.
Qual será a massa de hidrogênio formada?
1° Escrever a reação:
Aℓ + H2SO4→ Aℓ2(SO4)3 + H2
2° Balancear a equação:
2 Aℓ + 3 H2SO4→ Aℓ2(SO4)3 + 3 H2
3° Estabelecer as proporções + * calcular
a pureza
2 Aℓ + 3 H2SO4→ Aℓ2(SO4)3 + 3 H2
15g . 90% ------------------- x g
3 . (98g) ------------------3 . (2g)
4º Estabelecer uma regra da três
13,5g --------xg
294g --------6g
x = 0,275g
Logo a quantidade de hidrogênio formada
será de 0,275 g.
Queimando 40 g de carbono puro, com
rendimento de 95%, qual será a massa de
dióxido de carbono obtida?
1° Escrever a reação:
C + O2 → CO2
2° Balancear a equação:
C + O2 → CO2
3° Estabelecer as proporções
C + O2 → CO2
40g --------- x g
1 . 12g------1 . (44g)
4º Estabelecer uma regra da três + *
Calcular o rendimento
40g -----------xg
12g -----------44g
x = 146,66g
146,66 g . 95% = 139,32g
Logo a quantidade de CO2 obtida pela queima
de carbono puro, numa reação com rendimento
de 95%, será de 139,32 g.

6. Cap.01 _ 1.4 Estequiometria
Qual será a massa de sulfato de sódio (Na2SO4) obtida na reação de 16 g de hidróxido de sódio (NaOH) com 20 g de ácido
sulfúrico (H2SO4)?
1° Escrever a reação:
NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
2° Balancear a equação:
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
3° Estabelecer as proporções
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
16g -------- 20g ------- xg
2 . (40g)---1 . (98g)--- 1 . (142g)
* Verificar o excesso (só sobre os reagentes)
2NaOH | H2SO4
𝟏𝟔𝒈 ÷ 𝟖𝟎𝒈 𝟐𝟎𝒈 ÷ 𝟗𝟖𝒈
𝟎, 𝟐 𝟎, 𝟐𝟎𝟒
Portanto o H2SO4 é a substância em excesso
4º Estabelecer uma regra da três (descartando a
substância em excesso)
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
16g ----------------------- xg
80g --------------------- 142g
x = 28,40 g
Logo a quantidade de sulfato de sódio obtida na reação será
de 28,40 g.
AGORA É COM VOCÊ
Pág. 39 _ Questões 1 e 4
Pág.43 à 49 _ Questões 1, 4, 10, 14, e 31

7. Cap.02 Termoquímica
◦ Termoquímica é a parte da química que estuda as quantidades de calor liberados ou absorvidos, durante uma
reação química.
◦ Tipos de reações
- Reações Exotérmicas_ O ΔH das reações exotérmicas é negativo.
São aquelas que liberam calor para o meio ambiente.
- Reações Endotérmicas _ O ΔH das reações endotérmicas é positivo.
São aquelas que absorvem calor do meio ambiente.
AGORA É COM VOCÊ
Pág.81 à 85 _ Questão 3

8. Cap.02 Termoquímica
◦ Entalpia (H)
∆𝑯 = 𝑯 𝒇 − 𝑯𝒊
ΔH = variação de entalpia
Hf = soma das entalpias dos produtos da reação
Hi = soma das entalpias dos reagentes da reação
AGORA É COM VOCÊ
Pág.81 à 85 _ Questões 14, 16 e 21

9. Cap.02 Termoquímica
◦ Lei de Hess
∆𝑯 = 𝑯 𝟏 + 𝑯 𝟐 + 𝑯 𝟑 + ⋯
ΔH = variação de entalpia
H1 = entalpia da primeira reação
H2 = entalpia da segunda reação
H3 = entalpia da terceira reação

10. Cap.02 Termoquímica
◦ Lei de Hess
Exemplo
Calcular o ΔH da reação:
Dados:
Resolução
AGORA É COM VOCÊ
Pág.73 _ Questões 1 e 2
Pág.81 à 85 _ Questões 9, 11, 16 e 22

11. Cap.02 Termoquímica
◦ Energia de Ligação
∆𝑯 = 𝑯𝒊 − 𝑯 𝒇
ΔH = variação de entalpia
Hf = soma das entalpias dos produtos da reação (ligações formadas)
Hi = soma das entalpias dos reagentes da reação (ligações quebradas)

12. Cap.02 Termoquímica
◦ Energia de Ligação
Exemplo
Calcular o ΔH da reação:
C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
conhecendo-se as seguintes energias de ligação, em kcal/mol:
C = C ... + 146,8
C — H ... + 98,8
C — C ... + 83,2
H — H ... + 104,2
Resolução
Total de ligações quebradas:
Total de ligações formadas:
ΔH = 4 · 98,8 + 1 · 146,8 + 1 · 104,2 + 6 · (–98,8) + 1 · (– 83,2)
AGORA É COM VOCÊ
Pág.77 _ Questões 1, 2 e 3
Pág.81 à 85 _ Questões 4, 13 e 17

13. Cap.06 Oxirredução
◦ O número de oxidação (NOX)

14. Cap.06 Oxirredução
◦ Oxirredução é uma reação química em que há a ocorrência de oxidação e redução de átomos de substâncias
(espécie química) presentes no processo.
◦ Oxidação: É a perda de elétrons por parte de um átomo de uma espécie química. (causa aumento do NOX)
◦ Redução: É o ganho de elétrons por parte de um átomo de uma espécie química. (causa diminuição do NOX)
◦ Agente redutor e agente oxidante: A espécie química que sofre o fenômeno da oxidação é denominada de agente redutor, e a
espécie que sofre o fenômeno da redução é chamada de agente oxidante.

15. Cap.06 Oxirredução
◦ Balanceamento de uma equação de oxirredução
KMnO4 + H2SO4 +H2O2 → K2SO4 +H2O +O2 +MnSO4
1º _ Determinar os NOX de todos os átomos e íons da
reação (observando que elemento mudou de NOX durante
a reação);
2º _ Determinação da variação (Δ) da oxidação e da
redução;
O2 = ∆Nox = 2 . 1 = 2
MnSO4= ∆Nox = 1 . 5 = 5
3º _ Inversão dos valores de Δ;
O2 = ∆Nox = 2 → 2 será o coeficiente de MnSO4
MnSO4 = ∆Nox = 5→ 5 será o coeficiente de O2
KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → K2SO4 + H2O + 5
O2+ 2 MnSO4
4º _ Determinação dos demais coeficientes pelo
método de tentativa.
2 KMnO4 + 3 H2SO4 +5 H2O2 → 1 K2SO4 + 8 H2O
+5 O2+ 2 MnSO4
AGORA É COM VOCÊ
Pág.248 _ Questões 1 e 2
Pág.259 à 263 _ Questões 1, 2 e 6

16. Cap.07 Eletroquímica
◦ Eletroquímica é o estudo das reações nas quais ocorre conversão de energia química em energia elétrica e
vice-versa.

17. Cap.07 Eletroquímica
◦ Pilhas
Nomenclatura dos Eletrodos Esquema e Representação Reação Global da Pilha
Medindo a ddp de uma pilha
AGORA É COM VOCÊ
Pág.286 _ Questão 4
Pág.297 à 303 _ Questões 2, 3, 4 e 14

18. Cap.07 Eletroquímica
◦ Eletrolise
Eletrólise Ígnea (composto líquido/fundido) Eletrólise aquosa (composto aquoso)
Polo negativo - Cátodo - Redução
Metais: MX+(aq) + X e- → M0(s) (Exceto: Hg(ℓ))
Ácidos: 2 H+(aq) + 2 e- → H2(g)
Água: 2 H2O(ℓ) + 2 e- → H2(g) + 2 OH-(aq)
Polo positivo - Ânodo - Oxidação
Halogênios: 2 X-(aq) → X2 + 2 e- (X2 = F2(g), Cℓ2(g), I2(s), Br2(ℓ))
Bases: 2 OH-(aq) → H2O(ℓ) + 1/2 O2(g) + 2 e-
Água: H2O(ℓ) → 1/2 O2(g) + 2H+(aq) + 2 e-

19. Cap.07 Eletroquímica
◦ Eletrolise
Eletrólise Quantitativa
AGORA É COM VOCÊ
Pág.293 _ Questões 2 e 3
Pág.297 à 303 _ Questões 11 e 13

20. Cap.08 Gases
◦ Transformações gasosas
I. Volume: O volume de qualquer substância é o
espaço ocupado por esta substância.
II. Temperatura
É a medida do grau de agitação térmica das partículas
que constituem uma substância.
III. Pressão
A pressão é definida como força por unidade de área.
AGORA É COM VOCÊ
Pág.316 _ Questões 1 à 3
Pág.334 à 340 _ Questões 2, 3, 4 , 8 e 9

21. Cap.08 Gases
◦ Equação de Clapeyron
P · V = n ·R · T
AGORA É COM VOCÊ
Pág.320 _ Questão12
Pág.334 à 340 _ Questões 11 à 13

22. Cap.08 Gases
◦ Efusão e Difusão Gasosa
Difusão gasosa – é a forma na qual, os gases atravessam uma parede porosa, e nesse mesmo processo se misturam de maneira uniforme
com outros gases.
Porém, a efusão gasosa é conceituada como uma forma em que um gás escapa de um recipiente, por meio de um pequeno furo, para o
vácuo.
Thomas Graham foi um químico britânico, que estudou a efusão gasosa, ele criou a lei que o explica.
“As velocidades de efusão dos gases são inversamente proporcionais às raízes quadradas de suas massas específicas, quando submetidos
à mesma pressão e temperatura.”
AGORA É COM VOCÊ
Pág.326 _ Questão 3