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10 Exercícios sobre Leis Ponderais, Propriedades das Matérias e Estequiometria do ENEM

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10 Exercícios sobre Leis Ponderais, Propriedades das Matérias e Estequiometria do ENEM

Este artigo explora os conceitos das leis ponderais (Lei de Lavoisier e Lei de Proust) e sua relação com as propriedades da matéria. Apresentamos definições simples e avançadas, seguidas de 10 questões atuais do ENEM sobre o tema, com gabarito e comentários explicativos.

OBS.: A resolução com o gabarito está após as questões.

exercícios sobre leis ponderais
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1. O que são leis ponderais?

As leis ponderais estudam as relações entre as massas de reagentes e produtos em reações químicas. O entendimento dessas leis é essencial para a química básica, química geral e química analítica, especialmente em aulas de química básica e preparatórios para o ENEM.

Leis Ponderais da Química:

2. Lei de Lavoisier (lei da conservação das massas)

Formulada por Antoine Lavoisier em 1789, a lei da conservação das massas estabelece que, em um sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos. Essa lei está vinculada à noção de propriedades da matéria que permanecem constantes em transformações químicas.

3. Lei de Proust (leis das proporções constantes)

Estabelece que uma substância pura é formada sempre pelas mesmas proporções em massa de seus elementos, independente das condições de preparação.

Saiba mais sobre: Propriedades da matéria.

4. Por que estudar leis ponderais na química geral?

  • Garantem o balanceamento de equações
  • São base para química analítica, para cálculo de rendimento
  • Fundamentam conceitos como estequiometria, transformações químicas
  • Relevantes em química para o ENEM e questões de química enem

Exercícios sobre Leis Ponderais/Estequiometria – ENEM (2018–2021)

Questão 1 – ENEM 2020 (Combustão de carvão antracito)

O carvão é um combustível que tem várias substâncias em sua composição. Em razão disso, quando é representada sua queima com o oxigênio (massa molar 16 g mol⁻¹), simplifica-se elaborando apenas a combustão completa do carbono (massa molar 12 g mol⁻¹). De acordo com o conteúdo médio de carbono fixo, o carvão é classificado em vários tipos, com destaque para o antracito, que apresenta, em média, 90% de carbono. Esse elevado conteúdo favorece energeticamente a combustão, no entanto, libera maior quantidade de gás que provoca efeito estufa.

Supondo a queima completa de 100 g de carvão antracito, a massa de gás liberada na atmosfera é, em grama, mais próxima de
a) 90,0
b) 210,0
c) 233,3
d) 330,0
e) 366,7

Questão 2 – ENEM 2018 (Recuperação de prata)

Objetos de prata sofrem escurecimento devido à sua reação com enxofre. Estes materiais recuperam seu brilho característico quando envoltos por papel alumínio e mergulhados em um recipiente contendo água quente e sal de cozinha.

A reação não balanceada que ocorre é: Ag2S (s) + Al(s) → AL2S3 (s) + Ag (s)

Dados da massa molar dos elementos (g mol-1): Ag = 108; S = 32.
UCKO, D. A. Química para as ciências da saúde: uma introdução à química geral, orgânica e biológica. São Paulo: Manole, 1995 (adaptado).

Utilizando o processo descrito, a massa de prata metálica que será regenerada na superfície de um objeto que contém 2,48 g de Ag2S é

a) 0,54 g
b) 1,08 g
c) 1,91 g
d) 2,16 g
e) 3,82 g

Questão 3 – ENEM 2016 (Rendimento de metanol)

A minimização do tempo e custo de uma reação química, bem como o aumento na sua taxa de conversão, caracterizam a eficiência de um processo químico. Como consequência, produtos podem chegar ao consumidor mais baratos.  Um dos parâmetros que mede a eficiência de uma reação química é o seu rendimento molar (R, em %) definido como

em que n corresponde ao número de mols. O metanol pode ser obtido pela reação entre brometo de metila e hidróxido de sódio, conforme a equação química:

As massas molares (em g/mol) desses elementos são: H = 1; C = 12; O = 16; Na = 23; Br = 80.O rendimento molar da reação, em que 32 g de metanol foram obtidos a partir de 142,5 g de brometo de metila e 80 g de hidróxido de sódio, é mais próximo de

a) 22%
b) 40%
c) 50%
d) 67%
e) 75%

Questão 4 – ENEM 2015 (Ouro de tolo e ácido sulfúrico)

Na busca por ouro, os garimpeiros se confundem facilmente entre o ouro verdadeiro e o chamado ouro de tolo, que tem em sua composição 90% de um minério chamado pirita (FeS2). Apesar do engano, a pirita não é descartada, pois é utilizada na produção do ácido sulfúrico, que ocorre com rendimento global de 90%, conforme as equações químicas apresentadas.

Considere as massas molares: FeS2 (120 g/mol), O2 (32 g/mol), Fe2O3 (160 g/mol), SO2 (64 g/mol), SO3 (80 g/mol), H2O (18 g/mol), H2SO4 (98 g/mol).

4 FeS₂ + 11 O₂ → 2 Fe₂O₃ + 8 SO₂

2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

a) 0,33 kg
b) 0,41 kg
c) 2,6 kg
d) 2,9 kg
e) 3,3 kg

Questão 5 – ENEM 2014 (Gesso por dessulfurização)

Grandes fontes de emissão do gás dióxido de enxofre são as indústrias de extração de cobre e níquel, em decorrência da oxidação dos minérios sulfurados. Para evitar a liberação desses óxidos na atmosfera e a consequente formação da chuva ácida, o gás pode ser lavado, em um processo conhecido como dessulfurização, conforme mostrado na equação (1).

CaCO₃(s) +S O₂(g) → CaSO₃(s) + CO₂(g) (1)

Por sua vez, o sulfito de cálcio formado pode ser oxidado, com o auxílio do ar atmosférico, para a obtenção do sulfato de cálcio, como mostrado na equação (2). Essa etapa é de grande interesse porque o produto da reação, popularmente conhecido como gesso, é utilizado para fins agrícolas.

2 CaSO₃(s) + O₂(g) → 2 CaSO₄(s) (2)

As massas molares dos elementos carbono, oxigênio, enxofre e cálcio são iguais a 12 g/mol, 16 g/mol, 32 g/mol e 40 g/mol, respectivamente.

BAIRD, C. Química ambiental. Porto Alegre: Bookman, 2002 (adaptado).

Considerando um rendimento de 90% no processo, a massa de gesso obtida, em gramas, por mol de gás retido e mais próxima de

a) 64 g
b) 108 g
c) 122 g
d) 136 g
e) 245 g

Questão 6 – ENEM 2017 (Fotossíntese)

As plantas realizam fotossíntese pela captura do gás carbônico atmosférico e, juntamente com a água e a luz solar, produzem os carboidratos. No esquema está apresentada a equação desse processo, em que as letras x e y representam os coeficientes estequiométricos da reação.

Quais são os valores dos coeficientes x e y da equação balanceada de produção do carboidrato e oxigênio?

a) x=7n, y=20n
b) x=10n, y=8n
c) x=10n, y=14n
d) x=12n, y=10n
e) x=14n, y=6n

Questão 7 – ENEM 2016 (KMnO₄ e etileno)

Climatério é o nome de um estágio no processo de amadurecimento de determinados frutos, caracterizado pelo aumento do nível da respiração celular e do gás etileno (C₂H₄). Como consequência, há o escurecimento do fruto, o que representa a perda de muitas toneladas de alimentos a cada ano.

É possível prolongar a vida de um fruto climatérico pela eliminação do etileno produzido. Na indústria, utiliza-se o permanganato de potássio (KMnO₄) para oxidar o etileno a etilenoglicol (HOCH₂CH₂OH), sendo o processo representado de forma simplificada na equação:

2 KMnO₄ + 3 C₂H₄ + 4 H₂O → 2 MnO₂ + 3 HOCH₂CH₂OH + 2 KOH

O processo de amadurecimento começa quando a concentração de etileno no ar está em cerca de 1,0 mg de C₂H₄ por kg de ar.

As massas molares dos elementos H, C, O, K e Mn são, respectivamente, iguais a 1 g/mol, 12g/mol, 16g/mol, 39 g/mol e 55 g/mol.

A fim de diminuir essas perdas, sem desperdício de reagentes, a massa mínima de KMnO₄ por kg de ar é mais próxima de

a) 0,7 mg
b) 1,0 mg
c) 3,8 mg
d) 5,6 mg
e) 8,5 mg

Questão 8 – ENEM 2021 (Octano e emissão de CO₂)

A combustão completa de combustíveis fósseis produz água e dióxido de carbono (CO2,massa molar 44 g mol−1). A União Europeia estabeleceu, desde 2012, limite de emissão veicular de 130 g de CO2 por quilômetro rodado (valor aplicável a uma média de veículos deum mesmo fabricante), tendo como penalidade multa, caso o fabricante ultrapasse a meta.

A gasolina é uma mistura de hidrocarbonetos com cerca de oito carbonos em sua composição, incluindo isômeros do octano (C8H18). Considere que em uma cidade o consumo médio diário dos carros de um fabricante seja de 10 km L−1 de gasolina, formada apenas por octano (massa molar 114 g mol−1) e que sua densidade seja 0,70 kg L−1 .

A diferença de emissão de CO2 dos carros desse fabricante em relação ao limite estabelecido na União Europeia é

a) 80% menor
b) 60% menor
c) 46% menor
d) 108% maior
e) 66% maior

Questão 9 – ENEM 2020 (Etanol vs elétrico)

O crescimento da frota de veículos em circulação no mundo tem levado à busca e desenvolvimento de tecnologias que permitam minimizar emissões de poluentes atmosféricos. O uso de veículos elétricos é uma das propostas mais propagandeadas por serem de emissão zero. Podemos comparar a emissão de carbono na forma de CO2 (massa molar igual a 44 g mol–1) para os dois tipos de carros (a combustão e elétrico).

Considere que os veículos tradicionais a combustão, movidos a etanol (massa molar igual a 46 g mol–1), emitem uma média de 2,6 mol de CO2 por quilômetro rodado, e os elétricos emitem o equivalente a 0,45 mol de CO2 por quilômetro rodado (considerando as emissões na geração e transmissão da eletricidade). A reação  e combustão do etanol pode ser representada pela equação química:

C2H5OH (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (g)

Foram analisadas as emissões de CO2 envolvidas em dois veículos, um movido a etanol e outro elétrico, em um mesmo trajeto de 1 000 km.

CHIARADIA, C. A. Estudo da viabilidade da implantação de frotas de veículos elétricos e híbridos elétricos no atual cenário econômico, político, energético e ambiental brasileiro. Guaratinguetá: Unesp, 2015 (adaptado)

A quantidade equivalente de etanol economizada, em quilograma, com o uso do veículo elétrico nesse trajeto, é mais próxima de

a) 50 kg
b) 60 kg
c) 95 kg
d) 99 kg
e) 120 kg

Questão 10 – ENEM 2019 (Transformação do PET)

O polímero PET (tereftalato de polietileno), material presente em diversas embalagens descartáveis, pode levar centenas de anos para ser degradado e seu processo de reciclagem requer um grande aporte energético. Nesse contexto, uma técnica que visa baratear o processo foi implementada recentemente.

Trata-se do aquecimento de uma mistura de plásticos em um reator, a 700 °C e 34 atm, que promove a quebra das ligações químicas entre átomos de hidrogênio e carbono na cadeia do polímero, produzindo gás hidrogênio e compostos de carbono que podem ser transformados em microesferas para serem usadas em tintas, lubrificantes, pneus, dentre outros produtos.

Considerando o processo de reciclagem do PET, para tratar 1 000 g desse polímero, com rendimento de 100%, o volume de gás hidrogênio liberado, nas condições apresentadas, encontra-se no intervalo entre Dados: Constante dos gases R = 0,082 L atm/mol K; Massa molar do monômero do PET = 192 g/mol; Equação de estado dos gases ideais: PV = nRT

a) 0–20 L
b) 20–40 L
c) 40–60 L
d) 60–80 L
e) 80–100 L

Gabarito Comentado:

Questão 1:

Para resolver essa questão, vamos seguir os passos de uma análise estequiométrica:

1. Identificar a reação química:

A questão informa que a queima do carvão é simplificada para a combustão completa do carbono (C) com oxigênio (O₂), resultando em gás carbônico (CO₂).

C(s) + O₂(g) → CO₂(g)

2. Calcular a massa de carbono no carvão antracito:

Sabemos que o carvão antracito possui, em média, 90% de carbono. Se temos 100 g de carvão antracito, a massa de carbono é:

Massa de C = 90% de 100 g = 0,90 × 100 g = 90 g

3. Determinar as massas molares dos envolvidos:

  • Massa molar do Carbono (C) = 12 g/mol (dado na questão)
  • Massa molar do Oxigênio (O) = 16 g/mol (dado na questão)
  • Massa molar do Gás Carbônico (CO₂) = 12 g/mol (C) + 2 × 16 g/mol (O) = 12 + 32 = 44 g/mol

4. Realizar a estequiometria para encontrar a massa de CO₂ liberada:

Pela equação balanceada, 1 mol de C (12 g) reage para produzir 1 mol de CO₂ (44 g). Usaremos uma regra de três simples:

12 g de C — 44 g de CO₂ 90 g de C — X g de CO₂

Para encontrar X, fazemos a multiplicação cruzada:

X = (90 g C × 44 g CO₂) / 12 g C X = 3960 / 12 X = 330 g de CO₂

Portanto, a massa de gás carbônico liberada na atmosfera é de 330 g.

Gabarito: d) 330,0

Questão 2:

Para resolver essa questão, vamos balancear a equação química e usar os dados de massa molar para determinar a quantidade de prata regenerada.

1. Balanceamento da Equação Química

A equação não balanceada é: Ag₂S (s) + Al (s) → Al₂S₃ (s) + Ag (s)

Vamos balancear a equação passo a passo:

  • Enxofre (S): Temos 1 átomo de S no Ag₂S e 3 átomos de S no Al₂S₃. Para balancear, colocamos um coeficiente 3 na frente do Ag₂S. 3 Ag₂S (s) + Al (s) → Al₂S₃ (s) + Ag (s)
  • Alumínio (Al): Agora temos 2 átomos de Al no Al₂S₃. Para balancear, colocamos um coeficiente 2 na frente do Al. 3 Ag₂S (s) + 2 Al (s) → Al₂S₃ (s) + Ag (s)
  • Prata (Ag): Com o coeficiente 3 no Ag₂S, temos 3 × 2 = 6 átomos de Ag no lado esquerdo. Para balancear, colocamos um coeficiente 6 na frente do Ag. 3 Ag₂S (s) + 2 Al (s) → Al₂S₃ (s) + 6 Ag (s)

A equação agora está balanceada.

2. Cálculo das Massas Molares

  • Ag₂S:
    • Ag = 108 g/mol
    • S = 32 g/mol
    • Massa molar de Ag₂S = (2 × 108) + 32 = 216 + 32 = 248 g/mol
  • Ag:
    • Massa molar de Ag = 108 g/mol

3. Estequiometria para Regeneração da Prata

De acordo com a equação balanceada, 3 mols de Ag₂S produzem 6 mols de Ag. Vamos converter isso para massa:

  • Massa de 3 mols de Ag₂S: 3 mols × 248 g/mol = 744 g
  • Massa de 6 mols de Ag: 6 mols × 108 g/mol = 648 g

Agora, podemos usar uma regra de três para descobrir a massa de prata regenerada a partir de 2,48 g de Ag₂S:

744 g de Ag₂S —— 648 g de Ag 2,48 g de Ag₂S —– X g de Ag

X = (2,48 g × 648 g) / 744 g X = 1607,52 / 744 X = 2,16 g

Portanto, a massa de prata metálica que será regenerada é de 2,16 g.

Gabarito: d) 2,16 g

Questão 3:

Cálculo do Rendimento Molar da Reação

Para determinar o rendimento molar da reação, precisamos primeiro identificar o reagente limitante, pois é ele que dita a quantidade máxima de produto que pode ser formada.

A reação química fornecida é: CH₃Br(l) + NaOH(aq) → CH₃OH(aq) + NaBr(aq)

1. Calcular as Massas Molares dos Reagentes e Produtos Relevantes

  • CH₃Br (Brometo de metila):
    • C = 12 g/mol
    • H = 1 g/mol × 3 = 3 g/mol
    • Br = 80 g/mol
    • Massa Molar (CH₃Br) = 12 + 3 + 80 = 95 g/mol
  • NaOH (Hidróxido de sódio):
    • Na = 23 g/mol
    • O = 16 g/mol
    • H = 1 g/mol
    • Massa Molar (NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40 g/mol
  • CH₃OH (Metanol):
    • C = 12 g/mol
    • H = 1 g/mol × 3 = 3 g/mol
    • O = 16 g/mol
    • H = 1 g/mol
    • Massa Molar (CH₃OH) = 12 + 3 + 16 + 1 = 32 g/mol

2. Calcular o Número de Mols de Cada Reagente

  • Número de mols de CH₃Br:
    • Massa de CH₃Br = 142,5 g
    • n(CH₃Br) = Massa / Massa Molar = 142,5 g / 95 g/mol = 1,5 mol
  • Número de mols de NaOH:
    • Massa de NaOH = 80 g
    • n(NaOH) = Massa / Massa Molar = 80 g / 40 g/mol = 2,0 mol

3. Identificar o Reagente Limitante

A proporção estequiométrica da reação é 1:1 entre CH₃Br e NaOH.

  • Se 1,5 mol de CH₃Br reage, ele precisaria de 1,5 mol de NaOH. Temos 2,0 mol de NaOH, que é mais do que suficiente.
  • Se 2,0 mol de NaOH reage, ele precisaria de 2,0 mol de CH₃Br. Não temos 2,0 mol de CH₃Br, temos apenas 1,5 mol.

Portanto, o brometo de metila (CH₃Br) é o reagente limitante.

4. Calcular o Número de Mols de Metanol Produzido (Teórico)

Pela estequiometria da reação, 1 mol de CH₃Br produz 1 mol de CH₃OH. Como temos 1,5 mol de CH₃Br (o reagente limitante), a quantidade máxima teórica de metanol que pode ser formada é 1,5 mol de CH₃OH.

5. Calcular o Rendimento Molar da Reação

A fórmula para o rendimento molar é: R = (n de produto obtido (experimental) / n de produto teórico) × 100%

  • Número de mols de metanol obtido (experimental):
    • Massa de CH₃OH obtida = 32 g
    • n(CH₃OH) experimental = Massa / Massa Molar = 32 g / 32 g/mol = 1,0 mol
  • Rendimento Molar (R):
    • R = (1,0 mol / 1,5 mol) × 100%
    • R = 0,666… × 100%
    • R ≈ 66,7%

O rendimento molar mais próximo é 67%.

Questão 4:

Para determinar a massa de ácido sulfúrico (H₂SO₄) produzida, precisamos seguir os passos da estequiometria, considerando a porcentagem de pirita no minério e o rendimento da reação.

1. Reação Global Balanceada

Vamos balancear e somar as equações fornecidas para obter a reação global:

  • Primeira reação: 4 FeS₂ + 11 O₂ → 2 Fe₂O₃ + 8 SO₂
  • Segunda reação (multiplicada por 4 para igualar o SO₂): 8 SO₂ + 4 O₂ → 8 SO₃
  • Terceira reação (multiplicada por 8 para igualar o SO₃): 8 SO₃ + 8 H₂O → 8 H₂SO₄

Somando essas equações (e cancelando os intermediários SO₂ e SO₃), obtemos a reação global: 4 FeS₂ + 15 O₂ + 8 H₂O → 2 Fe₂O₃ + 8 H₂SO₄

A partir dessa equação global, a relação estequiométrica entre pirita e ácido sulfúrico é: 4 mols de FeS₂ produzem 8 mols de H₂SO₄, o que simplifica para 1 mol de FeS₂ produz 2 mols de H₂SO₄.

2. Massa de Pirita (FeS₂) no “Ouro de Tolo”

A questão assume uma massa inicial de 2 kg (2000 g) de “ouro de tolo”. Como 90% do “ouro de tolo” é pirita (FeS₂): Massa de FeS₂ = 90% de 2000 g = 0,90 × 2000 g = 1800 g

3. Mols de Pirita (FeS₂)

Usando a massa molar do FeS₂ (120 g/mol): Mols de FeS₂ = 1800 g / 120 g/mol = 15 mols de FeS₂

4. Mols Teóricos de H₂SO₄ Produzidos

Com base na estequiometria 1:2 (1 mol de FeS₂ para 2 mols de H₂SO₄): Mols teóricos de H₂SO₄ = 15 mols de FeS₂ × 2 = 30 mols de H₂SO₄

5. Massa Teórica de H₂SO₄ Produzida

Usando a massa molar do H₂SO₄ (98 g/mol): Massa teórica de H₂SO₄ = 30 mols × 98 g/mol = 2940 g = 2,94 kg de H₂SO₄

6. Massa Real de H₂SO₄ Considerando o Rendimento

O rendimento global da reação é de 90%. Para encontrar a massa real produzida: Massa real de H₂SO₄ = Massa teórica × Rendimento Massa real de H₂SO₄ = 2,94 kg × 0,90 = 2,646 kg de H₂SO₄

Este valor é mais próximo de 2,6 kg.

Gabarito: c) 2,6 kg

Questão 5:

Produção de Gesso a partir da Dessulfurização

Para calcular a massa de gesso (CaSO₄) obtida por mol de dióxido de enxofre (SO₂) retido, considerando o rendimento do processo, vamos seguir os passos estequiométricos.

1. Massas Molares dos Compostos Relevantes

Primeiro, vamos calcular as massas molares dos compostos que usaremos:

  • SO₂ (Dióxido de Enxofre):
    • S = 32 g/mol
    • O = 16 g/mol × 2 = 32 g/mol
    • Massa Molar (SO₂) = 32 + 32 = 64 g/mol
  • CaSO₄ (Sulfato de Cálcio – Gesso):
    • Ca = 40 g/mol
    • S = 32 g/mol
    • O = 16 g/mol × 4 = 64 g/mol
    • Massa Molar (CaSO₄) = 40 + 32 + 64 = 136 g/mol

2. Relação Estequiométrica entre SO₂ e CaSO₄

Vamos analisar as duas equações fornecidas para encontrar a relação entre o gás retido (SO₂) e o gesso produzido (CaSO₄):

Equação 1: CaCO₃(s) + SO₂(g) → CaSO₃(s) + CO₂(g)

  • Nessa etapa, 1 mol de SO₂ reage para formar 1 mol de CaSO₃.

Equação 2: 2 CaSO₃(s) + O₂(g) → 2 CaSO₄(s)

  • Nessa etapa, 2 mols de CaSO₃ reagem para formar 2 mols de CaSO₄. Isso significa que 1 mol de CaSO₃ forma 1 mol de CaSO₄.

Combinando as duas etapas, vemos que: 1 mol de SO₂ → 1 mol de CaSO₃ → 1 mol de CaSO₄

Portanto, a relação estequiométrica direta é: 1 mol de SO₂ produz 1 mol de CaSO₄.

3. Massa Teórica de Gesso Produzida

A questão pergunta a massa de gesso obtida por mol de gás retido. Se 1 mol de SO₂ é retido, teoricamente (com 100% de rendimento), 1 mol de CaSO₄ é produzido.

  • Massa teórica de CaSO₄ = 1 mol × 136 g/mol = 136 g

4. Massa Real de Gesso Considerando o Rendimento

O processo tem um rendimento de 90%.

  • Massa real de CaSO₄ = Massa teórica × Rendimento
  • Massa real de CaSO₄ = 136 g × 0,90
  • Massa real de CaSO₄ = 122,4 g

Este valor é mais próximo de 122 g.

Gabarito: c) 122 g

Questão 6:

A equação fornecida é: x CO₂(g) + y H₂O(l) Luz​ Carboidrato + 12n O₂(g)

Vamos testar a alternativa d) x=12n, y=10n na equação e deduzir a fórmula do carboidrato para verificar o balanceamento.

Substituindo x = 12n e y = 10n:

12n CO₂(g) + 10n H₂O(l) Luz​ Carboidrato + 12n O₂(g)

Agora, vamos balancear os átomos para encontrar a fórmula do “Carboidrato”:

  1. Balanceamento do Carbono (C):
    • Lado esquerdo: 12n (de 12n CO₂)
    • Portanto, o “Carboidrato” deve ter 12n átomos de carbono.
  2. Balanceamento do Hidrogênio (H):
    • Lado esquerdo: 2y = 2 × 10n = 20n átomos (de 10n H₂O).
    • Portanto, o “Carboidrato” deve ter 20n átomos de hidrogênio.
  3. Balanceamento do Oxigênio (O):
    • Lado esquerdo: (2x) (de 12n CO₂) + (y) (de 10n H₂O) = (2 × 12n) + 10n = 24n + 10n = 34n átomos de oxigênio.
    • Lado direito (parte do O₂ já conhecida): 12n O₂ = 12n × 2 = 24n átomos de oxigênio.
    • Oxigênio no “Carboidrato” = Total de O no lado esquerdo – O no O₂ no lado direito
    • Oxigênio no “Carboidrato” = 34n – 24n = 10n átomos de oxigênio.

Portanto, se os coeficientes são x=12n e y=10n, a fórmula do “Carboidrato” seria C₁₂n H₂₀n O₁₀n.

Conclusão: A alternativa d) x=12n e y=10n balanceia corretamente a equação química, resultando em um carboidrato cuja fórmula se encaixa no balanceamento.

Gabarito: d) x=12n, y=10n

Questão 7:

Para determinar a massa de KMnO₄ necessária, usamos a estequiometria da reação e a concentração de etileno.

1. Reação Balanceada e Massas Molares: A reação é: 2 KMnO₄ + 3 C₂H₄ + 4 H₂O → 2 MnO₂ + 3 HOCH₂CH₂OH + 2 KOH

  • Massa molar do C₂H₄: 2 × 12 + 4 × 1 = 28 g/mol
  • Massa molar do KMnO₄: 39 + 55 + 4 × 16 = 158 g/mol

2. Relação Estequiométrica em Massa: Pela equação, 2 mols de KMnO₄ reagem com 3 mols de C₂H₄.

  • Massa de KMnO₄: 2 mols × 158 g/mol = 316 g
  • Massa de C₂H₄: 3 mols × 28 g/mol = 84 g

Isso significa que 316 g de KMnO₄ reagem com 84 g de C₂H₄.

3. Cálculo para 1,0 mg de C₂H₄: Para cada kg de ar, a concentração de etileno é de 1,0 mg (ou 1,0 × 10⁻³ g). Usamos uma regra de três:

316 g de KMnO₄ — 84 g de C₂H₄ X mg de KMnO₄ — 1,0 mg de C₂H₄

X = (316 g × 1,0 mg) / 84 g X = (316 × 1,0 × 10⁻³ g) / 84 g (Convertendo mg para g para a proporção, ou fazendo a conta e convertendo no final) X = 3,7619 × 10⁻³ g

Convertendo para miligramas: X = 3,7619 mg

A massa mínima de KMnO₄ por kg de ar é, portanto, mais próxima de 3,8 mg.

Gabarito Correto: c) 3,8 mg

Questão 8:

Para determinar a diferença de emissão de CO₂ dos carros desse fabricante em relação ao limite da União Europeia, seguiremos os seguintes passos:

1. Escrever e balancear a equação de combustão completa do octano (C₈H₁₈):

2 C₈H₁₈(l) + 25 O₂(g) → 16 CO₂(g) + 18 H₂O(g)

2. Calcular a massa de CO₂ emitida por litro de gasolina:

  • Densidade da gasolina: 0,70 kg/L = 700 g/L (Já que 1 kg = 1000 g).
  • Isso significa que 1 litro de gasolina (octano) tem 700 g de C₈H₁₈.
  • Moles de C₈H₁₈ em 1 litro:
    • Massa molar do C₈H₁₈ = 114 g/mol
    • Mols de C₈H₁₈ = Massa / Massa Molar = 700 g / 114 g/mol ≈ 6,1404 mol
  • Moles de CO₂ produzidos:
    • Pela equação balanceada: 2 mols de C₈H₁₈ produzem 16 mols de CO₂ (ou 1 mol de C₈H₁₈ produz 8 mols de CO₂).
    • Mols de CO₂ = 6,1404 mol C₈H₁₈ × (16 mol CO₂ / 2 mol C₈H₁₈) = 6,1404 mol × 8 = 49,1232 mol de CO₂
  • Massa de CO₂ produzida por litro de gasolina:
    • Massa molar do CO₂ = 44 g/mol
    • Massa de CO₂ = Mols de CO₂ × Massa Molar do CO₂ = 49,1232 mol × 44 g/mol ≈ 2161,42 g de CO₂/L

3. Calcular a emissão de CO₂ por quilômetro rodado:

  • O consumo médio é de 10 km/L. Isso significa que, para cada 10 km rodados, 1 litro de gasolina é consumido e, consequentemente, 2161,42 g de CO₂ são emitidos.
  • Emissão de CO₂ por quilômetro = Massa de CO₂ por litro / Quilômetros por litro
  • Emissão de CO₂ por km = 2161,42 g / 10 km = 216,142 g de CO₂/km

4. Comparar a emissão com o limite da União Europeia:

  • Emissão calculada = 216,142 g de CO₂/km
  • Limite da União Europeia = 130 g de CO₂/km
  • Diferença percentual:
    • Diferença = Emissão calculada – Limite = 216,142 g/km – 130 g/km = 86,142 g/km
    • Percentual = (Diferença / Limite) × 100%
    • Percentual = (86,142 / 130) × 100% ≈ 0,6626 × 100% ≈ 66,26%

Como a emissão calculada é maior que o limite, a diferença é de 66% maior.

Gabarito: e) 66% maior

Questão 9:

Para calcular a quantidade equivalente de etanol economizada, seguiremos os passos:

1. Calcular a emissão total de CO₂ de cada tipo de veículo no trajeto de 1 000 km:

  • Veículo a etanol:
    • Emissão = 2,6 mol de CO₂/km
    • Emissão total = 2,6 mol/km × 1 000 km = 2 600 mol de CO₂
  • Veículo elétrico:
    • Emissão = 0,45 mol de CO₂/km
    • Emissão total = 0,45 mol/km × 1 000 km = 450 mol de CO₂

2. Calcular a diferença de emissão de CO₂ (CO₂ evitado):

  • Diferença = Emissão total (etanol) – Emissão total (elétrico)
  • Diferença = 2 600 mol – 450 mol = 2 150 mol de CO₂

Essa é a quantidade de CO₂ que seria evitada com o uso do veículo elétrico.

3. Determinar a massa de etanol que produziria essa quantidade de CO₂ evitado:

A reação de combustão do etanol é: C₂H₅OH (l) + 3 O₂ (g) → 2 CO₂ (g) + 3 H₂O (g)

Pela estequiometria da reação, 1 mol de etanol (C₂H₅OH) produz 2 mols de CO₂.

  • Moles de etanol equivalentes ao CO₂ evitado:
    • Mols de etanol = 2 150 mol de CO₂ × (1 mol de C₂H₅OH / 2 mol de CO₂)
    • Mols de etanol = 1 075 mol de C₂H₅OH
  • Massa de etanol:
    • Massa molar do etanol (C₂H₅OH) = (2 × 12 g/mol) + (6 × 1 g/mol) + (1 × 16 g/mol) = 24 + 6 + 16 = 46 g/mol
    • Massa de etanol = 1 075 mol × 46 g/mol = 49 450 g
  • Converter para quilogramas:
    • Massa de etanol = 49 450 g / 1 000 g/kg = 49,45 kg

A quantidade equivalente de etanol economizada é mais próxima de 50 kg.

Gabarito: a) 50 kg

Questão 10:

Para calcular o volume de gás hidrogênio liberado, devemos seguir os seguintes passos:

1. Determinar o número de átomos de hidrogênio por unidade monomérica de PET: Observando a estrutura do monômero de PET (tereftalato de polietileno):

  • O anel aromático (benzeno) possui 4 átomos de hidrogênio.
  • A parte de etileno (-CH₂-CH₂-) possui 4 átomos de hidrogênio (2 em cada CH₂).
  • Total de átomos de hidrogênio por monômero = 4 + 4 = 8 átomos de H.

2. Calcular o número de mols de monômero de PET em 1 000 g:

  • Massa molar do monômero do PET = 192 g/mol
  • Mols de monômero de PET = Massa / Massa Molar = 1 000 g / 192 g/mol ≈ 5,2083 mol

3. Calcular o número total de mols de átomos de hidrogênio:

  • Cada mol de monômero de PET contém 8 mols de átomos de H.
  • Total de mols de H = 5,2083 mol de monômero × 8 mol H/mol monômero ≈ 41,6664 mol de H

4. Calcular o número de mols de gás hidrogênio (H₂) liberado:

  • O gás hidrogênio é formado por H₂. Assim, cada 2 átomos de H formam 1 molécula de H₂.
  • Mols de H₂ = Total de mols de H / 2 = 41,6664 mol / 2 ≈ 20,8332 mol de H₂

5. Calcular o volume de gás hidrogênio usando a Equação de Estado dos Gases Ideais (PV = nRT):

  • P = 34 atm
  • n = 20,8332 mol
  • R = 0,082 L atm/mol K
  • T = 700 °C + 273,15 = 973,15 K

Rearranjando a fórmula para V: V = nRT / P V = (20,8332 mol × 0,082 L atm/mol K × 973,15 K) / 34 atm V = 1662,68 / 34 V ≈ 48,90 L

6. Comparar o volume calculado com os intervalos das alternativas: O volume de 48,90 L encontra-se no intervalo c) 40–60 L.

Gabarito Correto: c) 40-60L

Conclusão

Estudar estequiometria, leis ponderais e as propriedades da matéria é essencial para entender como ocorrem as reações químicas e como a massa das substâncias se conserva ou se relaciona em proporções fixas. Esses conteúdos são a base da química geral e aparecem com frequência nas provas do ENEM, muitas vezes exigindo interpretação de situações do cotidiano, gráficos e cálculos simples.

Além disso, dominar esses temas ajuda a desenvolver o raciocínio lógico e a resolução de problemas — habilidades fundamentais não só para o ENEM, mas para qualquer área das ciências exatas. Por isso, incluir exercícios sobre leis ponderais e prática constante no seu estudo é uma estratégia inteligente e eficaz.