Química · Ensino Médio e pré-vestibular
A receita da química: quanto entra, quanto sai.
Quanto remédio cabe num comprimido, quanta cal sai de uma tonelada de calcário, quanto CO₂ sai do escapamento, quanto gás enche um airbag. Toda pergunta “quanto?” sobre uma reação se responde do mesmo jeito: contando partículas em mols e seguindo a proporção da equação balanceada. Esta página mostra como.
CO₂ emitido por combustíveis fósseis no mundo · desde que a página abriu
toneladas
mols
moléculas
São cerca de 37 bilhões de toneladas por ano, ou 1 185 t por segundo. Para passar de toneladas para mols, divide-se pela massa molar do CO₂ (44 g/mol); para chegar às moléculas, multiplica-se por 6,02 × 10²³. Isso é estequiometria.
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Como usar esta página
Primeiro, a linguagem das quantidades: mol, massa molar, fórmulas e equações balanceadas. Depois, o cálculo propriamente dito, e então as complicações do mundo real: reagente em excesso, amostra impura e rendimento menor que 100%. Os laboratórios são interativos; os exemplos resolvidos abrem um passo de cada vez. Tente o próximo passo antes de clicar.
Parte I · Quantidades
Massa atômica e molar, constante de Avogadro, volume molar, composição, fórmula mínima, Lavoisier e equações balanceadas.
Parte II · O cálculo
Mol × mol, massa × massa, massa × mol, volume, partículas, gases fora das condições padrão.
Parte III · O mundo real
Reagente limitante, amostras impuras, perdas, economia atômica, reações em etapas e o problema completo.
Parte IV · Casos e treino
Estudos de caso, 25 questões reais da FUVEST e da Unicamp, treino sem fim, simulado, slides e lista.
Parte 1 · Mol e massa molar Quantidades
Átomos são pequenos demais para serem contados um a um. A química resolve isso como a padaria resolve os pães: contando em pacotes. O pacote da química se chama mol e tem 6,02 × 10²³ unidades — a constante de Avogadro.
A massa atômica de um elemento é dada em u (unidade de massa atômica, 1/12 da massa do carbono-12): H = 1 u, C = 12 u, O = 16 u. A massa molecular é a soma das massas dos átomos da fórmula: H₂O = 2 × 1 + 16 = 18 u. O truque do mol é este: 1 mol tem, em gramas, o mesmo número que a massa da partícula em u. Uma molécula de água tem 18 u; 1 mol de água tem 18 g. Esse valor em g/mol é a massa molar (M).
n = quantidade em mol; m = massa (g); M = massa molar (g/mol); N = número de partículas; NA = 6,02 × 10²³ mol⁻¹; Vm = volume molar dos gases (22,4 L/mol a 0 °C e 1 atm; 24,5 L/mol a 25 °C e 1 atm).
Laboratório 1 · o mapa do mol
O mol é o centro de tudo: da massa, do volume ou do número de partículas, sempre se passa pelo mol. Escolha uma substância, digite uma quantidade em qualquer unidade e veja as outras — com a conta de cada seta.
As três setas que resolvem quase tudo: massa ⇄ mol (÷ M ou × M), mol ⇄ partículas (× ou ÷ 6,02 × 10²³) e mol ⇄ volume de gás (× ou ÷ volume molar). Em todo problema, pergunte: “de onde parto e aonde quero chegar?” — e passe pelo mol.
Parte 2 · Fórmulas e composição Quantidades
A fórmula molecular diz quantos átomos de cada elemento há numa molécula. Com ela e a tabela periódica, calcula-se a massa molar e a composição centesimal — a porcentagem em massa de cada elemento. E o caminho inverso também existe: da análise de uma amostra desconhecida chega-se à fórmula.
Índices fora de parênteses multiplicam tudo o que está dentro: em Ca(OH)₂ há 2 O e 2 H. Em hidratos, como CuSO₄·5H₂O, a água do cristal entra na massa molar.
Laboratório 2 · calculadora de massa molar
Use números normais: Ca(OH)2, C6H12O6, CuSO4·5H2O ou CuSO4.5H2O, Al2(SO4)3. Maiúsculas e minúsculas importam (Co é cobalto; CO é monóxido de carbono).
A fórmula mínima (ou empírica) dá só a menor proporção inteira entre os átomos: a glicose, C₆H₁₂O₆, tem fórmula mínima CH₂O. Para descobrir a fórmula de uma substância nova, o laboratório mede a composição em massa e segue quatro passos:
Laboratório 3 · detetive da fórmula
Escolha um caso real ou digite sua própria análise. O quadro mostra cada passo.
Parte 3 · Lavoisier e balanceamento Quantidades
Em 1774, Antoine Lavoisier pesou reagentes e produtos em frascos fechados e viu que a massa total não muda. Numa reação, os átomos só trocam de parceiro: nenhum aparece, nenhum some. É a lei da conservação da massa. Pouco depois, Joseph Proust mostrou que cada substância tem composição fixa: a água tem sempre 1 g de hidrogênio para 8 g de oxigênio — a lei das proporções definidas.
Laboratório 4 · a balança de Lavoisier
Escolha o experimento e o recipiente, preveja o resultado e clique em “Reagir”.
Uma equação química só respeita Lavoisier se cada elemento tiver o mesmo número de átomos dos dois lados. Para isso, ajustam-se os coeficientes — os números na frente das fórmulas. Os índices nunca mudam: trocar H₂O por H₂O₂ trocaria água por água oxigenada. O método das tentativas segue uma ordem prática:
1 · Metais
Comece pelos metais e pelos elementos que aparecem uma só vez de cada lado.
2 · Ametais
Depois os outros ametais (S, N, P, Cl). Grupos como SO₄ podem ser tratados como bloco.
3 · Carbono e H
Em combustões, o C define o CO₂ e o H define a H₂O.
4 · Oxigênio
Por último, o O. Se der fração, tudo bem: multiplique a equação inteira no fim.
Laboratório 5 · a balança de átomos
Use os botões + e − (ou digite) para mudar os coeficientes. A tabela conta os átomos de cada lado e o desenho mostra as moléculas. Quando tudo fechar, a balança equilibra. Comece pelas fáceis — as últimas são desafio de vestibular.
Parte 4 · Cálculo estequiométrico O cálculo
Uma receita diz: 2 ovos para 1 xícara de farinha. Uma equação balanceada diz: 2 mol de H₂ para 1 mol de O₂, formando 2 mol de H₂O. Os coeficientes são a proporção em mol — e, para gases nas mesmas condições, também a proporção em volume. Esse é o coração da estequiometria (do grego stoicheion, elemento, e metron, medida).
A quantidade de cada participante, dividida pelo seu coeficiente, dá sempre o mesmo número. Em massa, a proporção é outra: multiplique cada coeficiente pela massa molar.
1
Sem ela, não há proporção. Confira os átomos antes de qualquer conta.
2
Copie os coeficientes das duas substâncias que interessam: o dado e o pedido.
3
Na linha da equação, troque mol pela unidade do problema: × M (massa), × Vm (volume), × NA (partículas).
4
Linha da equação em cima, linha do problema embaixo; cada coluna na mesma unidade.
O mapa do cálculo: grandeza dada de A → mols de A → (proporção da equação) → mols de B → grandeza pedida de B. A única ponte entre duas substâncias diferentes é a proporção em mol. Massa de A nunca vira massa de B diretamente sem passar por ela.
Escolha o tipo. Cada exemplo abre um passo por vez.
Laboratório 6 · calculadora estequiométrica
Vinte e três reações reais, de remédios a siderúrgicas. Informe o que você sabe e o que quer saber, em qualquer unidade: a calculadora mostra o caminho pelo mol, a regra de três e o balanço completo da reação — com a massa se conservando.
Eu sei
Quero saber
Massas atômicas usuais do Ensino Médio (Cl = 35,5; Cu = 63,5). Volume de gás: 22,4 L/mol (0 °C, 1 atm) ou 24,5 L/mol (25 °C, 1 atm). Substâncias que não são gases não têm a opção de litros.
Parte 5 · Volume dos gases O cálculo
Em 1811, Amedeo Avogadro propôs que volumes iguais de gases, nas mesmas temperatura e pressão, têm o mesmo número de moléculas. Consequência: 1 mol de qualquer gás ocupa o mesmo volume — o volume molar. Hélio, CO₂ ou vapor de água: tanto faz.
CNTP · 0 °C e 1 atm
A condição clássica dos livros e de muitos vestibulares.
25 °C e 1 atm
Condição ambiente. Alguns enunciados arredondam para 24 ou 25 L/mol.
Qualquer outra
R = 0,082 atm·L·mol⁻¹·K⁻¹ e T sempre em kelvin (T = t + 273).
Volume molar só vale para gases. Um mol de água líquida ocupa 18 mL; um mol de ferro, 7 mL. Para sólidos e líquidos, passe por massa e densidade. E repare: se dado e pedido são gases nas mesmas condições, nem é preciso o volume molar — a proporção dos coeficientes já é a proporção em litros (lei de Gay-Lussac).
Laboratório 7 · o airbag
Um sensor detecta a batida e uma faísca decompõe a azida de sódio: 2 NaN₃ → 2 Na + 3 N₂. Em cerca de 30 milésimos de segundo, o nitrogênio enche a bolsa. Ajuste o volume, a temperatura do gás e a pressão, calcule a massa de NaN₃ — e dispare.
Modelo de gás ideal. A azida de sódio é o exemplo clássico; os airbags atuais usam outros propelentes, como o nitrato de guanidina, e a pressão real da bolsa fica pouco acima da atmosférica.
Parte III · O mundo real
Na prática, um reagente sobra, o minério vem com areia e parte do produto se perde no filtro. Três ideias — reagente limitante, pureza e rendimento — transformam o cálculo do livro no cálculo da fábrica, da farmácia e da estação de tratamento.
Parte 6 · Reagente limitante e em excesso Mundo real
Para montar um sanduíche são precisos 2 pães e 1 hambúrguer. Com 10 pães e 3 hambúrgueres, saem só 3 sanduíches: os hambúrgueres acabam primeiro e sobram 4 pães. Numa reação é igual. O reagente que acaba primeiro é o limitante: ele define quanto produto se forma. O outro está em excesso e sobra.
Divida a quantidade em mol de cada reagente pelo seu coeficiente. O menor resultado é o limitante. Todo o cálculo do produto parte dele; o excesso é o que sobra do outro.
Laboratório 8 · a fábrica de moléculas
Escolha a reação e quantas moléculas de cada reagente entram. Antes de clicar em “Reagir”, preveja: quem é o limitante? Quanto produto se forma? Quanto sobra?
Laboratório 9 · limitante em massa
Digite as massas dos dois reagentes. As barras mostram quanto produto cada um conseguiria formar sozinho: o menor manda.
Parte 7 · Pureza Mundo real
O calcário vem com argila, a hematita com areia, o bicarbonato da farmácia com umidade. Só a parte pura reage. A pureza (ou teor) é a porcentagem, em massa, da substância de interesse na amostra.
Aplique a pureza no começo, no reagente, antes da proporção da equação. No sentido inverso (quanto minério comprar?), a pureza divide: mamostra = mpura ÷ pureza.
Laboratório 10 · o forno de cal
Mude a massa e a pureza do calcário: CaCO₃ → CaO + CO₂. A barra mostra o que é carbonato e o que é impureza.
Parte 8 · Rendimento Mundo real
Reações paralelas, produto que fica grudado no filtro, reação que não vai até o fim: quase nunca se obtém toda a massa prevista pela equação. O rendimento compara o que se obteve com o que se esperava.
O rendimento entra no fim, sobre o produto: mreal = R × mteórica. Se a pergunta é quanto reagente usar para obter certa massa de produto, ele divide.
Laboratório 11 · a fábrica de aspirina
C₇H₆O₃ + C₄H₆O₃ → C₉H₈O₄ + C₂H₄O₂. Escolha quanto ácido salicílico entra no reator e o rendimento da síntese. Depois, veja o que acontece quando a síntese tem várias etapas.
Mesmo com rendimento de 100%, parte da massa dos reagentes vira subproduto. A economia atômica (EA), proposta por Barry Trost em 1991, mede quanto da massa dos reagentes acaba no produto desejado — direto da equação balanceada.
EA alta significa menos resíduo. É um dos doze princípios da química verde.
Ibuprofeno · rota antiga
A rota original, dos anos 1960, gerava mais resíduo do que remédio.
Ibuprofeno · rota atual
A rota catalítica dos anos 1990 aproveita quase tudo; recuperando o ácido acético formado, chega perto de 100%.
Parte 9 · Reações sucessivas Mundo real
Muitos produtos industriais nascem em etapas: o produto de uma reação é o reagente da seguinte. Não é preciso calcular etapa por etapa. Some as equações, acertando os coeficientes até que os intermediários se cancelem, e use a equação global.
Atalho que funciona quase sempre: siga um átomo. Cada átomo de enxofre que entra sai num H₂SO₄; cada N da amônia termina num HNO₃; no alto-forno, cada 2 Fe saem de 1 Fe₂O₃. O rendimento global é o produto dos rendimentos das etapas.
Parte 10 · Tudo junto Mundo real
Os problemas de vestibular e os da indústria juntam tudo. A ordem que nunca falha:
Laboratório 12 · simulador de processo
Escolha o processo, a quantidade de matéria-prima, a pureza e o rendimento. O fluxograma mostra a massa em cada etapa. No modo inverso, diga quanto produto você quer e descubra quanto comprar.
Parte 11 · Estudos de caso Casos e treino
Do remédio na farmácia ao escapamento do carro, os mesmos quatro passos. Escolha a área: os casos novos aparecem resolvidos passo a passo, e os exemplos da página que são da mesma área ficam listados logo abaixo.
Parte 12 · No vestibular Casos e treino
Os links abrem os cadernos oficiais (PDF) nos sites da FUVEST e da Comvest. Na FUVEST, a numeração da 1ª fase é a da prova V; na 2ª fase, Q01–Q06 são as questões de Química do 2º dia. Índice de acerto: fração dos candidatos que acertou, publicada pela FUVEST (2021–2022) e pela Comvest (2021–2023).
O que fazer com isso: os índices de acerto ficam entre 27% e 45% — estequiometria separa candidatos. As questões quase nunca dizem “calcule a massa”: pedem CO₂ por km, teor de um nutriente, volume de gás num cilindro. Treine identificar o dado e o pedido no meio do texto e montar a proporção.
Parte 13 · Treino sem fim Casos e treino
Cada clique cria um problema novo, com reação e números sorteados. Escolha o tipo, resolva no caderno, digite a resposta e confira. A resolução completa aparece se você pedir. Sua sequência de acertos fica guardada neste navegador.
Parte 14 · Teste você mesmo Casos e treino
Sem nota, sem cadastro. O teste rápido revisa os conceitos; o simulado traz 12 questões inéditas no estilo do ENEM, da FUVEST e da Unicamp, com 5 alternativas e resolução comentada; as discursivas têm autocorreção por critérios.
Material de aula
Os slides acompanham esta página: mol e massa molar, volume molar, fórmulas, balanceamento, os seis tipos de relação, limitante, pureza, rendimento, economia atômica, reações sucessivas e os estudos de caso, com todos os cálculos no roteiro dados → fórmula → substituição → resultado, além do simulado resolvido. A lista tem 44 questões em sete partes, do mol ao vestibular.