A BNCC (EF09CI02) destaca que os alunos do 9º ano devem compreender as relações de massa entre reagentes e produtos em uma reação química. Esse conceito se apoia na Lei da Conservação das Massas (Lavoisier), segundo a qual “na natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma”.
Ao analisar as massas envolvidas nas transformações químicas, os estudantes desenvolvem não apenas habilidades matemáticas aplicadas à ciência, mas também uma visão crítica sobre o uso de materiais no dia a dia, desde a queima de combustíveis até processos industriais e ambientais.
Atividade de Ciências – 10 Exercícios
- A Lei de Lavoisier afirma: “Na natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma”. O que isso significa em relação às massas de reagentes e produtos em uma reação química?
- Na reação de formação da água:
2H2+O2→2H2O2 H₂ + O₂ → 2 H₂O2H2+O2→2H2O
Se você tiver 8 g de hidrogênio e 64 g de oxigênio, qual será a massa de água formada? - A combustão do magnésio ocorre assim:
2Mg+O2→2MgO2 Mg + O₂ → 2 MgO2Mg+O2→2MgO
Sabendo que 48 g de Mg reagem com 32 g de O₂, qual a massa de MgO formada? - Uma vela de parafina (C₂₅H₅₂) é queimada, formando gás carbônico (CO₂) e água (H₂O). Se foram consumidos 10 g de parafina e 35 g de oxigênio, qual será a massa total dos produtos liberados?
- O carbonato de cálcio (CaCO₃) se decompõe em óxido de cálcio (CaO) e gás carbônico (CO₂). Se 100 g de CaCO₃ se decompõem, formando 56 g de CaO, qual a massa de CO₂ liberada?
- Em um laboratório, 20 g de ferro (Fe) reagem completamente com 8 g de enxofre (S), formando sulfeto de ferro (FeS). Qual é a massa do produto?
- Um balão contém 12 g de hidrogênio que reagem totalmente com oxigênio para formar água. Sabendo que a massa molar da água é 18 g/mol e do hidrogênio é 2 g/mol, qual será a massa de água produzida?
- Ao aquecer 50 g de cloreto de amônio (NH₄Cl), ocorre a decomposição em gás amônia (NH₃) e gás cloreto de hidrogênio (HCl). Se formaram 26 g de NH₃, qual a massa de HCl produzida?
- Explique com suas palavras por que é importante conhecer a proporção de massas em reações químicas na indústria farmacêutica ou alimentícia.
- Situação-problema:
Um técnico preparou uma mistura para obter 100 g de um produto químico. Ele usou 60 g de um reagente A e 30 g de um reagente B. Ao final, verificou que o produto obtido tinha apenas 85 g. O que pode ter acontecido? (Sugira uma hipótese).
Gabarito Comentado
1) Lei de Lavoisier – sentido da frase “nada se perde, nada se cria…”
Resposta final: Em um sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos.
Passo a passo:
- Toda reação reorganiza átomos; não “desaparecem” nem “surgem” do nada.
- Em balança ideal (sistema fechado), o que entra = o que sai.
Por que está correto: É a Lei da Conservação das Massas.
Erros comuns: Achar que “queimar” destrói massa; confundir massa com volume.
Extensão: Explique por que, em sistema aberto, a massa medida pode diminuir (saída de gás).
2) Formação de água: 2 H2 + O2 → 2 H2O (8 g H2 e 64 g O2)
Resposta final: 72 g de água.
Passo a passo: 8 g (H2) + 64 g (O2) = 72 g (H2O).
Por que está correto: Conservação de massa; as quantidades informadas já estão estequiometricamente proporcionais.
Erros comuns: Somar massas molares em vez das massas fornecidas; “sobrar” reagente sem analisar proporção.
Extensão: Se fossem 8 g H2 e 16 g O2, qual seria a massa de H2O e o reagente em excesso? (Resposta: limitante = O2; produz 8 g H2 + 16 g O2 → 24 g H2O; sobra H2.)
3) Combustão do magnésio: 2 Mg + O2 → 2 MgO (48 g Mg + 32 g O2)
Resposta final: 80 g de MgO.
Passo a passo: 48 g + 32 g = 80 g.
Por que está correto: Proporção estequiométrica exata na equação balanceada.
Erros comuns: Esquecer que todo o O2 fornecido reage quando a proporção é correta.
Extensão: Se houvesse 64 g de Mg com 32 g de O2, quem seria o reagente limitante? (Resposta: O2; formam-se 80 g MgO e sobram 16 g Mg.)
4) Queima da parafina (C25H52) → CO2 + H2O (10 g parafina + 35 g O2)
Resposta final: 45 g de produtos (CO2 + H2O).
Passo a passo: Massa total de produtos = 10 + 35 = 45 g.
Por que está correto: Em sistema fechado, soma das massas se mantém; não é necessário detalhar a estequiometria para balanço global.
Erros comuns: Achar que a massa “aumenta” por virar gás; confundir estado físico com massa.
Extensão: Peça aos alunos estimarem qual fração pode virar vapor de água visível (neblina) versus CO2 (invisível).
5) Decomposição do carbonato de cálcio: CaCO3 → CaO + CO2
Dado: 100 g de CaCO3 geram 56 g de CaO.
Resposta final: 44 g de CO2.
Passo a passo: 100 – 56 = 44 g.
Por que está correto: Balanço direto de massas (o que “sai” em CO2 explica a diferença).
Erros comuns: Tentar usar massas molares sem necessidade; esquecer que a soma dos produtos deve igualar o reagente inicial.
Extensão: Verifique com massas molares (CaCO3=100, CaO=56, CO2=44 u). Mostra consistência conceitual.
6) Formação do sulfeto de ferro: Fe + S → FeS (20 g Fe + 8 g S)
Resposta final: 28 g de FeS.
Passo a passo: 20 + 8 = 28 g.
Por que está correto: Balanço de massa em proporção adequada (sem excedente).
Erros comuns: Pressupor formação de outros sulfetos (FeS2) sem indicação; aqui o enunciado guia para FeS.
Extensão: Se houvesse 20 g Fe e 12 g S, qual seria o excesso? (Resposta: S em excesso; produto ainda 28 g, sobra 4 g S.)
7) Síntese de água a partir de 12 g de H2 (cálculo por mol)
Resposta final: 108 g de H2O.
Passo a passo (claro e curto):
- Mols de H2 = 12 g ÷ 2 g/mol = 6 mol.
- Equação: 2 H2 → 2 H2O → relação 1:1 (em mols) entre H2 e H2O.
- Mols de H2O = 6 mol → massa = 6 × 18 g = 108 g.
Por que está correto: Conversão por mol garante a proporção atômica correta antes do balanço de massa.
Erros comuns: Usar 2:1 (mols) e aplicar em gramas direto; esquecer a massa molar da água (18 g/mol).
Extensão: Quanto de O2 (g) foi consumido? (Resposta: 3 mol → 96 g.)
8) Decomposição do cloreto de amônio: NH4Cl → NH3 + HCl
Dado: 50 g NH4Cl produzem 26 g NH3.
Resposta final: 24 g de HCl.
Passo a passo: 50 – 26 = 24 g.
Por que está correto: Conservação de massa em decomposição simples (1 → 2).
Erros comuns: Somar em vez de subtrair; trocar produtos (NH3/HCl).
Extensão: Confirmar por massas molares (opcional): NH4Cl ≈ 53,5 g/mol; NH3 ≈ 17 g/mol; HCl ≈ 36,5 g/mol → mantêm a proporção ao escalar.
9) Importância industrial (resposta discursiva)
Resposta final (pontos-chave esperados):
- Qualidade e padronização do produto.
- Segurança de processos (evitar excesso de reagentes perigosos).
- Custo e eficiência (minimizar desperdício).
- Conformidade com normas técnicas/legais.
Por que está correto: A proporção correta garante o rendimento esperado e reduz riscos e custos.
Erros comuns: Respostas vagas (“porque é importante”) sem relacionar a massa e a proporção.
Extensão: Citar um exemplo: comprimidos (farmacêutica) ou fermentação (alimentos).
10) Produto planejado 100 g, obtido 85 g – hipótese
Resposta final (hipóteses plausíveis):
- Perda de massa por evaporação/volatilização;
- Liberação de gás não retido (sistema aberto);
- Reação incompleta (reagente limitante consumido antes do outro);
- Erro de pesagem / umidade do reagente;
- Adsorção em vidro/filtro (perdas operacionais).
Por que está correto: Todas as hipóteses explicam a quebra do balanço entre planejado e obtido.
Erros comuns: Respostas que ignoram o conceito de balanço de massa.
Extensão: Propor um controle de processo: usar sistema fechado, medir massas antes/depois, registrar temperatura/tempo.
Conclusão
Trabalhar com a habilidade EF09CI02 ajuda o aluno a compreender a relação quantitativa entre reagentes e produtos em uma reação química. Essa noção é essencial não apenas para o estudo da química, mas também para entender processos tecnológicos, industriais e ambientais. Além disso, estimula o raciocínio lógico e a aplicação prática da ciência.