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1 QUÍMICA PRÉ-VESTIBULAR LIVRO DO PROFESSOR

2 IESDE Brasil S.A. É proibida a reprodução, mesmo parcial, por qualquer processo, sem autorização por escrito dos autores e do detentor dos direitos autorais. I9 IESDE Brasil S.A. / Pré-vestibular / IESDE Brasil S.A. Curitiba : IESDE Brasil S.A., 008. [Livro do Professor] 83 p. ISBN: Pré-vestibular.. Educação. 3. Estudo e Ensino. I. Título. CDD Disciplinas Língua Portuguesa Literatura Matemática Física Química Biologia História Geografia Produção Autores Francis Madeira da S. Sales Márcio F. Santiago Calixto Rita de Fátima Bezerra Fábio D Ávila Danton Pedro dos Santos Feres Fares Haroldo Costa Silva Filho Jayme Andrade Neto Renato Caldas Madeira Rodrigo Piracicaba Costa Cleber Ribeiro Marco Antonio Noronha Vitor M. Saquette Edson Costa P. da Cruz Fernanda Barbosa Fernando Pimentel Hélio Apostolo Rogério Fernandes Jefferson dos Santos da Silva Marcelo Piccinini Rafael F. de Menezes Rogério de Sousa Gonçalves Vanessa Silva Duarte A. R. Vieira Enilson F. Venâncio Felipe Silveira de Souza Fernando Mousquer Projeto e Desenvolvimento Pedagógico

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5 Teoria Atômica de Dalton e modelos atômicos Com o desenvolvimento da química, na segunda metade do séc. XVIII, acumularam-se fatos que, para serem explicados, necessitavam de uma teoria sobre a constituição da matéria. Por volta de 1785, Lavoisier demonstrou que não há variação da mas- Lavoisier. sa numa reação química: a massa dos produtos é igual à soma das massas das substâncias reagentes. Em 1799, Proust descobriu a lei das proporções definidas, a qual afirma que: uma dada substância Proust. contém seus elementos constituintes na mesma proporção. O estudo das propriedades da combinação de elementos gasosos também levantou problemas que desafiaram a teoria atômica. Gay-Lussac descobriu em 1805 que: numa reação de elementos no estado gasoso, os volumes dos reagentes e dos produtos, nas mesmas Gay-Lussac. condições de pressão e temperatura, estão entre si como pequenos números inteiros. A Química estava começando a se tornar uma Ciência Exata. A Lei das Proporções Definidas e a Lei das Proporções Múltiplas eram bem aceitas por volta de 1808, quando Dalton publicou Dalton. o seu Novo Sistema de Filosofia Química, no qual propunha que os átomos de cada elemento possuíam um peso atômico característico, e que esses seriam as unidades das combinações químicas. Entretanto, Dalton não tinha uma maneira de determinar os pesos atômicos de uma forma precisa, de modos que ele fez, erroneamente, a proposição de que, no composto mais simples entre dois elementos, existiriam apenas um átomo de cada elemento. Assim, a água, por exemplo, seria HO. Na sua famosa lei, Avogadro explicou a lei dos volumes das combinações de gases de Gay- Lussac, estabeleceu a fórmula da água como H O ao invés de HO, distinguiu átomos de moléculas (tendo ele mesmo cunhado o termo molécula), distinguiu massas moleculares de massas atômicas, e permitiu o cálculo de massas atômicas sem precisar recorrer às regras impostas por Dalton. Avogadro. Avogadro tornou comum o uso da Matemática em Química, e pode ser considerado um dos fundadores da Físico-Química. Lei de Dalton - Lei das Proporções Múltiplas Partindo das investigações sobre a composição dos diferentes óxidos de nitrogênio, Dalton estabeleceu a Lei das Proporções Múltiplas, conhecida também como Lei de Dalton. Dalton concluiu que, se dois elementos, A e B, podem formar mais de um composto, então as massas de B que combinam com a mesma massa de A nos diferentes compostos, estão entre si na mesma proporção que pequenos números inteiros. 1

6 `` Exemplo: Oxigênio e carbono podem formar dois compostos: em um deles, monóxido de carbono, a proporção dos dois elementos é de 4 : 3 (massa), respectivamente, e no outro, dióxido de carbono, é de 8 : 3. CO PM = 8 1 mol = 8g 16g de oxigênio 8g de CO 1g de carbono CO PM = 44 1 mol = 44g 3g de oxigênio CO 1g de carbono As massas de oxigênio que reagem com a mesma massa de carbono nos dois compostos estão entre si como 16 : 3, 4 : 8 ou 1 :. Raciocinando em função do número de átomos, podemos dizer que, se o número de átomos de um elemento permanecer fixo, o número do outro vai variar segundo uma relação de números inteiros e pequenos. Isto é: CO 1 de C : 1 de O CO 1 de C : de O 1 : Podemos reenunciar a Lei de Dalton de modo mais didático. Quando dois elementos se combinam para formar mais de um composto, se a massa de um deles permanecer constante, a do outro vai variar numa relação de números inteiros e pequenos. Essa lei, conhecida como Lei das Proporções Múltiplas, ou Lei de Dalton, foi derivada da teoria e posteriormente confirmada pela experiência, constituindo a primeira predição e o primeiro triunfo da teoria atômica da matéria. Apesar do seu sucesso para explicar e predizer as leis da combinação química, a teoria de Dalton era incompleta, pois não podia determinar os pesos atômicos de uma forma precisa, pois fez, erroneamente, a proposição de que no composto mais simples entre dois elementos, existiriam apenas um átomo de cada elemento. Ainda segundo Dalton, a fórmula da água deveria ser HO em vez de H O; a fórmula da amônia seria NH e não NH 3 etc. Lei Volumétrica de Gay-Lussac Em 1808, sintetizando a água, Gay-Lussac verificou que sempre volumes de hidrogênio se combinavam com 1 volume de oxigênio. Fascinado pela simplicidade dessa proporção, estudou outros gases e constatou que a proporção de combinação dos gases é sempre muito simples. Daí surgiram as Leis Volumétricas de Gay-Lussac, que muito contribuiram para a consolidação da Teoria Atômica Molecular. Os volumes de todas as substâncias gasosas envolvidas num processo químico, medidas nas mesmas condições de temperatura e pressão, estão entre si numa relação de números inteiros e simples. `` Exemplo: Reação: gás nitrogênio + gás hidrogênio gás amoníaco 1ª experiência: 3L 9L 6L ª experiência: 5cm 3 15cm 3 10cm 3 Ao simplificar a relação entre os volumes dos três gases, obtemos 1 : 3 :, que é uma relação de números inteiros e pequenos. A soma dos volumes dos reagentes não é igual ao volume do produto: o volume do gás amoníaco formado é a metade da soma dos gases reagentes. Houve contração de volume. Para Dalton, os gases oxigênio, hidrogênio e cloro, por exemplo, seriam formados por apenas um único átomo em vez de dois. Assim, as fórmulas dessas substâncias simples seriam O, H e C e não O, H e C. Teoria Atômico-Molecular de Avogadro Como sabemos, Dalton não tinha uma maneira de determinar os pesos atômicos de uma forma precisa, não podendo dizer, com certeza, que a água, por

7 exemplo, seria HO. Seguramente essa proposição foi imposta a Dalton pelo seu profundo caráter religioso, pois era um quaker convicto, e obrigado por isso a levar a vida da forma mais simples possível daí a ideia que os compostos deveriam também ser os mais simples possíveis. Nessa época, Gay-Lussac estudava reações químicas de gases, e achou que as razões entre os volumes dos gases reagentes eram números inteiros pequenos. Imagine: dois volumes de hidrogênio reagindo com um volume de oxigênio para produzir dois volumes de vapor d água relação de 1 : entre os gases reagentes! Esse fato teria providenciado um método lógico de medição de pesos atômicos, mas o próprio Gay-Lussac não percebeu a profundidade do seu achado, e não levou adiante os seus estudos nessa direção. Foi Dalton que sentiu que uma relação simples, de números inteiros dos volumes dos gases que reagem, implicam numa igualmente simples relação entre as partículas que reagem. Entretanto, como Dalton pensava em partículas como sendo átomos indivisíveis, ele não conseguia entender como uma partícula de oxigênio poderia produzir duas partículas de água. Por isso, tratou de criticar o trabalho de Gay-Lussac, pois o que ele dizia era uma ameaça direta para a sua nascente Teoria Atômica. Em 1811, Avogadro publicou um artigo num jornal científico, na época, obscuro, o Journal de Physique, em que ele fazia a distinção entre moléculas e átomos. Ele mostrava que Dalton confundia os conceitos de átomos e moléculas e afirmava que os átomos de hidrogênio e oxigênio eram na verdade moléculas contendo dois átomos cada. Dessa maneira, duas moléculas de hidrogênio reagiriam com uma molécula de oxigênio, produzindo duas moléculas de água. Simples, não? Não para aquela época! Enriquecida pela ideia de molécula proposta por Avogadro, a teoria atômica de Dalton ampliouse e passou a ser conhecida como teoria atômicomolecular de Dalton-Avogadro. Trata-se da teoria de Dalton acrescida dos seguintes itens: A matéria é constituída por átomos e moléculas. As moléculas são constituídas por um número inteiro de átomos. As moléculas das substâncias simples (H, O, N etc.) são formadas por átomos iguais (do mesmo elemento). As moléculas das substâncias compostas (H O, HC, NH 3 etc.) são formadas por átomos de elementos diferentes. As moléculas de uma mesma substância são iguais. As moléculas de substâncias diferentes são também diferentes. Lei de Avogadro Em 1811, Avogadro formulou que em volumes iguais de gases distintos, na mesma pressão e temperatura, há o mesmo número de moléculas. Essa afirmação é conhecida hoje como Lei de Avogadro ou Princípio de Avogadro, que trouxe grandes contribuições ao desenvolvimento da química. Observe que se tivéssemos 5 moléculas de hidrogênio, deveríamos ter também 5 moléculas de cloro e obteríamos 10 moléculas de gás clorídrico, o que satisfaria a relação 1 : 1 : observada ao se medir os volumes. gás hidrogênio (H ) + gás cloro (C ) gás clorídrico (HC ) Devemos notar que numa reação entre gases, a relação dos coeficientes de uma equação química é igual á relação entre os respectivos volumes medidos à temperatura e pressão constantes. Exemplos: 1 H (g) + 1 C (g) HC (g) 1V 1V V 1 N (g) + 3 H (g) NH 3 (g) 1V 3V V (houve contração de volume) 3

8 O número de Avogadro Apenas depois de Avogadro é que o conceito de mol foi introduzido: o peso molecular em gramas (mol de moléculas) de qualquer substância contém o mesmo número de moléculas, então, de acordo com o Princípio de Avogadro, o volume molar de todos os gases deve ser o mesmo (de fato,,4l nas CNTP). O número de moléculas em um mol é hoje conhecido como Número de Avogadro, mesmo que ele próprio nunca o tenha determinado. Como sabemos, o número de Avogadro é inimaginavelmente grande, muito difícil de se compreender: 6, Existem muitas formas de se tentar visualizar o tamanho de tal número, por exemplo: Se você cobrir a superfície do Brasil de caroços de milho de pipoca, o país ficaria coberto com uma camada de caroços com uma altura de aproximadamente 1 quilômetros. Se você conseguisse contar átomos numa velocidade de dez milhões de átomos por segundo ( átomos/s), você levaria dois bilhões de anos para contar os átomos de um mol de moléculas. Se você tivesse o número de avogadro de moedas de 1 real, quanto você acha que elas pesariam? Algo como toneladas. de reagentes e produtos de uma reação química, por sua vez, recebe o nome de cálculo estequiométrico. Essas quantidades podem ser expressas de diferentes maneiras: em massa; em volume; em número de partículas (átomos, íons ou moléculas); em quantidade de matéria (mols). Tais quantidades são obtidas por intermédio das leis ponderais, das leis volumétricas e das informações contidas em uma ou mais equações químicas balanceadas. `` Exemplo: Na + H O NaOH + H átomos moléculas moléculas 1 molécula reagem com produzindo e Na + H O NaOH + H mols mols mols 1 mols de átomos de moléculas de moléculas de molécula reagem com produzindo e 4 Atualmente, o Número de Avogadro não é mais chamado de número, mas de Constante de Avogadro, pois o mol é agora reconhecido como sendo a constante universal de medida de quantidade de substância (assim como o metro é a medida para comprimento). Para facilitar os cálculos arredondaremos a Constante de Avogadro para 6, Estequiometria Enquanto as leis que estudam as relações entre massas de reagentes e produtos de uma reação química são conhecidas como leis ponderais, as leis que estudam as relações entre os volumes são chamadas leis volumétricas. O cálculo das quantidades 1. `` O enxofre forma dois óxidos de pesos moleculares, respectivamente, 64 e 80. Sabendo-se que em ambos a massa de enxofre é 3: a) b) Determinar a fórmula molecular de cada óxido. Por meio deles, verificar a Lei de Dalton. Solução: a) 1.º óxido: PM = 64 = 3 + massa de oxigênio Massa de oxigênio = 64 3 = 3 fórmula molecular: S O 3 3 = = SO

9 ..º óxido: PM = 80 = 3 + massa de oxigênio Massa de oxigênio = 80 3 = 48 fórmula molecular: S O 3 3 = = 3 SO 3 b) SO 1 de S : de O : 3 SO 3 1 de S : 3 de O Verificamos, experimentalmente, que três volumes do gás hidrogênio reagem com um volume do gás ozônio, produzindo três volumes de vapor de água. Em uma dada experiência, sob temperatura e pressão constantes, sabemos que a soma dos volumes dos gases reagentes é igual a 0L. a) b) Qual o volume de cada reagente? Qual o volume do produto obtido? 4. (UERJ) O esquema abaixo representa a distribuição média dos elementos químicos presentes no corpo humano. 16 átomos de hidrogênio 51 átomos de oxigênio 3 átomos de nitrogênio 1 átomo de qualquer outro elemento natural (SNYDER, Carl H. The Extradiordinary Chemisty of Ordinary Thangs. New York: John Wiley & Sons Inc, Adaptado.) 19 átomos de carbono `` Solução: a) hidrogênio + ozônio água relação entre volumes: A soma dos reagentes é igual a 0. Se x for o volume do ozônio, 3x será o volume do hidrogênio. Portanto: 3x + x = 0 x = 5L de ozônio e 15L de hidrogêniob) Pela relação entre os volumes, para 3L de hidrogê- nio temos 3L de água, logo para 15L de hidrogênio teremos 15L de água. 3. De acordo com a equação Fe + O Fe O 3, calcular o número de fórmulas de Fe O 3 que se formam a partir de 3, moléculas de O. O elemento que contribui com a maior massa para a constituição do corpo humano é: a) carbono. b) oxigênio. c) nitrogênio. d) hidrogênio. ` ` Solução: B O oxigênio tem maior massa molar que nitrogênio, carbono e hidrogênio. A maior quantidade de hidrogênio não compensa essa diferença. `` Solução: 4 Fe + 3 O Fe O 3 3, moléculas x fórmulas 3. 6, moléculas. 6, fórmulas x = 3, , , =, fórmulas 1. (Básico) Sobre a bancada de um laboratório encontramse vários frascos contendo diversas substâncias com as seguintes etiquetas: FeO CO CH 4 H O Fe O 3 NO Forme um conjunto de substâncias, entre as relacionadas acima, que nos permita exemplificar a Lei de Dalton. 5

10 6. (Básico) Foram feitas cinco reações entre os gases nitrogênio e oxigênio (diatômicos), resultando cinco óxidos de nitrogênio gasosos. Os volumes coletados foram: Óxido Nitrogênio+oxigênio óxido de nitrogênio Dê as fórmulas dos cinco óxidos de nitrogênio. (Básico) 1,5L de um gás A reagem totalmente com 3L de outro gás B, produzindo 3L de um gás A x B y. Admitindo que todos os volumes foram medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, determine os valores de x e y, sabendo que os gases A e B são diatômicos. (Básico) Quantas moléculas de gás carbônico podem ser obtidas pela queima de 96g de carbono puro, conforme a reação: C + O CO? (Básico) Quantas moléculas de gás oxigênio reagem com 6 mols de moléculas de monóxido de carbono, conforme a equação: CO + O CO? (Básico) Dada a reação não-balanceada Fe + HC FeC 3 + H, qual o número de moléculas de gás hidrogênio produzidas pela reação de 11g de ferro? 7. (Básico) 5kg de CaCO são totalmente decompostos, 3 conforme a reação química: CaCO 3 CaO + CO. 8. Calcule: a) massa em kg de CaO obtido. b) o volume de gás carbônico obtido a 5ºC e 1 atm, considerando que o volume molar é de 5L/mol. (Básico) Analise atentamente a equação abaixo, balanceada, para responder ao que se pede. N H 4 + N O 4 3 N + 4 H O a) Em qual proporção, em número de moléculas, as substâncias envolvidas na reação se relacionam entre si? b) Em qual proporção, em quantidade de matéria, se relacionam N H 4 e N? c) Quantos mols de moléculas de H O são produzidos quando a reação consome 5 mols de moléculas de N H 4? 9. d) Quantos mols de moléculas de N são produzidos juntamente com 1 mols de moléculas de H O? (Cesgranrio) Um funileiro usa um maçarico de acetileno para soldar uma panela. O gás acetileno (C H ) é obtido na hora, através da seguinte reação química: CaC + H O Ca(OH) + C H. Qual a massa aproximada de carbureto de cálcio (CaC ) que será necessária para se obter 50L de acetileno nas CNTP? 10. (FEI) Dentre as seguintes substâncias: CO, NH, HC, 3 H O, NO e CO, a lei das proporções múltiplas pode ser exemplificada, usando o seguinte par: a) H O e HC. b) NH e NO. 3 c) CO e CO. d) CO e NO. 11. (ITA) A observação experimental de que 1,0g de carbono pode se combinar tanto com 1,60g de oxigênio como com 3,0g de oxigênio corresponde a uma confirmação da: a) b) c) d) Lei da Conservação das Massas, de Lavoisier. Lei de Guldberg e Waage. Regra de Proust, sobre pesos atômicos. Lei das Proporções Múltiplas, de Dalton. e) Lei das Proporções Recíprocas, de Richter e Wenzel. 1. (UFF) Para produzir 4,48L de CO nas CNTP, conforme a reação CaCO Δ 3 CaO + CO, a quantidade necessária, em gramas, de CaCO 3 é: a) 0,0. b) 10,0. c) 100,0. d) 00,0. e) 18,3. 1. (Cesgranrio) Os gases dióxido de enxofre, SO, e (g) oxigênio, O (g), em condições apropriadas, reagem formando o trióxido de enxofre, SO 3(g). Usando volumes iguais dos dois reagentes, haverá excesso de um deles. A percentagem desse excesso de volume, em relação ao volume inicial dos reagentes é de: a) 5% de O. (g)

11 b) 5% de SO. (g) c) KrF. 4 c) 50% de O. (g) d) Kr F. d) 75% de O. (g) e) Kr F. 3. e) 80% de O. (g) (ITA) Certo gás X é formado apenas por nitrogênio e oxigênio. Para determinar sua fórmula molecular, comparou-se esse gás com o metano (CH 4 ). Verificou-se que volumes iguais dos gases X e metano, nas mesmas condições de pressão e temperatura, pesaram, respectivamente, 0,88g e 0,3g. Qual a fórmula molecular do gás X? [Dados: massas molares (g/mol): H = 1; C = 1; N = 14; O = 16] a) NO. 6. (Fatec) Dois frascos de igual volume, mantidos à mesma temperatura e pressão, contêm, respectivamente, os gases X e Y. A massa do gás X é 0,34g e a do gás Y é 0,48g. Considerando que Y é o ozônio (O 3 ), o gás X é: [Dados: massas atômicas: H = 1; C = 1; N = 14; O = 16; S = 3] a) N. b) CO. c) H S. d) CH. 4 b) N O. e) H. 3. c) NO. d) N O. 3 e) N O. 5 (Rural) Em semelhantes condições de temperatura e pressão, os conjuntos de substâncias que apresentam o mesmo volume são: 7. (Fuvest) A oxidação da amônia (NH ) com oxigênio, 3 à alta temperatura e na presença de catalisador é completa, produzindo óxido nítrico (NO) e vapor de água. Partindo de amônia e oxigênio, em proporção estequiométrica, qual a porcentagem (em volume) de NO na mistura gasosa final? a) 10%. a) 1 mol de H e mols de HC. b) 0%. b) 1.5 mols de Ne e 1 mol de O. c) 30%. c) mols de H e 1 mol de HC. d) 40%. d) 1 mol de H e 1 mol de HC. e) 50% e) 1 mol de H e mols de O. (PUC) A reação da soda cáustica com hidrogenocarbonato de sódio pode ser representada pela equação NaOH + NaHCO 3 Na CO 3 + H O. Nessa transformação, quantos quilogramas de carbonato de sódio são obtidos a partir de 100 mols de hidróxido de sódio? a) 1,6. b) 5,3. c) 10,6. d) 1,. e) 53,0. (Cesgranrio) Uma substância que contém somente Kr e F fornece, por aquecimento, 45mL de Kr (g) e 90mL de F (g), nas mesmas condições de temperatura e pressão. Qual a fórmula mínima da substância? (Unirio) Jacques A. C. Charles, químico famoso por seus experimentos com balões, foi o responsável pelo voo tripulado. Para gerar gás hidrogênio, com o qual o balão foi enchido, ele utilizou ferro metálico e ácido, conforme a seguinte reação: Fe (s) + H SO 4(aq) FeSO 4(aq) + H (g). Supondo-se que tenham utilizados 448kg de ferro metálico, o volume, em litros, de gás hidrogênio obtido nas CNTP foi de: [Massas atômicas: H = 1; Fe = 56] a) 89,6. b) 179,. c) 68,8. d) e) (UCS) Considere a equação: a) KrF. b) KrF. NH 3(g) + 5 O (g) NO (g) + 3 H O (g). 7

12 Calcule o volume da mistura gasosa produzida na reação total de 4,0L de NH 3(g) com 5,0L de O (g). (Dado: os volumes gasosos são medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura). 10. (Unicamp) O princípio de Avogadro estabelece que: Gases quaisquer, ocupando o mesmo volume, nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas. Considere volumes iguais de CO, CO, C H 4 e H, todos à mesma temperatura e pressão. Pergunta-se: onde há maior número de átomos de: a) oxigênio? b) carbono? c) hidrogênio? Justifique suas respostas. 11. Analise atentamente a situação apresentada para responder ao que se pede. Você deverá organizar cestas de frutas contendo, cada uma, seis bananas, cinco laranjas, duas maçãs e três peras. Ao verificar as quantidades de frutas que possui, constata a existência de 40 bananas, 35 laranjas, oito maçãs e 13 peras. Com base nesses dados responda: a) Quantas cestas será possível organizar? b) Qual a proporção de bananas para maçãs em cada cesta? c) Quais frutas estão em quantidades que limitam o número de cestas possíveis? d) Qual a proporção de maçãs para peras em cada cesta? 1. (Fuvest) A produção industrial de metanol, CH OH, a 3 partir de metano, CH 4, e a combustão do metanol em motores de explosão interna podem ser representadas, respectivamente, pelas equações I e II: I. 3CH + H O + CO 4CH OH 4(g) (g) (g) 3 (g) II. CH OH (g) O CO (g) (g) + H O (g) Supondo que o CO da reação representada em (I) provenha da atmosfera, e considerando apenas estas duas reações, I e II, responda se a seguinte afirmação é verdadeira: A produção e o consumo de metanol não alteraria a quantidade de CO na atmosfera. Justifique a sua resposta. 8

13 1. FeO e Fe O. 3. NO, N O, N O, NO e N O x = 1 e y = ,8. 10 moléculas ,8. 10 moléculas ,8. 10 moléculas a),8kg. b) 1 50L. a) : 1 : 3 : 4. b) : 3. c) 10 mols de moléculas de H O. d) 9 mols de moléculas de N ,8g. C D A C B D C C C D E 10L. 9. 9

14 10. a) CO. b) C H. 4 c) C H. 4 Considerando que há o mesmo número de moléculas, o CO tem mais O que o CO. O C H 4 tem mais C que CO e CO. O C H 4 tem mais H que H. 11. a) 4. b) 3 : 1. c) Maçãs e peras. d) : Na primeira equação são produzidos 4 mols de moléculas de CH 3 OH. Por isso, multiplica-se a segunda equação por 4 e assim percebemos que, enquanto 1mol de moléculas de CO é consumido, outros 4 são formados. Dessa maneira, teremos um saldo de 3 mols de moléculas de CO na atmosfera a cada 4 mols de moléculas de metanol produzidos e consumidos. 10

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