Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Química Geral – Vol . 1
Curso Anual de Química
Prof. Alexandre Oliveira
Assunto
Página
Módulo 01 – Cálculos Químicos e Cálculos De Fórmulas
03
Módulo 02 – Leis Poderais e Cálculo Estequiométrico
33
Módulo 03 – Gases
73
Módulo 04 – Química Nuclear
119
Módulo 05 – Matéria e Energia
167
Módulo 06 – Análise Imediata
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MÓDULO 01
ESTEQUIOMETRIA – CÁLCULOS QUÍMICOS E CÁLCULOS DE
FÓRMULAS
1. Medida de uma grandeza
Antes de se entender o conceito de massa atômica, é necessário ter bem claro o conceito
de medida de uma grandeza. A medida de uma grandeza é feita por comparação com uma
grandeza padrão convenientemente escolhida. Assim, a medida da massa de um corpo é feita
comparando-se a sua massa com a massa de um padrão convenientemente escolhido.
O quilograma (kg) é um padrão muito utilizado para exprimir a massa dos corpos. Por
exemplo, quando dizemos que uma pessoa pesa 70kg, isto é, tem massa igual a 70kg, significa
que essa pessoa tem a massa 70 vezes maior que a massa padrão de 1kg.
Nem sempre o quilograma é um padrão conveniente. Para indicar a massa de um grão de
areia, é mais conveniente utilizar como padrão a massa de 1 miligrama (mg). Deste modo, é mais
conveniente referir-se à massa de um grão de areia por 2mg do que expressar sua massa por
0,000002kg. O quilograma também não e um padrão conveniente para exprimir a massa de um
navio. Nesse caso, a tonelada é um padrão mais conveniente.
Para exprimir a massa de um átomo, o padrão miligrama (mg) não é conveniente, pois é
muito grande.
Apenas como curiosidade, vejamos como ficaria o valor da massa de um átomo de 12C
expressa em kg e em mg. m = 2 . 10–26 kg = 2 . 10–20 mg.
1.1. Unidade de massa atômica
Os químicos procuraram um padrão conveniente para exprimir a massa dos átomos. Em
1962, num Congresso Internacional de Química, foi escolhida a unidade de massa atômica (u):
Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de carbono com número de
massa igual a 12 (12C).
1.2. Massa atômica [MA]
Massa atômica é a massa de um átomo expressa em u. Indica quantas vezes a massa do átomo
é maior que 1/12 da massa do átomo de 12C.
Assim, a massa atômica do 12C é igual a 12u.
Existem métodos experimentais que permitem a determinação da massa atômica com
uma precisão tal que o seu valor pode ser expresso com até seis algarismos significativos,
tais como:
Massa atômica do átomo 24Mg = 23,9847u Massa atômica do átomo 35Cl = 34,997u
Massa atômica do átomo 37Cl = 36,975u Massa atômica do átomo 27Al = 26,9815u
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Note que os valores das massas atômicas são muito próximos dos respectivos números de
massa. Quando dizemos, por exemplo, que a massa atômica do átomo 24Mg é igual a 24 u
concluímos que:
Massa de um átomo de 24Mg = 24u
Massa de um átomo de 24Mg = 24 x massa de 1/12 do átomo de 12C
Massa de um átomo de 24Mg = 2 x massa de um átomo de 12C
O átomo de 24Mg pesa duas vezes mais que o átomo de 12C.
1.3. Massa atômica de um elemento
Massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas dos átomos
de seus isótopos constituintes.
Assim, o cloro é formado pelos isótopos 35Cl e 37Cl, na proporção:
Como a massa atômica de um isótopo é aproximadamente igual ao seu número de massa, a
massa atômica de um elemento é aproximadamente igual à média ponderada dos números de
massa de seus isótopos constituintes. Logo, a massa atômica aproximada do cloro será:
Não existe átomo de Cl com massa igual a 35,5u. Este é o valor médio da massa do átomo
de Cl:
Massa média do átomo de Cl = 35,5u
Massa média do átomo de Cl = 35,5 x massa de 1/12 do átomo de 12C
Massa média do átomo de Cl = 35,5 / 12 x massa do átomo de 12C
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A maioria dos elementos é formada por misturas de diferentes isótopos, em proporção
constante.
Dessa maneira, a massa atômica dos elementos é também constante. No caso dos
elementos formados de um único isótopo, a massa atômica do seu único isótopo será também a
massa atômica do elemento.
2. Massa molecular [MM]
Massa molecular de uma substância é a massa da molécula dessa substância expressa
em unidades de massa atômica (u).
Numericamente, a massa molecular (MM) é igual à soma das massas atômicas (MA) de
todos os átomos constituintes da molécula.
Exemplo:
MA do H = 1u
MA do O = 16u
MM do H2O = 2 x 1 + 16 = 18u
Como a maioria dos elementos é formada por misturas de diferentes isótopos, a maioria
das substâncias é formada por misturas de moléculas com diferentes massas moleculares.
No caso da água, por exemplo, podemos ter 18 moléculas diferentes de H2O, resultantes
da combinação dos diferentes isótopos, cujas massas moleculares variam de 18u a 24u.
Observe a constituição isotópica dos elementos hidrogênio e oxigênio:
H1 = 99,98%; H2 = 0,02%; H3 = 10-7%
O16 = 99,76%; O17 = 0,04%; O18 = 0,20%
Desta forma a molécula de H2O com menor massa molecular é 18u, sendo inclusive a
molécula de massa molecular predominante, pois é constituída pelos isótopos de hidrogênio e
oxigênio mais abundantes na natureza. A molécula de H2O com maior massa molecular
corresponde a 24u. Observe:
16
1
1
1
18u
2
1
20u
3
2
16
3
3
3
20u
21u
22u
17
17
17
17
17
1
2
2
18
1
1
16
20u
18
18
1
2
2
20u
19u
16
19u
17
1
16
16
2
1
21u
2
1
3
21u
21u
18
18
2
2
22u
1
3
3
22u
2
18
3
23u
3
23u
18
3
22u
2
3
3
24u
Como na mistura isotópica do H e do O há nítida predominância dos isótopos 1H e 16O, na
substância água há nítida predominância de moléculas 1H2O16 e a massa molecular média da
água é muito próxima de 18u. Por isso, podemos afirmar que:
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A molécula de água tem massa 18u
A molécula de água tem massa 18 vezes maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C
A molécula de água tem massa 1,5 vezes maior que a massa do 12C
Uma molécula de H2O pesa 18 vezes mais que 1/12 do átomo de 12C, isto é, uma molécula
de água pesa 1,5 vezes mais que o átomo de 12C.
A massa atômica do Cl é igual a 35,5u e a massa molecular do Cl2 é igual a 2 . 35,5 = 71,0u.
Assim como não existe átomo de Cl com massa igual a 35,5u, não existe molécula de Cl2 com
massa igual a 71,0u; este é o valor médio da massa das moléculas de Cl2. A substância Cl2 é
formada por uma mistura das moléculas:
Existem moléculas de Cl2 com massas moleculares 70u, 72u e 74u, em proporção tal que a
massa média das moléculas de Cl2 é igual a 71,0u. Conhecendo a massa molecular do Cl2,
podemos afirmar que:
Massa média da molécula Cl2 = 71u
Massa média da molécula Cl2 = 71 x massa de 1/12 do átomo de 12C
Massa média da molécula Cl2 = 71 / 12 x massa do átomo 12C
A rigor, no caso de substâncias iônicas, o termo massa molecular deve ser substituído por
fórmula-massa, pois não existe molécula de substância iônica. Entretanto, na prática, costuma-se
usar a expressão massa molecular também nesses casos.
Embora seja mais correto indicar a unidade (u) nos valores das massas moleculares, na prática,
por uma questão de simplicidade, omite-se a unidade (u).
3. Mol e constante de Avogadro
De acordo com resolução recente da IUPAC: Mol é a quantidade de matéria que contém
tantas entidades elementares quantos são os átomos de 12C contidos em 0,0 12kg de 12C.
Constante de Avogadro é o número de átomos de
valor é: 6,02.1023 mol–1.
12
C contidos em 0,012kg de
12
C. Seu
Assim como uma dúzia são 12 unidades e uma centena são 100 unidades, um mol são
6,02.1023 unidades.
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Exemplos:
• Um mol de carbono (C) significa um mol de átomos de C, ou seja, 6,02 . 1023 átomos de C.
• Um mol de cloro (Cl2) significa um mol de moléculas de Cl2, ou seja, 6,02 . 1023
moléculas de Cl2.
• Um mol de cloreto de sódio (Na+Cl–) significa um mol de aglomerados iônicos (Na+Cl–),
portanto, 6,02.1023 íons Na+ e 6,02.1023 íons Cl–.
4. Massa molar
Massa molar é a massa que contém 6,02.1023 entidades representadas pela
respectiva fórmula. A unidade mais usada para a massa molar é g.mol–1.
Massa molar de um elemento é a massa de um mol de átomos, ou seja, 6,02.1023 átomos desse
elemento. É numericamente igual à sua massa atômica.
Massa atômica do Cl = 35,5u
Massa molar do Cl = 35,5 g . Mol–1
Interpretação: Um mol de átomos do elemento Cl, ou seja, 6,02 . 1023 átomos do elemento Cl,
pesa 35,5g.
Massa atômica do C = 12,011u
Massa molar do C = 12,011 g . mol–1
Interpretação: Um mol de átomos do elemento C, ou seja, 6,02.1023 átomos de C, pesa 12,011g.
Massa molar de um isótopo é a massa de um mol de átomos desse isótopo, ou seja, 6,02.1023
átomos desse isótopo. A massa molar de um isótopo é numericamente igual à sua massa
atômica.
Massa atômica do 35Cl = 34,997u Massa molar do 35Cl = 34,997 g.mol–1
Interpretação: Um mol de átomos, ou seja, 6,02.1023 átomos do isótopo 35Cl, pesa
34,997g.
Massa atômica do 12C = 12,0000
Massa molar do 12C = 12,0000g.mol–1
Interpretação: Um mol de átomos, ou seja, 6,02.1023 átomos do isótopo 12C, pesa
12,0000g.
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Massa molar de uma substância é a massa de um mol de entidades representadas pela sua
fórmula. A massa molar de uma substância é numericamente igual à sua massa molecular.
Massa molecular do H2O = 18,0u
Massa molar do H2O = 18,0g.mol–1
Interpretação: Um mol de moléculas, ou seja, 6,02.1023 moléculas de H2O, pesa 18,0g.
Fórmula-massa do Na+Cl– = 58,5u
Massa molar do Na+Cl– = 58,5 g.mol–1
Interpretação: Um mol de aglomerados iônicos (Na+Cl–), ou seja, 6.02.1023 aglomerados iônicos
de (Na+Cl–), pesa 58,5g.
Massa molar de um íon é a massa de um mol de íons, ou seja, 6,02.1023 íons.
Massa molar do Cl– = 35,5g.mol–1
Interpretação: Um mol de íons Cl–, ou seja, 6,02.1023 íons Cl–, pesa 35,5g.
Massa molar do SO42-= 96,0 g.mol–1
Interpretação: Um mol de íons SO42-, ou seja, 6,02.1023 íons SO42-pesa 96,0g.
4.1. Conversão de massa em quantidade de matéria [ou de substância]
Sendo m a massa de uma substância, expressa em gramas, e sendo M a sua massa
molar, expressa em g/mol, podemos escrever a seguinte proporção:
Massa
Quantidade de substância
mg –––––––––– n mol
Mg –––––––––– 1 mol
Observação
Em uma molécula (se o composto for molecular) ou íon-fórmula (se o composto for iônico),
o índice de cada elemento pode indicar tanto o número de átomos, como também o número de
mol.
1 molécula de C2H4 2 átomos de C
4 átomos de H
1 mol de C2H4
2 mols de C = 2 x 6,02.1023 átomos de C
4 mols de H = 4 x 6,02.1023 átomos de H
2 mols de C2H4
4 mols de C = 4 x 6,02.1023 átomos de C
8 mols de H = 8 x 6,02.1023 átomos de H
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5. Cálculo de fórmulas
Quando um químico obtém uma nova substância, uma das primeiras providências que ele
toma é a determinação de sua composição percentual ou centesimal.
5.1. Composição percentual ou centesimal (composição mássica)
Entre as atividades experimentais mais empolgantes da Química estão a manufatura de
um composto inteiramente novo ou o isolamento de uma nova substância a partir de uma fonte
natural. Imediatamente aparecem questões do tipo: O que é isto? Qual a sua fórmula? A pesquisa
para encontrar as respostas começa pela análise qualitativa, uma série de procedimentos
destinada a identificar todos os elementos que constituem a substância. Em seguida vêm os
procedimentos de análise quantitativa, a qual determina a massa de cada elemento em uma
amostra da substância de massa conhecida.
As massas relativas dos elementos em um composto são, em geral, dadas na forma de
percentagem por massa, que é denominada composição percentual (ou composição centesimal)
do composto. A percentagem por massa de um elemento é o número de gramas deste elemento
presente em 100 g do composto. Esta percentagem é obtida, em geral, com o uso da seguinte
equação
%por massa
Massa de elemento

 100%
de elemento Massa totalda amostra
A composição percentual de uma substância indica a percentagem em massa de cada elemento
para cada 100g da amostra.
Exemplo 1
Determine a composição percentual para a glicose (C6H12O6)
Dados: MA(C) = 12u; MA(H) = 1u; MA(O) = 16u.
Solução: C6H12O6
Massa molar = 6. (12) + 12. (1) + 6. (16)
Massa molar = 72 + 12 + 96 = 180 g/mol
Composição percentual da glicose: C = 40%; H = 6,7%; O = 53,3%
A partir da composição percentual, podemos representar a fração em massa dos componentes
de um composto; basta dividir as porcentagens por 100.
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A soma das frações em massa dos componentes de uma substância é igual a 1.
0,400 + 0,067 + 0,533 = 1,000
5.2. Fórmula percentual ou centesimal
Indica a percentagem de cada elemento em uma amostra dada.
Para o exemplo anterior a fórmula percentual seria dada por:
Fórmula percentual da glicose: C40% H6,7% O53,3%
6. Fórmula mínima, empírica ou estequiométrica
É a fórmula do composto que tem os menores índices inteiros possíveis.
Não existe a fórmula molecular do Al2O3 nem a do NaCl, pois esses compostos são iônicos e, por
isso, não formam moléculas.
Os compostos iônicos geralmente são escritos na sua fórmula mínima.
A substância formada quando o fósforo entra em combustão (combinando-se com o
oxigênio) é constituída por moléculas fórmula P4O10. Quando uma fórmula representa a
composição de uma molécula, ela é denominada fórmula molecular. Observe, no entanto, que
os subscritos 4 e 10 são ambos divisíveis por 2, e assim os menores números que indicam a
razão entra as quantidades de P e O são 2 e 5. Uma fórmula mais simples (porém menos
informativa) que expressa a mesma razão é P2O5. Ela é algumas vezes chamada de fórmula
simplificada da substância. Também é conhecida como fórmula empírica, porque pode ser obtida
a partir de uma análise experimental do composto.
Para obter uma fórmula empírica experimentalmente, precisamos determinar o número de
gramas de cada elemento na amostra do composto. Convertemos então gramas em mols, de
onde obtemos as razões entre os números de cada elemento. Como a razão entre o número de
mols é idêntica à razão entre o número de átomos, podemos então construir a fórmula empírica.
6.1. Cálculo da fórmula mínima
Para determinar a fórmula mínima de um composto, devemos estabelecer, através da
análise química, as proporções em massa entre os elementos que formam o composto.
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Procedimento:
I.
transformar os dados do problema em quantidade de matéria (No de mol)
II. dividir os dados obtidos em (I) pelo menor deles.
Esta operação indica o índice do elemento na fórmula mínima.
III. Caso um dos números não seja inteiro, multiplique todos por um menor número, de
modo que se obtenha números inteiros.
Exemplo 2:
A análise de um determinado composto determinou que a sua composição centesimal é: 69,47%
de ―C‖, 5,15% de ―H‖ e 41,23% de ―O‖. Qual a sua fórmula mínima?
7. Fórmula molecular (F.M)
A fórmula molecular de um composto é muito mais importante que a sua fórmula mínima, pois a
fórmula molecular indica:
• Os elementos formadores da substância;
• O número exato de átomos de cada elemento na molécula do composto.
A fórmula molecular de um composto é múltiplo da sua fórmula mínima.
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Onde ―n‖ é um número inteiro que indica quantas vezes a fórmula mínima está contida na fórmula
molecular.
Exemplo 3:
Um determinado hidrocarboneto apresenta 85,71% de C e 14,29% de H em massa. Sabendo que
a massa molecular do hidrocarboneto é 42, determine sua fórmula mínima e a sua fórmula
molecular.
Dados: (C = 12u; H = 1 u)
Cálculo da fórmula mínima:
Desta forma a fórmula molecular é: (CH2)x3 = C3H6.
8. Cálculo da percentagem de carbono, hidrogênio e oxigênio a partir de uma dada massa
do composto orgânico
Em uma análise quantitativa dificilmente um composto é separado completamente em seus
elementos, embora nossos exemplos possam ter levado você a pensar que isto acontece. Ao
invés disso, o composto é transformado em outros compostos. As reações separam os elementos
capturando cada um deles inteiramente (em termos quantitativos) em um composto separado cuja
fórmula é conhecida.
No exemplo a seguir ilustramos uma análise indireta de uma substância constituída
exclusivamente por carbono, hidrogênio e oxigênio. Tais compostos queimam completamente na
presença de oxigênio puro — uma reação denominada combustão — e os únicos produtos
resultantes são dióxido de carbono e água. (Esta modalidade particular de análise indireta é
algumas vezes chamada análise por combustão.) A combustão completa de álcool metílico
(CH3OH), por exemplo, é representada pela seguinte equação.
2CH3OH + 3O2 → 2CO2 + 4H2O
O dióxido de carbono e a água podem ser separados e suas massas podem ser medidas. Note
que todos os átomos de carbono do composto original estão agora nas moléculas de CO 2 e todos
os átomos de hidrogênio estão nas moléculas de H2O. Deste modo, pelo menos dois entre os
elementos originais, CH, estão totalmente separados.
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Calcularemos a massa de carbono no CO2 recolhido, que é idêntica à massa do carbono
na amostra original. De modo semelhante, calcularemos a massa de hidrogênio na H2O recolhida,
que é igual à massa de hidrogênio na amostra inicial. Quando adicionadas, as massas de C e H
são menores que a massa total da amostra, pois parte desta é composta por oxigênio. Subtraindo
a soma das massas de C e H da massa total da amostra, obtemos a massa de oxigênio na
quantidade dada do composto.
Procedimento:
I. Efetua-se a combustão completa do composto. Os produtos resultantes são CO2 e H2O.
II. Relacionar as massas de ―C‖ com CO2 e ―H‖ com H2O.
• Todo ―C‖ do CO2 se encontrava no composto orgânico.
• Todo ―H‖ do H2O se encontrava no composto orgânico.
III. Determina-se as massas de ―C‖ e de ―H‖ no composto orgânico.
IV. Calcular as percentagens de ―C‖ e ―H‖.
A% de oxigênio é encontrado subtraindo-se de 100 as duas percentagens de ―C‖ e de ―H‖.
Exemplo 4
Uma amostra de 4,24mg de ácido acético (CH3COOH) sofre uma combustão completa e produz
6,21mg de CO2 e 2,54mg H2O. Determine a composição centesimal do ácido acético.
Dados: C = 12u; H = 1u; O = 16u
Solução:
• Combustão completa do composto.
CH3COOH + 2O2  2CO2 + 2H2O
• Todo ―C‖ do CO2 se encontrava no composto orgânico.
CO2
C
44g ––––––––––––– 12g
6,21mg –––––––––– x
Todo ―H‖ do H2O se encontrava no composto orgânico.
H2O
2H
18g –––––––––––––– 2g
2,54mg –––––––– y
No composto orgânico existem 1,69mg de C e 0,28mg de H.
• Cálculo da percentagem de C, H e O:
% de C
4,24mg -------------- 100%
1,69 mg ----------------X%
X = 39,9%
% de H
4,24mg -------------- 100%
0,29 mg ----------------y%
y = 6,7%
% de O = 100% - (39,9% + 6,72%) = 53,4%
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O cálculo da percentagem de oxigênio poderia ter sido feito calculando-se a massa de
oxigênio no composto orgânico:
m(O) = 4,24mg – (m(C) + m(H))
m(O) = 4,24mg – (1,69 mg + 0,28 mg)
m(O) = 2,27g de O
Observação: Fórmula centesimal = C39,9% H6,7% O53,4%.
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Exercícios de Aprendizagem
01. Sabendo que a massa atômica da prata é igual
a 108u, podemos afirmar que um átomo de prata
pesa:
I. 108g.
II. 108u.
12
III. 108 vezes mais que o átomo de C.
12
IV. 108 vezes mais que 1/12 do átomo de C.
12
V. 9 vezes mais que um átomo de C.
Estão corretas somente as afirmações:
a) I, III e V
b) II, III e V
c) II, IV e V
d) II e IV
e) I
02. Considere as seguintes afirmações relativas ao
39
isótopo K:
39
I. Um átomo de K pesa aproximadamente 39g.
39
II. Um átomo de
K tem massa atômica
aproximadamente igual a 39u.
39
III. Um átomo de K tem massa aproximadamente
12
39 vezes maior que a massa do átomo de C.
39
IV. Um átomo de K tem massa aproximadamente
12
igual a 3,25 vezes a massa de um átomo de C.
39
V. 12 átomos de K tem massa aproximadamente
12
igual à de 39 átomos de C.
Estão corretas somente as afirmações:
a) II, IV e V
b) II e IV
c) I e V
d) II, III, IV e V
e) II e V
35
37
03. O cloro é formado de dois isótopos ( Cl e Cl)
e tem massa atômica igual a 35,5u.
Com base nessa informação, podemos afirmar
que:
I. Um átomo de cloro pesa 35,5u.
II. Um átomo de cloro pesa em média 35,5u.
III. Não existe átomo de cloro com massa 35,5u.
IV.
Um
átomo
de
cloro
tem
massa
aproximadamente igual a 35u ou 37u.
Estão corretas somente as afirmações:
a) I, III e IV
b) II, III e IV
c) II e IV
d) I e IV
e) II e III
04. Calcule a massa atômica de um elemento X,
constituído dos isótopos A, B e C, cuja ocorrência e
respectivas massas atômicas são dadas na tabela
abaixo:
atômicas
05. A massa atômica do Cu é 63,6. Sabendo que
63
esse elemento é formado pelos isótopos Cu e
65
Cu, calcule a porcentagem de cada isótopo
presente no elemento.
06. Consultando as massas atômicas na Tabela
Periódica, quais das afirmações seguintes são
corretas em relação à glicose (C6H12O6)?
I. Uma molécula de glicose pesa 180g.
II. Uma molécula de glicose pesa 180u.
III. Uma molécula de glicose pesa 180 vezes mais
que um átomo de 12C.
IV. Uma molécula de glicose pesa 180 vezes mais
que 1/12 do átomo de 12C.
V. Uma molécula de glicose pesa 15 vezes mais
que um átomo de 12C.
07. Um recipiente contém 8,8kg de gás propano
(C3H8). Calcule:
a) a quantidade de propano:
b o número de átomos de carbono e de hidrogênio
contidos nessa quantidade de propano.
(massas atômicas: C = 12: H = 1)
08 Um recipiente contém 11kg de gás neônio
22
(isótopo 10Ne ). Calcule:
22
a) a quantidade de 10Ne contida no recipiente;
b) a quantidade de prótons contidos nessa
quantidade de neônio;
c) o número de elétrons e de nêutrons contidos
nessa quantidade de neônio.
20
09. 1,2.10 moléculas de substância X pesam
12mg. Calcule a massa molar de X.
Sendo M a massa molar de x em g/mol:
10. Um tubo de ensaio contém 9,3g de fosfato de
2+
3−
cálcio, (Ca )3(PO4 )2.
Calcule:
a) a quantidade de fosfato de cálcio;
2+
b) a quantidade de íons Ca ;
3−
c) o número de íons PO4 ;
d) o número total de íons.
(massas atômicas: Ca = 40; P = 31; O = 16)
11. Verifica-se experimentalmente que uma
substância Y contém 30,1% de C = 3,13%
de H e 66,7% de Cl. Qual é a sua fórmula
estequiométrica ou mínima?
(massas atômicas: C = 12,0; H = 1,00 e Cl = 35,5)
15
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12. Determine a fórmula mínima de um sal
hidratado que encerra 18,5% de Na, 25,8%
de S, 19,4% de O e 36,3% de H2O.
(massas atômicas: H = 1; O = 16; Na = 23; S = 32)
e) 5
13. A análise quantitativa de uma substância X
mostrou que ela é formada por 28% de
ferro, 24% de enxofre e 48% de oxigênio, em
massa. Determine a fórmula molecular dessa
substância X, sabendo que sua massa molar é
–1
igual a 400g.mol e que as massas atômicas são:
fe = 56; S = 32, e O = 16.
O uso mais popular do cloreto de sódio é na
cozinha, onde é utilizado para acrescentar sabor a
uma infinidade de alimentos e também como
conservante e material de limpeza. É na indústria
química, no entanto, que ele é mais consumido.
São inúmeros os processos que fazem uso de
produtos do processamento desse sal.
14. Amostra de 3,87mg de ácido ascórbico
(vitamina C) dá 5,80mg de CO2 e 1,58mg
de H2O numa análise de combustão. Qual a
composição percentual (% de cada elemento)
deste composto? O ácido ascórbico só contém C,
H e O.
2. (Unicamp 2014) Obtém-se um sal de cozinha do
tipo light substituindo-se uma parte do sal comum
por cloreto de potássio. Esse produto é indicado
para pessoas com problemas de pressão arterial
alta. Sabendo-se que a massa molar do sódio é
menor que a do potássio, pode-se afirmar que,
para uma mesma massa dos dois tipos de sal, no
tipo light há
a) menos íons cloreto e mais íons sódio do que no
sal comum.
b) mais íons cloreto e menos íons sódio do que no
sal comum.
c) mais íons cloreto e mais íons sódio do que no
sal comum.
d) menos íons cloreto e menos íons sódio do que
no sal comum.
15 (UFC) Uma amostra de 12g de um composto
químico formado de C, H e O foi queimada numa
corrente de ar, formando 26,4g de CO2 e 14,4g de
H2O. Quais as fórmulas percentuais e mínima do
composto?
Dados: C = 12u; H = 1u; O = 16u
16. (PUC-PR) Ao queimar completamente 5g de
certo hidrocarboneto gasoso, produziram-se 7,72L
de gás carbônico e 9,6L de vapor de água medidos
nas CNTP. Sabendo-se que 1L do hidrocarboneto,
nas CNTP pesa 2,59g, deduz-se que a fórmula
molecular do hidrocarboneto é:
a) C2H6
b) C3H6
c) C3H8
d) C4H10
Exercícios de Fixação - Cálculos Químicos
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO:
Leia o texto:
3. (Ufsc 2013) A celulose atua como componente
estrutural na parede celular de diversas plantas e é
o principal componente químico do papel comum,
como este que você está utilizando para fazer sua
prova. Quimicamente, a celulose é um polímero,
mais especificamente um polissacarídeo, formado
pela junção de várias unidades de glicose. As
fórmulas estruturais planas da glicose e da celulose
são mostradas no esquema abaixo.
1. (Fuvest 2014)
A tabela abaixo apresenta
informações sobre cinco gases contidos em
recipientes separados e selados.
Recip
iente
1
2
3
4
5
Gás
O3
Ne
He
N2
Ar
Tempera
tura (K)
273
273
273
273
273
Pressão
(atm)
1
2
4
1
1
Volume
(l)
22,4
22,4
22,4
22,4
22,4
Qual recipiente contém a mesma quantidade de
átomos que um recipiente selado de 22,4 L,
contendo H2, mantido a 2 atm e 273 K?
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
Informação adicional – Número de Avogadro:
6,02  1023.
Com base nas informações disponibilizadas acima:
a) expresse a fórmula molecular da glicose.
b) escreva o(s) nome(s) da(s) função(ões)
orgânica(s) presente(s) na molécula de celulose.
c) cite o nome da reação que ocorre entre as
moléculas de glicose para formar a celulose.
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d) considere que esta folha de papel da sua prova
2
possua cerca de 620 cm e que o papel tenha
2
gramatura de 75 g/m . Considere, ainda, que o
papel seja composto por 80% em massa de
celulose, com massa molar média de 100.000
g/mol. Calcule o número de moléculas de
celulose presentes na folha de papel de sua
prova.
4. (Ufsc 2013) As medalhas dos Jogos Olímpicos
de Londres em 2012 possuem massas que variam
entre 375 e 400 g, com 85 mm de diâmetro e 7,0
mm de espessura. As medalhas são moldadas com
a seguinte composição:
— ―Medalha de ouro‖: 92,5% (em massa) de prata
e 1,34% (em massa) de ouro. O restante é
cobre.
— Medalha de prata: 92,5% (em massa) de prata e
o restante de cobre.
— Medalha de bronze: 97,0% (em massa) de
cobre, 2,5% (em massa) de zinco e 0,50% (em
massa) de estanho.
Disponível
<www.Iondon2012.com/medals/about/>.
[Adaptado] Acesso em: 20 ago. 2012.
em:
Dados de massas molares em g/mol: cálcio = 40;
potássio = 39; sódio = 23.
a) potássio > cálcio = sódio.
b) cálcio = sódio > potássio.
c) potássio > sódio > cálcio.
d) cálcio > potássio > sódio.
6. (Ufg 2013) Na medicina atual, nanopartículas
esféricas
podem
ser
preenchidas
com
determinados fármacos para acelerar o tratamento
de certas doenças. Considere uma nanopartícula
esférica com diâmetro de 200 nm e 50% de seu
volume ocupado com um determinado fármaco. A
quantidade de matéria (em mol) desse fármaco
presente no interior da nanopartícula será,
aproximadamente, igual a:
Dados:
Massa molar do fármaco: 1 105 g / mol
Densidade do fármaco: 1 g/mL
π  3,14
a) 8  1010
b) 6  1010
c) 4  1010
d) 2  1010
Com base no texto apresentado, é CORRETO
afirmar que:
01) considerando que a medalha seja um cilindro
regular, a densidade de uma medalha de 375 g
3
é de aproximadamente 9,4 g/cm .
02) uma ―medalha de ouro‖ de 400 g possui 24,6 g
de cobre.
04) o número de mol de átomos de ouro presente
em uma ―medalha de ouro‖ é maior que o
número de mol de átomos de zinco presente
em uma medalha de bronze de mesma massa.
08) uma medalha de bronze de 400 g possui 0,017
mol de átomos de estanho.
16) a medalha de bronze é formada apenas por
metais de transição.
32) os átomos constituintes da medalha de prata
unem-se por meio de ligações metálicas, ao
passo que os átomos constituintes da medalha
de bronze unem-se por meio de ligações
metálicas e de ligações iônicas.
5. (Unicamp 2013) Entre os vários íons presentes
em 200 mililitros de água de coco há
aproximadamente 320 mg de potássio, 40 mg de
cálcio e 40 mg de sódio. Assim, ao beber água de
coco, uma pessoa ingere quantidades diferentes
desses íons, que, em termos de massa, obedecem
à sequência: potássio  sódio  cálcio. No entanto,
se as quantidades ingeridas fossem expressas em
mol, a sequência seria:
e) 1 1010
7. (Pucrs 2013) Analise o texto a seguir:
Ao misturar água e álcool etílico, podem-se
observar alguns fatos curiosos. O mais fácil de
perceber é certa elevação da temperatura. Por
exemplo, ao misturar 100mL de água e 100mL de
etanol em um copo de isopor, observa-se que a
temperatura aumenta cerca de 5ºC. Outro fato
curioso é a variação de volume. Nesse exemplo, o
volume final da mistura é 194mL, e não 200mL,
como se poderia esperar. A densidade do etanol
puro é 0,80g/mL e a densidade da água pura é
1,00g/mL, à temperatura ambiente.
Com base no texto, é correto afirmar, a respeito da
mistura referida, que
Dados: H2O  18; C2H6O  46.
a) a densidade da mistura produzida é superior a
1,00g/mL.
b) em massa, a mistura contém mais de 50% de
etanol.
c) em mols, a quantidade de água é mais de três
vezes maior do que a quantidade de etanol.
d) em cada 100mL dessa solução, existem aproximadamente 9,0 mols de álcool etílico.
e) para separar os componentes dessa mistura, é
possível empregar decantação.
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8. (Enem 2013) O brasileiro consome em média
500 miligramas de cálcio por dia, quando a
quantidade recomendada é o dobro. Uma
alimentação balanceada é a melhor decisão pra
evitar problemas no futuro, como a osteoporose,
uma doença que atinge os ossos. Ela se
caracteriza pela diminuição substancial de massa
óssea, tornando os ossos frágeis e mais
suscetíveis a fraturas.
Para calcular massas molares relevantes,
aproxime as massas atômicas de valores inteiros.
10. (Unesp 2012) A ductilidade é a propriedade de
um material deformar-se, comprimir-se ou estirarse sem se romper.
Disponível em: www.anvisa.gov.br. Acesso em: 1
ago. 2012 (adaptado).
Considerando-se o valor de 6  1023 mol1 para a
constante de Avogadro e a massa molar do cálcio
igual a 40 g/mol, qual a quantidade mínima diária
de átomos de cálcio a ser ingerida para que uma
pessoa supra suas necessidades?
a) 7,5  1021
b) 1,5  1022
c) 7,5  1023
A prata é um metal que apresenta excelente
ductilidade e a maior condutividade elétrica dentre
todos os elementos químicos. Um fio de prata
possui 10 m de comprimento (l) e área de secção
transversal (A) de 2,0  107 m2 .
25
d) 1,5  10
e) 4,8  1025
9. (Ufmg 2012) O tipo mais comum de cálculo
renal — popularmente conhecido como ―pedra nos
rins‖ — é formado por oxalato de cálcio, ou
etanodioato de cálcio, que se precipita no trato
urinário, quando as concentrações de íons cálcio e
oxalato ficam muito elevadas. Íons magnésio
podem, também, estar presentes na urina e, nesse
caso, formar precipitados de oxalato de magnésio.
a) No ácido oxálico, ou ácido etanodioico, cuja
fórmula molecular é C2H2O4, ambos os átomos
de hidrogênio são ionizáveis. Represente a
fórmula estrutural desse ácido, explicitando se
for o caso, a ocorrência de ligações múltiplas.
b) Escreva a equação química balanceada para a
reação de íon oxalato com íon cálcio. Nessa
equação, use a fórmula molecular para
representar o íon oxalato.
c) Para determinar as concentrações de íons cálcio
e magnésio em uma amostra de urina, esses
íons foram precipitados como uma mistura de
oxalatos. Esse precipitado foi, em seguida,
aquecido e decompôs-se, dando origem a uma
mistura de CaCO3 e MgO de massa igual a
0,0450
g.
Dando continuidade ao experimento, aqueceuse essa mistura a uma temperatura mais
elevada e, então, obteve-se um resíduo sólido
de CaO e MgO. de massa igual a 0,0296 g.
Calcule a massa de íons cálcio precipitada na
amostra de urina original.
Considerando a densidade da prata igual a
10,5 g/cm3 , a massa molar igual a 108 g/mol e a
constante de Avogadro igual a 6,0  1023 mol1 , o
número aproximado de átomos de prata nesse fio
será
a) 1,2  1022
b) 1,2  1023
c) 1,2  1020
d) 1,2  1017
e) 6,0  1023
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO:
DADOS:
Massas Atômicas: H  1u; C  12 u;
O  16 u;
N  14 u; C  35,45 u.
Eletronegatividades: H = 2,2; C = 2,5; O = 3,5; N =
3,0; C  3,1.
Números Atômicos: H = 1; C = 6; O = 8; N = 7;
C  17.
Número de Avogadro: 6,02  1023.
11. (Unisinos 2012) Em relação ao significado das
notações químicas, assinale a alternativa correta.
18
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a) A notação 3H indica 3 moléculas de hidrogênio.
b) 1 mol de moléculas de C10H4N2 contém 10 mols
de átomos de carbono, 4 mols de átomos de
hidrogênio e 2 mols de átomos de nitrogênio.
c) A notação 3H2 indica 6 moléculas de
hidrogênio.
d) Uma molécula de C10H4N2 contém uma massa
de 152 g.
e) A notação 2C10H4N2 indica 2 moléculas de uma
substância com um total de 16 átomos.
12. (Unesp 2011) Um paciente infectado com vírus
de um tipo de herpes toma, a cada 12 horas, 1
comprimido de um medicamento que contém 125
mg do componente ativo penciclovir.
b) Apenas 2.
c) Apenas 3.
d) Apenas 2 e 3.
e) 1, 2 e 3.
14. (Uerj 2010)
Para evitar a ingestão de
quantidades excessivas de sódio, foi desenvolvido
o sal light, no qual parte do cloreto de sódio é
substituído por cloreto de potássio.
Os quadros abaixo comparam as informações
nutricionais para porções iguais de dois tipos de
sal:
Sal tradicional
Constituinte
Quantidade por
porção
sódio
368,0 mg
potássio
-
Sal light
–1
Dados: Massa molar (g.mol ): H = 1; C = 12; N =
14; O = 16.
23
–1
Constante de Avogadro: N = 6,02 × 10 mol .
Dê a fórmula molecular e a massa molar do
penciclovir e calcule o número de moléculas desse
componente que o paciente ingere por dia.
13. (Ufrgs 2010) Considere o enunciado a seguir e
as três propostas para completá-lo.
Em
dada
situação,
substâncias
gasosas
encontram-se
armazenadas,
em
idênticas
condições de temperatura e pressão, em dois
recipientes de mesmo volume, como representado
a seguir.
Gás carbônico
(CO2)
Recipiente 1
Gás nitrogênio (N2)
+
Gás oxigênio (O2)
Recipiente 2
Nessa situação, os recipientes 1 e 2 contêm
1 - o mesmo número de moléculas.
2 - a mesma massa de substâncias gasosas.
3 - o mesmo número de átomos de oxigênio.
Quais propostas estão corretas?
a) Apenas 1.
Constituinte
Quantidade por
porção
sódio
184,0 mg
potássio
249,6 mg
Além desses cloretos, não há outros compostos de
cloro, sódio ou potássio nos sais.
A redução percentual do íon cloro no sal light em
relação ao sal tradicional é igual a:
Dados: Na = 23; K = 39.
a) 10%
b) 20%
c) 40%
d) 50%
15. (Fuvest) A dose diária recomendada do elemento
cálcio para um adulto é de 800mg. Suponha certo
suplemento nutricional a base de casca de ostras que seja
100% CaCOƒ. Se um adulto tomar diariamente dois
tabletes desse suplemento de 500mg cada, qual
porcentagem de cálcio da quantidade recomendada essa
pessoa está ingerindo?
massas molares (g/mol)
Ca ........................... 40
O ............................. 16
C ............................. 12
a) 25 %
b) 40 %
c) 50 %
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d) 80 %
e) 125 %
16. (Fuvest) O aspartame, um adoçante artificial, pode
ser utilizado para substituir o açúcar de cana. Bastam 42
miligramas de aspartame para produzir a mesma
sensação de doçura que 6,8 gramas de açúcar de cana.
Sendo assim, quantas vezes, aproximadamente, o
número de moléculas de açúcar de cana deve ser maior
do que o número de moléculas de aspartame para que
tenha o mesmo efeito sobre o paladar?
Dados:
massas molares aproximadas (g/mol)
açúcar de cana: 340
adoçante artificial: 300
a) 30
b) 50
c) 100
d) 140
e) 200
a) 6,0 x 10-£¤
b) 1,7 x 10-¢¨
c) 2,1 x 10ª
d) 4,3 x 10¢¦
e) 1,7 x 10£¡
19. (Ufpr) O colesterol desempenha funções importantes
nos processos biológicos, mas sua concentração no
sangue deve ser controlada, para prevenir doenças
cardiovasculares. No Brasil, recomenda-se manter a
concentração de colesterol abaixo de 200 miligramas por
100 mililitros de sangue; na Europa, este limite é de 5,18
milimols por litro de sangue. A figura a seguir contém
algumas informações sobre o colesterol.
17. (Uem) Assinale a(s) alternativa(s) correta(s).
01) Tendo uma solução não saturada e homogênea de
sulfato de cobre em água, pode-se separar a água por
destilação simples.
02) Considerando as CNTP e o dióxido de carbono como
um gás ideal, a combustão completa de 6,02 x 10£¤
moléculas de metano formará 22,4 L de dióxido de
carbono.
04) Uma molécula de HCØ tem massa aproximada de
36,5 gramas. (Dados: H = 1; CØ = 35,5)
08) Um mol de moléculas de amônia apresenta 1 átomo
de nitrogênio e 3 átomos de hidrogênio.
16) No gás cloro e no fluoreto de cálcio, as ligações são
iônica e covalente, respectivamente.
32) Uma partícula alfa (‘) é o núcleo do átomo de
Hélio.
18. (Uff) Feromônios são compostos orgânicos
secretados pelas fêmeas de muitos insetos para
determinadas funções, dentre as quais a de acasalamento.
Um determinado feromônio, utilizado com esta
finalidade, tem fórmula molecular C‣Hƒ•O e,
normalmente, a quantidade secretada é cerca de 1,0 x
10-¢£ g.
Pode-se afirmar que o número de moléculas existentes
nessa massa é:
(Dados: C = 12; H = 1; O = 16)
Dados:
massas molares: C = 12g; H = 1g; O = 16g
Sobre as informações acima, é correto afirmar:
(01) O colesterol apresenta a função fenol.
(02) A massa molar do colesterol dada (386g) é diferente
da massa calculada com base na fórmula molecular
(C‚‡H„†O).
(04) A molécula do colesterol contém 2 átomos de
carbono hibridados sp£.
(08) Na fórmula estrutural apresentada acima, está
faltando uma ligação no átomo de carbono da hidroxila.
(16) No Brasil e na Europa recomenda-se manter a
concentração abaixo de 3,5×10£¢ moléculas de colesterol
por litro de sangue.
(32) A concentração máxima de colesterol recomendada
na Europa é maior que a recomendada no Brasil.
Soma (
)
20. (Ufsc) Considere os elementos químicos hidrogênio,
potássio, hélio, cálcio e carbono.
Dados
Massas molares (g/mol): H = 1,01; He = 4,00
20
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A respeito dos mesmos é CORRETO afirmar que:
01. Um mol de átomos de hélio tem o dobro da massa de
um mol de moléculas de hidrogênio.
02. Os átomos dos elementos cálcio e potássio são
isótopos.
04. Átomos de hidrogênio podem receber ou
compartilhar elétrons, para adquirirem a configuração do
gás nobre hélio.
08. Os símbolos dos elementos em questão são: H, Po,
He, Ca e C, respectivamente.
16. A unidade unificada de massa atômica (u) representa,
atualmente, a massa de uma fração igual a 1/12 do
isótopo 12 de um átomo de carbono.
32. A configuração eletrônica do cálcio, no estado
fundamental, é 1s£ 2s£ 2p§ 3s£ 3p§ 4s£.
21. (Unb) Os microprocessadores atuais são muito
pequenos e substituíram enormes placas contendo
inúmeras válvulas. Eles são organizados de forma que
apresentem determinadas respostas ao serem percorridos
por um impulso elétrico. Só é possível a construção de
dispositivos tão pequenos devido ao diminuto tamanho
dos átomos. Sendo estes muito pequenos, é impossível
contá-los. A constante de Avogadro - e não o número de
Avogadro - permite que se calcule o número de
entidades - átomos, moléculas, fórmulas unitárias etc. presentes em uma dada amostra de substância. O valor
dessa constante, medido experimentalmente, é igual a
6,02×10£¤mol-¢. Com relação ao assunto, julgue os
seguintes itens.
(0) A constante de Avogadro é uma grandeza, sendo,
portanto, um número (6,02×10£¤) multiplicado por uma
unidade de medida (mol-¢).
(1) A constante de Avogadro, por ser uma grandeza
determinada experimentalmente, pode ter seu valor
alterado em função do avanço tecnológico.
(2) Massas iguais de diferentes elementos químicos
contêm o mesmo número de átomos.
(3) Entre os elementos químicos, o único que, em
princípio, não está sujeito a uma variação de massa
atômica é o isótopo do carbono de massa 12,00˜.
22. (Unb) Considere uma amostra de 180 mL de água
destilada, com densidade igual a 1 kg/L, contida em um
copo. Sabendo que M(H) = 1 g/mol e M(O) = 16 g/mol,
julgue os itens a seguir.
(1) No copo, encontram-se 18,06 x 10£¥ átomos.
(2) O número de moléculas contidas no copo é igual ao
número de átomos encontrados em uma amostra de 120
g de carbono - 12.
(3) Para se produzir a quantidade de água contida no
copo, é preciso reagir totalmente 30 g de H‚ com 150 g
de O‚.
(4) A massa molecular de água no copo é igual a 180 g.
23. (Unesp) Peixes machos de uma certa espécie são
capazes de detectar a massa de 3,66 x 10-©g de 2-feniletanol, substância produzida pelas fêmeas, que está
dissolvida em 1 milhão de litros de água. Supondo-se
diluição uniforme na água, indique o número mínimo de
moléculas de 2-fenil-etanol por litro de água, detectado
pelo peixe macho.
(Dados: Massa molar do 2-fenil-etanol = 122 g/mol.
Constante de Avogadro = 6,0 x 10£¤ moléculas/mol.)
a) 3 x 10-¢§.
b) 3,66 x 10-©.
c) 1,8 x 10©.
d) 1,8 x 10££.
e) 6,0 x 10£¤.
24. (Unesp) As hemácias apresentam grande quantidade
de hemoglobina, pigmento vermelho que transporta
oxigênio dos pulmões para os tecidos. A hemoglobina é
constituída por uma parte não protéica, conhecida como
grupo heme. Num laboratório de análises foi feita a
separação de 22,0mg de grupo heme de uma certa
amostra de sangue, onde constatou-se a presença de
2,0mg de ferro. Se a molécula do grupo heme contiver
apenas um átomo de ferro [Fe=56g/mol], qual a sua
massa molar em gramas por mol?
a) 154.
b) 205.
c) 308.
d) 616.
e) 1 232.
25. (Unesp) Por ocasião das comemorações oficiais dos
quinhentos anos do descobrimento do Brasil, o Banco
Central lançou uma série de moedas comemorativas em
ouro e prata. Uma delas, cujo valor facial é de R$ 20,00,
foi cunhada com 8,00 g de "ouro 900", uma liga metálica
que contém 90 % em massa de ouro. Conhecendo o
número de Avogadro - NA = 6,0.10£¤ - e sabendo que a
massa molar do ouro é 197 g.mol-¢, pode-se afirmar que
numa dessas moedas existem
a) 22,4 átomos de ouro.
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b) 7,2.10¤ átomos de ouro.
c) 6,0.10£¤ átomos de ouro.
d) 2,2.10££ átomos de ouro.
e) 7,2 átomos de ouro.
d) no cubo de ouro existem aproximadamente 7 vezes
mais átomos do que no cubo de alumínio.
e) no cubo de alumínio existem aproximadamente 7
vezes mais átomos do que no cubo de ouro.
26. (Unifesp) O rótulo de um frasco contendo um
suplemento vitamínico informa que cada comprimido
contém
6,0×10­§
gramas
de
vitamina
B‚
(cianocobalamina). Esta vitamina apresenta 1 mol de
cobalto por mol de vitamina e sua porcentagem em peso
é de aproximadamente 4%. Considerando a constante de
Avogadro 6,0×10£¤mol-¢ e a massa molar de cobalto
60g/mol, qual o número aproximado de átomos de
cobalto que um indivíduo ingere quando toma
comprimidos?
a) 4,8 × 10¢¦.
b) 2,4 × 10¢¦.
c) 4,8 × 10¢£.
d) 2,4 × 10¢£.
e) 4,8 × 10¨.
Exercícios de Fixação - Cálculos de Fórmulas
1. (Unicamp) Sabe-se que 1,0 mol de um composto
contém 72g de carbono(C), 12 mols de átomos de
hidrogênio(H) e 12x10£¤ átomos de oxigênio(O).
Admitindo-se o valor da constante de Avogadro como
sendo 6,0x10£¤mol-¢ e com base na Classificação
Periódica dos elementos, escreva:
a) A fórmula molecular do composto.
b) A fórmula mínima do composto.
2. (Ime) O nitrogênio forma cinco diferentes óxidos. A
análise centesimal de amostras desses óxidos forneceu os
resultados a seguir:
27. (Ufv) A seguir estão representados um cubo do metal
alumínio e um cubo do metal ouro, ambos com um
volume de 1,0cm¤.
Dados: massas atômicas: O= 16,00, N= 14,00
Determine, a partir destes dados:
a) a fórmula mínima de cada um;
b) a(s) nomenclatura(s) correspondente(s) de cada óxido.
A 25°C, a densidade do alumínio é 2,7g/cm¤ e a do ouro
é 18,9g/cm¤. De acordo com estas informações e as
massas atômicas encontradas na tabela periódica, podese afirmar que:
Dados: AØ = 27 u; Au = 197 u
a) o número de átomos é aproximadamente o mesmo nos
dois cubos.
b) no cubo de alumínio existem aproximadamente
2,7×10£¤ átomos.
c) no cubo de ouro existem aproximadamente 1,9×10£¤
átomos.
3. (Uff) Por muitos anos, os aborígenes da Austrália
usaram folhas de eucalipto para combater dores, em
particular, a de garganta. O componente ativo dessas
folhas foi identificado como EUCALIPTOL, cuja massa
molar é 154,0 g.
Ao se analisar uma amostra de eucaliptol com 3,16 g,
encontrou-se o seguinte resultado: C=2,46g; H=0,37g;
O=0,33 g.
Considere essas informações e determine:
a) a fórmula molecular do eucaliptol;
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b) a massa, em grama, de H‚O produzida na combustão
completa da amostra.
4. (Uff) A dieta que um endocrinologista recomendou
para um paciente permite a ingestão diária de 300 g de
determinado alimento que contém 0,17% de carboidrato,
cuja queima diária libera 2kcal. Tal carboidrato contém
40,0% de carbono, 6,67% de hidrogênio e seu calor de
combustão é 706,0 kcal.mol-¢.
Determine a fórmula molecular desse carboidrato.
5. (Ufg) O Parque Nacional das Emas, localizado no
extremo sudoeste do Estado de Goiás, é caracterizado
pelo agrupamento de cupinzeiros, que servem como
local de desenvolvimento de larvas de vaga-lumes. Pela
emissão de luz, elas atraem outros insetos que lhes
servem de alimento. Esse fenômeno de emissão de luz é
chamado de bioluminescência e ocorre, principalmente,
pela oxidação de uma substância química conhecida por
luciferina, representada a seguir:
a) Com base na proporção (em massa) de nitrogênio em
cada um dos fertilizantes, indique qual deles é o mais
barato? Justifique.
b) O sulfato de amônio pode ser obtido industrialmente
pela reação do carbonato de amônio com o sulfato de
cálcio. Escreva a equação que descreve esta reação
química.
7. (Unesp) A nicotina contém 73,5% de carbono, 8,6%
de hidrogênio e 17,3% de nitrogênio. Sabe-se que este
composto contém dois átomos de nitrogênio por
molécula. Quais são as fórmulas empírica e molecular da
nicotina.
Dados:
Massas atômicas: C = 12 H = 1 N = 14
8. (Unesp) Um hidrocarboneto CÖHÙ é queimado em
excesso de oxigênio, segundo a reação:
Determine a fórmula molecular, a massa molecular e a
composição percentual da luciferina.
Dados: O = 16; H = 1; C = 12; N = 14; S = 32.
6. (Ufrj) Nitrogênio é um dos elementos mais
importantes para o desenvolvimento das plantas. Apesar
dos processos naturais de fornecimento do mesmo,
grande parte necessária para a agricultura é suprida
através da adição de fertilizantes. Tais fertilizantes são
comercializados sob forma de uréia, sulfato de amônio e
nitrato de amônio.
A tabela a seguir apresenta os preços desses fertilizantes
por tonelada.
Dados
Massas molares (g/mol): H=1,0; N=14,0; O=16,0;
S=32,0
CÖHÙ + O‚ (excesso) ë x CO‚ + y/2H‚O.
Observou-se que, para cada 1,000g de H‚O, há formação
de 1,955g de CO‚. Determine a fórmula empírica do
hidrocarboneto.
Massas atômicas: H = 1,0; C = 12; O = 16.
9. (UECE–2ª Fase) O aspartame é um adoçante bastante
utilizado na substituição ao açúcar comum. Este
composto é cerca de 200 vezes mais doce que a sacarose.
É consumido por mais de 200 milhões de pessoas em
todo o mundo e está presente em mais de 6000 produtos.
Assinale a alternativa que apresenta corretamente a
porcentagem aproximada de carbono em um mol deste
composto e o número de hidrogênio em uma molécula
deste composto, respectivamente.
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(A) 55,71%; 16
(B) 55,32%; 18
(C) 57,53%; 16
(D) 57,14%; 18
10. (UECE–2ª Fase)
A fórmula empírica de um
composto orgânico de massa 0,86g formado apenas de
carbono, hidrogênio e oxigênio e que, através de uma
combustão completa, produz 2,20g de gás carbônico e
0,9g de água é
(A) C4H10O.
(B) C5H10O.
(C) C4H8O.
(D) C5H12O.
11. (UECE–2ª Fase)
Uma amostra de 25,5 g de
cloreto de cálcio hidratado (CaCl2 . nH2O) foi aquecida
até perder toda a água de hidratação. O resíduo de
cloreto de cálcio anidro tem 11,1 g de massa. Na fórmula
original do sal hidratado, o valor de n é
(A) 0,4.
(B) 0,8.
(C) 4,0.
(D) 8,0.
12. (UECE–2ª Fase)
“O engenheiro fez uma
fogueira e nela colocou as piritas, cuja composição era
carvão, sílica, alumínio e sulfeto de ferro (II). Em dez ou
doze dias, o sulfeto de ferro (II) se transformaria em
sulfato de ferro (II) e o alumínio em sulfato de alumínio,
substância solúvel, ao contrário dos outros produtos da
operação, como a sílica e o carvão.” (A Ilha Misteriosa –
Júlio Verne). A partir das informações do texto e,
também, de seus conhecimentos, assinale o correto.
(A) O sulfato de alumínio anidro tem composição
percentual aproximada de 16 partes de alumínio, 28
partes de enxofre e 56 partes de oxigênio.
(B) A pirita ou ouro de tolo é um minério constituído de
ferro, enxofre e alumínio.
(C) Na hipótese de ocorrer a formação de sulfato de ferro
a partir do sulfeto de ferro, o ferro sofreria uma reação
de redução.
(D) O carvão e o alumínio são substâncias simples e a
sílica é uma mistura heterogênea de quartzo, mica e
feldspato.
13. (Unicamp) A dor pode resultar do rompimento de
tecidos onde se formam várias substâncias, como as
prostaglandinas,
que
a
potencializam.
Fundamentalmente, essas moléculas apresentam um anel
saturado de cinco átomos de carbono, contendo duas
cadeias laterais vizinhas, sendo que cada uma possui
uma dupla ligação. Uma das cadeias laterais contém sete
átomos de carbono, incluindo o carbono de um grupo
ácido carboxílico terminal e a dupla ligação entre os
carbonos 2 e 3 a partir do anel. A outra cadeia contém
oito átomos de carbono, com um grupo funcional
hidroxila no terceiro carbono a partir do anel e a dupla
ligação entre os carbonos 1 e 2 a partir do anel.
a) Desenhe a fórmula estrutural da molécula descrita no
texto.
b) Identifique com um círculo, na fórmula do item a, um
carbono assimétrico.
c) Calcule a massa molar da prostaglandina.
14. (Unifesp) Existem diferentes formas pelas quais a
água pode fazer parte da composição dos sólidos,
resultando numa grande variedade de substâncias
encontradas na natureza que contêm água ou elementos
que a formam. A água de estrutura é denominada de
água de hidratação, que difere muito da água de absorção
ou adsorção. A água de constituição é uma forma de
água em sólidos, que é formada quando estes se
decompõem pela ação de calor.
a) O NaHCOƒ e Ca(OH)‚ são sólidos que apresentam
água de constituição. Escreva as equações, devidamente
balanceadas, que evidenciam essa afirmação, sabendo-se
que na decomposição do bicarbonato de sódio é
produzido um óxido de caráter ácido.
b) No tratamento pós-operatório, um medicamento usado
para estimular a cicatrização é o sulfato de zinco
hidratado, ZnSO„ . xH‚O. A análise desse sólido indicou
43,9 % em massa de água. Determine neste composto o
número de moléculas de água por fórmula unitária.
Dadas massas molares (g/mol):
ZnSO„ = 161,5 e H‚O = 18,0.
15. (Fgv) Compostos hidratados são sólidos que
apresentam moléculas de água em sua estrutura e são
mais comuns do que se imagina. Um exemplo disso são
os tetos dos cômodos de nossas casas, que podem estar
rebaixados com placas de gesso, que contêm o sulfato de
cálcio diidratado, CaSO„ . 2H‚O. A determinação do
grau de hidratação é feita experimentalmente. No
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laboratório, um aluno pesou 1,023 g de um composto
hidratado de coloração vermelha e aqueceu o sólido num
cadinho de porcelana até desidratação completa, obtendo
0,603 g de sulfato de cobalto(II) anidro, CoSO„, que tem
coloração azul. Após fazer corretamente os cálculos, o
aluno descobriu que o nome do composto hidratado era
a) sulfato de cobalto(II) triidratado.
b) sulfato de cobalto(II) tetraidratado.
c) sulfato de cobalto(II) pentaidratado.
d) sulfato de cobalto(II) hexaidratado.
e) sulfato de cobalto(II) heptaidratado.
16. (Uff) No combate à dor e à febre, um medicamento
muito utilizado é a aspirina, cuja composição centesimal
é: C=60,00%, H=4,44% e O=35,56%.
Sabendo-se que em uma amostra de aspirina com 0,18 g
de massa existem 6,02 × 10£¡ moléculas, conclui-se que
a fórmula molecular desse composto é:
a) C‣H†Oƒ
b) C•H„O…
c) C³H‚Oƒ
d) C‣H•O„
e) C•H•O„
17. (Uff) A cada lançamento das coleções de moda praia,
surgem polêmicas sobre uma grande inimiga das
mulheres: a celulite, que não poupa nem as modelos. A
lipodistrofia - nome científico da celulite - é um
fantasma difícil de ser espantado. Por isso, a guerra
contra a celulite só pode ser ganha com um conjunto de
ações. A indústria de cosméticos e a farmacêutica não
param de fazer pesquisas. As novidades giram em torno
do DMAE, da cafeína, da centelha asiática e do retinol.
(Adaptado da revista "VIDA", "Jornal do
Brasil", 21/08/2004).
Observe as fórmulas estruturais da Cafeína e do Retinol
(Vitamina A).
Considerando as fórmulas apresentadas, assinale a opção
correta.
a) A fórmula molecular do retinol é C‚OH‚•O‚ e seu
percentual de carbono é 80%.
b) O retinol e a cafeína são isômeros geométricos em
razão das duplas ligações que ocorrem em suas cadeias
carbônicas.
c) Sendo a fórmula molecular da cafeína C•H³N„O‚ ,
seu percentual de carbono é, aproximadamente, 50%.
d) O retinol é um álcool aromático.
e) A cafeína é uma cetona, pois apresenta duas
carbonilas.
18. (Unesp) Um mol do adoçante aspartame, de fórmula
molecular C„H•N‚O…, reage estequiometricamente com
dois mols de água para formar um mol de ácido aspártico
(C„H‡NO„), 1 mol de metanol (CHƒOH) e 1 mol de
fenilalanina. Com base nestas informações, conclui-se
que a fórmula molecular da fenilalanina é
a) C„H•N‚O…
b) C‣HNO‚
c) C•H„N‚O•
d) C„H‡NO„
e) CHƒNO
19. (Unesp) O ferro é um elemento químico usado na
confecção de utensílios há séculos. Um dos problemas
para sua utilização é a tendência à oxidação. Dentre os
produtos de oxidação possíveis, dois óxidos - óxido 1 e
óxido 2 - apresentam, respectivamente, 70,0% e 77,8%
em ferro. Dadas as massas molares Fe = 56 g×mol-¢ e O
= 16 g×mol-¢, as fórmulas mínimas para os óxidos 1 e 2
são, respectivamente:
a) Fe‚Oƒ e FeO.
b) Fe‚Oƒ e FeƒO„.
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c) FeƒO„ e Fe‚Oƒ.
d) FeƒO„ e FeO.
e) FeO e Fe‚Oƒ.
20. (Unesp) No início do século passado, foram
desenvolvidas diversas armas químicas, dentre as quais o
gás fosgênio. Sabe-se que 9,9 g deste gás ocupam 2,24
L, nas condições normais de temperatura e pressão, e
que é constituído apenas por átomos de carbono,
oxigênio e cloro. Dadas as massas molares C = 12
g×mol-¢, O = 16 g×mol-¢e CØ = 35,5 g×mol-¢, a fórmula
mínima correta para este gás é:
a) C‚OCØ‚.
b) C‚OCØ.
c) COƒCØ.
d) COCØ‚.
e) CO‚CØ‚.
21. (Unifesp) Estanho e iodo reagem quantitativamente
formando um produto, cuja fórmula pode ser
determinada reagindo-se quantidades conhecidas de iodo
(dissolvido em um solvente) com excesso de estanho e
determinando-se a massa do metal remanescente após a
reação. Os resultados de uma experiência foram:
massa de iodo utilizado: 5,08 g
massa inicial de estanho: 4,18 g
massa final de estanho: 3,00 g
Dadas as massas molares, em g/mol, Sn=118 e I=127,
pode-se concluir que a fórmula mínima do composto
obtido é
a) SnI.
b) SnI‚.
c) SnIƒ.
d) SnI„.
e) SnI….
22. Verifica-se experimentalmente que uma substância Y
contém 30,17% de C, 3,13% de H e 66,7% de Cl. Qual é
a sua fórmula estequiométrica ou mínima? (massas
atômicas: C = 12,0; H = 1,0; Cl = 35,5)
23. (UFV-MG) Uma substância pura de massa igual a
32,00 g foi submetida à análise elementar e verificou-se
que continha 10,0 g de cálcio, 6,08 g de carbono e 15,92
g de oxigênio.
A) Qual o teor (porcentagem) de cada elemento na
substância?
B) Qual a fórmula mínima da substância?
(Massas atômicas: Ca = 40,0; C = 12,0; O = 16,0)
24. (CESGRANRIO-RJ) A análise elementar de um
composto orgânico oxigenado produziu 40,67 gramas de
carbono, 8,47 g de hidrogênio e 23,73 g de nitrogênio.
Com esses dados, determine:
A) A fórmula mínima ou empírica desse composto.
B) A sua fórmula molecular, sabendo-se que seu peso
molecular é 118u.
25. Determine a fórmula de um sal hidratado cuja
massa mol é igual a 322 g/mol e que encerra:
14,3% de Na, 9,9% de S, 70,0% de O e 6,21% de
H. Sabe-se que todo o H do sal está sob forma de
H2O (água de cristalização). (MA: Na = 23; S = 32;
O = 16; H = 1)
26. Amostra de 3,87mg de ácido ascórbico (vitamina C)
dá 5,80 mg de CO2 e 1,58 mg de H2O numa análise de
combustão. O ácido ascórbico só contém C, H e O.
a) Qual a composição percentual (% de cada elemento)
deste composto?
b) Qual a sua fórmula mínima?
c) Qual a sua fórmula molecular sabendo que a sua
massa molar é 176 g/mol?
GABARITO - Cálculos Químicos
Resposta da questão 1:
[C]
Cálculo da quantidade de átomos que um
recipiente selado de 22,4 L, contendo H2, mantido
a 2 atm e 273 K:
P V  nR T
R  cons tan te
De acordo com a tabela :
T  cons tan te
V  cons tan te
V
RT
n  k P
n  P
n  k  2  2k
Para o hidrogênio (H2 ) :
n  2  2k  4k
O número de mols é diretamente proporcional à
pressão, então:
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n
Gás
T
(K)
P
(atm)
V (l)
n
(mol)
1
2
3
4
5
O3
Ne
He
N2
Ar
273
273
273
273
273
1
2
4
1
1
22,4
22,4
22,4
22,4
22,4
k
2k
4k
k
k
Áto
mos
(mol)
3k
2k
4k
2k
k
O gás do recipiente 3 (He) contém a mesma
quantidade de átomos que um recipiente selado de
22,4 L, contendo H2, mantido a 2 atm e 273 K, ou
seja, 4k átomos.
1m2
M
______
620  104 m2
M  4,65g.
n
 mNaC
substituída
por KC
______
______
100000g
3,72g
n  22,4  1018 moléculasde celulose, aproximadamente.
Com a substituição do cloreto de sódio pelo cloreto
de potássio, o número de íons sódio diminui no sal
light.
Resposta da questão 4:
01 + 02 + 08 = 11.
[01] Verdadeira. Para calcularmos a densidade da
medalha, devemos inicialmente calcular o
volume do cilindro:
VCILINDRO  π  r 2  h  3,14  (42,5  103 )2  7  103
res tan te
39,7  103 m3 39,7cm3
Agora é possível calcularmos a densidade
aproximada da medalha:
m 375
d 
9,45g / cm3
V 39,7
 mKC
res tan te
______
6,02  1023 moléculas de celulose
Obtém-se um sal de cozinha do tipo light
(NaC  KC ) substituindo-se uma parte do sal
comum (NaC ) por cloreto de potássio.
msal light  mNaC
75g
Portanto, a massa de celulose no papel é de
3,72g (80% da massa total).
Resposta da questão 2:
[D]
msal de cozinha  mNaC
Resposta da questão 3:
a) C6H12O6.
b) Na celulose, observamos as funções álcool e
éter.
c) Trata-se de uma reação de polimerização por
condensação, na qual há perda de moléculas de
água.
d) Massa da folha:
adicionada
Como as massas são iguais, teremos :
m  msal de cozinha  msal light
Então :
 mNaC
mNaC
substituída
por KC
res tan te
substituída
por KC
adicionada
 MNaC  nKC
substituído
por KC
nNaC
substituído
por KC
(n 
[02] Verdadeira. Na medalha de ouro há 6,16% de
cobre:
100% ______ 400g
 mKC
res tan te
 mKC
mNaC
n NaC
 mNaC
adicionada
m
 m  n  M)
M
6.16% ______ m
m  24,64g
 MKC
[04] Falsa. Supondo uma massa M das medalhas,
teremos as seguintes relações:
Cálculo do número de mol de ouro na
―medalha de ouro‖:
1 mol de átomos de Au ______ 197g
adicionado
 nKC
adicionado

MKC
MNaC
nAu ______ 0,0134M 1,34% da massa da medalha 
Como MKC  MNaC
nNaC
 nKC
substituído
por KC
nAu 
adicionado
Conclui-se que o sal de cozinha possui maior
quantidade de íons cloreto ou que o sal light possui
menor quantidade de íons cloreto.
0,0134M
mol
197
Cálculo do número de mol de zinco na
―medalha de bronze‖:
1 mol de átomos de Zn ______ 65,4g
nZn ______ 0,025M  2,5% da massa da medalha 
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nZn 
D  200 nm  200  109 m  200  107 cm
0,025M
mol
65,4
200  107
cm  105 cm
2
4
4
Vnanopartícula   R3   3,14  105 cm
3
3
R
[08] Verdadeira.
Numa medalha de bronze com 400g há 2g de
estanho (0,5% em massa). Assim:
1 mol de átomos de Sn ______ 118,7g
nSn ______ 2g
nSn


3
Vnanopartícula  4,19  1015 cm3  4,19  1015 mL
Vfármaco  0,50  4,19  1015 mL  2,09  10 15 mL
0,017 mol
1 mL(fármaco)
[16] Falsa. O estanho é um metal representativo
pertencente ao grupo 14 (família 4A).
[32] Falsa. Em todas as ligas metálicas, os átomos
constituintes unem-se por meio de ligações
metálicas, e não ligações iônicas.
2,09  1015 mL(fármaco)
mfármaco  2,09  10
15
1g
mfármaco
g
1 mol(fármaco)
105 g
n mol(fármaco)
2,09  1015 g
n  2,09  1020 mol
Resposta da questão 5:
[C]
Cálculos necessários:
Resposta da questão 7:
[C]
Cátion potássio:
1 mol
39 g
n
K
n
K

Cálculo da massa de etanol em 100 mL:
de tanol  0,80 g / mL
320  103 g
 8,2  103 mol
1 mL de e tanol
100 mL de e tanol
ne tanol 
Cátion cálcio:
1 mol
40 g
n
Ca2
n
Ca2
40  103 g
Na
n
Na
 1,0  103 mol
40  103 g
1 mL de água
1,00 g de água
100 g de água
m 100

 5,555 mols
M 18
5,55
 3,194
1,739
 1,74  103 mol
K
m 80

 1,739 mol
M 46
100 mL de água
nágua 
A sequência seria: n
80 g de e tanol
Cálculo da massa de água em 100 mL:
dágua  1,00 g / mL
Cátion sódio:
1 mol
23 g
n
0,80 g de e tanol
n
Na
n
Ca2 .
Conclusão: em mols, a quantidade de água é mais
de três vezes maior do que a quantidade de etanol.
Resposta da questão 6:
Questão anulada no gabarito oficial.
Resposta da questão 8:
[B]
A quantidade recomendada é o dobro de 500 mg
por dia, ou seja, 1000 mg de cálcio por dia, então:
28
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1000 mg  1000  103  1 g
A partir do valor da densidade, teremos:
6  1023 átomos de Ca
40 g de cálcio
1 g de cálcio
nCa
1 cm3
10,5 g
2 cm3
m
m  21 g
nCa  0,15  1023  1,5  1022 átomos de cálcio
108 g
Resposta da questão 9:
a) Fórmula estrutural plana do ácido oxálico ou
etanodioico:
21 g
6,0  1023 átomos de prata
n
n  1,16666  1023 átomos de prata
n  1,2  1023 átomos de prata
Resposta da questão 11:
[B]
1 mol de moléculas de C10H4N2 contém:
b) Equação química balanceada para a reação de
1mol  (C10H4N2 )
10 mols de átomos de carbono
4 mols de átomos de hidrogênio
2 mols de átomos de nitrogênio
íon oxalato (C2O42 ) com íon cálcio (Ca2 ) :
C2O42 (aq)  Ca2 (aq)  C2O4Ca(s)
ou
C2O42 (aq)  Ca2 (aq)  CaC2O4 (s)
c) Subtraindo-se a massa da mistura após o
aquecimento da massa da mistura antes do
aquecimento, obtém-se a massa de gás
carbônico liberada e, consequentemente, o
número de mols de CO2 .
Resposta da questão 12:
A partir da fórmula estrutural teremos:
Fórmula molecular: C10H15O3N5 ou C10H15N5O3
Massa molar = 10  12 + 15  1 + 3  16 + 5  14 =
-1
253 g.mol
O paciente toma a cada 12 horas um comprimido,
logo em um dia toma 2 comprimidos, que
-3
equivalem a 2  125 mg (250  10 g).
Δm  0,0450 g  0,0296 g  0,0154 g
mCO2  0,0154 g
mCO2
nCO2 
MCO2
1 mol Ca2
3,5  10
n
Ca
m
2
Ca2
4

Ca2 
M
0,0154
 3,5  104 mol
44
253 g  6,02  10 moléculas
-3
250  10 g  y
20
y = 5,95  10 moléculas.
23
1 mol CO2
O paciente ingere por dia 5,95  10 moléculas do
penciclovir.
20
3,5  104 mol
mol
m

 3,5  104 mol 
Ca2
Resposta da questão 13:
[A]
m
Ca2 
40
 3,5  104  40  0,014 g  1,4  10 2 g
De acordo com a hipótese de Avogadro, nas
mesmas condições de temperatura e pressão o
mesmo volume será ocupado pelo mesmo número
de moléculas.
Resposta da questão 10:
[B]
Resposta da questão 14:
[A]
Cálculo do volume do fio:
V  A   2,0  107 m2  10 m  2,0  106 m3
No sal tradicional:
368  103
n(sódio) 
 16  103 mol  n(cloro)  16  103 mol
23
1 m3  106 cm3
V  2 cm3
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No sal light:
184  103
n(sódio) 
 8  103 mol  n(cloro)  8  10 3 mol
23
249,6  103
n(potássio) 
 6,4  103 mol  n(cloro)  6,4  103 mol
39
n(cloro)  8  103  6,4  103  14,4  103 mol
5- N‚O…
b) monóxido de dinitrogênio
monóxido de nitrogênio
trióxido de dinitrogênio
dióxido de nitrogênio
pentóxido de dinitrogênio
Re dução  16  103  14,4  103  1,6  103 mol de cloro
3. a) C³H•O
b) 3,32 g de H‚O
16  103
1,6  10
100%
3
4. C†H‚O†
r
r  0,10  10 %
5. Fórmula molecular: CH•S‚N‚Oƒ
Massa molecular: 280 u
Composição percentual:
C..........47,14%
H..........2,86%
S...........22,86%
N..........10,00%
O..........17,14%
15. [C]
16. [D]
17. 35
18. [C]
6. a) 1. Percentagem de Nitrogênio em massa em cada
fertilizante:
Uréia: 28/60 x 100 = 47%
Sulfato de amônio: 28/132 x 100 = 21%
Nitrato de amônio: 28/80 x 100 = 100 = 35%
19. 04 = 04
20. 01 + 04 + 16 + 32 = 53
21. V V F V
2. Preços dos fertilizantes por mol:
Uréia: 10§g/60=16.667 mols
R$230,00 / 16.667=R$0,0138 por mol
Sulfato de amônio: 10§g/132=7.576 mols
R$210,00 / 7.576=R$0,0277 por mol
Nitrato de amônio: 10§g/80=12.500 mols
R$335,00 / 12.500=R$0,0268 por mol
Ou seja, o mais barato é a uréia que além de ter o menor
custo por mol, também apresenta a maior percentagem
de nitrogênio. (Comentário: em seguida o nitrato de
amônio, e por fim, o mais caro, o sulfato de amônio.)
b) (NH„)‚ COƒ + CaSO„ ë (NH„)‚SO„+CaCOƒ
22. V V F F
23. [C]
24. [D]
25. [D]
26. [A]
27. [A]
GABARITO - Cálculos de Fórmulas
7. Fórmula mínima: C…H‡N
Fórmula molecular: C³H„N‚
1. a) C†H‚O‚
b) CƒH†O
8. C‚H…
9. [D]
2. a) 1- N‚O
2- NO
3- N‚Oƒ
4- NO‚
10. [B]
30
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11. [B]
15. [D]
12. [A]
16. [D]
13. Observe a figura a seguir.
17. C•H³N„O‚ = 194 u (cafeína)
194 u ------ 100%
96 u ------ p
(carbono)
p = 49,48 % ¸ 50 %
Alternativa [C]
18. [B]
19. [A]
20. [D]
c) Fórmula molecular: C‚³Hƒ„Oƒ.
20 carbonos + 34 hidrogênios + 3 oxigênios = 322
g/mol.
21. [D]
22.
23.
14. a) 2NaHCOƒ ë Na‚COƒ + CO‚ + H‚O
óxido
ácido
Ca(OH)‚ ë CaO + H‚O
24.
25.
b) ZnSO„.xH‚O -------- xH‚O
161,5 g ---------------- x .18 g
100 g ----------------- 43,9 g
x=4
26.
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