curso de química prof. alexandre oliveira química geral ... · pdf filepara...

Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira

1

www.portalepisteme.com.br – e-mail: [email protected]

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 189

www.portalepisteme.com.br

www.cursoanualdequimica.com


2



3


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


4


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


5


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:

18u

19u

20u

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 1H2O

16 e a massa molecular média da água é muito próxima de 18u. Por isso, podemos afirmar que:

18

16 16 16 16 16 16

18 18 18 18 18 18

17 17 17 17 17 17

1 1 1 2

1 1

1 1

2

2

2 2

2

22

21

1

1

1

1

3

33

3

3 3

3

3 3

3

32

2

2

3

19u

20u

21u

20u

21u

22u

20u

21u

22u

21u

22u

23u

22u

23u

24u


6


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 12C contidos em 0,012kg de 12C. Seu

valor é: 6,02.1023 mol–1. Assim como uma dúzia são 12 unidades e uma centena são 100 unidades, um mol são

6,02.1023 unidades.


7


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.


8


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 SO4

2-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.

2 átomos de C

4 átomos de H 1 molécula 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 1 mol 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 2 mols de C2H4


9


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

%pormassa Massadeelemento100%

de elemento Massa totaldaamostra

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.


10


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.


11


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.


12


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 CO2 e todos os átomos de hidrogênio estão nas moléculas de H2O. Deste modo, pelo menos dois entre os elementos originais, CH, estão totalmente separados.


13


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 O = 100% - (39,9% + 6,72%) = 53,4%

4,24mg -------------- 100%

1,69 mg ----------------X% X = 39,9% % de C

4,24mg -------------- 100%

0,29 mg ----------------y% y = 6,7% % de H


14


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%.


15


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. III. 108 vezes mais que o átomo de

12C.

IV. 108 vezes mais que 1/12 do átomo de 12

C. V. 9 vezes mais que um átomo de

12C.

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 isótopo

39K:

I. Um átomo de 39

K pesa aproximadamente 39g. II. Um átomo de

39K tem massa atômica

aproximadamente igual a 39u. III. Um átomo de

39K tem massa aproximadamente

39 vezes maior que a massa do átomo de 12

C. IV. Um átomo de


igual a 3,25 vezes a massa de um átomo de 12

C. V. 12 átomos de


igual à de 39 átomos de 12

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 03. O cloro é formado de dois isótopos (

35Cl e

37Cl)

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 esse elemento é formado pelos isótopos

63Cu e

65Cu, 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 (isótopo 10Ne

22). Calcule:

a) a quantidade de 10Ne22

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. 09. 1,2.10

20 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 cálcio, (Ca

2+)3(PO4

3−)2.

Calcule: a) a quantidade de fosfato de cálcio; b) a quantidade de íons Ca

2+;

c) o número de íons PO43−

; 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)


16


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) 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 igual a 400g.mol

–1 e que as massas atômicas são:

fe = 56; S = 32, e O = 16. 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. 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

1. (Fuvest 2014) A tabela abaixo apresenta informações sobre cinco gases contidos em recipientes separados e selados.

Recipiente

Gás Temperatura (K)

Pressão (atm)

Volume (l)

1 O3 273 1 22,4

2 Ne 273 2 22,4

3 He 273 4 22,4

4 N2 273 1 22,4

5 Ar 273 1 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

e) 5 TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: Leia o texto: 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. 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. 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.

Informação adicional – Número de Avogadro:

236,02 10 .

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.


17


d) considere que esta folha de papel da sua prova possua cerca de 620 cm

2 e que o papel tenha

gramatura de 75 g/m2. 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 em: <www.Iondon2012.com/medals/about/>. [Adaptado] Acesso em: 20 ago. 2012. 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 é de aproximadamente 9,4 g/cm

3.

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:

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: 51 10 g / mol

Densidade do fármaco: 1 g/mL

3,14π

a) 108 10

b) 106 10

c) 104 10

d) 102 10

e) 101 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: 2 2 6H O 18; C H O 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 aproxi-madamente 9,0 mols de álcool etílico.

e) para separar os componentes dessa mistura, é possível empregar decantação.


18


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. Disponível em: www.anvisa.gov.br. Acesso em: 1 ago. 2012 (adaptado).

Considerando-se o valor de 23 16 10 mol 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) 217,5 10

b) 221,5 10

c) 237,5 10

d) 251,5 10

e) 254,8 10

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, aqueceu-se 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.

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 estirar-se sem se romper.

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 7 22,0 10 m .

Considerando a densidade da prata igual a

310,5 g/cm , a massa molar igual a 108 g/mol e a

constante de Avogadro igual a 23 16,0 10 mol , o

número aproximado de átomos de prata nesse fio será

a) 221,2 10

b) 231,2 10

c) 201,2 10

d) 171,2 10

e) 236,0 10

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: 236,02 10 .

11. (Unisinos 2012) Em relação ao significado das notações químicas, assinale a alternativa correta.


19


a) A notação 3H indica 3 moléculas de hidrogênio.

b) 1 mol de moléculas de 10 4 2C H N contém 10 mols

de átomos de carbono, 4 mols de átomos de hidrogênio e 2 mols de átomos de nitrogênio.

c) A notação 23H indica 6 moléculas de

hidrogênio.

d) Uma molécula de 10 4 2C H N contém uma massa

de 152 g.

e) A notação 10 4 22C H N 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.

Dados: Massa molar (g.mol

–1): H = 1; C = 12; N =

14; O = 16. Constante de Avogadro: N = 6,02 × 10

23 mol

–1.

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)

Gás nitrogênio (N2)

+

Gás oxigênio (O2)

Recipiente 1 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.

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

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 %


20


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

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)

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.

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


21


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-fenil-

etanol, 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.


22


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.

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¨.

27. (Ufv) A seguir estão representados um cubo do metal

alumínio e um cubo do metal ouro, ambos com um

volume de 1,0cm¤.

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, pode-

se 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.

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.

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:

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.

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;


23


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:

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

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:

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.


24


(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


25


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„.


26


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 tante

De acordo com a tabela :

T cons tante

V cons tante

Vn P

R T

n k P

2

n k 2 2k

Para o hidrogênio (H ) :

n 2 2k 4k

O número de mols é diretamente proporcional à pressão, então:


27


n Gás T

(K) P

(atm) V (l)

n (mol)

Átomos

(mol)

1 O3 273 1 22,4 k 3k

2 Ne 273 2 22,4 2 k 2 k

3 He 273 4 22,4 4 k 4 k

4 N2 273 1 22,4 k 2k

5 Ar 273 1 22,4 k 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. Resposta da questão 2: [D] Obtém-se um sal de cozinha do tipo light

(NaC KC ) substituindo-se uma parte do sal

comum (NaC ) por cloreto de potássio.

Com a substituição do cloreto de sódio pelo cloreto de potássio, o número de íons sódio diminui no sal light.

sal de cozinha NaC NaCsubstituída res tantepor KC

sal light NaC KCres tante adicionada

sal de cozinha sal light

NaC NaCsubstituída res tantepor KC

m m m

m m m

Como as massas são iguais, teremos :

m m m

Então :

m m

NaCres tante

m

NaC KCsubstituído adicionadopor KC

KCadicionada

NaC KCsubstituída adicionadapor KC

NaC KC

m

mm m (n m n M)

M

n M n M



KC

NaC

KC NaC

Mn n

M

Como M M

n n

Conclui-se que o sal de cozinha possui maior quantidade de íons cloreto ou que o sal light possui menor quantidade de íons cloreto.

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: 2

4 2

75g ______ 1m

M ______ 620 10 m

M 4,65g.

Portanto, a massa de celulose no papel é de 3,72g (80% da massa total).

23

18

6,02 10 moléculas de celulose ______ 100000g

n ______ 3,72g

n 22,4 10 moléculasde celulose, aproximadamente.

Resposta da questão 4: 01 + 02 + 08 = 11. [01] Verdadeira. Para calcularmos a densidade da

medalha, devemos inicialmente calcular o volume do cilindro:

2 3 2 3CILINDRO

3 3 3

V r h 3,14 (42,5 10 ) 7 10

39,7 10 m 39,7cm

π

Agora é possível calcularmos a densidade aproximada da medalha:

3m 375d 9,45g / cm

V 39,7

[02] Verdadeira. Na medalha de ouro há 6,16% de cobre:

100% ______ 400g

6.16% ______m

m 24,64g

[04] Falsa. Supondo uma massa M das medalhas, teremos as seguintes relações:

Cálculo do número de mol de ouro na ―medalha de ouro‖:

u

1 mol de átomos de Au ______ 197g

nA ______ 0,0134M 1,34% da massa da medalha

Au0,0134M

n mol197

Cálculo do número de mol de zinco na ―medalha de bronze‖:

n

1 mol de átomos de Zn ______ 65,4g

nZ ______ 0,025M 2,5% da massa da medalha


28


Zn0,025M

n mol65,4

[08] Verdadeira.

Numa medalha de bronze com 400g há 2g de estanho (0,5% em massa). Assim:

Sn

1 mol de átomos de Sn ______ 118,7g

n ______ 2g

Snn 0,017 mol

[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. Resposta da questão 5: [C] Cálculos necessários: Cátion potássio:

1mol

K

39 g

n

3

3

K

320 10 g

n 8,2 10 mol

Cátion cálcio:

1mol

2Ca

40 g

n

2

3

3

Ca

40 10 g

n 1,0 10 mol

Cátion sódio:

1mol

Na

23 g

n

3

3

Na

40 10 g

n 1,74 10 mol

A sequência seria: 2K Na Ca .n n n

Resposta da questão 6: Questão anulada no gabarito oficial.

9 7

75

33 5

nanopartícula

15 3 15nanopartícula

15 15fármaco

D 200 nm 200 10 m 200 10 cm

200 10R cm 10 cm

2

4 4V R 3,14 10 cm

3 3

V 4,19 10 cm 4,19 10 mL

V 0,50 4,19 10 mL 2,09 10 mL

1mL(fármaco)

15

1 g

2,09 10 mL(fármaco) fármaco

15fármaco

m

m 2,09 10 g

1mol(fármaco)

510 g

n mol(fármaco) 15

20

2,09 10 g

n 2,09 10 mol

Resposta da questão 7: [C] Cálculo da massa de etanol em 100 mL:

etanold 0,80 g/mL

1mL de etanol

0,80 g de e tanol

100 mL de etanol

etanol

80 g de e tanol

m 80n 1,739 mol

M 46

Cálculo da massa de água em 100 mL:

águad 1,00 g/mL

1mL de água

1,00 g de água

100 mL de água

água

100 g de água

m 100n 5,555 mols

M 18

5,553,194

1,739

Conclusão: em mols, a quantidade de água é mais de três vezes maior do que a quantidade de etanol. 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:


29


31000 mg 1000 10 1 g

40 g de cálcio

236 10 átomos de Ca

1 g de cálcio

Ca

23 22Ca

n

n 0,15 10 1,5 10 átomos de cálcio

Resposta da questão 9:

a) Fórmula estrutural plana do ácido oxálico ou etanodioico:

b) Equação química balanceada para a reação de

íon oxalato 22 4(C O ) com íon cálcio 2(Ca ) :

2 22 4 2 4

2 22 4 2 4

C O (aq) Ca (aq) C O Ca(s)

ou

C O (aq) Ca (aq) CaC O (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 2CO .

2

2

22

CO

CO 4CO

CO

m 0,0450 g 0,0296 g 0,0154 g

m 0,0154 g

m 0,0154n 3,5 10 mol

M 44

Δ

21mol Ca

2

4

1mol CO

3,5 10 mol

2 2

22

2

4

4Ca Ca

CaCa

4 2

Ca

3,5 10 mol

m mn 3,5 10 mol

M 40

m 3,5 10 40 0,014 g 1,4 10 g

Resposta da questão 10: [B] Cálculo do volume do fio:

7 2 6 3

3 6 3

V A 2,0 10 m 10 m 2,0 10 m

1 m 10 cm

3V 2 cm

A partir do valor da densidade, teremos: 31 cm

3

10,5 g

2 cm m

m 21 g

108 g

236,0 10 átomos de prata

21 g

23

23

n

n 1,16666 10 átomos de prata

n 1,2 10 átomos de prata

Resposta da questão 11: [B]

1 mol de moléculas de 10 4 2C H N contém:

10 4 21mol (C H N )

10 mols de átomos de carbono 4 mols de átomos de hidrogênio 2 mols de átomos de nitrogênio 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 = 253 g.mol

-1

O paciente toma a cada 12 horas um comprimido, logo em um dia toma 2 comprimidos, que

equivalem a 2 125 mg (250 10-3

g).

253 g 6,02 1023

moléculas

250 10-3

g y

y = 5,95 1020

moléculas.

O paciente ingere por dia 5,95 1020

moléculas do penciclovir. Resposta da questão 13:

[A]

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 14: [A] No sal tradicional:

33 3

(sódio) (cloro)

368 10n 16 10 mol n 16 10 mol

23


30


No sal light: 3

3 3

(sódio) (cloro)

33 3

(potássio) (cloro)

3 3 3

(cloro)

184 10n 8 10 mol n 8 10 mol

23

249,6 10n 6,4 10 mol n 6,4 10 mol

39

n 8 10 6,4 10 14,4 10 mol

3 3 3

3

Redução 16 10 14,4 10 1,6 10 mol de cloro

16 10

3

100%

1,6 10 r

r 0,10 10 %

15. [C]

16. [D]

17. 35

18. [C]

19. 04 = 04

20. 01 + 04 + 16 + 32 = 53

21. V V F V

22. V V F F

23. [C]

24. [D]

25. [D]

26. [A]

27. [A]

GABARITO - Cálculos de Fórmulas

1. a) C†H�‚O‚

b) CƒH†O

2. a) 1- N‚O

2- NO

3- N‚Oƒ

4- NO‚

5- N‚O…

b) monóxido de dinitrogênio

monóxido de nitrogênio

trióxido de dinitrogênio

dióxido de nitrogênio

pentóxido de dinitrogênio

3. a) C�³H�•O

b) 3,32 g de H‚O

4. C†H�‚O†

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%

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%

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

7. Fórmula mínima: C…H‡N

Fórmula molecular: C�³H�„N‚

8. C‚H…

9. [D]

10. [B]


31


11. [B]

12. [A]

13. Observe a figura a seguir.

c) Fórmula molecular: C‚³Hƒ„Oƒ.

20 carbonos + 34 hidrogênios + 3 oxigênios = 322

g/mol.

14. a) 2NaHCOƒ ë Na‚COƒ + CO‚ + H‚O

óxido

ácido

Ca(OH)‚ ë CaO + H‚O

b) ZnSO„.xH‚O -------- xH‚O

161,5 g ---------------- x .18 g

100 g ----------------- 43,9 g

x = 4

15. [D]

16. [D]

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]

21. [D]

22.

23.

24.

25.

26.

curso de química prof. alexandre oliveira química geral ... · pdf filepara...

Documents