Baixe Programa de revisão de química e outras Exercícios em PDF para Bioquímica, somente na Docsity!
PROGRAMA DE REVISÃO INTENSIVA PARALELA
“RUMO AO VESTIBULAR”
Disciplina Tema Professor Natureza Dia / Mês / Ano Código Sequencial
Química Mol Regina^ Rumo ao Vestibular^ Aula 10
1 - QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA (n) É uma grandeza de base do SI, associada ao número de entidades presentes em uma amostra. Tais entidades podem ser: átomos, moléculas ou íons. De acordo com o SI, a unidade para esta grandeza é o "mol", cujo símbolo também é "mol".
Exemplos:
a) n = 1 mol de átomos de ferro indica que uma
amostra de ferro possui um mol de átomos.
b) n = 5 mol de moléculas da água indica que uma
amostra de água possui cinco mols de moléculas de água.
É preciso não confundir a grandeza massa com a grandeza quantidade de substância. Por exemplo, uma amostra de laranja apresenta 10 laranjas (quantidade) e tem massa igual a 500 g. Supondo as laranjas com igual massa, temos que se uma outra amostra de laranjas apresentar 20 laranjas, esta terá massa igual a 1000 g. Verificamos que as grandezas são diferentes e medem propriedades diferentes da amostra, mas elas se relacionam, isto é, são grandezas diretamente proporcionais.
O que foi exemplificado para laranjas, serve para átomos, moléculas e íons.
2 - MASSA MOLAR (MM)
É uma grandeza derivada do SI, e relaciona a grandeza massa com a grandeza quantidade de substância:
Geralmente, a grandeza massa é expressa em: gramas (g) e a quantidade de substância em mols (mol). Portanto a unidade para massa molar será: g/mol. A massa molar é constante para uma determinada substância e varia de substância para substância. Por exemplo, a massa molar do oxigênio é 16 g/mol; a do ferro 56 g/mol; a do cloro 35,5 g/mol. Na tabela periódica, encontramos os valores das massas molares dos elementos e, portanto, podemos encontrar as massas molares das substâncias.
Exemplos:
a) M(O 3 ) = 3 x 16 = 48 g/mol
b) M(H 2 SO 4 ) = 2 x 1 + 32 + 4 x 16 = 98 g/mol
3 - CONSTANTE DE AVOGADRO (L)
É um valor experimental que indica quantas entidades estão presentes em um mol de entidades. Seu valor aproximado e: 6,02 x 10 23 entidades por mol. Exemplos: a) Em um mol de átomos de ferro, encontramos 6,02 x 1023 átomos de ferro.
b) Em dois mols de moléculas de água, encontramos
12,04 x 10 23 moléculas de água. c) Em dez mols de íons Na+, encontramos 60,2 x 10^23 íons Na+^.
4 - MASSA ATOMICA (MA)
É a massa de um átomo. Por exemplo, a massa atômica do carbono-12 ( 126 C) é 1,99 x 10- kg.
5 - UNIDADE DE MASSA ATOMICA (u) Como se viu, pelo exemplo, a massa de um átomo é extremamente pequena. Os cientistas optaram por estabelecer uma nova escala. Para indicar massas atômicas, utilizamos o carbono-12 como padrão. Assim, um átomo de carbono-12 passa a valer 12u (doze unidades de massa atômica): MA( 12 C) = 12 u Por sua vez, uma (1) unidade de massa atômica, isto é, 1/12 do carbono-12, corresponde a 1,66 x 10-27^ kg.
6 - MASSA ATÔMICA DOS ELEMENTOS
Elementos químicos são formados por átomos com diferentes números de nucleons e, portanto com diferentes valores de massas atômicas. A massa atômica de um elemento é calculada pela média ponderada das massas atômicas dos isótopos que constituem esse elemento. Por exemplo, o elemento hidrogênio apresenta-se constituído pelos isótopos 1 H, 2 H. A massa atômica do primeiro e 1,008 u e a do segundo é 2,014 u. A abundância do primeiro é 99,985% e a do segundo é 0,015%. A média ponderada desse elemento é:
Por arredondamento, o valor numérico da massa atômica de um átomo, é igual ao valor de seu número de nucleons (prótons e nêutrons). Assim, a massa do boro-10 ( 10 B) é igual a 10 u; a massa do
boro-11 ( 11 B) e igual a 11 u. Desta forma, conhecendo- se as abundâncias, 19,8% e 80,2%, é possível encontrar a massa atômica do boro:
7 - MASSA IÔNICA (m (^) i ) Íons são formados a partir de átomos, pela retirada ou adição de elétrons. Como a massa do elétron é desprezível em relação às massas dos prótons e nêutrons, temos que a massa de um íon é a mesma do átomo que lhe deu origem.
Exemplos: mi (Fe 2+^ ) = 55,85 u
mi (Fe 3+^ ) = 55,85 u mi (S 2-) = 32,07 u
8 - MASSA ATOMICA RELATIVA (Ar ) É a razão entre a massa atômica e 1/12 da massa do carbono-12. Como 1/12 do carbono-12 é 1 u, temos que a massa relativa corresponde à massa atômica sem unidade.
Exemplos: A (^) r(H) = 1, A (^) r(B) = 10,
A (^) r(Fe) = 55,
9 - MASSA MOLECULAR (MM)
Moléculas são formadas por átomos. Assim, a massa de uma molécula, é o resultado da adição das massas dos átomos que a constituem.
Exemplos: MM(H 2 O) = 2x1,008 + 16,00 = 18,016 u
MM(HNO 3 ) = 1,008 + 14,01 + 3x16,00 = 63,02 u
10 - MASSA MOLECULAR RELATIVA (Mr)
E a razão entre a massa molecular e 1/12 da massa do carbono 12. Como 1/12 do carbono-12 é 1 u, temos que a massa molecular relativa corresponde à massa molecular sem unidade.
Exemplos: Mr(O 2 ) = 32,
Mr(H 2 SO 4 ) = 98,
11 – COMPOSIÇÃO CENTESIMAL
Indica a porcentagem com que cada elemento participa na composição da massa molecular. Por exemplo: na composição da massa molecular da água,
o hidrogênio contribui com 11,19% e o oxigênio com 88,79%. 0 cálculo é feito multiplicando-se o índice do elemento pela respectiva massa atômica e dividindo pela massa molecular, e multiplicando o resultado por 100 para obter a porcentagem.
Exemplos: H 2 SO 4 : 2,055% de H, 32,070% de S e 65,25% de O CaO: 85,73% de Ca e 14,27% de O
12 - FÓRMULA EMPÍRICA OU MÍNIMA
Indica os símbolos dos elementos e a menor proporção inteira entre eles. É também conhecida por fórmula mínima. Obtém-se a fórmula empírica dividindo-se os índices da fórmula molecular até obter a menor proporção inteira.
Exemplos: C 6 H 6 : fórmula empírica CH H 2 O 2 : fórmula empírica HO H 2 S: formula empírica H 2 S
Além disso, é possível obter a fórmula empírica a partir da composição centesimal. Neste caso, devemos dividir as porcentagens pelas respectivas massas atômicas. A seguir dividir os resultados obtidos pelo menor valor deles. E, se necessário, transformar os índices obtidos em valores inteiros.
Exemplos: Dada a composição: C=75% e H=25% C: 75/12 = 6,25; H: 25/1 = 25 Dividindo todos por 6, C = 1 e H = 4 Assim, obtivemos a fórmula empírica CH 4.
Dada a composição P = 43,66% e O = 56,44% P: 43,6/31 = 1,4 ; O: 56,4/16 = 3, Dividindo todos por 1, P = 1 e O = 2, Como não existe índice 2,5 é preciso multiplicar os resultados por 2 para transformá-los em inteiros P = 2; O = 5 A fórmula empírica é P 2 O (^5)
Exercícios conceituais
1. Determinar a fórmula molecular de um óxido de
fósforo que apresenta 43,6% de fósforo e massa molecular 284 u. Dados: P = 31 g/mol e O = 16 g/mol
2. Qual a massa de água que encerra um número de
moléculas igual ao de átomos existentes em 0,84 g de carbono? Dadas as massas atômicas: H = 1 ; O = 16 ; C = 12
3. Um composto cuja massa molar é 80 g/mol,
encerra 35% de nitrogênio, 60% de oxigênio e 5% de hidrogênio. Se o composto em questão é um sal de amônio, qual será sua fórmula? Dadas as massas atômicas: O = 16; N = 14; H = 1
12. Sabe-se que 7 mols de uma substância X pesa
2456 g. Qual a massa molar desse átomo?
13. De um cilindro contendo 640 mg de gás metano
(CH 4 ) foram retiradas 12,04.10 20 moléculas. Quantos mols de CH 4 restaram no cilindro? Dados: C = 12; H =
14. Em um frasco, lê-se no rótulo: “concentração igual
a 12 g/l de ácido sulfúrico”. Quantas moléculas existirão em 5 litros de H 2 SO 4? Dados: H 2 SO 4 = 98 g/mol.
15. Uma molécula pesa 11.10-23^ g. Qual é a massa
24.10^23 moléculas?
16. Sabe-se que 20,0.10 -2^ mol de uma substância X
pesa 32 g. Qual a massa molar dessa molécula?
17. De um recipiente que continha 630 g de ácido
nítrico (HNO 3 ), foram retiradas 12.10 23 moléculas. Quantos mols do ácido sobraram no cilindro? Dados: H = 1; N= 14; O = 16
18. Uma molécula pesa 10.10-23g. Qual é o número de
moléculas existentes em 600g dessa substância?
19. Dentro de um recipiente estão contidos 30.10^23
moléculas de NaOH e 5 mols de O 2. Quanto pesará, em gramas, o recipiente se dele retirarmos 2 mols de NaOH e 64 gramas de gás oxigênio? Dados: Na = 23; O = 16; O = 16
20. Considerando que a taxa de glicose no sangue de
um indivíduo é de 90 mg em 100 ml de sangue, e que o volume sangüíneo deste indivíduo é 4 litros, determine: a) Qual o número de mols de glicose existente em 4 litros de sangue? b) Qual o número de moléculas de glicose existente em 4 litros de sangue? Dados: Glicose = 180 g/mol
21. Sabe-se que 10,0.10 -1^ mol de uma substância X
pesa 6,7 g. Qual a massa molar dessa molécula?
Gabarito dos exercícios conceituais
1. P 4 O 10
2. 1,26 g
3. NH 4 NO 3
4. E
5. D
6. A
7. 1600 g
8. 2,408.10 23 moléculas
9. 17 g
10. 15.10^23 moléculas
11. 1,26 g
12. 0,36 g
13. 12.10^23 moléculas
14. 6,4.10 23 moléculas
15. 6,0.10 21 moléculas
16. 9 g
Gabarito dos exercícios avançados
1. 38,0 g
2. 1,067.10 -22^ g
3. 279,1 g
4. 99,6 g
5. 11,94 g
6. 0,1806.10^23 moléculas
7. 18,06.10 23 moléculas
8. 1500 mol
9. 88 g/mol
10. 36.10^23 moléculas
11. 0,39.10^15 moléculas
12. 350,86 g
13. 0,04 mol
14. 3,67.10^23 moléculas
15. 264 g
16. 160 g/mol
17. 8 mol
18. 60.10^23 moléculas
19. 216 g
20. a) 0,02 mol
b) 0,12.10 23 moléculas
21. 6,7 g
Extras
- (Fuvest) O limite máximo de "ingestão diária aceitável" (IDA) de ácido fosfórico, aditivo em alimentos, é de 5mg/kg de peso corporal. Calcule o volume de refrigerante, contendo ácido fosfórico na concentração de 0,6g/L, que uma pessoa de 60kg deve ingerir para atingir o limite máximo de IDA.
- (Fuvest) O carbono ocorre na natureza como uma mistura de átomos dos quais 98,90% são 12 C e 1,10% são 13 C. a) Explique o significado das representações 12 C e 13 C. b) Com esses dados, calcule a massa atômica do carbono natural. Dados: massas atômicas: 12 C=12,000; 13 C=13,003.
- (Unesp 2007) Como o dióxido de carbono, o metano exerce também um efeito estufa na atmosfera. Uma das principais fontes desse gás provém do cultivo de arroz irrigado por inundação. Segundo a Embrapa, estima-se que esse tipo de cultura, no Brasil, seja responsável pela emissão de cerca de 288 Gg (1Gg = 1 × 10 9 gramas) de metano por ano. Calcule o número de moléculas de metano correspondente. Massas molares, g.mol -1: H=1 e C=12. Constante de Avogadro = 6,0 × 10 23.
- (Unicamp) Um medicamento contém 90mg de ácido acetilssalicílico (C9 H 8 O 4 ) por comprimido. Quantas moléculas dessa substância há em cada comprimido? Constante de Avogadro = 6,0. 10 23 mol - Massas atômicas relativas: C= 12; O= 16; H= 1,0.
- (Unicamp) O Princípio de Avogadro estabelece que: "Gases quaisquer, ocupando o mesmo volume, nas mesmas condições de temperatura e pressão contém o mesmo número de moléculas". Considere volumes iguais de CO, CO 2 , C 2 H 4 e H 2 , todos à mesma temperatura e pressão. Pergunta-se: onde há maior número de átomos de:
a) oxigênio? b) carbono? c) hidrogênio? Justifique suas respostas.
- (Unicamp) Em uma pessoa adulta com massa de 70,0kg, há 1,6kg de cálcio. Qual seria a massa desta pessoa, em kg, se a Natureza houvesse, ao longo do processo evolutivo, escolhido o bário em lugar de cálcio? Dados: massas atômicas relativas: Ca=40, Ba=137.
- (Unicamp) Sabe-se que 1,0 mol de um composto contém 72g de carbono(C), 12 mols de átomos de hidrogênio(H) e 12x10 23 átomos de oxigênio(O). Admitindo-se o valor da constante de Avogadro como sendo 6,0x10^23 mol-1^ e com base na Classificação
Periódica dos elementos, escreva:
- (cftce 2006) Assinale a alternativa incorreta. Uma
amostra de 196 g de ácido fosfórico (H 3 PO 4 ) contém: Dados: M(H 3 PO 4 ) = 98 g/mol M (P) = 31 g/mol M (O) = 16 g/mol M (H) = 1 g/mol
a) 124 g de fósforo b) 128 g de oxigênio c) 1,204 × 10 24 moléculas
d) 9,632 × 10^24 átomos e) 3,612 × 10^24 átomos de H
- (cftce 2006) O ácido sulfúrico é um dos ácidos mais utilizados na industria química. Uma amostra contendo 200 g de H 2 SO 4 puro contém um número total de quantos átomos? Dados: M(H 2 SO 4 ) = 98 g/mol. Número
de Avogadro: 6,02 × 10^23.
a) 1,23 × 10 24
b) 1,23 × 10 23 c) 8,60 × 10^23
d) 8,60 × 10 24 e) 8,60 × 10 22
- (cftce 2006) A dose diária recomendada de vitamina C (C 6 H 8 O 6 ) é aproximadamente 70 mg. Quando uma
pessoa ingere 500 mg de vitamina C, o número de moléculas ingeridas foi de: Dados: M(C 6 H 8 O 6 ) = 176 g/mol; Número de Avogadro:
6,02 × 10 23
a) 1,71 × 10 21 b) 1,71 × 10 23
c) 1,71 × 10^26 d) 1,71 × 10 25
e) 1,71 × 10 27
- (Ita) Considere as afirmações de I a V feitas em relação a um mol de H 2 O:
I. Contém 2 átomos de hidrogênio. II. Contém 1 átomo de oxigênio. III. Contém 16g de oxigênio. IV. Contém um total de 10mols de prótons nos núcleos. V. Pode ser obtido a partir de 0,5 mol de oxigênio molecular.
Destas afirmações estão CORRETAS:
a) Apenas I e II. b) Apenas I, II e III. c) Apenas III e V. d) Apenas III, IV e V. e) Todas.
- (Pucmg 2004) Os motores a diesel lançam na atmosfera diversos gases, entre eles o dióxido de enxofre e o monóxido de carbono. Uma amostra dos gases emitidos por um motor a diesel foi recolhida. Observou-se que ela continha 0,2 mol de dióxido de enxofre e 3,0 x 10^23 moléculas de monóxido de carbono.
A massa total, em gramas, referente à amostra dos gases emitidos, é igual a:
a) 12, b) 14, c) 26, d) 40, Dados: S = 32; C = 12; O = 16.
- (Uff 2004) 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 19 H 38 O e, normalmente, a quantidade secretada é cerca de 1,0 x 10 -12^ 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 10 9 d) 4,3 x 10 15 e) 1,7 x 10 20
- (Ufg 2006) O corpo humano necessita diariamente de 12 mg de ferro. Uma colher de feijão contém cerca de 4,28 × 10 -5^ mol de ferro. Quantas colheres de feijão, no mínimo, serão necessárias para que se atinja a dose diária de ferro no organismo?
a) 1 b) 3 c) 5 d) 7 e) 9
- (Ufu 2004) Assinale a alternativa que contém o maior número de átomos.
a) 3,5 mols de NO 2 b) 1,5 mols de N 2 O 3 c) 4 mols de NO d) 1 mol de N2 O (^5)
- (Unesp) Em 1 mol de molécula de H 3 PO 4 tem-se:
a) 3.10 23 átomos de hidrogênio e 10 23 átomos de fósforo. b) 1 átomo de cada elemento. c) 3 íons H +^ e 1 íon (PO 4 )-3. d) 1 mol de cada elemento. e) 4 mols de átomos de oxigênio e 1 mol de átomos de fósforo.
- (Unesp) O limite máximo de concentração de íon Hg 2+^ admitido para seres humanos é de 6 miligramas por litro de sangue. O limite máximo, expresso em mols de Hg 2+^ por litro de sangue, é igual a (Massa molar de Hg=200g/mol):
