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Calculos e massas
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA
(u.m.a.)
CARBONO 12
1
12
do carbono 12
ou
1 u.m.a.
MASSA ATÔMICA
É um número que indica
quantas vezes um determinado átomo é mais
pesado que
1/12 do carbono 12 (ou 1 u.m.a )
O átomo de HÉLIO é 4 vezes mais pesado
que 1/12 do carbono 12
He
HeHeHeHeHe 4 u.m.a
carbono é
igual à massa de dois átomos de um certo
elemento X.
Pode-se dizer, então, que a massa atômica de X, em
unidades
de massa atômica, é:
Dado: massa atômica do carbono = 12 u.
a) 12.
b) 36.
c) 18.
d) 3.
e) 24.
X X C C C
2 x mX = 3 x mC
2 x mX = 3 x 12
36
mX =
2
mX = 18
MASSA DO ELEMENTO QUÍMICO
É a média ponderada das massas atômicas
de seus isótopos, onde a porcentagem com
que cada aparece na natureza é o peso
Cl17
35
Cl17
37
O cloro possui dois isótopos de pesos atômicos 35u
e 37u, com porcentagens, respectivamente, iguais
a 75% e 25%.
35
Cl 75%
37
Cl 25%
100
35 x 75 + 37 x 25
m =
m =
100
2625 + 925
m =35,50 u.m.a.
=
100
3550
01) Um elemento químico genérico X, tem três isótopos com
os pesos
atômicos 1, 2 e 3 com porcentagens,
respectivamente, iguais
a 50%, 30% e 20%. A massa do elemento X é:
a) 1,70 u.
b) 1,50 u.
c) 1,00 u.
d) 2,00 u.
e) 2,70 u.
1
X
30%50%
100
m =
100
m =
m = 1,70 u.
=
100
170
2
X
3
X
20%
1 x 50 + 2 x 30 + 3 x 20
50 + 60 + 60
02) Na natureza, de cada 5 átomos de boro, 1 tem massa
atômica
igual a 10 e 4 têm massa atômica igual a 11 u. Com base
nesses
dados, a massa atômica do boro, expressa em u, é:a) 10.
b) 10,5.
c) 10,8.
d) 11,0.
e) 11,5.
10
B
41
m =
1 x
5
10 + 4 x 11
m =
5
10 + 44
m = 10,8 u.
=
5
54
11
B
03) Um elemento X tem massa atômica média igual a
63,5 u. e
apresenta os isótopos 63
X e 65
X.
A abundância do isótopo 63 no elemento X é:
a) 25%.
b) 63%.
c) 65%.
d) 75%.
e) 80%.
63
X
y %x %
63 . x + 65 . y
100
65
X m = 63,5 u
63,5 =
63 . x + 65 . y = 6350
x + y = 100. (– 65)
63 . x + 65 . y = 6350
– 65 . x – 65 . y = – 6500
– 2 . x = – 150
– 150
x =
– 2
x = 75%
MASSA MOLECULAR (M)
É um número que indica quantas
vezes uma molécula é mais pesada
que 1/12 do carbono 12
É um número que indica quantas
vezes uma molécula é mais pesada
que 1/12 do carbono 12
De uma maneira prática, calculamos a
massa molecular somando-se todos os
pesos atômicos dos átomos que formam a
molécula
O ácido sulfúrico
Dados: H = 1 u.m.a.; O = 16 u.m.a.; S = 32 u.m.a.
H: 2 x 1 = 2
S: 1 x 32 = 32
O: 4 x 16 = 64
+
98 u.m.a
H
OH
O
O
O
S
01) A massa molecular do composto abaixo é:
Na2SO4 . 3 H2O
Dados: H = 1u.;Na = 23u.; S = 32u.; O = 16u.
a) 142 u.
b) 196 u.
c) 426 u.
d) 444 u.
e) 668 u.
M = 142 + 3 x 18 = 196 u.m.a
Na: 2 x 23 = 46
S: 1 x 32 = 32
O: 4 x 16 = 64
+
142 u.m.a
H: 2 x 1 = 2
O: 1 x 16 = 16
+
18 u.m.a
02) A massa molecular da espécie H4P2OX vale 178 u
Podemos
afirmar que o valor de “ x ” é:
Dados: H = 1 u.; O = 16 u.; P = 31 u.
a) 5.
b) 6.
c) 7.
d) 8.
e) 16.
H : 4 x 1 = 4
4 + 62 + 16x = 178
16 x = 178 – 66
P : 2 x 31 = 62
O : x x 16 = 16x
16 x = 112
112
x =
16
x = 7
03) (U. ANÁPOLIS – GO) Um composto Al2(XO4)3
apresenta uma
“massa molecular” igual a 342 u.
Determine a massa atômica do elemento “ X ”.
Dados: O = 16 u.; Al = 27 u.
a) 8 u.
b) 16 u.
c) 32 u.
d) 48 u.
e) 96 u.
x =
96
3
= 32 u
Al : 2 x 27 = 54
54 + 3x + 192 = 342
X : 3 x x = 3x
O : 12 x 16 = 192
3x = 342 – 246
3x = 96
NÚMERO DE AVOGADRO
É o número de entidades
(moléculas ou átomos) existentes em uma
massa, em gramas, igual
à massa molecular ou massa atômica
Este número é igual a 6,02 x 1023
Em uma massa de 56 g de átomos
de ferro (peso atômico 56 u.)
existem 6,02 x 1023
átomos de ferro
Fe
Em uma massa igual a 18g de H2O
(massa molecular 18 u)
existem 6,02 x 1023
moléculas de água.
H H
O
A quantidade 6,02 x 1023
é chamada de MOL
6,02 x 1023
entidades
M g
1 mol
oupesa (PA) g
contém
RESUMO
M é o peso molecular
(PA) é o peso atômico
A massa (em gramas) de um mol de átomos
ou
a massa (em gramas) de um mol de moléculas chama-se
MASSA MOLAR
1 mol
Contém 6,02 x 1023
pesa
(PA)
(PM) g
g
01) Em uma amostra de 1,15 g de átomos de sódio, o número de
átomos é igual a:
Dado: Peso atômico do sódio = 23u
a) 6,0 x 1023
b) 3,0 x 1023
c) 6,0 x 1022
d) 3,0 x 1022
e) 1,0 x 1022
23
entidadesátomos
6 x 1023
23g
1,15g n
23 x n =1,15 x 6 x 1023
n = 3 x 1022
23
n =
6,9 x 1023
02) 3,0 x 1023
moléculas de certa substância “A” têm
massa
igual à 14 g. A massa molar dessa substância é:
a) 56 g / mol.
b) 28 g / mol.
c) 26 g / mol.
d) 14 g / mol.
e) 7,0 g / mol.
massa nº de moléculas
6 x 1023
Mg
14g 3 x 1023
=
6 x 1023
M
14 3 x 1023
M = 28 g/mol
03) Uma amostra de 12,04 x 1023
moléculas de H2O
contém:
a) 0,5 mol de água.
b) 1,0 mol de água.
c) 1,5 mols de água.
d) 2,0 mols de água.
e) 2,5 mols de água.
1 mol 6,02 x 1023
n 12,04 x 1023
n = 2 mols de água
1 mol
contém 6,02 x 1023
pesa
(PA)
(PM)g
g
entidadesmoléculas
Calculos e massas
04) 0,4 mol de uma substância X2 tem massa 64 g. A
massa molar
do átomo de X é:
a) 16g.
b) 19g.
c) 35,5g.
d) 80g.
e) 160g.
mol massa
1 mol M g
0,4 mol 64 g
=
1 M
0,4 64
0,4 x M = 64
M =
64
0,4
= 160g de X2
2 x X 160g
X m Então, m =
80g
1 mol
contém 6,02 x 1023
pesa
(PA)
(PM) g
g
entidadesmoléculas
05) Qual é a massa de 10 mols de glicose (C6H12O6) e quantas
moléculas apresentam?
12 161
12 x 6 + 1 x 12 + 16 x 6
72 + 12 + 96
180
180
1 mol 180g
10 mol m g
m = 1800g ou 1,8 Kg
1 mol 6,02 x 1023
10 mol x
x = 6,02 x 1024
06) A sacarose é um açúcar de massa molar 342g/mol com
fórmula
C12H22O11. O número de átomos existentes em um
grama de
sacarose é:a) 6,02 x 1023
b) 3,14 x 1020
c) 7,92 x 1022
d) 5,03 x 1025
e) 4,5 x 1027
342g
1g n átomos
45 x 6,02 x 1023
átomos
= 0,792 x 1023
n = 7,92 x 1022
=
342
1 n
45 x 6,02 x 1023
n =
45 x 6,02 x 1023
342
n =
270,9 x 1023
342
1 mol
contém 6,02 x 1023
pesa
(PA)
(PM) g
g
entidades
07) Quantos mols de átomos de hidrogênio há em 0,50 mol de H4P2O7?
1 mol de H4P2O7 contém
4 mol de átomos de H
2 mol de átomos de P
7 mol de átomos de O
1 mol de H4P2O7 contém 4 mol de átomos de H
0,50 mol de H4P2O7 contém n mol de átomos de H
n = 2 mol de átomos de H
a) 0,50 mol.
b) 1,0 mol.
c) 2,0 mols.
d) 2,5 mols.
e) 4,0 mols.
1 mol
contém 6,02 x 1023
pesa
(PA)
(PM) g
g
entidadesmoléculas
08) (Covest-91) 18g de água contém:
Dados: H = 1 g/ mol; O = 16 g/ mola) 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio.
b) 2 íons H+
e 1 íon O2 –
.
c) 1 íon H +
e 1 íon OH –
.
d) 12,04 x 1023
átomos de hidrogênio e 6,02 x 1023
átomos de
oxigênio.
e) 6,02 x 1023
íons H+
e 3,01 x 1023
íons O2–
.
18
Dizemos que um gás se encontra nas CNTP quando:
P = 1 atm ou 760 mmHg
T = 0 °C ou 273 K
e
É o volume ocupado por um mol de um gás
Nas CNTP o volume molar de qualquer gás
é de 22,4 L
01) Assinale a alternativa correspondente ao volume
ocupado por
0,25 mol de gás carbônico (CO2) nas condições
normais de
temperatura e pressão (CNTP):a) 0,25 L.
b) 0,50 L.
c) 5,60 L.
d) 11,2 L.
e) 22,4 L.
1 mol
0,25 mol
22,4 L
V
1 x V = 0,25 x 22,4
=
1
0,25
22,4
V
V = 5,6
L
02) Nas CNTP, o volume ocupado por 10 g de monóxido de carbono é:
Dados: C = 12 u; O = 16 u.
a) 6,0 L.
b) 8,0 L.
c) 9,0 L.
d) 10 L.
e) 12 L.
CO: M = 12 + 16 = 28 g/mol
1 mol M22,4 L g28
V 10 g
2822,4
V 10
= 28 x V = 22,4 x 10
V =
224
28
V = 8 L

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  • 2. UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u.m.a.) CARBONO 12 1 12 do carbono 12 ou 1 u.m.a.
  • 3. MASSA ATÔMICA É um número que indica quantas vezes um determinado átomo é mais pesado que 1/12 do carbono 12 (ou 1 u.m.a ) O átomo de HÉLIO é 4 vezes mais pesado que 1/12 do carbono 12 He HeHeHeHeHe 4 u.m.a
  • 4. carbono é igual à massa de dois átomos de um certo elemento X. Pode-se dizer, então, que a massa atômica de X, em unidades de massa atômica, é: Dado: massa atômica do carbono = 12 u. a) 12. b) 36. c) 18. d) 3. e) 24. X X C C C 2 x mX = 3 x mC 2 x mX = 3 x 12 36 mX = 2 mX = 18
  • 5. MASSA DO ELEMENTO QUÍMICO É a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos, onde a porcentagem com que cada aparece na natureza é o peso Cl17 35 Cl17 37
  • 6. O cloro possui dois isótopos de pesos atômicos 35u e 37u, com porcentagens, respectivamente, iguais a 75% e 25%. 35 Cl 75% 37 Cl 25% 100 35 x 75 + 37 x 25 m = m = 100 2625 + 925 m =35,50 u.m.a. = 100 3550
  • 7. 01) Um elemento químico genérico X, tem três isótopos com os pesos atômicos 1, 2 e 3 com porcentagens, respectivamente, iguais a 50%, 30% e 20%. A massa do elemento X é: a) 1,70 u. b) 1,50 u. c) 1,00 u. d) 2,00 u. e) 2,70 u. 1 X 30%50% 100 m = 100 m = m = 1,70 u. = 100 170 2 X 3 X 20% 1 x 50 + 2 x 30 + 3 x 20 50 + 60 + 60
  • 8. 02) Na natureza, de cada 5 átomos de boro, 1 tem massa atômica igual a 10 e 4 têm massa atômica igual a 11 u. Com base nesses dados, a massa atômica do boro, expressa em u, é:a) 10. b) 10,5. c) 10,8. d) 11,0. e) 11,5. 10 B 41 m = 1 x 5 10 + 4 x 11 m = 5 10 + 44 m = 10,8 u. = 5 54 11 B
  • 9. 03) Um elemento X tem massa atômica média igual a 63,5 u. e apresenta os isótopos 63 X e 65 X. A abundância do isótopo 63 no elemento X é: a) 25%. b) 63%. c) 65%. d) 75%. e) 80%. 63 X y %x % 63 . x + 65 . y 100 65 X m = 63,5 u 63,5 = 63 . x + 65 . y = 6350 x + y = 100. (– 65) 63 . x + 65 . y = 6350 – 65 . x – 65 . y = – 6500 – 2 . x = – 150 – 150 x = – 2 x = 75%
  • 10. MASSA MOLECULAR (M) É um número que indica quantas vezes uma molécula é mais pesada que 1/12 do carbono 12 É um número que indica quantas vezes uma molécula é mais pesada que 1/12 do carbono 12 De uma maneira prática, calculamos a massa molecular somando-se todos os pesos atômicos dos átomos que formam a molécula
  • 11. O ácido sulfúrico Dados: H = 1 u.m.a.; O = 16 u.m.a.; S = 32 u.m.a. H: 2 x 1 = 2 S: 1 x 32 = 32 O: 4 x 16 = 64 + 98 u.m.a H OH O O O S
  • 12. 01) A massa molecular do composto abaixo é: Na2SO4 . 3 H2O Dados: H = 1u.;Na = 23u.; S = 32u.; O = 16u. a) 142 u. b) 196 u. c) 426 u. d) 444 u. e) 668 u. M = 142 + 3 x 18 = 196 u.m.a Na: 2 x 23 = 46 S: 1 x 32 = 32 O: 4 x 16 = 64 + 142 u.m.a H: 2 x 1 = 2 O: 1 x 16 = 16 + 18 u.m.a
  • 13. 02) A massa molecular da espécie H4P2OX vale 178 u Podemos afirmar que o valor de “ x ” é: Dados: H = 1 u.; O = 16 u.; P = 31 u. a) 5. b) 6. c) 7. d) 8. e) 16. H : 4 x 1 = 4 4 + 62 + 16x = 178 16 x = 178 – 66 P : 2 x 31 = 62 O : x x 16 = 16x 16 x = 112 112 x = 16 x = 7
  • 14. 03) (U. ANÁPOLIS – GO) Um composto Al2(XO4)3 apresenta uma “massa molecular” igual a 342 u. Determine a massa atômica do elemento “ X ”. Dados: O = 16 u.; Al = 27 u. a) 8 u. b) 16 u. c) 32 u. d) 48 u. e) 96 u. x = 96 3 = 32 u Al : 2 x 27 = 54 54 + 3x + 192 = 342 X : 3 x x = 3x O : 12 x 16 = 192 3x = 342 – 246 3x = 96
  • 15. NÚMERO DE AVOGADRO É o número de entidades (moléculas ou átomos) existentes em uma massa, em gramas, igual à massa molecular ou massa atômica Este número é igual a 6,02 x 1023
  • 16. Em uma massa de 56 g de átomos de ferro (peso atômico 56 u.) existem 6,02 x 1023 átomos de ferro Fe Em uma massa igual a 18g de H2O (massa molecular 18 u) existem 6,02 x 1023 moléculas de água. H H O A quantidade 6,02 x 1023 é chamada de MOL
  • 17. 6,02 x 1023 entidades M g 1 mol oupesa (PA) g contém RESUMO M é o peso molecular (PA) é o peso atômico A massa (em gramas) de um mol de átomos ou a massa (em gramas) de um mol de moléculas chama-se MASSA MOLAR
  • 18. 1 mol Contém 6,02 x 1023 pesa (PA) (PM) g g 01) Em uma amostra de 1,15 g de átomos de sódio, o número de átomos é igual a: Dado: Peso atômico do sódio = 23u a) 6,0 x 1023 b) 3,0 x 1023 c) 6,0 x 1022 d) 3,0 x 1022 e) 1,0 x 1022 23 entidadesátomos 6 x 1023 23g 1,15g n 23 x n =1,15 x 6 x 1023 n = 3 x 1022 23 n = 6,9 x 1023
  • 19. 02) 3,0 x 1023 moléculas de certa substância “A” têm massa igual à 14 g. A massa molar dessa substância é: a) 56 g / mol. b) 28 g / mol. c) 26 g / mol. d) 14 g / mol. e) 7,0 g / mol. massa nº de moléculas 6 x 1023 Mg 14g 3 x 1023 = 6 x 1023 M 14 3 x 1023 M = 28 g/mol
  • 20. 03) Uma amostra de 12,04 x 1023 moléculas de H2O contém: a) 0,5 mol de água. b) 1,0 mol de água. c) 1,5 mols de água. d) 2,0 mols de água. e) 2,5 mols de água. 1 mol 6,02 x 1023 n 12,04 x 1023 n = 2 mols de água 1 mol contém 6,02 x 1023 pesa (PA) (PM)g g entidadesmoléculas
  • 22. 04) 0,4 mol de uma substância X2 tem massa 64 g. A massa molar do átomo de X é: a) 16g. b) 19g. c) 35,5g. d) 80g. e) 160g. mol massa 1 mol M g 0,4 mol 64 g = 1 M 0,4 64 0,4 x M = 64 M = 64 0,4 = 160g de X2 2 x X 160g X m Então, m = 80g
  • 23. 1 mol contém 6,02 x 1023 pesa (PA) (PM) g g entidadesmoléculas 05) Qual é a massa de 10 mols de glicose (C6H12O6) e quantas moléculas apresentam? 12 161 12 x 6 + 1 x 12 + 16 x 6 72 + 12 + 96 180 180 1 mol 180g 10 mol m g m = 1800g ou 1,8 Kg 1 mol 6,02 x 1023 10 mol x x = 6,02 x 1024
  • 24. 06) A sacarose é um açúcar de massa molar 342g/mol com fórmula C12H22O11. O número de átomos existentes em um grama de sacarose é:a) 6,02 x 1023 b) 3,14 x 1020 c) 7,92 x 1022 d) 5,03 x 1025 e) 4,5 x 1027 342g 1g n átomos 45 x 6,02 x 1023 átomos = 0,792 x 1023 n = 7,92 x 1022 = 342 1 n 45 x 6,02 x 1023 n = 45 x 6,02 x 1023 342 n = 270,9 x 1023 342
  • 25. 1 mol contém 6,02 x 1023 pesa (PA) (PM) g g entidades 07) Quantos mols de átomos de hidrogênio há em 0,50 mol de H4P2O7? 1 mol de H4P2O7 contém 4 mol de átomos de H 2 mol de átomos de P 7 mol de átomos de O 1 mol de H4P2O7 contém 4 mol de átomos de H 0,50 mol de H4P2O7 contém n mol de átomos de H n = 2 mol de átomos de H a) 0,50 mol. b) 1,0 mol. c) 2,0 mols. d) 2,5 mols. e) 4,0 mols.
  • 26. 1 mol contém 6,02 x 1023 pesa (PA) (PM) g g entidadesmoléculas 08) (Covest-91) 18g de água contém: Dados: H = 1 g/ mol; O = 16 g/ mola) 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio. b) 2 íons H+ e 1 íon O2 – . c) 1 íon H + e 1 íon OH – . d) 12,04 x 1023 átomos de hidrogênio e 6,02 x 1023 átomos de oxigênio. e) 6,02 x 1023 íons H+ e 3,01 x 1023 íons O2– . 18
  • 27. Dizemos que um gás se encontra nas CNTP quando: P = 1 atm ou 760 mmHg T = 0 °C ou 273 K e É o volume ocupado por um mol de um gás Nas CNTP o volume molar de qualquer gás é de 22,4 L
  • 28. 01) Assinale a alternativa correspondente ao volume ocupado por 0,25 mol de gás carbônico (CO2) nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP):a) 0,25 L. b) 0,50 L. c) 5,60 L. d) 11,2 L. e) 22,4 L. 1 mol 0,25 mol 22,4 L V 1 x V = 0,25 x 22,4 = 1 0,25 22,4 V V = 5,6 L
  • 29. 02) Nas CNTP, o volume ocupado por 10 g de monóxido de carbono é: Dados: C = 12 u; O = 16 u. a) 6,0 L. b) 8,0 L. c) 9,0 L. d) 10 L. e) 12 L. CO: M = 12 + 16 = 28 g/mol 1 mol M22,4 L g28 V 10 g 2822,4 V 10 = 28 x V = 22,4 x 10 V = 224 28 V = 8 L