O documento discute conceitos fundamentais de quantidade de substância, massa molar, constante de Avogadro e fórmula empírica. Ele fornece definições, exemplos e exercícios sobre essas grandezas químicas.

1. - 2009 -
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(O3) = 3 x 16 = 48 g/mol
b) M(H2SO4) = 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 1023
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 1023
moléculas de água.
c) Em dez mols de íons Na+
, encontramos 60,2 x 1023
íons Na+
.
4 - MASSA ATOMICA (MA)
É a massa de um átomo. Por exemplo, a massa
atômica do carbono-12 (12
6C) é 1,99 x 10-26
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 (mi)
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
MM = m/n
MA(H) = 1,008x99,985 + 2,014x0,015
100
MA(H) = 1,008 u
M A = 10x19,8 + 11x80,2
100
MA(B) = 10,8 u

2. - 2009 -
prótons e nêutrons, temos que a massa de um íon
é a mesma do átomo que lhe deu origem.
Exemplos:
mi(Fe2+
) = 55,85 u
mi(Fe3+
) = 55,85 u
mi(S2-
) = 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:
Ar(H) = 1,008
Ar(B) = 10,8
Ar(Fe) = 55,85
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(H2O) = 2x1,008 + 16,00 = 18,016 u
MM(HNO3) = 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(O2) = 32,00
Mr(H2SO4) = 98,09
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:
H2SO4: 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:
C6H6: fórmula empírica CH
H2O2: fórmula empírica HO
H2S: formula empírica H2S
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 6,25
C = 1 e H = 4
Assim, obtivemos a fórmula empírica CH4.
Dada a composição P = 43,66% e O = 56,44%
P: 43,6/31 = 1,4 ; O: 56,4/16 = 3,5
Dividindo todos por 1,4
P = 1 e O = 2,5
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 P2O5
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
4. A densidade do níquel é 8,9 g/cm3
. 0 volume de um
mol de átomos de níquel é:
Dado Ni = 58,5 g/mol
a) 33 cm3
b) 26 cm3
c) 20 cm3
d) 13 cm3
e) 6,6 cm3
5. Qual a massa total da mistura que apresenta 0,1
mol de átomos de alumínio, 0,80 g de alumínio e 1.1023
átomos de alumínio?
Dado: Al = 27 g/mol
a) 6 x 1021 g
b) 9 x 1022 g
c) 6 g
d) 8 g
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3. - 2009 -
e) 12 g
6. Qual o número de mols de cálcio existente em 930
g de fosfato de cálcio?
a) 9
b)
c)
d) 12
e) 1
7. Calcular a massa de 2,408.1025
átomos de cálcio.
Dado: Ca = 40.
8. Determine o número de moléculas existentes em
2/5 mols de água. Dados: H = 1 e O = 16
9. Sabe-se que 3,01.1023
moléculas de uma
substância X tem massa igual a 8,5 gramas. Qual a
massa molar de X?
10. Sabe-se que uma molécula da substância A pesa
3,0.10-23
g. Qual o número de moléculas existentes em
45 g de A?
11. Qual é a massa de água que encerra um número
de moléculas igual ao de átomos existentes em 0,84 g
de carbono? Dados: C = 12 , H = 1 e O = 16.
12. Num recipiente estão contidas 1,204.1022
moléculas
de água. Calcular a massa dessa quantidade de água.
Dados: H = 1 e O = 16
13. Calcule o número de moléculas existentes em 36 g
de uma substância Y, sabendo que uma molécula dessa
substância pesa 2,99.10-23
g.
14. Uma das metas do Conselho Nacional do Meio
Ambiente é que os carros novos, em 1997, emitam 2,0 g
de monóxido de carbono por quilômetro. Nessas
condições, quantas moléculas do gás serão emitidas,
aproximadamente, por um carro ao percorrer 15 Km?
Dados: C = 12 e O = 16
15. Diariamente, um indivíduo normal elimina pela urina
cerca de 0,56 g de ácido úrico (C5H4N4O3). Quantas
moléculas, aproximadamente, dessa substância são
eliminadas em 3 dias? Dados: N = 14, C = 12, O
= 16 e H = 1
16. Sabe-se que uma molécula da substância D pesa
3,0.10-23
g. Qual a massa existente em meio mol de D?
Dados: D = 12
Exercícios avançados
1. Calcule a massa total da mistura formada por 20,0
g de água com 0,1 mol de glicose (C6H12O6).
Dados : Massa molar da glicose = 180 g/mol
2. Determine a massa de uma molécula de dióxido de
enxofre (SO2). Dados: S = 32 e O = 16
3. Sabendo que 9,03.1022
moléculas de uma certa
substância têm massa igual a 42 g, qual é a massa
molar dessa substância?
4. Calcule a massa existente em 5 mols de uma
substância Z, sabendo que uma molécula dessa
substância pesa 3,32.10-23
g.
5. Sabe-se que um átomo X pesa 1,99.10-23
g. Qual a
massa atômica desse átomo?
6. Calcule o número de moléculas existentes em 2,7 g
de ácido oxálico (H2C2O4). Dados: H = 1, C = 12 e
O = 16
7. Calcule o número de moléculas existentes em 132
g de uma substância Y, sabendo que uma molécula
dessa substância pesa 7,31.10-23
g.
8. O corpo humano apresenta cerca de 18% da sua
massa em átomos de carbono. Com base nesse
dado, qual o número de mols de átomos de
carbono no corpo de um indivíduo que pesa 100
kg? Dado: C = 12
9. Sabe-se que 5,0.10-2
mol de uma substância X
pesa 4,4 g. Qual a massa molar desse átomo?
10. Uma molécula pesa 6.10-23
g. Qual é o número de
moléculas existentes em 216 g dessa substância?
11. A concentração normal do hormônio adrenalina
(C9H13NO3) no plasma sangüíneo é de 6,0.10-8
g/l.
Quantas moléculas de adrenalina estão contidas
em 2 litros de plasma? Dados: C =
12; N = 14; O = 16; 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
(CH4) foram retiradas 12,04.1020
moléculas.
Quantos mols de CH4 restaram no cilindro? Dados:
C = 12; H =1
14. Em um frasco, lê-se no rótulo: “concentração igual
a 12 g/l de ácido sulfúrico”. Quantas moléculas
existirão em 5 litros de H2SO4? Dados: H2SO4 = 98
g/mol.
15. Uma molécula pesa 11.10-23
g. Qual é a massa
24.1023
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 (HNO3), foram retiradas 12.1023
moléculas.
Quantos mols do ácido sobraram no cilindro?
Dados: H = 1; N= 14; O = 16
18. Uma molécula pesa 10.10-23
g. Qual é o número de
moléculas existentes em 600g dessa substância?
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4. - 2009 -
19. Dentro de um recipiente estão contidos 30.1023
moléculas de NaOH e 5 mols de O2. 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. P4O10
2. 1,26 g
3. NH4NO3
4. E
5. D
6. A
7. 1600 g
8. 2,408.1023
moléculas
9. 17 g
10. 15.1023
moléculas
11. 1,26 g
12. 0,36 g
13. 12.1023
moléculas
14. 6,4.1023
moléculas
15. 6,0.1021
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. 0,1806.1023
moléculas
7. 18,06.1023
moléculas
8. 1500 mol
9. 88 g/mol
10. 36.1023
moléculas
11. 0,39.1015
moléculas
12. 350,86 g
13. 0,04 mol
14. 3,67.1023
moléculas
15. 264 g
16. 160 g/mol
17. 8 mol
18. 60.1023
moléculas
19. 216 g
20. a) 0,02 mol
b) 0,12.1023
moléculas
21. 6,7 g
Extras
1. (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.
2. (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.
3. (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 × 109
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 × 1023
.
4. (Unicamp) Um medicamento contém 90mg de ácido
acetilssalicílico (C9H8O4) por comprimido. Quantas
moléculas dessa substância há em cada comprimido?
Constante de Avogadro = 6,0 . 1023
mol-1
Massas atômicas relativas: C= 12; O= 16; H= 1,0.
5. (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, CO2, C2H4 e H2, todos
à mesma temperatura e pressão. Pergunta-se: onde há
maior número de átomos de:
a) oxigênio?
b) carbono?
c) hidrogênio?
Justifique suas respostas.
6. (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.
7. (Unicamp) Sabe-se que 1,0 mol de um composto
contém 72g de carbono(C), 12 mols de átomos de
hidrogênio(H) e 12x1023
átomos de oxigênio(O).
Admitindo-se o valor da constante de Avogadro como
sendo 6,0x1023
mol-1
e com base na Classificação
Periódica dos elementos, escreva:
/mnt/temp/unoconv/20140429024001/11mol-140428214001-phpapp02.doc
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5. - 2009 -
a) A fórmula molecular do composto.
b) A fórmula mínima do composto.
8. (Unicamp) Estima-se que a usina termoelétrica que
se pretende construir em cidade próxima a Campinas, e
que funcionará à base de resíduos da destilação do
petróleo, poderá lançar na atmosfera, diariamente,
cerca de 250 toneladas de SO2 gasoso.
a) Quantas toneladas de enxofre estão contidas nessa
massa de SO2?
b) Considerando que a densidade do enxofre sólido é
de 2,0kg/L, a que volume, em litros, corresponde essa
massa de enxofre?
9. (Unicamp) Um estudante do primeiro ano do curso de
Química da UNICAMP, após uma aula sobre tamanho
relativo de cátions e ânions e sobre fórmulas químicas,
foi almoçar no restaurante universitário. Para mostrar
aos colegas o que havia aprendido, resolveu fazer uma
analogia com a mistura de arroz e feijão contida no seu
prato. Primeiro estimou o número de grãos de arroz e
de feijão, tendo encontrado uma proporção: dois de
feijão para sete de arroz. Depois, considerando o
tamanho relativo dos grãos de arroz e de feijão e
fazendo analogia com o tamanho relativo dos cátions e
ânions, escreveu a "fórmula química" do "composto
feijão com arroz", representando o feijão por F e o arroz
por A.
a) Qual a "fórmula química"escrita pelo estudante?
b) Se no total houvesse 60 feijões no prato, quantos
mols de arroz havia no prato?
c) Quantos mols do "composto feijão com arroz" havia
no prato?
Dados: considerar a constante de Avogadro como
6×1023
mol-1
10. (Unicamp) Ao corrigir as respostas da questão 8
(aquela do arroz com feijão) da primeira fase do
vestibular UNICAMP/95, a banca de Química constatou
que um certo número de candidatos não têm (ou não
tinham) idéia de grandeza representada pela unidade
mol, de fundamental importância em Química.
Respostas do tipo 210 mols de arroz apareceram com
certa freqüência.
a) Calcule a massa, em toneladas, correspondente a
210 mols de arroz, admitindo que a massa de um grão
de arroz seja 20mg(miligramas).
b) Considerando que o consumo mundial de arroz seja
de 3×108
toneladas/ano, por quantos anos seria
possível alimentar a população mundial com 210 mols
de arroz? Expresse, também, o número de anos em
palavras.
Dados: Avogadro = 6 × 1023
mol-1
1 tonelada = 1 × 109
mg
11. (Unitau) A xilocaína é utilizada como um anestésico
local. Sua fórmula é a seguinte:
Responda:
a) Por que se usa comumente a xilocaína e não o éter
comum, que também é um anestésico?
b) Quantas moléculas existem em 30g de xilocaína
pura?
(Dados:H = 1; C = 12; N = 14; O = 16)
12. (Ufrs 2005) - O número de elétrons existentes em
1,0 mol de hélio é aproximadamente igual a:
a) 2.
b) 4.
c) 18.
d) 12 × 1023
.
e) 24 × 1023
.
13. (Fuvest) O minério usado na fabricação de ferro em
algumas siderúrgicas brasileiras contém cerca de 80%
de óxido de ferro (III). Quantas toneladas de ferro
podem ser obtidas pela redução de 20 toneladas desse
minério?
(Dados: Massas molares: Fe = 56g/mol; O = 16g/mol)
a) 11,2.
b) 11,6.
c) 12,4.
d) 14,0.
e) 16,0.
14. (Fuvest) O Brasil produz, por ano,
aproximadamente, 5,0x106
toneladas de ácido sulfúrico,
1,2x106
toneladas de amônia e 1,0x106
toneladas de
soda cáustica. Transformando-se toneladas em mols, a
ordem decrescente de produção dessas substâncias
será:
Dados: massas molares em g/mol
H2SO4 = 98, NaOH = 40 e NH3 = 17
a) H2SO4 > NH3 > NaOH
b) H2SO4 > NaOH > NH3
c) NH3 > H2SO4 > NaOH
d) NH3 > NaOH > H2SO4
e) NaOH > NH3 > H2SO4
15. (Fuvest) Linus Pauling, prêmio Nobel de Química e
da Paz, faleceu recentemente aos 93anos. Era um
ferrenho defensor das propriedades terapêuticas da
vitamina C. Ingeria diariamente cerca de 2,1×10-2
mol
dessa vitamina.
Dose diária recomendada de vitamina
(C6H8O6)............ 62mg
Quantas vezes, aproximadamente, a dose ingerida por
Pauling é maior que a recomendada?
(Dados: H = 1, C = 12, O = 16.)
a) 10.
b) 60.
c) 1,0×102
.
d) 1,0×103
.
e) 6,0×104
.
/mnt/temp/unoconv/20140429024001/11mol-140428214001-phpapp02.doc
5

6. - 2009 -
16. (cftce 2006) Assinale a alternativa incorreta. Uma
amostra de 196 g de ácido fosfórico (H3PO4) contém:
Dados: M(H3PO4) = 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 × 1024
moléculas
d) 9,632 × 1024
átomos
e) 3,612 × 1024
átomos de H
17. (cftce 2006) O ácido sulfúrico é um dos ácidos mais
utilizados na industria química. Uma amostra contendo
200 g de H2SO4 puro contém um número total de
quantos átomos? Dados: M(H2SO4) = 98 g/mol. Número
de Avogadro: 6,02 × 1023
.
a) 1,23 × 1024
b) 1,23 × 1023
c) 8,60 × 1023
d) 8,60 × 1024
e) 8,60 × 1022
18. (cftce 2006) A dose diária recomendada de vitamina
C (C6H8O6) é aproximadamente 70 mg. Quando uma
pessoa ingere 500 mg de vitamina C, o número de
moléculas ingeridas foi de:
Dados: M(C6H8O6) = 176 g/mol; Número de Avogadro:
6,02 × 1023
a) 1,71 × 1021
b) 1,71 × 1023
c) 1,71 × 1026
d) 1,71 × 1025
e) 1,71 × 1027
19. (Ita) Considere as afirmações de I a V feitas em
relação a um mol de H2O:
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.
20. (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 1023
moléculas de monóxido de carbono.
A massa total, em gramas, referente à amostra dos
gases emitidos, é igual a:
a) 12,8
b) 14,4
c) 26,8
d) 40,4
Dados: S = 32; C = 12; O = 16.
21. (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 C19H38O 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 10-23
b) 1,7 x 10-17
c) 2,1 x 109
d) 4,3 x 1015
e) 1,7 x 1020
22. (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
23. (Ufu 2004) Assinale a alternativa que contém o
maior número de átomos.
a) 3,5 mols de NO2
b) 1,5 mols de N2O3
c) 4 mols de NO
d) 1 mol de N2O5
24. (Unesp) Em 1 mol de molécula de H3PO4 tem-se:
a) 3.1023
átomos de hidrogênio e 1023
átomos de fósforo.
b) 1 átomo de cada elemento.
c) 3 íons H+
e 1 íon (PO4)-3
.
d) 1 mol de cada elemento.
e) 4 mols de átomos de oxigênio e 1 mol de átomos de
fósforo.
25. (Unesp) O limite máximo de concentração de íon
Hg2+
admitido para seres humanos é de 6 miligramas
por litro de sangue. O limite máximo, expresso em mols
de Hg2+
por litro de sangue, é igual a
(Massa molar de Hg=200g/mol):
/mnt/temp/unoconv/20140429024001/11mol-140428214001-phpapp02.doc
6

7. - 2009 -
a) 3×10-5
.
b) 6×10-3
.
c) 3×10-2
.
d) 6.
e) 200.
26. (Unesp) Na Natureza, de cada 5 átomos de boro, 1
tem massa atômica igual a 10u.m.a (unidade de massa
atômica) e 4 têm massa atômica igual a 11u.m.a. Com
base nestes dados, a massa atômica do boro, expressa
em u.m.a, é igual a
a) 10
b) 10,5
c) 10,8
d) 11
e) 11,5
27. (Unifesp 2007) Um trabalho desenvolvido por
pesquisadores da UNIFESP indica que, embora 70%
dos fumantes desejem parar de fumar, apenas 5%
conseguem fazê-lo por si mesmos, devido à
dependência da nicotina. A dependência do cigarro
passou a ser vista não somente como um vício
psicológico, mas como uma dependência física,
devendo ser tratada como uma doença: "a dependência
da nicotina".
Numa embalagem de cigarros, consta que o produto
contém mais de 4700 substâncias tóxicas, sendo
relacionados o alcatrão, com 6 mg, o monóxido de
carbono, com 8 mg, e a nicotina, com 0,65 mg. Os
teores dessas substâncias referem-se à fumaça gerada
pela queima de um cigarro. A quantidade em mol de
moléculas de nicotina presentes na fumaça de um
cigarro dessa embalagem é:
a) 4,0 × 10-6
.
b) 5,0 × 10-6
.
c) 6,0 × 10-6
.
d) 7,0 × 10-6
.
e) 8,0 × 10-6
.
Dados: C = 12; N = 14; O = 16; H = 1.
28. (Unitau) Considerando 20g de cada substância a
seguir, indique a alternativa que apresenta maior
quantidade de moléculas:
(Dados: H = 1, N = 14, O = 16, Na = 23)
a) N2O5.
b) NaNO3.
c) HNO3.
d) NaOH.
e) H2O.
29. (Fuvest) A concentração de íons fluoreto em uma
água de uso doméstico é de 5,0x10-5
mol/litro. Se uma
pessoa tomar 3,0 litros dessa água por dia, ao fim de
um dia, a massa de fluoreto, em miligramas, que essa
pessoa ingeriu é igual a:
Dado: massa molar de fluoreto: 19,0 g/mol
a) 0,9
b) 1,3
c) 2,8
d) 5,7
e) 15
Gabarito dos extras
1. 0,5L ou 500 mL
2. a) Isótopos do elemento químico carbono de
números de massa 12 e 13.
b) 12,01 u.
3. 16 g ----- 6 × 1023
moléculas (CH4)
228 × 109
g ----- n
n = 1,08 .1034
moléculas CH4.
4. 3,0 x 1020
moléculas
5. a) CO2
b) C2H4
c) C2H4
6. m = 73,9 kg
7. a) C6H12O2
b) C3H6O
8. a) m = 125 ton
b) V = 62600 L
9. a) A7F2 ou F2A7
b) 210 grãos de arroz
c) 5,0 × 10-23
mols de A7F2
10. a) 2,52 x 1018
ton
b) 8,4 x 109
anos ou 8 bilhões e quatrocentos
milhões de anos.
11. a) Devido ao éter ser tóxico.
b) 7,69 x 1022
moléculas.
12. [D]
13. [A]
14. [C]
15. [B]
16. [A]
17. [D]
18. [A]
19. [D]
20. [C]
21. [C]
22. [C]
23. [A]
24. [E]
25. [A]
26. [C]
27. [A]
28. [E]
29. [C]
/mnt/temp/unoconv/20140429024001/11mol-140428214001-phpapp02.doc
7