Apostila de Química Parte 1

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1 Apostila de Química Parte 1 Disciplina: Química Aplicada 1. Estudo da Matéria A química é o estudo da natureza e de suas interações envolvendo de forma aprofundada o estudo das propriedades da matéria. Matéria é o material físico do universo; é tudo que tem massa e ocupa espaço. O livro que você usa para estudar, as roupas que você veste, a água, o ar que respiramos, são todos exemplos de matéria. Nem todas as formas de matéria são tão comuns ou tão familiares, mas uma variedadee enorme de matéria em nosso planeta origina-se de uma combinação de aproximadamente apenas cem substâncias básicas ou elementares chamadas de elementos. Cada elemento é compostoo de um único tipo de átomo, que são suas partículas infinitamente pequenas. Figura 1 Ex. Átomo Os átomos podem se combinar para formar diferentes moléculas nos átomos se ligam. quais dois ou mais Figura 2 - a) Água (H 2 O) b) Oxigênio (O 2 ) (C 2 H 6 O) c) Etanol As propriedades destas substâncias diferem em vários aspectos, incluindo as temperaturas nos quais elas congelam ou evaporam. A matéria é essencialmente composta por elementos químicos e seus compostos em sua maioria podem existir em um dos três estados: sólido, líquido e gás. Estas três formas de matéria são chamadas de Estados da matéria Estados da matéria As matérias podem ser classificadas de duas maneiras principais: de acordo com seu estado físico (como gás, líquido ou sólido) e de acordo com sua composição (como elemento, composto ou mistura). Um gás (também conhecido como vapor) não tem volume nem forma definida; mais especificamente assume o volume e a forma do recipiente que o contém. Um

2 gás pode também ser comprimido para ocupar um volume menor de espaço, ou expandir-se para ocupar um volume maior. O aspecto principal que explica a matéria no estado gasoso deve-se ao modo de como as moléculas são arranjadas. Neste caso as estão completamente separadas umas das outras e em constante movimento no espaço em que as mesmas ocupam (Figura 3). Um líquido tem um volume definido, independentemente do recipiente que o contém, mas não tem uma forma definida; assume a Figura 3 Gás forma da parte do recipiente que ele ocupa. As moléculas no estado líquido estão um pouco mais arranjadas de forma ordenada do que as moléculas no estado gasoso, no entanto ainda estão bastante separadas e movimentam-se com um pouco menos de liberdade que no estado gasoso. Mantém boa interação com a vizinhança. É por isso que no estado líquido a matéria adquire a forma do recipiente que o contém ocupando apenas o espaço equivalente a seu volume. Figura 4 Líquido No estado sólido as partículas estão muito próximas umas das outras em um arranjo linear e pouco de movem. Um sólido tem tanto a forma a forma quanto o volume definidos; é rígido. Nem os sólidos nem os líquidos podem ser comprimidos a qualquer escala apreciável. 1.2 Transformações da Matéria Denomina-se transformação física ou fenômeno físico toda mudança que ocorre em um sistema em observação, quando esta não transforma a matéria em sua identidade. Uma mesma substância, por exemplo, a água, pode apresentar-se em diferentes estados físicos, isto é: na forma sólida, líquida e gasosa. Esses estados são denominados estados físicos da matéria. Embora existam muitos fenômenos físicos, como o aquecimento de um corpo, a passagem de corrente elétrica por um fio e outros, os que mais interessam à Química são as mudanças de estado físico conforme ilustra a Figura 5. Figura 5 Fluxograma de Mudança de Estados.

3 É importante observar que as mudanças de estado físico de uma substância pura irão ocorrer em condições constantes e bem definidas. São as chamadas constantes físicas. Na Figura 6, é possível observar que, durante a fusão da água, por exemplo, a temperatura permanece constante e igual a 0ºC. Este fato define o primeiro patamar do gráfico, o qual apresenta a temperatura de fusão (P.F.) do gelo. Fato idêntico ocorre durante a ebulição (100ºC), resultando no segundo patamar e que define a temperatura ou temperatura de ebulição (P.E.) da água. Figura 6 Gráfico de Aquecimento da Água. É possível também observar na Figura 7 o gráfico de resfriamento de uma substância, que nada mais é do que o processo inverso. No processo de aquecimento, as transformações são ditas endotérmicas, isto é, absorvem calor para mudarem de estado físico. No processo de resfriamento, as transformações são ditas exotérmicas, isto é, perdem calor nas mudanças de estado. Figura 7 Gráfico de Resfriamento da Água.

4 1.2. Classificação da Matéria A Matéria é uma combinação de muitos elementos, por exemplo, a água: Não é que a matéria obedeça às leis da natureza; mais especificamente, as leis da natureza descrevem o comportamento da matéria. A Matéria pode ser classificada de acordo com a característica que sua composição apresenta como caráter de uniformidade, pureza e agrupamento de elementos e/ou vários compostos. O diagrama abaixo (Figura 8) ilustra como é feita a classificação da matéria. Figura 8 Classificação da Matéria

5 Compostos e Moléculas: Uma substância pura como açúcar, sal e água, que é composta de duas ou mais substâncias elementares diferentes, unidas por uma ligação química, é chamada composto químico. Apesar de conhecermos apenas 116 elementos, parece não haver nenhum limite para o número dos compostos constituídos a partir desses elementos. Mais de 20 milhões de compostos são atualmente conhecidos, e aproximadamente 500 mil são adicionados à lista a cada ano. Composto químico: Duas ou mais substancias elementares diferentes unidas por uma ligação química Figura 9 Elementos, moléculas e compostos. Quando os elementos tornam-se parte de um composto, suas propriedades originais, tais como sua cor, dureza e o ponto de fusão, são substituídas pelas propriedades características do composto. Considere o sal de cozinha comum (Cloreto de Sódio NaCl), que é composto por duas substâncias elementares (Figura 10). Figura 10 Exemplo de composto e molécula.

6 O sódio é um metal brilhante que interage violentamente com a água. É composto de átomos de sódio arranjados de forma compacta. O cloro é um gás amarelo-claro que tem um odor característico sufocante e é um forte irritante dos pulmões e de outros tecidos. A substância elementar é composta de unidades de Cl 2, em que átomos de cloro são fortemente ligados. O cloreto de sódio ou sal de cozinha, é um sólido cristalino com propriedades completamente diferentes das duas substâncias elementares que o compõem. A composição do composto pode ser representada por sua fórmula química. Na fórmula para a água, H 2 O, por exemplo, o símbolo, H, é seguido por um 2 subscrito, que indica que dois átomos de hidrogênio ocorrem em uma única molécula de água. O símbolo do oxigênio aparece sem subscrito, indicando que há apenas um átomo de oxigênio na molécula Misturas A maioria das matérias que encontramos consiste de misturas de diferentes substâncias. Cada substância em uma mistura contém sua própria identidade química e conseqüentemente, suas próprias propriedades. Enquanto substâncias puras têm composição fixas, as composições das misturas podem variar. Uma xícara de café adoçado, por exemplo, pode conter pouco ou muito açúcar. As substâncias que compõem uma mistura (como sal e água) são chamadas componentes da mistura. Figura 11 Exemplo de mistura (NaCl + H 2 O). Algumas misturas, como areia, pedra e madeira, não têm a mesma composição, propriedades e aparência por toda mistura. Elas são heterogêneas, e misturas que são uniformes são homogêneas. O ar, por exemplo, é uma mistura homogênea das substâncias gasosas nitrogênio, oxigênio e menores quantidades de outras substâncias.

7 Misturas Heterogêneas Em uma mistura heterogênea, é possível distinguir as substâncias que a compõem, sendo cada porção homogênea denominada fase. Assim, as misturas podem ser classificadas nos seguintes sistemas: 1. Sistemas monofásicos têm uma única fase e, portanto, são sistemas ou misturas homogêneas; Sistemas bifásicos têm duas fases, são sistemas heterogêneos; 4. Sistemas trifásicos têm três fases distintas, são sistemas heterogêneos; 5. Sistemas polifásicos têm mais de três fases distintas Misturas Homogêneas Não se pode distinguir, mesmo com auxílio de microscópios sofisticados, os componentes de uma mistura. Uma mistura homogênea é também chamada de sistema homogêneo ou solução. Em uma solução, há o conceito de soluto e solvente. Soluto: é a substância que, em geral, encontra-se em menor quantidade em uma mistura estando dissolvida pelo solvente. Solvente: substância que dissolve o soluto. Para exemplificar o conceito de solvente e soluto, pode-se citar o açúcar dissolvido na água, ou ainda, o oxigênio dissolvido na mistura de nitrogênio, constituindo o ar que respiramos. Comentários: 1) Misturas homogêneas apresentam propriedades iguais em todos os seus pontos; nas misturas heterogêneas, as propriedades variam quando se atravessa a superfície de separação entre uma fase e outra. Exemplo: mistura de água e óleo. 2) É muito importante não confundir as fases com as substâncias (ou componentes) existentes em um sistema. Por exemplo: Três fases: Uma fase sólida gelo; Outra fase sólida sal não dissolvido; Uma líquida que é uma solução (mistura homogênea) de sal em água. Duas substâncias

8 Água seja na solução, seja na forma de gelo, é água; Sal seja na solução, seja depositado no fundo do recipiente. Disciplina: Química Aplicada 3) Ao contrário das substâncias puras, pode-se dizer que as misturas: Não têm composição constante: pode-se juntar um soluto em maior ou menor quantidade; Não têm propriedades características e bem definidas: a água pura congela sempre a 0ºC; uma mistura de água e sal congelará sempre abaixo de 0ºC, temperatura esta que dependerá da quantidade de sal na mistura Substâncias Químicas Simples Substâncias simples são aquelas formadas por átomos de um mesmo elemento químico. Exemplos: oxigênio (O 2 ), hidrogênio (H 2 ), ozônio (O 3 ). Comentários: 1) Há exemplos de alguns átomos que, simultaneamente, representam o átomo e a substância simples. Um átomo de hélio (He) representa um átomo de hélio e também a molécula de uma substância simples. 2) Há átomos que podem agrupar-se de maneiras diferentes, formando substâncias diferentes. Por exemplo, o oxigênio pode formar, com dois átomos, uma molécula da substância simples oxigênio e, com três átomos, uma molécula simples de ozônio. Este fenômeno é chamado de Alotropia isto é, o oxigênio e o ozônio são formas alotrópicas do elemento químico oxigênio. Outros exemplos de alotropia são o carbono, pois forma o carbono grafítico e o diamante; o fósforo branco (P4) e o fósforo vermelho (P ). 3) O número de átomos do mesmo elemento é chamado de Atomicidade Moléculas monoatômicas: tem um átomo, exemplo: Hélio (He); Moléculas diatômicas: tem dois átomos, exemplo: oxigênio (O 2 ); Moléculas triatômicas: tem três átomos, exemplo: ozônio (O 3 ); Moléculas poliatômicas: têm mais que três átomos, exemplo: fósforo branco (P4) Substâncias Químicas Compostas

9 Substâncias compostas ou compostos químicos são aquelas formadas por átomos de elementos químicos diferentes. É o que ocorre, por exemplo, com a água (H 2 O), amônia (NH 4 ), álcool comum (CH 3 CH 2 OH), sal comum ou cloreto de sódio (NaCl). Comentários: Substância Pura: é qualquer substância, simples ou composta, formada por átomos, moléculas ou aglomerados iônicos, todos iguais entre si. a) Uma substância pura tem propriedades características bem definidas. Por exemplo: a água, nas condições ambientais, é líquida, incolor, inodora, não inflamável, etc. b) Tem composição química constante: Quando é simples é formada por um único elemento químico; Quando é composta é formada pelos mesmos elementos químicos, ligados na mesma proporção em massa (Lei de Proust) Propriedades da Matéria Propriedades físicas: podem ser medidas sem alterar a identidade e a composição das substâncias (ex. odor, densidade, ponto de fusão, ponto de ebulição e dureza). Propriedades Químicas: descrevem como uma substância que pode ser alterada ou reagir para formar outras substâncias (ex. combustão a capacidade de uma substância queimar-se na presença de oxigênio). Propriedades como temperatura, ponto de fusão e densidade não dependem da quantidade analisada são chamadas de propriedades intensivas. Quando as propriedades dependem da quantidade de amostra e incluem medidas de massa e volume chamados de propriedades extensivas Mudanças físicas e químicas: As mudanças que as substancias sofrem podem ser classificadas como físicas ou químicas. Mudanças físicas: uma substância apresenta alteração em sua aparência física e não em sua composição. Ex.: A mudança de estado da água Sólido parta Líquido e Líquido para Gasoso. Mudanças Químicas (reações químicas): Uma substância é transformada em outra substância quimicamente diferente. Ex.: Quando o hidrogênio queima no ar.

10 Figura 12 Reação química: 2H 2 + O 2 => 2H 2 O Temperatura Conversão de temperatura ou = ( ) = ( )

11 1.5. Densidade A densidade é muito utilizada para caracterizar substâncias. É definida como a quantidade de massa em unidade de volume da substância: = m = massa da substância em gramas; V = volume da substância em cm 3 ; d = densidade em g/cm3 ou g/ml. A densidade de sólidos e líquidos é, em geral, expressa em unidades de gramas por centímetro cúbico (g/cm 3 ) ou gramas por mililitro (g/ml). A densidade dos líquidos é medida, diretamente, através de densímetros, como os existentes em postos de gasolina. De acordo com as densidades, os produtos do petróleo podem ser classificados em leves (baixa densidade ou menos densos) e pesados (alta densidade ou mais densos). b) calor específico quantidade de calor necessária para aumentar em 1ºC a temperatura de 1 g da substância. Por exemplo: 1 g de água necessita de 1 caloria para ter sua temperatura aumentada em 1ºC. Assim, pode-se dizer que o calor específico da água é 1cal / g. ºC. c) solubilidade definida como a maior quantidade (em gramas) de uma substância que pode ser dissolvida em uma dada quantidade de um líquido (em geral em litros), a uma dada temperatura. Por exemplo: é possível dissolver, no máximo, 365 g de sal comum em 1 L de água a 20ºC. Sendo específicas para cada substância pura, as constantes físicas permitem identificar e caracterizar as substâncias. Por exemplo: Água: Líquido, incolor, inodoro e insípido; Temperatura de fusão: 0ºC; Temperatura de ebulição: 100ºC a 1 atm (atmosfera); Densidade: 1 g/cm 3 a 4ºC e 1 atm; Calor específico: 1 cal/g.ºc.

12 As propriedades das substâncias puras são catalogadas em livros especiais. As constantes físicas são a identidade de uma substância, sendo utilizadas como critério de pureza. As densidades de algumas substâncias são relacionadas na tabela abaixo (Tabela 1.1). Pratique Exercícios 1) Se 1,00 x 10 3 g de mercúrio ocupa um volume de 7,63 cm 3, qual será sua densidade? 2) Calcule o volume ocupado por 65,0 g de metanol líquido (álcool da madeira) sendo sua densidade igual a 0,791 g/ml. 3) Qual é a massa em gramas de um cubo de ouro (densidade = 19,32 g/cm 3 ) de arestas iguais a 2,00 cm? Respostas: 1) 13,6 g/cm 3 ; 2) 82,2 ml; 3) 155g Estrutura atômica Desde o tempo de Rutherford, os físicos têm aprendido muito sobre a composição detalhada do número atômico. No curso desta descoberta, a lista de partículas que compõem o núcleo tem crescido muito e continua a crescer. Como químicos, podemos adotar que o átomo é constituído de apenas três partículas subatômicas próton, nêutron e elétron.

13 Número atômico Atualmente, são conhecidos, aproximadamente, 110 tipos de átomos diferentes que, combinados entre si, das mais diversas maneiras, vão dar origem a todo o tipo de matéria existente. Átomos de mesmo tipo são aqueles que possuem o mesmo número de prótons (o número de nêutrons e o número de elétrons não precisam ser os mesmos). Como o número de prótons define a espécie de átomo, ele passou a ser chamado de número atômico, simbolizado pela letra Z. De onde vem a definição: Elemento químico é um conjunto de átomos com o mesmo número atômico. Exemplos: Hidrogênio átomos que possuem 1 próton; Carbono átomos que possuem 6 prótons; Oxigênio átomos que possuem 8 prótons; Enxofre átomos que possuem 16 prótons Massa atômica (Número de Massa A) e Número atômico (Z) Como praticamente toda a massa do átomo está contida em seu núcleo, denominamos o número de prótons (p) mais o número de nêutrons (n) de um átomo, como sendo, o seu número de massa, simbolizado pela letra A. Átomo como notação Então:

14 Exemplo: Considerando-se que um átomo possua 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons, seu número atômico Z será 11 (Z = p) e seu número de massa A será 23 (A = Z + n). Observação importante: o número de massa (A) é distinto do conceito de massa do átomo e de massa atômica / peso atômico. Massa Atômica = é, por definição, o número que indica quantas vezes a massa do átomo é mais pesada que a unidade de massa atômica (u) Formação de Íons Cátions e Ânions Um átomo, em seu estado natural, é eletricamente neutro, isto é, o número de elétrons de sua eletrosfera é igual ao número de prótons do núcleo, e, em conseqüência, suas cargas anulam-se. Um átomo pode, contudo ganhar ou perder elétrons da eletrosfera, sem sofrer alterações em seu núcleo, resultando então em partículas denominadas íons. Quando um átomo ganha elétrons, ele se transforma em um íon negativo, também chamado de ânion. Átomo do Cloro Cl Cl Ânion do Cloro O átomo normal de cloro (Cl) tem 17 prótons, 18 nêutrons e 17 elétrons. Ele pode ganhar um elétron e transformar-se em ânion cloreto (Cl ), que terá 17 prótons, 18 nêutrons e 18 elétrons. Quando um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo, também chamado de cátion. Átomo do Cloro Cl Cl Cátion do Cloro O átomo normal de sódio (Na) tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons. Ele pode perder um elétron e transformar-se em cátion sódio (Na + ), que terá 11 prótons, 12 nêutrons e 10 elétrons.

15 Observe que quando um átomo ganha elétrons, seu tamanho aumenta; quando perde elétrons, seu tamanho diminui; mas, em ambos os casos, sua massa praticamente não se altera, pois a massa do elétron é desprezível (9, x g) Unidade de massa atômica (u) As massas de partículas atômicas fundamentais são expressas freqüentemente em unidades de massa atômica (u). Uma unidade de massa atômica, 1 u, corresponde a ½ da massa de um átomo de carbono (C) com seis prótons de seis nêutrons. Assim, o átomo de carbono tem uma massa de u. A esse átomo foi atribuída a massa relativa 12 e, em seguida, dividimos o carbono 12 em doze partes iguais, tomando-se uma dessas partes como unidade padrão para a medida das massas atômicas e moleculares. Esta fração recebeu o nome de unidade de massa atômica. A unidade de massa atômica poder ser relacionada a outras unidades de massa pelo fator de conversão onde 1 u = 1,661 x g Massa atômica média do elemento químico A massa atômica de um elemento químico é dada pela média ponderada das massas atômicas de seus isótopos, onde a porcentagem com que cada aparece na natureza é o peso. Exemplo: O cloro possui dois isótopos de pesos atômicos 35u e 37u, com porcentagens, respectivamente, iguais a 75% e 25%.

16 Molécula grama ou mol É a massa molar expressa em gramas. Um mol é a quantia de substância que possui um número de elementos de unidades fundamentais (átomos, moléculas ou outras partículas) igual ao número de átomos presente em exatamente 12 g do isótopo do carbono mol = 6, x partículas. Esse valor é conhecido como número de Avogrado, em homenagem a Amedeo Avogrado, advogado e físico italiano ( ) que concebeu a idéia básica. A massa molar é a massa em gramas de um mol de átomos de qualquer elemento (6, x átomos de elemento). A massa molar é abreviada convencionalmente com um M maiúsculo em itálico e é expressa em unidades de gramas. De uma maneira prática, calculamos a massa molecular somando-se todos os pesos atômicos dos átomos que formam a molécula. Exemplo: u. Isto significa dizer que uma molécula do ácido sulfúrico é 98 vezes mais pesada que 1

17 A tabela abaixo exemplifica a massa molar de algumas substâncias básicas. Conversão em de massa para número de mols. Exemplos: 1) Que massa em gramas é representada por 0,35 mols de alumínio? (Al: 27,0 g/mol). 0,35, =9,5 2) Se pesar 16,5 g de carbono (C: 12,01 g/mol), quantos mols de C teremos? 16,5, =1,37

18 Lista de exercícios Parte 1 1 Classifique cada um dos seguintes itens como substância pura ou mistura, no caso de uma mistura indique se ela é homogênea ou heterogênea. a) Arroz-doce; b) água do mar; c) magnésio; d) gasolina; e) suco de tomate; f) cristais de iodo. 2 Se a previsão do tempo diz que a temperatura do dia atingirá 33,7 C. Qual será a temperatura prevista em (a) F e (b) K? 3 O Etilenoglico (C 2 H 6 O 2 ), o principal ingrediente de anti-congelantes, congela a - 11,5 C. Qual o ponto de congelamento em F e K? 4 Considerando que o Etilenoglicol possui uma densidade igual a 1,11 g/cm 3. Que volume de etilenoglicol terá uma massa de g? 5 A densidade do ar seco é 1,18 x 10-3 g/cm 3. Que volume o ar, em centímetros cúbicos, tem uma massa de 15,5 g? 6 Calcule a densidade de 374,5 g de uma amostra de cobre considerando que seu volume é 41,8 cm 3. 7 Um estudante precisa de 27,0 g de etanol para um experimento. Se a densidade do álcool é 0,789 g/cm 3, quantos mililitros ele precisa? 8 Quantos prótons, nêutrons e elétrons existem em um átomo de 197 Au e 138 Ba? 9 O magnésio tem três isótopos com massa 24, 25 e 26. a) Escreva o símbolo químico completo para cada um deles. b) Quantos nêutrons existe no núcleo de cada um dos isótopos. 10 O cloro encontrado na natureza é constituído de 75,78% de 35 Cl, que tem massa atômica de 34,969 u, e 24,22% de 37 Cl que tem a massa atômica 36,966 u. Calcule a massa atômica média, ou seja, o peso atômico do Cl. 11 A massa de três átomos do isótopo 12 do 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: a) 12, b) 36, c) 18, Dado: massa atômica do carbono = 12 u.

19 d) 3, e) 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 O elemento lítio, tal como ocorre na natureza, consiste em dois isótopos: 7 Li e 6 Li. 92,6% são do isótopo 7 Li. A massa atômica média do lítio natural, em unidades de massa atômica é: a) 6,45, b) 6,39, c) 6,57, d) 6,93, e) 6, 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% 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.

20 c) 10,8. d) 11,0. e) 11, A massa molecular do composto: a) 142 u. b) 196 u. c) 426 u. d) 444 u. e) 668 u. Na 2 SO 4. 3 H2O é: Dados: H = 1u.;Na = 23u.; S = 32u.; O = 16u A massa molecular da espécie H 4 P 2 OX vale 178 u. Podemos afirmar que o valor de x é: a) 5. b) 6. c) 7. d) 8. e) 16. Dados: H = 1 u.; O = 16 u.; P = 31 u Um composto Al 2 (XO 4 ) 3 apresenta uma massa molecular igual a 342 u. Determine a massa atômica do elemento X. a) 8 u. b) 16 u. c) 32 u. d) 48 u. e) 96 u. Dados: O = 16 u.; Al = 27 u.

21 20 - A água pesada D 2 O, utilizada como moderador em reatores nucleares, apresenta na sua molécula um isótopo do hidrogênio, o deutério (D), que contém no seu núcleo um nêutron. A massa molecular da água pesada é: a) 17,0. b) 18,0. c) 19,0. d) 20,0. e) 21, Atualmente tem-se como padrão internacional de escala de massas atômicas: a) A mistura isotópica do oxigênio. b) A mistura isotópica do carbono. c) O isótopo carbono 12. d) O isótopo oxigênio 16. e) O isótopo hidrogênio Na tabela periódica atual, a massa atômica de cada elemento químico aparece como número não inteiro porque: a) Há imprecisão nos métodos experimentais empregados. b) É a média aritmética das massas atômicas dos elementos superiores e inferiores da mesma família. c) É a média aritmética das massas atômicas dos elementos com igual número de prótons. d) É a média ponderada das massas atômicas dos isótopos naturais do elemento. e) É sempre múltipla da massa atômica do hidrogênio Converter a massa em gramas de ácido sulfúrico H 2 SO 4 para número de mols. Quantos mols há em 49 g de H 2 SO 4? 24 - Num determinado tratamento de água, foi utilizado 0,355 mg de cloro (Cl 2 ) por litro de água. O número de moléculas de cloro utilizadas por litro foi de: a) 3,01 x b) 3,01 x Dado: Peso atômico do cloro = 35,5u

22 c) 3,01 x d) 6,02 x e) 6,02 x Em uma amostra de 1,15g de átomos de sódio, o número de átomos é igual a: a) 6,0 x b) 3,0 x c) 6,0 x d) 3,0 x e) 1,0 x Dado: Peso atômico do sódio = 23u 26 3,0 x moléculas de certa substância A têm massa igual à 14g. 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. 27 Uma amostra de 12,04 x moléculas de H 2 O 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. 28-0,4 mol de uma substância X 2 tem massa 64g. A massa molar do átomo de X é: a) 16g. b) 19g. c) 35,5g.

23 d) 80g. e) 160g Qual é a massa de 10 mols de glicose (C 6 H 12 O 6 ) e quantas moléculas apresentam? 30 - A sacarose é um açúcar de massa molar 342g/mol, com fórmula C 12 H 22 O 11. O número de átomos existentes em um grama de sacarose é: a) 6,02 x b) 3,14 x c) 7,92 x d) 5,03 x e) 4,5 x g de água contém: a) 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio. b) 2 íons H + e 1 íon O 2-. c) 1 íon H + e 1 íon OH -. Dados: H = 1 g/ mol; O = 16 g/ mol d) 12,04 x átomos de hidrogênio e 6,02 x átomos de oxigênio. e) 6,02 x íons H + e 3,01 x íons O Quantas vezes a massa da molécula de glicose (C 6 H 12 O 6 ) é maior que a da molécula de água? a) 2. b) 4. c) 6. d) 8. e) 10. Dados: H = 1g/mol; C = 12g/mol; O = 16g/mol.