Química mineral Conceitos fundamentais I Em decorrência do estudo das reações químicas, criaram-se unidades de medidas comparativas, como massa atômica e massa molecular, que auxiliam na previsão das quantidades de reagentes consumidos ou produtos formados numa reação química. UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (U) Para determinar a massa de um átomo, estabeleceu-se uma unidade padrão comparativa unidade de massa atômica, representada por u. Convenciona-se que uma unidade de massa atômica 1 corresponde a da massa do carbono isótopo 12. 12 1 u = 1,. 10 24 g 10 11 12 1 2 u 3 u = do C 12 O átomo de cálcio apresenta massa atômica igual a 40 u, ou seja, um átomo de cálcio pesa 40 vezes mais que da massa do carbono 12. Massa atômica ou massa de um átomo é o número que indica quantas vezes esse átomo é mais pesado que da massa do carbono isótopo 12. MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO Na natureza, os elementos químicos são formados por misturas de isótopos (átomos com diferentes números de massa e mesmo número atômico) em diferentes porcentagens de abundância. Calcula-se a massa atômica pela média ponderada entre as massas dos isótopos e as respectivas porcentagens de abundância. O elemento cloro, por exemplo, é formado por dois isótopos: Cl 35 com 75,4% de abundância e Cl 37 com 24,%. Qual a massa atômica desse elemento? Conceitos fundamentais I 1 9 4 8 7 Átomo de C 12 Desse modo, para medir a massa de um átomo, devese compará-la com a unidade estabelecida. Operação (imaginária) 5 MASSA MOLECULAR Massa molecular é a massa de uma molécula expressa em unidades de massa atômica. Obtém-se a massa molecular somando as massas atômicas de todos os átomos da molécula. A massa molecular indica quantas vezes uma molécula é mais pesada que da massa do carbono isótopo 12. Átomo de cálcio Indicação 40 unidades de massa atômica Determine a massa molecular do dióxido de carbono (CO 2 ). Dadas as massas atômicas: C = 12 u, O = 1 u 40 u ou 40. 1 u Medida Unidade de medida Massa molecular = 44 u
Conceitos fundamentais I ÁTOMO-GRAMA Para efeito de cálculos, representa-se a massa atômica de um elemento em gramas. Átomo-grama é a massa em gramas de um elemento químico cujo valor numérico coincide com o de sua massa atômica. Átomo-grama é a massa atômica de um elemento expressa em gramas. A massa atômica do elemento cálcio é 40 u, por exemplo. Logo, um átomo-grama de cálcio corresponde a 40 g de cálcio. Molécula-grama = 4 g Tem-se, então: nº de moléculas-grama massa 1 mol-g 4 g 10 mol-g m m = 7 30 g A massa de um átomo-grama não corresponde à massa de um único átomo, mas de um número muito grande de átomos, assim como molécula-grama não corresponde à massa de uma só molécula, mas de grande número de moléculas. Elemento Ferro (Fe) Sódio (Na) Massa atômica 5 u 23 u Átomo-grama 5 g 23 g Determine o número de átomos-grama de ferro existente em 28 g de ferro. nº de átomo-grama massa 1 5 g n 28 g NÚMERO DE AVOGADRO Por meio de processos como difração de raios X e eletrólise, os cientistas descobriram que, para obter 1 grama, são necessárias,02. 10 23 unidades de massa atômica. Em homenagem ao cientista italiano Amedeo Avogadro, o valor,02. 10 23 recebeu o nome de número de Avogadro. Em um átomo-grama de qualquer elemento há sempre,02. 10 23 átomos. 2 MOLÉCULA-GRAMA É a massa em gramas de uma substância química cujo valor numérico coincide com o de sua massa molecular. Molécula-grama é a massa molecular expressa em gramas. A massa molecular do gás carbônico (CO 2 ), por exemplo, é 44 u. Logo, uma molécula-grama de CO 2 corresponde a 44 gramas de CO 2. Substância H 2 O CaCO 3 H 2 Massa molecular 2. 1 + 1 = 18 u 40 + 12 + 3. 1 = 100 u 2. 1 = 2 u Molécula-grama 18 g 100 g 2 g Um carro gastou, para percorrer certo trajeto, 10 moléculas-grama de álcool etílico (C 2 H O). Determine a massa de álcool, em gramas, consumida nesse trajeto. Dados: C = 12; H = 1; O = 1 4 u Vale a mesma relação para uma molécula-grama. Em uma molécula-grama de qualquer substância há sempre,02. 10 23 moléculas. 23 u de Na = 1 átomo de Na 23 g de Na =,02. 10 23 átomos de Na 32 u de S = 1 átomo de S 32 g de S =,02. 10 23 átomos de S 44 u de CO 2 = 1 molécula de CO 2 44 g de CO 2 =,02. 10 23 moléculas de CO 2 18 u de H 2 O = 1 molécula de H 2 O 18 g de H 2 O =,02. 10 23 moléculas de H 2 O Então: O número de Avogadro é o número de átomos presentes quando a massa atômica é tomada em gramas; também representa o número de moléculas quando a massa molecular é tomada em gramas. Determine o número de átomos contidos em 4 g de enxofre (S = 32). O problema envolve uma relação entre número de átomos e massa de enxofre, sendo resolvido por regra de três. nº de átomo-grama nº de átomos massa 1,02. 10 23 32 g x 4 g x = 12,04. 10 23 átomos de S
1. Determine a massa atômica do elemento A, sabendo que seus isótopos e respectivas porcentagens de abundância são: A 15 9,50% A 1 1,00% A 18 2,50% 15x95,50 + 1x1,00 + 18x2,50 100 = 15,085 2. Um elemento A tem massa atômica 3,5 e apresenta os isótopos A 3 e A 5. Calcule a porcentagem desses isótopos. Conceitos fundamentais II Conceitos fundamentais II MOL Quando se expressa a massa de um átomo em gramas, a referência é,02. 10 23 átomos, da mesma forma que expressar a massa de uma molécula em gramas se refere a,02. 10 23 moléculas. Sendo átomos e moléculas entidades químicas muito pequenas, criou-se a unidade mol para contá-los. Mol é a quantidade de matéria de um sistema, que contém tantas entidades elementares quantos átomos existentes em 0,012 kg (12 g) de carbono 12 (C 12 ). Ou seja:,02. 10 23 átomos de C 12. Quando se usa o mol, especifica-se o tipo de entidade elementar a que se refere (moléculas, átomos, íons). 1 mol =,02. 10 23 unidades 1 mol de moléculas =,02. 10 23 moléculas = número de Avogadro de moléculas 1 mol de átomos =,02. 10 23 átomos = número de Avogadro de átomos 1 mol de íons =,02. 10 23 íons = número de Avogadro de íons Mediante o conceito de mol, determina-se o número de átomos de cada elemento que compõe um mol de moléculas. A massa de um mol, de átomos ou moléculas, constitui a massa molar e coincide numericamente com a massa atômica ou molecular. A molécula de gás carbônico (CO 2 ), por exemplo, é formada por 1 átomo de carbono e 2 átomos de oxigênio. 1 mol de moléculas de CO 2 Determine o número de moléculas existentes em 49 g de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ). Dados: H = 1, S = 32, O = 1 Mol = 98 g nº de mols nº de moléculas massa 1,02. 10 23 98 g x 49 g x = LEI DE AVOGADRO x = 3,01. 10 23 moléculas Volumes iguais de gases quaisquer, quando medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, encerram o mesmo número de moléculas. Amedeo Avogadro, cientista italiano, introduziu a idéia de molécula na ciência. Dois volumes de H 2 com 3 + 3 = moléculas + = Um volume de O 2 com 3 moléculas Dois volumes de vapor d água com 3 + 3 = moléculas Considerando que os coeficientes da equação química representem os números de mols que reagem e são formados, observa-se que 2 mols de moléculas de H 2 reagem para formar 2 mols de moléculas de H 2 O. 3
Conceitos fundamentais II Como o número de moléculas contido em dois mols é o mesmo para o H 2 e para a H 2 O, os volumes ocupados pelas duas substâncias serão iguais. Nas mesmas condições de pressão e temperatura, os volumes de gases quaisquer são diretamente proporcionais aos respectivos números de mols. 2 H 2(g) + O 2(g) 2 H 2 O (g) Números de mols 2 : 1 : 2 Volumes gasosos 2 : 1 : 2 Quando os números totais de mols são iguais antes e depois da reação, o volume gasoso não varia. Se o número de mols aumentar ou diminuir, o volume gasoso total também aumentará ou diminuirá na mesma proporção. VOLUME MOLAR Tabela para resolver problemas envolvendo número de mols, moléculas, massa, número de átomos e volume Nº de mols 1 mol de átomos 1 mol de moléculas Nº de moléculas Nº de átomos,02. 10 23 Massa Massa atômica em gramas Volume (CNTP),02. 10 23 n.,02. 10 23 Massa molecular 22,4 l em gramas n representa o número de átomos contido em cada molécula. De acordo com a tabela, um mol de moléculas de CO 2 contém,02. 10 23 moléculas, 3.,02. 10 23 átomos totais e 44 gramas de CO 2, e ocupa o volume de 22,4 litros, medido em CNTP. 4 Volume molar é aquele ocupado por um mol de moléculas (,02. 10 23 ) de uma substância, em qualquer estado físico. Um mol de qualquer gás tem sempre o mesmo número de moléculas e, considerando a lei de Avogadro, ocupa sempre o mesmo volume em determinadas condições de temperatura e pressão. Determina-se experimentalmente que um mol de qualquer gás ocupa um volume de 22,4 litros quando medido à pressão de 1 atm e temperatura de 0 C (273 K). Essas são as condições normais de temperatura e pressão representadas simplificadamente por CNTP. Em CNTP, o volume ocupado por um mol (volume molar) de qualquer gás corresponde a 22,4 litros. Um estudante dispõe de três frascos contendo respectivamente 2 mols de moléculas de O 2(g), 3,01. 10 23 moléculas de CH 4(g) e g de CO 2(g). Ao efetuar a mistura de todos os gases, encontrou um determinado volume medido em CNTP. Determine esse volume. Para o O 2 nº de mols volume 1 mol 22,4 l 2 mols x x = 44,8 l Para o CH 4 nº de moléculas volume 1 mol,02. 10 23 22,4 l 3,01. 10 23 y y =11,2 l Substância H 2 CO 2 CH 4 N 2 Massa molar 2 g 44 g 1 g 28 g Volume molar (CNTP) 22,4 l 22,4 l 22,4 l 22,4 l Para o CO 2 massa volume 1 mol 44 g 22,4 l g z z = 33, l Volume total = 44,8 + 11,2 + 33, = 89, litros Um recipiente fechado contém 140 g de nitrogênio (N 2 ) a 0 C e 1 atm. Determine o volume ocupado por esse gás e qual a massa de oxigênio que ocupará esse mesmo volume, nas mesmas condições de temperatura e pressão. Dados: N = 14; O = 1
Cálculos químicos I LEIS DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS Leis das reações químicas são leis experimentais que auxiliam a interpretar e a fazer previsões da quantidade de reagentes e produtos que participam das reações. Dividem-se em leis ponderais (referem-se às massas das reações) e leis volumétricas (referem-se aos volumes gasosos que participam das reações). Lei Volumétrica de Gay-Lussac Os volumes dos reagentes e produtos gasosos, quando medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, formam uma proporção constante de números inteiros e pequenos. Na reação de formação de água gasosa, Cálculos químicos I Lei da Conservação da Massa Lei de Lavoisier Mediante várias experiências, Lavoisier observou que, numa reação química, por mais complexas que sejam as modificações das substâncias, a massa total dos produtos obtidos é igual à massa total dos reagentes que iniciaram o processo. NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O 40 g 3 g 85 g 18 g 103 g 103 g N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) Lavoisier enunciou a Lei da Conservação da Massa. Nota-se que todos os átomos que aparecem nos reagentes também estão nos produtos. Popularmente, assim se enuncia a Lei de Lavoisier: Na natureza, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma. Lei das Proporções Constantes Lei de Proust O químico francês Joseph Louis Proust, após purificar água de diferentes procedências, constatou que a porcentagem em massa de hidrogênio para oxigênio era a mesma em todas as amostras (1 : 8). Então enunciou a Lei das Proporções Definidas. Uma substância, independente do método de obtenção, apresenta seus elementos combinados numa proporção em massa constante e definida. Analisando a reação de formação da água: 2 H 2 + O 2 2 H 2 O 2 mols 1 mol 2 mols 4 g 32 g 3 g 2 g 1 g 18 g 1 g 8 g 9 g Percebe-se que, na água, a razão entre as massas de hidrogênio e oxigênio que reagem é sempre 1 : 8. 2 H 2(g) + O 2(g) 2 H 2 O (g) l 3 l l Simplificando os volumes dos reagentes e produtos, obtém-se a proporção 2 : 1 : 2, de números inteiros e pequenos. Analisando os volumes dos reagentes e produtos, percebe-se que 9 litros ( + 3) reagem para formar litros, o que implica uma contração de volume. Esse fenômeno se explica pela redução no número de moléculas, quando se analisam os coeficientes da reação. CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO As leis das reações químicas permitem calcular a quantidade de reagentes e produtos que participam das reações químicas. Esses são os cálculos estequiométricos, que relacionam as grandezas massa, número de mols, número de átomos, número de moléculas e volume, por meio de regras de três. São os cálculos das quantidades de reagentes e produtos envolvidos numa reação química. Regras fundamentais para resolução de problemas Escrever a equação química balanceada. Sublinhar as substâncias envolvidas no problema, indicando se há envolvimento de massa, número de mols, volume, etc. Destacar os coeficientes das substâncias envolvidas, como número de mols. Transformar esses coeficientes em massa, volume, número de moléculas, etc., de acordo com os dados do problema. Estabelecer uma regra de três entre os envolvidos. Determine o volume de NH 3 gasoso, em CNTP, obtido na reação de 20 gramas de hidrogênio com nitrogênio suficiente para a completa reação. Dados: H = 1, N = 14 N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) Massa Volume 3 mols 2 mols 3. 2 g 2. 22,4 l 20 g x x = 149,33 l 5
Cálculos químicos II 1. Determine a massa de CaO obtida na decomposição de 300 g de CaCO 3, conforme a equação a seguir. Dados: Ca = 40, C = 12, O = 1 CaCO 3(s) CaO (s) + CO 2(g) 3. Se colocarmos 112 g de ferro para reagir com ácido clorídrico, qual será o volume de gás hidrogênio liberado, medido nas CNTP? Dados: Fe = 5, volume molar = 22,4 l/mol Fe (s) + 2 HCl (aq) FeCl 2(aq) + H 2(g) 2. Determine a massa de cloreto de hidrogênio obtida pela reação de 10 mols de cloro com hidrogênio. Cálculos químicos II CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO Na prática, é comum uma reação química não apresentar aproveitamento total dos reagentes, resultando em menos produto do que se esperava. Diz-se, então, que o rendimento não foi total, ou seja, foi inferior a 100%. Rendimento Na resolução de problemas envolvendo rendimento inferior a 100%, após calcular a quantidade esperada, procede-se a uma nova regra de três envolvendo o rendimento da reação para corrigir os valores realmente encontrados. Determine a massa de gás carbônico realmente obtida na combustão de 48 gramas de grafite, que ocorre com rendimento de 80%. Resolve-se o problema normalmente, determinando a massa esperada de gás carbônico. C (graf) + O 2(g) CO 2(g) Massa Massa 1 mol 1 mol 12 g 44 g 48 g x x = x = 17 g A seguir, calcula-se a massa realmente obtida por regra de três envolvendo a porcentagem de rendimento. Massa Rendimento 17 g 100% x 80% Grau de pureza Muitos reagentes apresentam impurezas que não participam da reação. Nesse caso, descontam-se as impurezas para efetuar os cálculos. Determine a massa de sulfato de sódio produzida quando 400 gramas de soda cáustica com 90% de pureza reagem com ácido sulfúrico. Determina-se inicialmente a massa de soda cáustica pura que participará da reação. Massa Grau de pureza 400 g 100% x 90% x = 30 g de NaOH puro Em seguida, resolve-se o problema normalmente, usando a massa pura de NaOH. 2 NaOH + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + 2 H 2 O Massa Massa 2 mols 1 mol 2. 40 g 142 g 30 g x x = 39 g de Na 2 SO 4 x = x = 140,8 g
1. Calcule a massa de metano (CH 4 ) obtido a partir de 30 g de carbeto de alumínio com 80% de pureza, sabendo que a reação tem um rendimento de 90%, segundo a reação: Al 4 C 3 + 12 H 2 O 4 Al(OH) 3 + 3 CH 4 (Dados: Al = 27, C = 12, O = 1, H = 1) 2. No transcorrer de um dia, em Serra Pelada, um garimpeiro extraiu 1,200 kg de ouro com 82% de pureza. Determine o número de átomos de ouro que o garimpeiro encontrou nesse período. (Dado: Au = 197) Cálculos químicos III 3. Um calcário de 80% de pureza, ao ser calcinado, forneceu 448 litros de dióxido de carbono medidos nas condições normais de temperatura e pressão. Calcule a massa, em gramas, de calcário calcinado. (Dados: C = 12, O = 1, Ca = 40) 7 Cálculos químicos III CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO De acordo com a Lei das Proporções Definidas (Proust), as substâncias reagem segundo proporções constantes de suas massas. Algumas vezes se percebe que as quantidades de reagentes utilizados em uma reação química não obedecem a essa proporção. Nesse caso há sobra de parte desses reagentes, que não reage. Dizse, então, que há reagentes em excesso. REAGENTES EM EXCESSO Quando o enunciado fornece dados de dois reagentes, primeiro se verifica se há reagentes em excesso. Se houver, determina-se a quantidade de reagente, que estabelece de fato a regra de três do problema. Juntam-se 12, gramas de ácido nítrico com 10 gramas de hidróxido de cálcio, ambos em solução aquosa. Determine a massa do reagente em excesso e a massa de nitrato de cálcio formada. Dados: H = 1, O = 1, Ca = 40, n = 14 2 HNO 3 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3 ) 2 + 2 H 2 O massa massa massa 2 mols 1 mol 1 mol 12 g 74 g 14 g 12, g 10 g? Analisando os valores fornecidos, percebe-se que 12, g de HNO 3 representam 0,2 mols, o que, de acordo com a Lei de Proust, exige 0,1 mol de Ca(OH) 2, ou seja 7,4 g. Logo, há excesso de base.
Cálculos químicos III a) Cálculo do excesso de base 2 HNO 3 + Ca(OH) 2 12 g 74 g 12, g x x = x = 7,4 g O excesso será 10,0 g 7,4 g = 2, g de Ca(OH) 2 b) Cálculo da massa de sal formado 2 HNO 3 Ca(NO 3 ) 2 12 g 14 g 12, g x Fórmula mínima ou empírica Fórmula mínima representa a menor proporção em átomos que compõem uma substância. Exemplo: a fórmula molecular da glicose é C H 12 O. Dividindo todas as atomicidades por, obtém-se a fórmula mínima (CH 2 O). Para obter a fórmula mínima com base na fórmula centesimal: dividir a porcentagem (ou massas dadas) de cada elemento por sua massa atômica; dividir os resultados obtidos pelo menor deles; não obtendo resultados inteiros, multiplicar os valores encontrados pelo menor número capaz de transformálos numa proporção expressa por números inteiros. 8 x = x = 1,4 g de Ca(NO 3 ) 2 ou Ca(OH) 2 Ca(NO 3 ) 2 74 g 14 g 7,4 g x x = 1,4 g de Ca(NO 3 ) 2 CÁLCULO DE FÓRMULAS As substâncias químicas são formadas por átomos e moléculas. Estas, por sua vez, são representadas pelas fórmulas químicas, que indicam os elementos e o número de átomos dos elementos que compõem as substâncias. A molécula da substância química água, por exemplo, é representada pela fórmula H 2 O, que indica ser cada molécula de água formada por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio. As fórmulas podem também representar, além da molécula, a porcentagem em massa dos seus elementos constituintes ou uma forma simplificada para indicar as moléculas maiores. Fórmula centesimal Fórmula centesimal ou composição centesimal representa a porcentagem em massa dos elementos que compõem uma substância. Segundo a Lei de Proust, essa porcentagem é sempre constante. Por exemplo, a composição centesimal em massa da água é 11,11% de hidrogênio e 88,89% de oxigênio. Esses dados são obtidos pelos seguintes cálculos: H 2 O H = 1 u x 2 = 2 u O = 1 u x 1 = 1 u Massa molecular: 18 u 18 u 100% Para o H 2 u x x = 11,11% 18 u 100% Para o O 1 u y% y = 88,89% Calcule a fórmula mínima de um composto que encerra 40% de carbono,,% de hidrogênio e 53,3 de oxigênio. Dividindo-se as porcentagens pelas respectivas massas atômicas: C 12 40% = 3,33 H 1,7% =,7 O 1 53,3% = 3,33 Dividindo os resultados pelo menor deles: C = 1 H = 2 O = 1 Fórmula mínima: CH 2 O Fórmula molecular Fórmula molecular é a que apresenta o número exato de átomos dos elementos que formam uma substância. Ácido sulfúrico = H 2 SO 4 Glicose = C H 12 O A fórmula molecular do ácido sulfúrico coincide com a sua fórmula mínima. Isso não acontece com a glicose. Calcula-se a fórmula molecular tomando por base a fórmula mínima, através do seguinte esquema: Fórmula molecular = (fórmula mínima). n n = Exemplo: A massa molecular de uma substância é 180 g/mol. Sendo CH 2 O a sua fórmula mínima, determine a fórmula molecular. Massa de fórmula mínima = 30 n = n = Fórmula molecular = (CH 2 O). Fórmula molecular = C H 12 O Números inteiros
1. Determine a fórmula centesimal do dióxido de carbono. (Dados: C = 12, O = 1) 3. Determine a fórmula molecular de um óxido de fósforo que apresenta 43,% em massa de fósforo, 5,4% em massa de oxigênio e massa molecular 284 u. (Dados: P = 31, O = 1) Estado gasoso I 2. Calcule a fórmula mínima de um composto formado pelos elementos carbono, hidrogênio e nitrogênio, nas seguintes proporções em massa: 38,7% C; 1,1% H; 45,2% N. (Dados: C = 12, H = 1, N = 14) 9
Testes Conceitos fundamentais I 1. Relacionando as colunas, que representam fórmulas e massa molecular, respectivamente, e lendo o numeral formado na coluna da direita, de baixo para cima, vamos encontrar: (1) Fe(OH) 3 ( ) 342 g (2) Al 2 (SO 4 ) 3 ( ) 32 g (3) C H 12 O ( ) 4 g (4) SO 2 ( ) 107 g (5) O 2 ( ) 180 g a) 25 413 b) 31 452 c) 13 425 d) 31 542 e) 25 431 2. Sabendo-se que o peso atômico do enxofre é 32, e o do alumínio, 27, pode-se concluir que: a) 32 átomos de alumínio pesam tanto quanto 27 átomos de enxofre. b) 27 g de alumínio ocupam o mesmo volume que 32 g de enxofre. c) os átomos de alumínio e de enxofre pesam, respectivamente, 27 g e 32 g. d) 27 átomos de alumínio pesam tanto quanto 32 átomos de enxofre. e) o átomo de alumínio possui 27 prótons e o de enxofre, 32 prótons. 3. O termo molécula-grama pode ser usado para indicar a massa de uma molécula expressa em gramas. Sabe-se que nessa massa existem,02 x 10 23 moléculas, ou seja, o número de Avogadro de moléculas. Com relação à molécula-grama, são feitas as afirmações: I. Em uma molécula-grama de H 2 SO 4, há 98 g. II. Em uma molécula-grama de H 2 O, há 3 átomos. III. Em uma molécula-grama de H 2 SO 4, há 7.,02. 10 23 átomos. IV. Em uma molécula-grama de NaOH, há,02. 10 23 moléculas. V. Uma molécula de HCl pesa 3,5 gramas. VI. Uma molécula-grama contém o número de Avogadro de moléculas. São corretas: a) I, II e IV apenas. b) I,III, IV e VI apenas. c) II, III e IV apenas. d) II e V apenas. e) II, V e VI apenas. 4. A massa total, em gramas, da mistura 0,10 átomo-grama de cálcio; 0,80 g de cálcio; e 3,01. 10 23 átomos de cálcio, é igual a: Dado: Ca = 40 a) 3,01. 10 21 g. b),02. 10 22 g. c) 88,0 g. d) 24,8 g. e) 44,0 g. 5. (Cesgranrio RJ Adaptado) Admitem-se os seguintes isótopos: 1 H 1, 1 H 2, 1 H 3 ; 17 Cl 35, 17 Cl 37 ; 8 O 1, 8 O 17, 8 O 18, que podem formar moléculas de ácido clórico. Relativamente a essas moléculas, são feitas as afirmações: I. Todas apresentam a mesma massa. II. Suas massas podem variar de 84 u a 94 u. III. Todas apresentam mesmo número de nêutrons. IV. Todas apresentam mesmo número de prótons. V. Todas apresentam números de nêutrons que podem variar de 42 a 50. VI. Todas apresentam mesmo número de átomos. São corretas apenas: a) II e III. b) I e IV. c) II, IV e VI. d) III, V e VI. e) II, IV e V.. O elemento químico oxigênio é formado por 99,7% de O 1 ; 0,045 de O 17 ; e 0,20% de O 18. Qual é a sua massa atômica aproximada? 7. Calcule a massa atômica aproximada do silício, cujos isótopos, respectivas massas e participações na natureza são: 14Si 28 = 92,20% 14Si 29 = 4,70% 14 Si30 = 3,10% 8. A massa molecular de uma substância X é igual ao triplo da massa molecular da água mais 7 unidades. Calcule a massa molecular da substância X. 1
Testes 9. A massa molecular de uma substância A é o triplo da massa molecular de uma substância B, menos 10 unidades de massa atômica. A soma das massas moleculares de A e B é igual a 2 u. Calcule a massa molecular de A. 10. (Unioeste PR) O biogás, combustível obtido pela fermentação de resíduos vegetais e fezes de animais, é composto principalmente pela mistura de metano (CH 4 ) e gás carbônico (CO 2 ). Calcule o número total de moléculas-grama existente na mistura de 9 g de metano com 132 g de gás carbônico. (Dados: H = 1; C = 12; O = 1) Conceitos fundamentais II 2 1. Dois recipientes iguais, que contêm dois gases diferentes, nas mesmas condições de pressão e temperatura, devem ter: a) mesmo número de átomos. b) mesmo número de moléculas. c) mesmo peso de gás. d) mesmo número de elétrons. e) Não se pode saber sem identificar os gases. 2. (UEPG PR Adaptado) Com base na consulta à tabela periódica, assinale o que for correto. a) 18 g de H 2 O correspondem a,02. 10 23 moléculas desse composto. b) 24 g de metano (CH 4 ) contêm 1,0 mol de átomos de carbono e 4 mols de átomos de hidrogênio. c) 0,5 mol de íons-fórmula de cloreto de sódio (NaCl) apresenta massa de 58,5 g. d) 4,48 litros de gás hilariante (N 2 O), nas CNTP, equivalem a 0,5 mol desse composto. e) 2 mols de moléculas de etanol (C 2 H O) equivalem à massa de 90 g. 3. Examinando uma amostra de 48 g de gás metano (CH 4 ), são feitas as afirmações a seguir, das quais uma é incorreta. Assinale-a. a) Essa amostra possui 18,0. 10 23 moléculas. b) Existem 24,08. 10 23 átomos totais na amostra. c) O volume ocupado pelo metano em CNTP é 7,2 l. d) O número de átomos de hidrogênio encontrado corresponde a 72,24. 10 23. e) A amostra encerra 3 mols de moléculas de gás metano. 4. (UFRJ) A concentração normal do hormônio adrenalina (C 9 H 13 NO 3 ) no plasma sanguíneo é de,0. 10 8 g/l. Quantas moléculas de adrenalina estão contidas em 1 litro de plasma? a) 3,. 10 1 b) 2,0. 10 14 c) 3. 10 17 d) 2,0. 10 1 e) 2,5. 10 18 5. (Cefet PR) Um anel de ouro de 18 quilates (75% de ouro; 12,5% de prata; 12,5% de cobre) pesa 4,0 gramas. O número de mols de átomos de ouro, prata e cobre empregado na produção do anel é, aproximadamente: Dados: Au = 197; Ag = 108; Cu = 4 a) 15. 10 3 ; 4,. 10 3 ; 7,8. 10 3. b) 3,0. 10 3 ; 0,5. 10 3 ; 0,5. 10 3. c) 30. 10 2 ; 1,5. 10 2 ; 0,5. 10 2. d) 30. 10 3 ; 4. 10 3 ; 78. 10 3. e) 5,0. 10 2 ; 15. 10 2 ; 4. 10 2.. O açúcar, ou sacarose, tem fórmula molecular C 12 H 22 O 11. Em 1 kg de açúcar haverá, aproximadamente, mol(s) e molécula(s). Selecione a alternativa que apresenta, respectivamente, os números corretos para preencher as lacunas. a) 0,02,0. 10 23 b) 0,3 1,8. 10 24 c) 1 1,2. 10 24 d) 2,0. 10 23 e) 3 1,8. 10 24 7. (PUC PR) Em 2,5 mols de moléculas de ácido fosfórico, encontraremos um número total de átomos correspondente a: Dados: M(H) = 1,00 g/mol M(O) = 1,00 g/mol M(P) = 31,00 g/mol Nº Avogadro =,0. 10 23 a) 15,00. 10 23 átomos. b) 30,00. 10 23 átomos. c) 45,00. 10 23 átomos. d) 0,00. 10 23 átomos. e) 120,00. 10 23 átomos. 8. Na água dos oceanos foram detectados mais de 80 elementos químicos dissolvidos. A tabela abaixo mostra os mais importantes, que representam 95,5% do total. Principais elementos dissolvidos na água do mar Elemento Concentração (mg/l) Cloro 19 000 Sódio 10 500 Magnésio 1 350 Enxofre 885 Potássio 380 Bromo 5 Carbono 28 Estrôncio 8 Boro 4,5 Silício 3 Flúor 1,3 Ouro 0,00000
O número de mols de silício presente em 1,0 litro de água do mar é igual a: Dados: massas molares (g. mol 1 ) Si = 28,0 a) 1,07. 10 4 b) 1,07. 10 2 c) 9,33. 10 0 d) 9,33. 10 3 e) 1,07. 10 4 10. (UFPR) Calcule o volume de metanol, em mililitros, que deve ser adicionado a 27 g de água a 20 C, para se obter uma solução na qual o número de moléculas de água é igual ao número de moléculas de metanol. Dados: densidade absoluta do metanol a 20 C = 0,8 g/ml massas atômicas: H = 1 u; C = 12 u; O = 1 u 9. Calcule a massa de 4,5 mols de moléculas de hidróxido de sódio (NaOH). Dados: Na = 23; O = 1; H = 1 Cálculos químicos I 1. (UFSC Adaptado) Foi somente no século XIX que a química passou a ter caráter de ciência. Quem muito contribuiu para isso foi o químico francês Antoine Laurent de Lavoisier (1743 1794) que, em seus trabalhos, passou a utilizar regularmente a balança. Assinale a proposição verdadeira, de acordo com as constatações de Lavoisier ao utilizar esse instrumento. a) Em qualquer reação química, a massa se conserva. b) Volumes iguais de gases, nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm mesmo número de moléculas. c) Numa reação química em que a energia sofre variação, a massa varia segundo a equação E = m. c 2. d) Independentemente do método de obtenção, uma substância química tem seus componentes combinados em proporções constantes de suas massas. e) Em uma reação química, o número de mols de moléculas dos reagentes deve ser igual ao número de mols de moléculas dos produtos. 2. (UEM PR Adaptado) Dada a reação de combustão do metano CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O. Um mol de metano: a) sempre ocupa um volume de 22,4 l. b) após combustão completa, produzirá 44 g de gás carbônico. c) contém,02. 10 23 moléculas de metano apenas nas CNTP. d) apresenta 1 (um) átomo de carbono. e) após combustão completa, produzirá 1 (um) mol de água. 3. (PUC PR) Reagindo 20 gramas de ácido sulfúrico com excesso de solução de hidróxido de bário Ba(OH) 2, forma-se um precipitado branco, cujo peso é: Massas molares: H = 1,0 g/mol; S = 32,0 g/mol; O = 1,0 g/mol; Ba = 137,0 g/mol a) 17,9 g b) 2,3 g c) 38,2 g d) 47,5 g e) 80,0 g 4. (PUC PR) Pela decomposição térmica de 150 g de carbonato de cálcio, conforme a equação: CaCO 3 CaO + CO 2 Massas molares: C = 12 g/mol; O = 1 g/mol; Ca = 40,0 g/mol. Obtém(êm)-se o seguinte: a) g de CO 2. b) 22,4 litros de CO 2 nas CNTP. c) 2 mols de CO 2. d) um mol de CaO. e) 5 g de CaO. 5. Pela decomposição térmica de 300 g de carbonato de cálcio, conforme a equação: CaCO 3 CaO + CO 2 Massas molares: C = 12 g/mol; O = 1 g/mol; Ca = 40,0 g/mol. Obtém-se o seguinte volume de CO 2 medido em CNTP: a) 44,8 l b) 22,4 l de CO 2 c) 11,2 l d) 7,2 l e) 89, l. (Unesa RJ) O hidreto de lítio (LiH), ao reagir com água, forma o gás hidrogênio na proporção dada pelo gráfico. Mols de LiH 1 Litros de H 2 em CNTP 22,4 44,8 A massa, em gramas, desse hidreto usada para produzir 33, litros de H 2, em CNTP, é de: a) 4. b). c) 8. d) 12. e) 24. 3
Testes 7. (UFSM RS) O mármore (CaCO 3 ) reage com ácido sulfúrico, formando o gesso (CaSO 4 ), de acordo com a equação balanceada: H 2 SO 4(aq) + CaCO 3(s) A massa de gesso formada pela reação de 25 g de mármore com H 2 SO 4 em quantidade suficiente será: a) 5 g b) 17 g c) 34 g d) 8 g e) 100 g 8. (UEM PR Adaptado) O rótulo de um suposto iogurte vendido no mercado fornece as seguintes informações: Composição por 100 g de iogurte Proteínas 2, g Gorduras 1,5 g Sacarose 14,0 g Cálcio 92 mg Fósforo 75 mg Água 79,0 g CaSO 4(s) + H 2 O (l) + CO 2(g) 9. (UFPR Adaptado) Considerando a equação química abaixo, bem como as massas atômicas do H(1) e do O(1), H 2(g) + O 2(g) H 2 O (l) + 8, kcal É incorreto afirmar: a) 1,0 g de diidrogênio reage com 8,0 de dioxigênio para formar 9,0 g de água. b) 1 mol de diidrogênio reage com 0,5 mol de dioxigênio para formar 1 mol de água. c). 10 23 moléculas de diidrogênio reagem com 3. 10 23 moléculas de dioxigênio para formar. 10 23 moléculas de água. d) Nas mesmas condições de temperatura e pressão, 2 litros de gás diidrogênio reagem com 1 litro de gás dioxigênio para formar 2 litros de água no estado líquido. e) A equação mostra que a reação produz calor. 10. O equipamento de proteção conhecido como air bag, usado em automóveis, contém substâncias que se transformam, em determinadas condições, liberando N 2 que infla um recipiente de plástico. As equações das reações envolvidas no processo são: 2 NaN 3 2 Na + 3 N 2 Azoteto de sódio 4 Dados: Ca = 40; P = 31; C = 12; O = 1; H = 1 Analise as afirmações: I. O número de mols de cálcio existente em 100 g de iogurte é, aproximadamente, 2,3. II. O número total de moléculas de água existente em 100 g de iogurte é, aproximadamente, 2. 10 23. III. 500 g de iogurte fornecem 13 000 mg de proteínas e 7 500 mg de gorduras. IV. A soma dos teores dos elementos Ca e P em 100 g de iogurte corresponde a 0,17 g. V. A combustão completa da sacarose é dada pela reação não-balanceada C 12 H 22 O 11 + O 2 CO 2 + H 2 O. A combustão completa da sacarose existente em 100 g de iogurte fornecerá, aproximadamente, 528 g de CO 2. São corretas as afirmações: a) II, III e V. d) I, III e V. b) I, II e V. e) IV e V. c) II, III e IV. Cálculos químicos II 10 Na + 2 KNO 3 K 2 O + 5 Na 2 O + N 2 Considerando que N 2 é gerado nas duas reações, calcule a massa de azoteto de sódio necessária para que sejam gerados 80 l de nitrogênio, nas condições ambientes. Dados: volume molar do gás nas condições ambientes, 25 l/mol; massa molar do NaN 3, 5 g/mol 1. Para a obtenção de cal viva, procedeu-se à decomposição térmica de 200 g de calcário com 75% de teor de pureza. Sobre essa reação, equacionada abaixo, assinale o que for incorreto. CaCO 3 CaO + CO 2 a) A amostra contém 50 g de impurezas. b) Cada mol de carbonato de cálcio decomposto libera 22,4 l de gás carbônico, nas CNTP. c) A relação em mols entre o reagente CaCO 3 e o produto CaO na reação é de 1 : 1; portanto, 100 g de CaCO 3 puro fornecem igual massa de CaO. d) Após a reação da amostra, são obtidos 84 g de CaO. e) Se a amostra fosse 100% pura, seriam obtidos 112 g de CaO. 2. (PUC PR) Em uma reação de combustão completa do enxofre, obtém-se gás sulfuroso, cuja reação é: S (s) + O 2(g) SO 2(g) O volume em litros de SO 2, medido nas CNTP, quando reagem 5,0 kg de enxofre, com 80% de pureza é: a) 2 240 l. b) 2 800 l. c) 1 120 l. d) 3 200 l. e) 2 300 l.
3. (Uniube MG) O acetileno, substância de grande aplicação, é um gás menos denso do que o ar, empregado especialmente como combustível, uma vez que, quando queima em atmosfera de oxigênio puro, fornece uma chama azul de elevada temperatura. O processo industrial de obtenção do acetileno pode ser demonstrado pela equação: CaC 2 + 2 H 2 O C 2 H 2 + Ca(OH) 2 Sabendo que 100 g de carbeto de cálcio reagem com quantidade suficiente de água para a obtenção de 24, g de acetileno, assinale a alternativa que apresenta o rendimento dessa reação. Dadas: massas atômicas: H = 1; C = 12; O = 1; Ca = 40 a) 10,0% b) 3,3% c) 49,2% d) 0,5% e) 91,4% 4. (Unimep SP) Dada a equação de reação não-balanceada: CaCO 3 + HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2 O. Quando 250 g de CaCO 3, impuro, com 80% de pureza, reagem com excesso de HCl, o número de moléculas de água obtidas será igual a: Dados: MA (u): Ca = 40; C = 12; O = 1; H = 1; Cl = 35,5; número de Avogadro =. 10 23 a) 0,12. 10 23 moléculas. b) 1,20. 10 23 moléculas. c) 12,0. 10 24 moléculas. d) 1,20. 10 24 moléculas. e) 0,12. 10 24 moléculas. 5. (Cefet PR) O ácido acetilsalicílico, conhecido como aspirina, é um dos analgésicos mais consumidos. Pode ser produzido pela interação entre ácido salicílico e anidrido acético, conforme mostra a equação a seguir. 7. (UEL PR) O ozônio pode ser preparado nos ozonizadores (cilindros concêntricos de vidro; o interno é percorrido por um fio metálico e o externo, recoberto internamente por metal. Uma diferença de potencial elevada entre os metais provoca descargas elétricas silenciosas). Passando O 2 entre esses cilindros, ocorre: 3 O 2 2 O 3 Considerando que cerca de 20% do volume de O 2 é transformado, quantos litros de O 3 são obtidos, nessas condições, a partir de 15 litros de O 2? Dado: os volumes gasosos são medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura. a) 1 litro b) 2 litros c) 3 litros d) 4 litros e) litros 8. (Unicamp SP) Em 1990, foram consumidos, em nosso país, cerca de 14 bilhões (14. 10 9 ) de cigarros. A massa de um cigarro que é queimada corresponde a, aproximadamente, 0,85 g. Considerando que 40% da massa do cigarro seja do elemento carbono, quantas toneladas de dióxido de carbono (CO 2 ) os fumantes lançaram na atmosfera em 1990, no Brasil? Dados: 1 tonelada (1t) = 10 g massas atômicas relativas: C = 12, O = 1 a) 55,7. 10 3 b) 204,45. 10 3 c) 5. 10 3 d) 102,2. 10 3 e) 408,3. 10 3 5 C 7 H O 3 + C 4 H O 3 C 9 H 8 O 4 + C 2 H 4 O 2 Ácido Anidrido Aspirina Ácido salicílico acético acético A massa de aspirina que seria possível produzir a partir de 1,38 tonelada métrica de ácido salicílico, supondo que a transformação ocorra com rendimento de 80%, é: Massas molares: ácido salicílico: 138 g/mol aspirina: 180 g/mol 1 tonelada métrica (t): 1. 10 g a) 1,10 t. b) 1,44 t. c) 180 g. d) 1,38 t. e) 1,80 t.. (Cefet PR) Uma indústria de cimento comprou grande remessa de calcário e mandou verificar se o teor de pureza estava de acordo com o esperado. Um laboratorista reagiu 2,0 g do calcário com excesso de HCl, obtendo volume de 5, litros de CO 2, nas CNTP. Com esses dados fez alguns cálculos e emitiu o laudo, comunicando que o teor de pureza do calcário era: Observação: considere que, caso haja impurezas, estas não reagem com o ácido. Massas molares: Ca = 40; C = 12; Cl = 35,5; H = 1 a) aproximadamente 9%. b) total. c) aproximadamente 83%. d) aproximadamente 75%. e) Os dados obtidos eram insuficientes para emitir o laudo. 9. (UFPR Adaptado) O vinagre, conhecido desde a Antiguidade, é uma solução de aproximadamente 4 a 8% de ácido acético, resultante da ação de microorganismos sobre bebidas alcoólicas, como vinho, em presença de oxigênio. Por volta de 218 a.c., o general cartaginês Aníbal, no comando de um exército, atravessou os Alpes em 15 dias, surpreendendo os romanos. Segundo relatos, Aníbal teria utilizado vinagre para fragmentar rochas que bloqueavam o caminho. Para tal, seria necessária enorme quantidade dessa solução e um período muito maior do que 15 dias para obter os efeitos desejados. Embora seja pouco provável a veracidade do relato, ele pode estar associado à ação do vinagre sobre rochas calcárias, representada pelas equações abaixo, não-balanceadas. CH 3 COOH (aq) H + (aq) + CH 3 COO (aq) Ka = 1,8. 10 5 H + (aq) + CaCO 3(s) Ca 2+ (aq) + H 2 O (liq) + CO 2(g) Dados: massa molar do ácido acético = 0 g e do carbonato de cálcio = 100 g Considerando a porcentagem de % em massa de ácido acético no vinagre, quantas toneladas de vinagre seriam necessárias para dissolver 1 tonelada de carbonato de cálcio? 10. (UFPR) Que quantidade de cal (óxido de cálcio), em kg, será produzida por calcinação de uma tonelada de calcário (carbonato de cálcio) puro com rendimento de 80%? Dados: Ca = 40, C = 12, O = 1
Testes 10. (UFPR) Que quantidade de cal (óxido de cálcio), em kg, será produzida por calcinação de uma tonelada de calcário (carbonato de cálcio) puro com rendimento de 80%? Dados: Ca = 40, C = 12, O = 1 Cálculos químicos III 1. (UEPG PR) Sabe-se que 2,0 g de hidrogênio reagem exatamente com 1,0 g de oxigênio, formando água. Se aumentarmos apenas a massa reagente de hidrogênio para 4,0 g, sem, no entanto, alterar a massa reagente de oxigênio, observaremos a formação da mesma massa de água, ficando 2,0 g de hidrogênio em excesso, sem reagir. O presente fato está de acordo com o que afirma a Lei de: a) Lavoisier. d) Proust. b) Gay-Lussac. e) Avogadro. c) Dalton. 2. (Unopar PR) O mineral de carbonato de cálcio e magnésia CaMg(CO 3 ) 2 é empregado na fabricação de magnésia e nos processos básicos de produção de aço. A porcentagem, em massa, de carbono nesse composto é, aproximadamente: Dados: massas molares (g/mol): Ca = 40; Mg = 24; O = 1; C = 12 a),52. d) 20,80. b) 13,04. e) 7,70. c) 18,40. 3. (Uniube MG) O formaldeído, CH 2 O, à temperatura ambiente, é um gás de odor picante e incolor. Sendo altamente reativo, é utilizado na fabricação de polímeros (plásticos). Assinale, entre as opções abaixo, aquela que indica a fórmula centesimal do referido composto. Dados: massas atômicas: H = 1; C = 12; O = 1 a) C = 12,0%, H = 2,0%, O = 1,0% b) C = 40,0%, H =,%, O = 53,3% c) C =,%, H = 40,0%, O = 53,3% d) C = 53,3%, H =,%, O = 40,0% e) C = 40,0%, H = 40,0%, O = 20,0% 4. (UFSM RS) Em 3,7 g do medicamento AZT, utilizado para tratamento de pacientes com Síndrome da Imunodeficiência Adquirida (Aids), encontraram-se 1,84 g de C; 0,24 g de H; 0,98 g de O; 0,4 g de N. Qual a fórmula percentual desse medicamento? a) C = 49,7%, H = 1,%, O = 29,7%, N = 18,9% b) C = 24,9%, H = 3,2%, O = 53,0%, N = 18,9% c) C = 53,0%, H =,5%, O = 13,3%, N = 27,2% d) C = 24,9%, H = 1,%, O = 5,1%, N = 17,3% e) C = 49,7%, H =,5%, O = 2,5%, N = 17,3% 5. (PUC PR) Um recipiente fechado contém 4 g de gás hidrogênio e 71 g de gás cloro. Quando se submete essa mistura à ação da luz solar, forma-se cloreto de hidrogênio como produto de síntese. Considerando a Lei das Proporções Definidas sobre o enunciado acima, são corretas as afirmativas exceto: a) Todo gás cloro contido no recipiente reagiu. b) A massa de gás de hidrogênio em excesso é de 2 g. c) A massa de cloreto de hidrogênio formado é de 73 g. d) Para converter o excesso de gás hidrogênio em cloreto de hidrogênio, são necessários mais 35,5 g de gás cloro. e) O número de mols de cloreto de hidrogênio formado é igual a 2.. Num recipiente, colocam-se 7,3 g de HCl para reagir com 9,0 g de NaOH. Sendo dadas as massas atômicas Na = 23, H = 1, O = 1 e Cl = 35,5, assinale a afirmação correta. a) A equação que representa a reação corretamente balanceada é HCl + NaOH NaCl + 2 H 2 O. b) Haverá 1,0 g de HCl em excesso. c) Haverá 1,0 g de NaOH em excesso. d) A massa de sal formada será de 11,7 g para um rendimento de 80%. e) A massa total dos produtos será de 10,9 g. 7. Sessenta litros de metano são completamente queimados no ar, tendo como produtos da reação gás carbônico e água. Sabendo que todas as substâncias se encontram nas mesmas condições de temperatura e pressão e no estado gasoso, podemos afirmar que o volume de ar necessário à combustão é: Dados: 100% de ar = 20% O 2 + 80% N 2 a) 120 litros de ar. b) 240 litros de ar. c) 00 litros de ar. d) 480 litros de ar. e) 1 200 litros de ar. 8. (Cefet PR) No processo de redução industrial do ferro, representado pela equação Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2, Hematita combinam-se 3,20 kg de hematita com 2,00 kg de monóxido de carbono. No resultado do processo: Dados: Fe = 5; O = 1; C = 12 a) haverá excesso de 0,32 kg de monóxido de carbono. b) haverá a formação de 0,32 kg de ferro puro. c) haverá falta de um dos reagentes e a reação não ocorre. d) haverá a falta de 0,32 kg de hematita. e) a hematita só sofrerá redução com a diminuição de 0,32 kg de monóxido de carbono. 9. Uma substância apresenta, em sua composição centesimal, 40% em massa de carbono,,% de hidrogênio e 53,33% de oxigênio. Determine a fórmula mínima. Dados: H = 1, O = 1, C = 12 a) CH 2 O b) C 2 H 2 O c) CHO d) CH 4 O e) C 2 H 4 O