www.universodaquimica.hpg.com.br - QUÍMICA INORGÂNICA - Grandezas Químicas

GRANDEZAS QUÍMICAS

Ao ocorrer uma reação química (sistema fechado) notamos que a quantidade de átomos presentes nos reagentes permanece inalterada ao se formarem os produtos, isto é, se tivéssemos colocado alguns reagentes numa balança (antes de acontecer a reação) com leitura 30g, teríamos os mesmos 30g após a reação ocorrer.

Algumas LEIS regem as constâncias observadas durante a ocorrência das reações químicas, como:

  • Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação das Massas:

  • Para Lavoisier (1743 - 1794), a massa antes e depois da reação permanece a mesma: "A massa total dos reagentes é igual à massa dos produtos".

Reagentes Produtos

mR = mP

  • Lei de Proust ou Lei das Proporções Constantes:

  • Para Proust (1754 - 1826), uma substância pura, qualquer que seja sua origem, apresenta sempre a mesma proporção em massa. Assim, se obtendo água pura de vários locais diferentes e, por eletrólise, decompô-las e medirmos a massa dos produtos formados, nota-se que existe uma constância entre as massas dos participantes da reação:

H2O

H2 +

O2

Amostra

Purificada de

Massa

de água

Medida

Massa

de H2

Obtida

Massa

de O2

Obtida

Água

de chuva

90g

10g

80g

Água

de rio

36g

4g

32g

Água

de mar

2,7g

0,3g

2,4g

Água

de fonte

450g

50g

400g

Proporção

9 :

1:

8

A essas leis relacionadas à massa dos participantes da reação, dá-se o nome de LEIS PONDERAIS.

Para efetuarmos cálculos envolvendo massas numa reação química devemos, antes, entender como são "pesados" os átomos dos diferentes elementos:

  • Massa Atômica (MA): é um número que indica quantas vezes um átomo de um determinado elemento químico é mais "pesado" que 1/12 da massa do isótopo do carbono-12. Para obtermos o valor da massa atômica de um elemento devemos levar em consideração a quantidade de isótopos que o formam. Por exemplo, o elemento químico Cloro (Cl), apresenta na natureza, os isótopos 3517Cl de MA = 34,969u (u = unidade), cuja abundância é de 75,4% e 3717Cl de MA = 34,996u, cuja abundância é de 24,6%. A MACl poderá ser calculada por:

Esse dado MACl = 35,5u pode ser interpretado como: cada átomo do elemento químico cloro pesa em média 35,5 vezes mais que 1/12 da massa do átomo de carbono-12.

ATENÇÃO: Não confunda Massa Atômica (MA) com Número de Massa (A). A massa atômica é uma medida feita em relação a 1/12da massa do 12C, enquanto A = p+ + n0.

  • Massa Molecular (MM): é a soma das massas atômicas de cada átomo que constitui uma molécula. Na água (H2O), temos 2 átomos de H(1u) e 1 átomo de O(16u), então MMágua = 2.1u + 1.16u = 18u, indicando que a molécula de água é 18 vezes mais "pesada" que 1/12 da massa do 12C.

  • Massa Fórmula (MF): é a medida das massas atômicas de cada íon num composto não-molecular. CaCl2, por exemplo, apresenta MF = 1.40u + 2.35,5u = 11u. O CaCl2 é 11 vezes mais "pesado" que 1/12 da massa do 12C.

NÚMERO DE AVOGADRO E A UNIDADE "MOL"

Amadeo Avogadro (1776 - 1856) sugeriu a existência de um número fixo de moléculas que constituía qualquer gás nas mesmas condições normais de temperatura e pressão (0ºC e 1atm). Mais tarde, outros cientistas determinaram esse número: 6,02.1023 (seiscentos e dois sextilhões).

Mais facilmente, podemos determinar que o número de Avogadro é o número de átomos (6,02.1023) existentes quando a massa atômica de um elemento é expressa em gramas (g).

  • A massa atômica do Cloro é 35,5u. 6,02.1023 cloros têm uma massa de 35,5g.

  • A molécula de água tem MM = 18u. 6,02.1023 moléculas de água têm massa 18g.

Para representar essa quantidade exagerada (6,02.1023) usa-se a unidade MOL.

O número de mol (n) é conhecido como sendo a quantidade de matéria de um sistema e calcula-se através de expressão:

1mol = 6,02.1023

1 mol de parafusos = 6,02.1023 parafusos

1 mol de H2O = 6,02.1023 moléculas de água.

1 mol de Al(OH)3

6,02.1023 substâncias Al(OH)3

1 mol de átomos de Al

6,02.1023 átomos de Al

3 mol de átomos de O

18,06.1023 átomos de O

3 mol de átomos de H

16,06.1023 átomos de H

À massa de 1mol de átomos expressa em gramas dá-se o nome de MASSA MOLAR (M).

Mágua = 18g/mol ou 18 g.mol-1 - MFe = 56g/mol ou 56g.mol-1

FÓRMULAS QUÍMICAS

Uma maneira utilizada pelos químicos para identificar as diversas substâncias é o uso de símbolos e quantidades associadas a esses símbolos, isto é, o uso de fórmulas. Outra maneira seria o uso de nomes para as substâncias.

Cada tipo de fórmula fornecerá um tipo de informação sobre a substância considerada.

  • FÓRMULA MOLÉCULAS OU FÓRMULA BRUTA

A fórmula molecular indica quantos e quais átomos de cada elemento constituem uma molécula ou um mol de moléculas de determinada substância.

H2

S

O4

2 átomos de

hidrogênio

ou

2 mols de

átomos de

hidrogênio

1 átomo de

enxofre

ou

1 mol de

átomos de

enxofre

4 átomos de

oxigênio

ou

4 mols de

átomos de

oxigênio

  • FÓRMULA MÍNIMA, EMPÍRICA OU ESTEQUIOMÉTRICA

A fórmula mínima indica a proporção, por meio dos menores números inteiros, entre os átomos dos diferentes elementos na substância.

Fórmula Molecular Da Glicose

Dividindo os índices por 6

Fórmula Mínima

C6

H12

O6

C

H2

O

6 átomos de

hidrogênio

ou

6 mols de

átomos de

hidrogênio

12 átomo de

enxofre

ou

12 mol de

átomos de

enxofre

6 átomos de

oxigênio

ou

6 mols de

átomos de

oxigênio

1 átomo de

carbono

ou

1 mol de

átomos de

carbono

2 átomo de

hidrogênio

ou

2 mol de

átomos de

hidrogênio

1 átomo de

oxigênio

ou

1 mol de

átomos de

oxigênio

*A fórmula molecular é mais usada que a mínima, pois presta mais informações sobre a substância.

A fórmula mínima pode ser escrita para qualquer substância: iônica ou molecular.

  • FÓRMULA PERCENTUAL OU CENTESIMAL

A fórmula percentual indica os elementos formadores da substância e sua percentagem em massa.

Fórmula Molecular Da Glicose

Calculando a massa percentual

ÁTOMOS DE CARBONO

180g ...... 100%

72g ...... x = 40% de átomos de Carbono

C6

H12

O6

ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO

180g ...... 100%

12g ...... x = 6,67% de átomos de Hidrogênio

6mol át. C

6.12g át. C

72g de át. C

12mol át. H

12.1g át. H

12g de át. H

6mol át. O

6.16g át. O

96g de át. O

ÁTOMOS DE OXIGÊNIO

180g ...... 100%

96g ...... x = 53,33% de átomos de oxigênio

Massa molar da glicose = 180g/mol

C40%H6,67%O53,33%

INTERPRETANDO A FÓRMULA PERCENTUAL

EM 100g DE GLICOSE SÃO ENCONTRADOS 40g DE CARBONO, 6,67g DE HIDROGÊNIO E 53,33g DE OXIGÊNIO.

RESOLVENDO PROBLEMAS QUE ENVOLVEM FÓRMULAS QUÍMICAS

  1. A fórmula percentual de um óxido é S40%O60%. Determine sua fórmula mínima. (Dados: MAS = 32u, MAO = 16u)

  • A fórmula mínima indica a proporção molar. A fórmula percentual indica a proporção em massa. Para transformar massa em mol basta usar a expressão: n = m/M.

  • A fórmula mínima é a menor proporção entre as espécies que compõem a substância, então dividiremos os índices pelo menor deles:

  1. A fórmula da água é H2O. Determine a sua fórmula percentual. (Dados: MAH = 1u, MAO = 16u)

  • A fórmula percentual indica proporção em massa e a molecular em mols. Então, transformaremos mols em massa através da expressão: m = n.M.

  • Transformando a massa em percentagem:

  • A fórmula percentual da água é: H11,11%O88,89%.

  1. A análise de um composto revela que ele é formado de 40% de carbono, 6,67% de hidrogênio e 53,33% de oxigênio. Sua massa molecular determinada é 180u. Qual a fórmula do composto?

  • Transformaremos proporção em massa em mol:

  • Dividindo os índices pelos menor deles para obter a fórmula mínima:

  • Se o composto tivesse a fórmula CH2O, 1 mol dela teria massa igual a 30g. Entretanto foi dito que a massa é 180g/mol. Basta agora fazer a relação 180g/30g = 6, que é o fator que devemos multiplicar pela fórmula mínima:

  • Calculando a massa molar do C6H12O6 encontraremos justamente 180g/mol.

EXERCÍCIOS

  1. (Unifor-CE) Dos seguintes compostos, qual apresenta massa molecular igual a 30?

  1. C2H6.

  2. PH3.

  3. NH3.

  4. NO2.

  5. N2O3.

  1. (UFAC) A massa molecular do composto Na2SO4.3H2O é: (Dados: H = 1u; O = 16u; Na = 23u; S = 32u)

  1. 142u.

  2. 196u.

  3. 426u.

  4. 444u.

  5. 668u.

  1. (Vunesp) Na tabela periódica atual, a massa atômica de cada elemento aparece como número não-inteiro porque:

  1. Há imprecisão nos métodos experimentais empregados.

  2. É a média aritmética das massas atômicas dos elementos superior e inferior da mesma família.

  3. É a média aritmética das massas atômicas dos elementos com igual número de prótons.

  4. É a média ponderada das massas atômicas dos isótopos naturais do elemento.

  5. É sempre múltipla da massa atômica do hidrogênio.

  1. (Vunesp-SP) Na natureza, de cada 5 átomos de boro, 1 tem massa atômica igual a 10u (unidades de massa atômica) e 4 têm massa atômica igual a 11u. Com base nestes dados, a massa atômica do boro expressa em u, é igual a:

  1. 1.

  2. 10,5.

  3. 10,8.

  4. 11.

  5. 11,5.

  1. (Mackenzie-SP) Suponha que para escrever as palavras Universidade Mackenzie um aluno gastou 0,06g de grafite. O número de átomos de carbono gasto foi de: (Dado: MAC = 12u)

  1. 12,04.1025.

  2. 6,02.1021.

  3. 3,01.1021.

  4. 5,00.10-1.

  5. 36,12.1021.

  1. (Mackenzie-SP) O peso de um diamante é expresso em quilates. Um quilate, que é dividido em 100 pontos, equivale a 200mg. O número de átomos de carbono existente em um diamante de 25 pontos é de: (Dado: 126C. Usar número de Avogadro = 6,0.1023)

  1. 25.1020.

  2. 50.1023.

  3. 50.1020.

  4. 200.1020.

  5. 25.1023.

  1. (Mackenzie-SP) Se um dentista usou em seu trabalho 30mg de amálgama de prata, cujo teor em prata é de 72% (em massa), o número de átomos de prata que seu cliente recebeu em sua arcada dentária é de, aproximadamente: (Dados: MAAg = 108u; número de Avogadro = 6,0.1023).

  1. 4,0.1020.

  2. 12,0.1019.

  3. 4,6.1019.

  4. 12,0.1024.

  5. 1,6.1023.

  1. (U. S. Judas Tadeu-SP) Quando bebemos água, normalmente a tomamos na forma de goles. Sabendo-se que um gole de água ocupa em média o volume de 18cm3 e que a densidade da água é 1g/cm3 (a 4ºC), qual o número de moléculas de água ingeridas de cada vez? (Dados: MAH = 1u; MAO = 16u)

  1. 0,18.1024 moléculas.

  2. 8,16.1023 moléculas.

  3. 20,4.1023 moléculas.

  4. 6,02.1023 moléculas.

  5. 16,7.10-23 moléculas.

  1. (UFMG) Muitas espécies de animais têm órgãos olfativos de notável sensibilidade. Por exemplo, certo tipo de salmão é capaz de perceber a presença, na água, de 2-feniletanol (C6H5CH2CH2OH) em concentração tão baixa quanto 3,66g em 100 trilhões (1.1014) de litros de água. Considerando-se a constante de Avogadro (6,0.1023mol-1), indique a alternativa que apresenta, aproximadamente, o número de moléculas de 2-feniletanol por litro de água. (Dados: MAC = 12u; MAH = 1u; MAO = 16u)

  1. 3,0.10-16.

  2. 3,7.10-14.

  3. 1,8.108.

  4. 1,8.1022.

  5. 2,2.1024.

  1. (F. Hermínio Omento-SP) Quantas gotas de água são necessárias para conter 1024 átomos? (Dados: volume de uma gota = 0,05mL; densidade da água = 1g/mL)

  1. 10.

  2. 20.

  3. 60.

  4. 200.

  5. 600.

  1. (F. Santo André-SP) Considerando o mol como a quantidade de matéria que existe em um sistema que contém tantas entidades elementares quantos são os átomos existentes em 0,012 quilogramas (12g) de cargono-12, quantos átomos de cada elemento são necessários para formar 1mol de Na2CO3 (carbonato de sódio, produto químico usado na manufatura do vidro)?

  1. 24 átomos de Na, 12 átomos de C e 36 átomos de O.

  2. 2 mols de átomos de Na, 3 mols de átomos de C e 3 mols de átomos de O.

  3. 1,20.1024 átomos de Na, 6,02.1023 átomos de C e 3 mols de átomos de O.

  4. 12 mols de átomos de Na, 6 mols de átomos de C e 18 mols de átomos de O

  5. 6,02.1023 átomos de Na, 3,01.1023 átomos de C e 9,03.1023 átomos de O.

  1. (Esal-MG) Cerca de 18% da massa do corpo humano provém de átomos de carbono, presentes em diversos compostos. Considerando uma pessoa de peso igual a 50kg, o número de mols de carbono no corpo do indivíduo é: (C = 12)

  1. 0,50.103.

  2. 0,75.103.

  3. 1,00.103..

  4. 1,25.103.

  5. 1,50.103.

  1. (Fuvest-SP) Linus Pauling, prêmio Nobel de Química e da Paz, faleceu recentemente aos 93 anos. 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 C (C6H8O6) = 62mg

Quantas vezes, aproximadamente, a dose ingerida por Pauling é maior que a recomendada?

  1. 10.

  2. 60.

  3. 1,0.102.

  4. 1,0.103.

  5. 6,0.104.

  1. (FEI-SP) Segundo dados da Cetesb, deve ser decretado estado de emergência quando é atingida a concentração de 46mg de monóxido de carbono (CO) por m3 de ar; nessa situação, são proibidas as atividades industriais e a circulação de veículos a gasolina. O número de mols de CO, por metro cúbico de ar, para a situação acima é aproximadamente:

  1. 1,6.10-3.

  2. 2,0.10-3.

  3. 2,5.10-3.

  4. 3,0.10-3.

  5. 4,6.10-3.

  1. (PUC-MG) O álcool etílico (C2H5OH) pode provocar alterações no organismo humano; acima de uma concentração de 0,5g de álcool por litro de sangue, o risco de acidentes automobilísticos é duas vezes maior. Um adulto tem, em média, 7 litros de sangue. Para que uma pessoa possa tomar uma bebida alcóolica sem cair na faixa de risco, deve ingerir até:

  1. 5 g de álcool etílico.

  2. 0,07 mol de moléculas de álcool etílico.

  3. 35g de álcool etílico.

  4. 0,5mol de moléculas de álcool etílico.

  5. 0,1mol de moléculas de álcool etílico.

  1. (Fuvest-SP) A tabela abaixo apresenta o mol, em gramas, de várias substâncias:

Substância

Au

HCl

O3

C5H12

H2O

Mol(g)

197

36,5

48,0

72,0

18,0

Comparando massas iguais dessas substâncias, a que apresenta maior número de moléculas é:

  1. Au.

  2. HCl.

  3. O3.

  4. C5H12.

  5. H2O.

  1. (PUCCampinas-SP) Uma das metas do Conselho Nacional do Meio Ambiente é que os carros novos, em 1997, emitam 2,0g de monóxido de carbono por quilômetro. Nestas condições, quantos mols do gás serão emitidos, aproximadamente, por um carro ao percorrer 15km?

  1. 2,0.

  2. 1,0.

  3. 3,2.1023.

  4. 6,4.1023.

  5. 9,0.1023.

  1. (ITA-SP) Considere as afirmações de I a V feitas em relação a um mol de H2O.

  1. Contém 2 átomos de hidrogênio.

  2. Contém 1 átomo de oxigênio.

  3. Contém 16 átomos de oxigênio.

  4. Contém um total de 10mols de prótons nos núcleos.

  5. Pode ser obtido a partir de 0,5mol de oxigênio molecular.

Destas afirmações estão corretas:

  1. Apenas I e II.

  2. Apenas I, II e III.

  3. Apenas IV e V.

  4. Apenas III, IV e V.

  5. Todas.

  1. (PUC-PR) Em 2 mols de fórmulas de Al(OH)3 tem-se:

  1. 2 átomos de alumínio, 6 átomos de oxigênio e 6 átomos de hidrogênio.

  2. 3 íons OH- e um íon Al3+.

  3. 6 mols de átomos de hidrogênio e 2 mols de átomos de alumínio.

  4. 150g dessa substância.

  5. 4,2.1024 átomos.

  1. (U. Católica de Salvador-BA) A massa molar da sacarose '2 342g.mol-1. O número de moléculas presentes em 342g desse açúcar é dado por:

  1. 6,0.1023.

  2. (342)2.6,0.1023.

  3. (342)2 / 6,0.1023.

  4. 6,0.1023 / (342)2.

  5. 6,0.10-23.

  1. (U. E. Londrina-PR) 3,0.1023 moléculas de certa substância A têm massa igual a 14g. A massa molar (g/mol) de A é:

  1. 56.

  2. 28.

  3. 26.

  4. 14.

  5. 7,0.

  1. (Fuvest-SP)

Elemento

Carga

do íon

Número

atômico

Alumínio

3+

13

Bromo

1-

35

Cloro

1-

17

Flúor

1-

9

Magnésio

2+

12

Sódio

1+

11

Com base nos dados da tabela pode-se afirmar que, dentre os compostos abaixo, o de maior massa molar é o:

  1. cloreto de sódio.

  2. Cloreto de magnésio.

  3. Brometo de alumínio.

  4. Fluoreto de magnésio.

  5. Fluoreto de alumínio.

  1. (Fuvest-SP) Para evitar a propagação de doenças como cólera, a água para beber é desinfetada pela adição de cloro (Cl2) à razão de 0,20mg/kg de água. Para obter essa água clorada, quantas moléculas de água são necessárias, aproximadamente, para cada molécula de cloro? (Massa molar: Cl2 = 71g/mol; H2O = 18g/mol)

  1. 0,25.

  2. 0,4.

  3. 25 mil.

  4. 4 milhões.

  5. 20 milhões.

  1. (Fuvest-SP) Abundância de alguns metais na crosta terrestre:

Metal

% em massa

Massa molar

(em g/mol)

Ferro

4,7

55,8

Cálcio

3,4

40,1

Sódio

2,6

23,0

Potássio

2,3

39,1

Magnésio

1,9

24,3

Considerando apenas esses metais, podemos afirmar que existe na crosta terrestre maior número de átomos de:

  1. ferro.

  2. Cálcio.

  3. Sódio.

  4. Potássio.

  5. Magnésio.

  1. (Fuvest-SP)

Massas molares

H2SO4

98g/mol

NaOH

40g/mol

NH3

17g/mol

O Brasil produz, por ano, aproximadamente, 5,0.106 toneladas de ácido sulfúrico, 1,2.106 toneladas de amônia e 1,0.106 toneladas de soda cáustica. Transformando-se toneladas em mols, a ordem decrescente de produção dessas substâncias será:

  1. H2SO4 > NH3 > NaOH.

  2. H2SO4 > NaOH > NH3.

  3. NH3 > H2SO4 > NaOH.

  4. NH3 > NaOH > H2SO4.

  5. NaOH > NH3 > H2SO4.

  1. (Fuvest-SP) A partir do conhecimento da tabela periódica dos elementos, pode-se afirmar que a massa molar do fluoreto de sódio é:

  1. Maior que a do fluoreto de cálcio.

  2. Maior que a do fluoreto de alumínio.

  3. Maior que a do iodeto de cálcio.

  4. Igual à do iodeto de magnésio.

  5. Menor que a do iodeto de sódio.

  1. (Fatec-SP) Uma das formas de medir o grau de intoxicação por mercúrio em seres humanos é a determinação de sua presença nos cabelos. A Organização Mundial da Saúde estabelece que o nível máximo permissível, sem risco para a saúde, é de 50ppm, ou seja, 50.10-6g de mercúrio, por grama de cabelo. Ciência Hoje, vol. 11, nº 61, p. 11) Nesse sentido, pode-se afirmar que essa quantidade de mercúrio corresponde a: (Dados: massa molar do mercúrio = 200g/mol; nº de Avogadro = 6,0.1023)

  1. 1,5.1017 átomos de Hg.

  2. 1,5.1023 átomos de Hg.

  3. 2,5.106 átomos de Hg.

  4. 150 bilhões de átomos de Hg.

  5. 200 milhões de átomos de Hg.

  1. (Osec-SP) As fórmulas mínimas de acetileno (C2H2); glicose (C6H12O6); água oxigenada (H2O2) e sulfato de sódio (Na2SO4), são, respectivamente:

    1. C2H2; C6H12O6; H2O2 e Na2SO4.

    2. C2H2; CH2O; H2O2 e Na2SO4.

    3. CH; CH2O; HO e Na2SO4.

    4. CH; C3H4O3; HO e Na2SO4.

    5. C2H2; C3H6O3; H2O2 e Na2SO4.

  1. (Mackenzie-SP) A composição centesimal de uma substância é 40% de carbono, 6,7% de hidrogênio e 53,3% de oxigênio. Amassa molecular da fórmula mínima é: (Dados: C = 12; H = 1; O = 16)

  1. 26.

  2. 28.

  3. 34.

  4. 30.

  5. 32.

  1. (U. F. Viçosa-MG) Sabe-se que quando uma pessoa fuma um cigarro pode inalar de 0,1 até 0,2mg de nicotina. Descobriu-se em laboratório que cada miligrama de nicotina contém 74,00% de carbono, 8,65% de hidrogênio e 17,3% de nitrogênio. A formula mínima da nicotina é:

  1. C6H2N.

  2. C5H7N.

  3. C10H12N.

  4. C5H6N2.

  5. C4H3N2.

  1. (Vunesp-SP) A fórmula mínima do composto com 16,09% de potássio, 40,15% de platina e 43,76% de cloro é: (Dadas as massas atômicas: K = 39; Pt = 195 e Cl = 35,5)

  1. K4Pt2Cl.

  2. K4PtCl4.

  3. K2PtCl6.

  4. K6PtCl2.

  5. K2PtCl4.

  1. (Vunesp-SP) A porcentagem em massa de nitrogênio presente no nitrato de amônio é igual a: (Massas molares, em g/mol: N = 14; H = 1; O = 16)

  1. 14%.

  2. 17,5%.

  3. 28%.

  4. 35%.

  5. 70%.

  1. (FEI-SP) Dentre os poluentes não-biodegradáveis destaca-se o DDT, cuja fórmula é C14H9Cl5. A fórmula centesimal desse composto é:

  1. C47,4%Cl50,1%H2,5%.

  2. C60%Cl25%H15%

  3. C8,6%Cl90,7%H0,7%

  4. C17,2%Cl31,8%H51%

  5. C34,5%Cl63,7%H1,8%

  1. (U. F. Santa Maria-RS) A fórmula molecular do ácido ascórbico (vitamina C) é C6H8O8. Então esse composto apresenta:

    1. 6% de C; 8% de H; 8% de O.

    2. fórmula empírica (mínima) C3H4O4.

    3. 3g de C em 50g do composto.

Das proposições, está(ao) correta(s):

  1. apenas I.

  2. apenas II.

  3. apenas I e III.

  4. apenas II e III.

  5. I, II e III.

  1. (U. S. Judas Tadeu-SP) O álcool etílico ou etanol (Zulu), C2H5OH, contido nas bebidas alcoólicas é metabolizado no organismo, inicialmente, para acetaldeído ou etanal (C2H4O). Uma das causas da ressaca está associada ao aumento de quantidade de etanal na rede sangüínea. A composição percentual de carbono em massa do aldeído é: (Massas atômicas: H = 1u; C = 12u; O = 16u)

  1. (UECE) Uma amostra de creme dental contém fluoreto estanoso, SnF2, como aditivo. A análise de uma amostra de 78,5g (tubo de pasta) mostrou a existência de 0,076g de fluoreto. A porcentagem de SnF2, nesta amostra é de:

  1. 0,1%.

  2. 0,2%.

  3. 0,4%.

  4. 0,5%.

  1. (Fuvest-SP) Uma substância orgânica de massa molecular 42 é representada pela fórmula mínima CH2. O número de átomos de carbono em cada molécula da substância é: (Dadas as massas atômicas: C = 12; H= 1)

  1. 2.

  2. 3.

  3. 4.

  4. 5.

  5. 6.

  1. (PUCCampinas-SP) Uma substância de fórmula C2H3O2 tem massa molecular igual a 118, A sua fórmula molecular é:

  1. C2H3O2.

  2. C2H6O2.

  3. C4H3O2.

  4. C4H6O4.

  5. C6H9O6.

  1. (Fuvest-SP) Uma substância de massa molecular 200 contém 72% de carbono, 16% de oxigênio e 12% de hidrogênio. Qual a sua fórmula molecular? (Dadas as massas atômicas: C = 12; H = 1; O = 16)

  1. C6H12O.

  2. C10H16O4.

  3. C11H20O3.

  4. C12H24O2.

  5. C13H28O.

  1. (U. S. Judas Tadeu-SP) Um dos constituintes do calcário, da casca do ovo, da pérola e da concha do mar, usado como matéria-prima na produção do cimento, tem a seguinte composição percentual: 40,0% cálcio, 12,0% carbono e 48,0% oxigênio. Sabendo-se que a sua massa molar é 100g/mol, podemos afirmar que a sua fórmula molecular é: (Dadas as massas atômicas: C = 12u; O = 16u; Ca =40u)

  1. CaC3O2.

  2. CaC2O4.

  3. CaCO2.

  4. CaCO3.

  5. CaC2O6.

  1. (UFPA) A limonina é uma substância de massa molecular 470u. Ela está presente em alguns frutos cítricos e é também responsável pelo sabor amargo desses frutos. Sabendo-se que sua fórmula centesimal é C (66,38%), H (6,38%), O (27,23%), sua fórmula molecular será:

  1. C30H46O4.

  2. C28H54O5.

  3. C26H30O8.

  4. C23H50O9.

  5. C20H38O12.

  1. (Vunesp-SP) Considere as afirmações I, II e III, a respeito da nicotina, cuja fórmula molecular é C10H14N2.

    1. C10H14O2 é também a fórmula empírica da nicotina.

    2. Cada molécula de nicotina é formada por 10 átomos de carbono, 14 átomos de hidrogênio e 2 átomos de nitrogênio.

    3. 1 mol de moléculas de nicotina contém 10 mols de átomos de carbono, 14 mols de átomos de hidrogênio e 2 mols de átomos de nitrogênio.

Estão corretas as afirmações:

  1. I apenas.

  2. I e II apenas.

  3. II e III apenas.

  4. I e III apenas.

  5. I, II e III.

RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS GRANDEZAS QUÍMICAS

    1. a.

    2. a.

    3. d.

    4. c.

    5. c.

    6. a.

    7. b.

    8. d.

    9. c.

    10. d.

    11. c.

    12. b.

    13. b.

    14. a.

    15. b.

    16. e.

    17. b.

    18. d.

    19. c.

    20. a.

    21. b.

    22. c.

    23. e.

    24. c.

    25. c.

    26. e.

    27. a.

    28. c.

    29. d.

    30. b.

    31. c.

    32. d.

    33. a.

    34. b.

    35. c.

    36. c.

    37. b.

    38. d.

    39. d.

    40. d.

    41. c.

    42. c.

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Professor Fabiano Ramos Costa – universodaquimica@ieg.com.br - www.universodaquimica.hpg.com.br

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