- 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:

  1. n = 1 mol de átomos de ferro indica que uma amostra de ferro possui um mol de átomos.

  2. 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

MM = m/n

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:

  1. M(O3) = 3 x 16 = 48 g/mol

  2. 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:

  1. Em um mol de átomos de ferro, encontramos 6,02 x 1023 átomos de ferro.

  2. Em dois mols de moléculas de água, encontramos 12,04 x 1023 moléculas de água.

  3. 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 (126C) 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(12C) = 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 1H, 2H. 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 é0,015%. Amédia 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 (10B) é igual a 10 u; a massa do boro-11 (11B) 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 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

  1. 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

  1. 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

  1. 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

  1. 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

    1. 6 x 1021 g

    2. 9 x 1022 g

    3. 6 g

    4. 8 g

    5. 12 g

  1. Qual o número de mols de cálcio existente em 930 g de fosfato de cálcio?

    1. 9

    2. 12

    3. 1

  1. Calcular a massa de 2,408.1025 átomos de cálcio. Dado: Ca = 40.

  1. Determine o número de moléculas existentes em 2/5 mols de água. Dados: H = 1 e O = 16

  1. Sabe-se que 3,01.1023 moléculas de uma substância X tem massa igual a 8,5 gramas. Qual a massa molar de X?

  1. 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?

  1. 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.

  1. Num recipiente estão contidas 1,204.1022 moléculas de água. Calcular a massa dessa quantidade de água. Dados: H = 1 e O = 16

  1. 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.

  1. 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

  1. 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

  1. 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

  1. Determine a massa de uma molécula de dióxido de enxofre (SO2). Dados: S = 32 e O = 16

  1. Sabendo que 9,03.1022 moléculas de uma certa substância têm massa igual a 42 g, qual é a massa molar dessa substância?

  1. Calcule a massa existente em 5 mols de uma substância Z, sabendo que uma molécula dessa substância pesa 3,32.10-23 g.

  1. Sabe-se que um átomo X pesa 1,99.10-23 g. Qual a massa atômica desse átomo?

  1. Calcule o número de moléculas existentes em 2,7 g de ácido oxálico (H2C2O4). Dados: H = 1, C = 12 e O = 16

  1. 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.

  1. 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

  1. Sabe-se que 5,0.10-2 mol de uma substância X pesa 4,4 g. Qual a massa molar desse átomo?

  1. Uma molécula pesa 6.10-23 g. Qual é o número de moléculas existentes em 216 g dessa substância?

  1. 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

  1. Sabe-se que 7 mols de uma substância X pesa 2456 g. Qual a massa molar desse átomo?

  1. 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

  1. 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.

  1. Uma molécula pesa 11.10-23 g. Qual é a massa 24.1023 moléculas?

  1. Sabe-se que 20,0.10-2 mol de uma substância X pesa 32 g. Qual a massa molar dessa molécula?

  1. 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

  1. Uma molécula pesa 10.10-23g. Qual é o número de moléculas existentes em 600g dessa substância?

  1. 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

  1. 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

  1. 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

  1. 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 12C e 1,10% são 13C.

a) Explique o significado das representações 12C e 13C.

b) Com esses dados, calcule a massa atômica do carbono natural.

Dados: massas atômicas: 12C=12,000; 13C=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 6,0x1023mol-1 e com base na Classificação Periódica dos elementos, escreva:

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 6×1023mol-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 2,1×10-2mol 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.

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):

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 5,0x10-5mol/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]

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