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A massa atômica representa a soma de todos os prótons, nêutrons e elétrons existentes em um único átomo ou molécula.[1] No entanto, a massa de um elétron é tão pequena que é considerada insignificante e não é incluída nos cálculos.[2] Embora tecnicamente incorreto, esse termo também é normalmente usado para se referir à massa atômica média de todos os isótopos presentes em um elemento. Essa segunda definição consiste é, na verdade, a massa atômica relativa, também conhecida como peso atômico, de um elemento.[3] Esse conceito, por sua vez, leva em consideração o valor médio das massas de todos os isótopos naturais de um mesmo elemento. Os químicos devem ser capazes de distinguir entre os dois tipos de massa atômica para executarem seu trabalho — um valor incorreto de massa atômica pode, por exemplo, levar a cálculos errados de quanto rendeu um experimento.
Passos
Método 1
Encontrando a massa atômica na tabela periódica
1. <img alt="Imagem intitulada 1083156 1" src="http://pad1.whstatic.com/images/thumb/0/0b/1083156-1.jpg/728px-1083156-1.jpg" width="728" height="546" class="whcdn" onload="WH.performance.clearMarks('image1_rendered'); WH.performance.mark('image1_rendered');"> 
1
Entenda como a massa atômica é representada. A massa atômica, ou seja, a massa de determinado átomo ou molécula, pode ser expressa em unidades comuns de massa do sistema internacional — gramas, quilogramas etc. No entanto, como, ao serem escritas nesses termos, ela passa a ter valores incrivelmente pequenos, prefere-se expressá-la em unidades unificadas de massa atômica (geralmente abreviadas como "u" ou "uma"). O valor padrão para a unidade de massa atômica equivale a 1/12 da massa de um isótopo padrão de carbono-12.[4] 
. As unidades de massa atômica indicam a massa de um mol de dado elemento ou molécula em gramas. Essa é uma propriedade bastante útil quando se trata de cálculos práticos, já que permite uma conversão mais simples entre massa e moles de uma certa quantidade de átomos ou moléculas do mesmo tipo.
· 
<img alt="Imagem intitulada 1083156 2" src="http://pad1.whstatic.com/images/thumb/1/10/1083156-2.jpg/728px-1083156-2.jpg" width="728" height="546" class="whcdn"> 
2
Encontre a massa atômica na tabela periódica. A maioria das tabelas periódicas lista as respectivas massas atômicas (pesos atômicos) de cada elemento. Quase sempre, o valor estará escrito em forma numérica na base do quadrado do elemento, debaixo da letra ou do conjunto de letras que representa sua denominação química. Geralmente, ele será um número decimal, e não inteiro. 
. Observe que as massas atômicas relativas presentes na tabela periódica representam valores médios relativos aos elementos em questão. Cada elemento químico possui diferentes isótopos — formas químicas que diferem em massa por conta da adição ou da subtração de um ou mais nêutrons no núcleo atômico.[5] Desse modo, a massa atômica relativa presente na tabela periódica é útil como valor aproximado para átomos existentes em um certo elemento, mas não como a massa de um único átomo do elemento.
. As massas atômicas relativas, como listadas na tabela periódica, são usadas para calcular massas molares para átomos e moléculas. Massas atômicas, quando expressas em uma, como na tabela periódica, são geralmente isentas de unidade. No entanto, ao multiplicar a massa atômica por 1 g/mol, uma quantidade determinada pode ser obtida a partir da massa molar do elemento — a massa (em gramas) de um mol dos átomos desse elemento.
· <img alt="Imagem intitulada 1083156 3" src="http://pad2.whstatic.com/images/thumb/5/57/1083156-3.jpg/728px-1083156-3.jpg" width="728" height="546" class="whcdn"> 
3
Entenda que os valores da tabela periódica representam a média de massas atômicas de um determinado elemento. Como observado, as massas atômicas relativas presentes no quadrado de cada elemento da tabela periódica são valores aproximados de todos os isótopos de um determinado átomo. Esse número revela sua utilidade em vários cálculos práticos — como, por exemplo, ao se calcular a massa molar de uma molécula composta por diversos átomos. No entanto, ao lidar com átomos individuais, ele é, em alguns casos, insuficiente. 
. Como se trata de uma média de vários tipos distintos de isótopos, o valor presente na tabela periódica não representa o valor exato de nenhuma massa atômica individual.
. As massas atômicas individuais devem ser calculadas levando-se em consideração a quantidade exata de prótons e nêutrons existentes em um único átomo.
Método 2
Calculando a massa atômica de um átomo individual
1. <img alt="Imagem intitulada Calculate Atomic Mass Step 1" src="http://pad1.whstatic.com/images/thumb/3/35/Calculate-Atomic-Mass-Step-1-Version-2.jpg/728px-Calculate-Atomic-Mass-Step-1-Version-2.jpg" width="728" height="546" class="whcdn"> 
1
Descubra o número atômico do elemento ou isótopo. O número atômico representa a quantidade de prótons existentes em um elemento e jamais varia.[6] Por exemplo, todos os átomos de hidrogênio, e apenas eles, possuem um próton. O sódio tem um número atômico igual a 11 porque seu núcleo possui 11 prótons, enquanto o oxigênio tem número atômico igual a 8 porque seu núcleo contém oito prótons. Você pode descobrir o número atômico de qualquer elemento existente na tabela periódica — em praticamente todos os modelos convencionais: ele está acima do símbolo químico de uma ou duas letras de cada elemento. Esse número sempre será um valor inteiro positivo. 
. Digamos que estamos trabalhando com o átomo de carbono. Esse elemento sempre possui seis prótons e, por isso, sabemos que seu número atômico é igual a 6. Também podemos ver na tabela periódica que o quadrado do carbono (C) possui um "6" no topo, o que significa que seu número atômico é igual a seis.
. Observe que o número atômico listado na tabela periódica não possui relação direta com a massa atômica relativa. No entanto, especialmente entre elementos na parte superior da tabela, pareça que a massa atômica de determinado elemento seja igual ao dobro do número atômico, saiba que ela jamais deve ser calculada duplicando-se o número atômico.
2
Descubra a quantidade de nêutrons existentes no núcleo. Esse número pode variar entre os átomos de um determinado elemento. Embora dois átomos com a mesma quantidade de prótons e quantidades diferentes de nêutrons ainda são o mesmo elemento, diz-se que ambos são isótopos distintos. Diferente da quantidade de prótons presentes em um elemento, que jamais muda, a quantidade de nêutrons existentes nos átomos de um elemento determinado pode variar com tamanha frequência que a massa atômica média deve ser expressa em forma decimal entre dois números inteiros. 
. A quantidade de nêutrons pode ser determinada pela denominação do isótopo do elemento em estudo. Por exemplo, o carbono-14 é um isótopo radioativo natural do carbono-12. Com frequência, você encontrará um isótopo denominado com esse número sobrescrito antes de seu símbolo: 14C. A quantidade de nêutrons é calculada subtraindo-se a quantidade de prótons do valor do isótopo: 14 - 6 = 8 nêutrons.
. Digamos que o átomo de carbono com que estamos trabalhando possui seis nêutrons (12C). Esse é o isótopo mais comum do carbono e representa praticamente 99% de todos os átomos desse elemento.[7] No entanto, aproximadamente 1% dos átomos de carbono possui 7 nêutrons (13C). Outros tipos de átomos carbônicos com mais ou menos do que 6 ou 7 nêutrons também existem, em quantidades muito pequenas.
· 
<img alt="Imagem intitulada Calculate Atomic Mass Step 4" 
3
Some os valores de prótons e nêutrons. O resultado representará a massa atômica do átomo em questão. Não se preocupe com a quantidade de elétrons orbitando o núcleo — sua massa combinada é incrivelmente pequena e, em casos mais práticos, não afetará a resposta de forma significativa. 
. O nosso átomo de carbono contém 6 prótons + 6 nêutrons = 12. A massa atômica desse específico átomo de carbono é igual a 12. Por outro lado, caso se tratasse de um isótopo carbono-13, saberíamos que ele conteria 6 prótons +7 nêutrons = peso atômico de 13.
. O verdadeiro peso atômico de um átomo de carbono-13 é igual a 13,003355[8] e é mais preciso porque foi determinado de forma experimental.
. A massa atômica está bastante próxima do valor do isótopo de um elemento e, para fins de cálculos simples, ambos os números são considerados iguais. Quando determinada experimentalmente, a massa atômica apresenta um valor levemente mais alto do que o número do isótopo, devido à pequena contribuição em massa decorrente dos elétrons.
Método 3
Calculando a massa atômica relativa (peso atômico) de um elemento
1. <img alt="Imagem intitulada Calculate Atomic Mass Step 4" src="http://pad1.whstatic.com/images/thumb/6/6b/Calculate-Atomic-Mass-Step-4-Version-3.jpg/728px-Calculate-Atomic-Mass-Step-4-Version-3.jpg" width="728" height="546" class="whcdn"> 
1
Determine quais isótopos estão presentes na amostra. Com frequência, profissionais da área química determinam as proporções relativas dos isótopos em uma amostra com uma ferramenta especial chamada de espectrômetro de massa. No entanto, na química do ensino médio, essa informação geralmente se encontra disponível em provas ou exercícios, na forma de valores bem estabelecidos da literatura científica. 
. Para o estudo atual, trabalharemos com os isótopos carbono-12 e carbono-13.
· <img alt="Imagem intitulada Calculate Atomic Mass Step 5" src="http://pad1.whstatic.com/images/thumb/b/bb/Calculate-Atomic-Mass-Step-5-Version-3.jpg/728px-Calculate-Atomic-Mass-Step-5-Version-3.jpg" width="728" height="546" class="whcdn"> 
2
Determine a abundância relativa de cada isótopo presente na amostra. Dentro de dado elemento, isótopos diferentes aparecem em proporções distintas que, quase sempre, serão expressas em forma de porcentagem. Alguns isótopos são bastante comuns, enquanto outros, por sua vez, são muito raros — em alguns casos, a tal ponto que se tornam quase indetectáveis. Essa informação pode ser descoberta usando-se um espectrômetro de massa ou a partir de um livro de referência. 
. Digamos que a abundância de carbono-12 é igual a 99% e que a abundância de carbono-13 é igual a 1%. Outros isótopos de carbono existem, mas em quantidades tão pequenas que, para o presente problema, podem ser ignoradas.
· <img alt="Imagem intitulada Calculate Atomic Mass Step 6" src="http://pad1.whstatic.com/images/thumb/4/4f/Calculate-Atomic-Mass-Step-6-Version-3.jpg/728px-Calculate-Atomic-Mass-Step-6-Version-3.jpg" width="728" height="546" class="whcdn"> 
3
Multiplique a massa atômica de cada isótopo pela proporção existente na amostra. Em outras palavras, multiplique-a pela abundância percentual (escrita em forma decimal). Para converter uma porcentagem para sua forma decimal, basta dividi-la por 100 — a soma das porcentagens convertidas deve sempre ser igual 1. 
. A nossa amostra contém carbono-12 e carbono-13. Se o carbono-12 representa 99% da amostra e o carbono-13, 1%, multiplique 12 (massa atômica do carbono-12) por 0,99 e 13 (massa atômica do carbono-13) por 0,01.
. Um livro de referência dará proporções percentuais baseadas em todas as quantias conhecidas dos isótopos de um elemento. A maioria dos livros de química costuma incluir esses dados em uma tabela presente em alguma das últimas páginas. Um espectrômetro de massa também pode determinar as proporções da amostra sendo testada.
· 
Some os resultados. Some os produtos das multiplicações feitas no passo anterior. O resultado será a massa atômica relativa de seu elemento — ou, ainda, o valor médio das massas atômicas de seus isótopos. Ao se comentar um elemento de modo geral, sem especificar os isótopos nele presentes, esse é o valor utilizado. 
. Em nosso exemplo, 12 × 0,99 = 11,88 para o carbono-12, enquanto 13 × 0,01 = 0,13 para o carbono-13. A massa atômica relativa de nosso exemplo será igual a 11,88 + 0,13 = 12,01.
Dicas
· Alguns isótopos são menos estáveis do que outros e se dividem em elementos com menos prótons e nêutrons em seus núcleos, à medida que se separam de suas partes. Esses isótopos são chamados de radioativos.
questão 1
Assinale a alternativa que indica, respectivamente, as massas moleculares corretas das seguintes substâncias: H2SO4, H4P2O7, Al2(SO4)3, Ca3[Fe(CN)6]2.
(Dados: Massas atômicas: H = 1; C = 12; N = 14; O = 16, Al = 27, P = 31; S = 32; Ca = 40 e Fe = 56).
a) 98 u, 178 u, 107 u, 272 u.
b) 98 u, 178 u, 342 u, 544 u.
c) 98 u, 178 u, 134 u, 696 u.
d) 98 u, 178 u, 342 u, 356 u.
e) 98 u, 178 u, 310 u, 308 u.
questão 2
(UFPB) A massa de três átomos de carbono 12 é igual à massa de dois átomos de certo elemento X. Pode-se dizer, então, que a massa atômica de X, em u, é:
 (Dado: massa atômica do carbono = 12 u.)
a) 12.
b) 36.
c) 24.
d) 3.
e) 18.
questão 3
Considere as seguintes afirmações:
I – A massa molecular é a massa da molécula expressa em u.
II – A massa molecular é numericamente igual à soma das massas atômicas de todos os átomos da molécula.
III – A massa molecular indica quantas vezes a molécula pesa mais que 1/12 do átomo de 12C.
São verdadeiras:
a) Todas.
b) Nenhuma.
c) Somente I e II.
d) Somente I e III.
e) Somente II e III.
questão 4
(UEL-PR) Quantas vezes a massa da molécula de glicose (C6H12O6) é maior que a da molécula de água (H2O)? (Dados: massas atômicas: H = 1; O = 16, C = 12).
a) 2.
 b) 4.
 c) 6.
 d) 8.
 e) 10.
 
Questão 1
Alternativa “b”.
MM = H2 S O4
 MM = (2 . 1) + (1 . 32) + (4 . 16)= 2 + 32 + 64 = 98 u
MM = H4 P2 O7
MM = (4 . 1) + (2 . 31) + (7 . 16)= 4 + 62+ 112 = 178 u
MM = Al2 (SO4)3
MM = (2 . 27) + (3 . 32) + (12 . 16)= 54 + 96 + 192 = 342 u
MM = Ca3[Fe(CN)6]2 = Ca3 Fe2 [(C)6]2 [(N)6]2
 MM = (3 . 40) + (2 . 56) + (12 . 12) + (12 . 14) = 120 + 112 + 144 + 168 = 544 u
Questão 2
Alternativa “e”.
3 átomos de C = 3 . 12 = 36
2 . X = 36
x = 36/2 = 18
Questão 3
Alternativa “a”.
Todas as afirmativas estão corretas.
Questão 4
Alternativa “e”.
A massa molecular da glicose é dada por:
MM = C6 H12 O6
MM = (6 . 12) + (12 . 1) + (6 . 16) = 72 + 12 + 96 = 180 u
Já a massa molecular da água é dada por:
MM = H2 O
 ​MM = (2 . 1) + (1 . 16) = 18 u
Assim, a massa da molécula de glicose (C6H12O6) é 10 vezes maior que a da água: 180 / 18.
MASSA MOLECULAR
Para os exercícios 1 a 4, utilize esses valores como massa atômica relativa dos
elementos químicos:
H = I; C = 12; N = 14; O = 16; Na = 23; Ca = 40; Cl = 35,5; P = 31; Cu = 63,5; S = 32; F = 19; Ag = 1O8; Al = 27; Fe = 56; I = 127
1. Determine as massas moleculares das substâncias abaixo:
a) N2
b) CO2
c) HNO3 
d) H2SO4 
e) C6H12O6
f) Ca(OH)2 
g) Ca(ClO3)2
h) (NH4)2SO4
i) Ca3(PO4)2
j) Al(OH)3
2. A magnetita, um minério do qual se extrai ferro possui fórmula molecular Fe3Ox e sua massa molecular é 232u. Determine o valor de x e escreva a fórmula molecular correta da magnetita.
3. O DDT, um inseticida largamente utilizado durante décadas e altamente tóxico, possui fórmula molecular C14H9Clx e massa molecular 354,5u. Determine o valor de x.
4. A fórmula molecular do octano, um dos componentes da gasolina, obedece à proporção CnH2n+2 e sua massa molecular é 114u. Qual a fórmula do octano?
5. Se o carbono-12 fosse dividido em doze fatias iguais, cada uma corresponderia a uma unidade de massa atômica. Nessas condições, a massa de uma molécula de butano, C4H10 (substância dos isqueiros a gás), corresponderia a:
Dados: C = 12u; H = 1u.
a) 58 fatias.
b) 59 fatias.
c) 60 fatias.
d) 61 fatias.
e) 62 fatias.
6. (UEL-PR) Assinale a opção que apresenta as massas moleculares dos seguintes compostos: C6H12O6; Ca3(PO4)2 e Ca(OH)2, respectivamente:
dados: H = 1 u; C = 12 u; O = 16 u; Ca = 40 u; P = 31 u.
a) 180, 310 e 74.
b) 150, 340 e 73.
c) 180, 150 e 74.
d) 200, 214 e 58.
e) 180, 310 e 55
7. Leia o texto:
“O nome sal hidratado indica um composto sólido que possui quantidades bem definidas de moléculas de H2O associadas aos íons. Por isso, a massa molecular de um sal hidratado deve sempre englobar moléculas de H2O”.
Com basenas informações desse texto, qual deverá ser a massa molecular do sal hidratado FeCl3.H2O?
Dados: H = 1u; O = 16 u; Cl = 35,5 u; Fe = 56 u
a) 270,5 u.
b) 180,5 u.
c) 109,5 u.
d) 312,5 u.
e) 415,5 u.
8. (UFAC) A massa molecular do composto Na2SO4 . 3 H2O é igual a:
Dados: H = 1u.; O = 16 u.; Na = 23 u.; S = 32 u.
a) 142 u.
b) 196 u.
c) 426 u.
d) 444 u.
e) 668 u.
9. A massa molecular da espécie H4P2OX vale 178 u. Podemos afirmar que o valor de “x” é:
Dados: H = 1 u.; O = 16 u.; P = 31 u.
a) 5.
b) 6.
c) 7.
d) 8.
e) 16.
10. (U. ANÁPOLIS-GO) Um composto Al2(XO4)3 apresenta uma “massa molecular” igual a 342 u. Determine a massa atômica do elemento “X”.
Dados: O = 16 u.; Al = 27 u.
a) 8 u.
b) 16 u.
c) 32 u.
d) 48 u.
e) 96 u.
11. (MACK-SP) O óxido de vanádio é constituído de moléculas V2Oy. Se a massa molecular do V2Oy é 182u, então “y” é igual a:
Dados: V = 51u; O = 16 u.
a) 1.
b) 3.
c) 7.
d) 5.
e) 4.
12. (FCC-BA) A massa molar do ácido acético é:
Dados: C = 12g/mol; H = 1g/mol; O = 16g/mol.
 
a) 20g/mol.
b) 40g/mol.
c) 60g/mol.
d) 80g/mol.
e) 100g/mol.
Exercícios de Química – Mols, massa molar, massa molecular
1. Quantas vezes uma molécula de glicose, C6H12O6, é mais pesada que uma molécula de água?
Molécula de glicose = C6H12O6
 
C = 12g/mol
H = 1g/mol
O = 16g/mol
 
C6H12O6 = 12.6 + 1.12 + 16.6
C6H12O6 = 72 + 12 + 96
C6H12O6 = 180g/mol
Molécula de água = H2O
 
H = 1g/mol
O = 16g/mol
 
H2O = 1×2 + 16×1
H2O = 2 + 16
H2O = 18g/mol
 
C6H12O6 / H2O = 180g/mol / 18g/mol
C6H12O6 / H2O = 10
 
Logo, a molécula de glicose é 10 vezes mais pesada que a molécula de água.
2. 0,25 mol de uma substância pesa 21g. Pode-se afirmar que a massa molar dessa substância vale, em g/mol:
a) 21.     b) 42.    c) 60.     d) 84.    e) 100.
0,25mol —– 21g
1mol —– Xg
 
Fazendo regra de três fica:
 
0,25mol.X = 21g.1mol
X = 21g / 0,25mol
X = 84g
 
Pode-se afirmar então que a massa molar dessa substância vale 84g/mol, referente ao exercício a letra d).
3. O inseticida Parathion tem a seguinte fórmula molecular: C10H14O5NSP. Assinale a alternativa que indica a massa molar desse inseticida: Dados: H = 1 u.; C = 12 u.; N = 14 u.; O = 16 u.; P = 31 u.; S = 32u
a) 53g/mol.
b) 106g/mol.
c) 152g/mol.
d) 260g/mol.
e) 291g/mol.
Molécula do inseticida = C10H14O5NSP
 
C = 12g/mol
H = 1g/mol
O =16 g/mol
N = 14g/mol
S = 32g/mol
P = 31g/mol
 
C10H14O5NSP = 12.10 + 1.14 + 16.5 + 14.1 + 32.1 + 31.1
C10H14O5NSP = 120 + 14 + 80 + 14 + 32 + 31
C10H14O5NSP = 291g/mol
 
A massa molar do inseticida é de 291g/mol, referente ao exercício a letra e).
4. Qual é a massa de 10 mols de glicose (C6H12O6) e quantas moléculas apresentam?
a) 180g e 6,02 x 1023 moléculas.
b) 1800g e 60,2 x 1023 moléculas.
c) 10g e 6,02 x 1023 moléculas.
d) 1800g e 6,02 x 1023 moléculas.
e) 18g e 6,02 x 1023 moléculas.
Molécula de glicose = C6H12O6
 
C = 12g/mol
H = 1g/mol
O = 16g/mol
 
C6H12O6 = 12.6 + 1.12 + 16.6
C6H12O6 = 72 + 12 + 96
C6H12O6 = 180g/mol
 
1mol —– 180g
10mol —– Xg
1mol —– 6,02×1023
10mol —– Y
 
Fazendo regra de três para achar a quantidade em gramas, fica:
 
1mol.X = 180g.10
X = 1800g
 
Fazendo regra de três para achar a quantidade de avogadro, fica:
 
1mol.Y = 6,02×1023.10mol
Y = 60,2×1023 ou 6,02×1024
 
A massa para 10 mols de glicose é de 1800g e sua quantidade de moléculas é de 60,2×1023, referente ao exercício a letra b).
5. O Brasil produz, por ano, aproximadamente, 5 x 106 toneladas de ácido sulfúrico, 1,2 x 106 toneladas de amônia, 1,0 x 106 toneladas de soda acústica. Transformando-se toneladas em mol, a ordem crescente de produção dessas substâncias será: Dados: Massas molares em g/mol: H2SO4 = 98; NH3 = 17; NaOH = 40
a) H2SO4 > NaOH > NH3
b) H2SO4 > NH3 > NaOH
c) NH3 > H2SO4 > NaOH
d) NH3 > NaOH > H2SO4
e) NaOH > NH3 > H2SO4
H2SO4 = 98g/mol
NH3 = 17g/mol
NaOH = 40g/mol
 
1mol —– 98g 
X —– 5,0×106x106g
 
1mol —– 17g 
Y —– 1,2×106x106g
 
1mol —– 40g
Z —– 1,0×106x106g
Fazendo regra de três para achar a quantidade de mols de ácido sulfúrico, fica:
1mol.5,0×106x106g = 98g.X
X= 5,10×1010mols
Fazendo regra de três para achar a quantidade de mols de amônia, fica:
1mol.1,2×106x106g = 17g.Y
Y= 7,05×1010mols
Fazendo regra de três para achar a quantidade de mols de soda cáustica, fica:
1mol.1,0×106x106g = 40g.Y
Z= 2,5×1010mols
 
Logo, a ordem crescente de produção será NH3 > H2SO4 > NaOH, referente ao exercício a letra c).
6. Num determinado tratamento de água, utilizou-se 0,355 mg de cloro (Cl2) por litro de água. O número de moléculas de cloro utilizadas por litro foi de:
a) 3,01.1018.
b) 3,01.1019.
c) 3,01.1023.
d) 6,02.1018.
e) 6,02.1023.
Cl = 35,5g/mol
 
Cl2 = 2.35,5
Cl2 = 71g/mol
 
1mol —– 71g
X —– 0,355×10-3g
 
Fazendo regra de três para achar a quantidade de mols de cloro, fica:
 
1mol.0,355×10-3g = 71g.X
X = 5×10-6mols
 
Aplicando em outra regra de três.
 
1mol —–  6,02×1023
5×10-6mol —– Y
 
1mol.Y = 6,02×1023. 5×10-6mol
Y = 3,01×1018
 
Sendo assim, o número moléculas de cloro utilizadas por litro foi de 3,01×1018, referente ao exercício a letra a).
MASSA ATÔMICA E MASSA MOLECULAR
Para os exercícios 1 a 3, utilize esses valores como massa atômica relativa dos
elementos químicos:
H = I; C = 12; N = 14; O = 16; Na = 23; Ca = 40; Cl = 35,5; P = 31; Cu = 63,5; S = 32; F = 19; Ag = 1O8; Al = 27; Fe = 56; I = 127
1.    Determine as massas moleculares das substâncias abaixo:
a) N2
b) CO2
c) HNO3 
d) H2SO4 
e) C6H12O6
f) Ca(OH)2 
g) Ca(ClO3)2
h) (NH4)2SO4
i) Ca3(PO4)2
j) Al(OH)3
2.    O DDT, um inseticida largamente utilizado durante décadas e altamente tóxico, possui fórmula molecular C14H9Clx e massa molecular 354,5u. Determine o valor de x.
3.    A fórmula molecular do octano, um dos componentes da gasolina, obedece à proporção CnH2n+2 e sua massa molecular é 114u. Qual a fórmula do octano?
4.    Se o carbono-12 fosse dividido em doze fatias iguais, cada uma corresponderia a uma unidade de massa atômica. Nessas condições, a massa de uma molécula de butano, C4H10 (substância dos isqueiros a gás), corresponderia a:
Dados: C = 12u; H = 1u.
a) 58 fatias.
b) 59 fatias.
c) 60 fatias.
d) 61 fatias.
e) 62 fatias.
5.    (UEL-PR) Assinale a opção que apresenta as massas moleculares dos seguintes compostos: C6H12O6; Ca3(PO4)2 e Ca(OH)2, respectivamente:
Dados: H = 1 u; C = 12 u; O = 16 u; Ca = 40 u; P = 31 u.
a) 180, 310 e 74.
b) 150, 340 e 73.
c) 180, 150 e 74.
d) 200, 214 e 58.
e) 180, 310 e 74
6.    Leia o texto:
“O nome sal hidratado indica um composto sólido que possui quantidades bem definidas de moléculas de H2O associadas aos íons. Por isso, a massa molecular de um sal hidratado deve sempre englobar moléculas de H2O”.
Com base nas informações desse texto, qual deverá ser a massa molecular do sal hidratado FeCl3.H2O?        Dados: H = 1u; O = 16 u; Cl = 35,5 u; Fe = 56 u
a) 270,5 u.
b) 180,5 u.
c) 109,5 u.
d) 312,5 u.
e) 415,5 u.
7.    (UFAC) A massa molecular do composto Na2SO4 . 3 H2O é igual a:
Dados: H = 1u.; O = 16 u.; Na = 23 u.; S = 32 u.
a) 142 u.
b) 196 u.
c) 426 u.
d) 444 u.
e) 668 u.
8.    A massa molecular da espécie H4P2OX vale 178 u. Podemos afirmar que o valor de “x” é:           Dados: H = 1 u.; O = 16 u.; P = 31 u.
a) 5.
b) 6.
c) 7.
d) 8.
e) 16.
9.    (U. ANÁPOLIS-GO) Um composto Al2(XO4)3 apresenta uma “massa molecular” igual a 342 u. Determine a massa atômica do elemento “X”.
Dados: O = 16 u.; Al = 27 u.
a) 8 u.
b) 16 u.
c) 32 u.
d) 48 u.
e) 96 u.
Gabarito:
	1)    1 - a) 28u;    b) 44u;     c) 63u;    d) 98u;    e)180u; 
f)74u;      g)207u;    h) 132u;  i) 310u;  j) 78u
	2)    2- x=5      C14H9Cl5
	3)    3- n=8      C8H18
	4)    4 a
	5)    5 e
	6)    6 b
	7)    7 b
	8)    8 c
	9)    9 c
MASSA MOLECULAR (MM)
É a massa da molécula medida em unidades de massa atômica. Para cálculos estequioméricos, utliza-se a unidade gramas (g).
O cálculo da massa molecular é feito a partir das massas atômicas dos elementos e a soma dos seus átomos na molécula.
Assim:
H2O (água)
O = 1x 16 = 16
H = 2 x 1 = 2
MM = 16 + 2 = 18g ou 18u
Na fórmula da água há 1 átomo de O que é multiplicado pela sua massa atômica (16),resultando em 16.
Há dois átomos de H que é multiplicado pela sua massa atômica (1), resultando em 2.
Estes resultados são somados e desta forma encontramos o valor da massa molecular, 18g ou 18u.
Veja outros exemplos:
CO2 (dióxido de carbono)
O = 2 x 16 = 32
C = 1 x 12 = 12
MM = 32 + 12 = 44g ou 44u
C12H22O11 (sacarose)
O = 11 x 16 = 176
H = 22 x 1 = 22
C = 12 x 12 = 144
MM = 176 + 22 + 144 = 342g ou 342u
Mg(OH)2  (hidróxido de magnésio)
H = 2 x 1 = 2
O = 2 x 16 = 32
Mg = 1 x 24 = 24
MM = 2 + 32 + 24 = 58g ou 58u
Ca(NO3)2  (nitrato de cálcio)
O = 6 x 16 = 96
N = 2 x 14 = 28
Ca = 1 x 40 = 40
MM = 96 + 28 + 40 = 164g ou 164u
CuSO4.5H2O (sulfato cúprico penta-hidratado)
O = 5 x 16 = 80
H = 10 x 1 = 10
O = 4 x 16 = 64
S = 1 x 32 = 32
Cu = 1 x 63,5 = 63,5
MM = 80 + 10 + 64 + 32 + 63,5 = 249,5g ou 249,5u
Fórmula Mínima
É uma fórmula que fornece o número relativo entre os átomos da substância.
Mostra a proporção em número de átomos dos elementos expressa em número inteiros e os menores possíveis.
Veja a fórmula mínima de algumas substâncias e sua fórmula moleculares:
	Substância
	Fórmula Molecular
	Fórmula Mínima
	Água Oxigenada
	H2O2
	HO
	Glicose
	C6H12O6
	CH2O
	Ácido Sulfúrico
	H2SO4
	H2SO4
Geralmente, as fórmulas mínimas são uma “simplificação matemática” da fórmula molecular. A água oxigenada pode ser dividida por 2 formando a fórmula mínima acima. Na glicose, a fórmula molecular foi dividida por 6 e no ácido sulfúrico, não é possível dividir por um número inteiro, então a fórmula mínima fica igual à fórmula molecular.
Composição Centesimal ou Análise Elementar
A fórmula centesimal fornece o percentual dos átomos que compõe a substância. 
Representa a proporção em massa que existe na substância. É sempre constante e segue a Lei de Proust. 
Exemplo:
C: 85,6%
H: 14,4%
Veja como calcular a fórmula centesimal a partir de dados obtidos da análise da substância: 
A análise de 0,40g de um certo óxido de ferro revelou que ele possui 0,28g de ferro e 0,12g de oxigênio. Qual é a sua fórmula centesimal?
x = 70% de Fe
  x = 30%
Então, neste óxido possui 70% de Fe e 30% de O.
MOL
A palavra mol foi utilizada pela primira vez pelo químico Wilhem Ostwald em 1896. Em latim, esta palavra significa mole, que significa”monte”, “quantidade”. A partir desta palavra também originou molécula, que quer dizer pequena quantidade. 
Algumas mercadorias são vendidas em quantidades já definidas, como por exemplo a dúzia (12), a resma (500), etc.
O mol também determina quantidade. Pode determinar também massa e volume. Veja o esquema a seguir:
O mol indica quantidade. Um mol de qualquer coisa possui 6,02.1023 unidades. É utilizado em química para referir-se à matéria microscópica, já que este número é muito grande. Pode ser usado para quantificar átomos, moléculas, íons, número de elétrons, etc.
O número 6,02.1023 é a constante de Avogadro. 
Exemplos: 
1 mol de átomos de H tem 6,02.1023 átomos.
2 mol de átomos de H tem 2 x 6,02.1023 átomos = 12,04.1023 átomos de H
O mol indica massa. Um mol de um elemento é igual a sua massa molecular em gramas (g).
Exemplos:
1 mol de água tem 18g
2 mol de água tem 2 x 18 = 36g
O mol indica volume. Na realidade, indica o volume ocupado por um gás nas CNTP (condições normais de temperatura e pressão). Para gases que estão nestas condições, o valor de um mol é 22,4L (litros).
CNTP: 
T=0°C = 273K
P = 1atm = 760mmHg
Exemplos: 
1 mol de CO2 ocupa que volume nas CNTP? 22,4L
2 mol de CO2 ocupa que volume nas CNTP? 2 x 22,4L = 44,8L
Para gases que não estão nestas condições, utiliza-se a fórmula do Gás Ideal ou Equação de Clapeyron:
	P.V = n.R.T
Onde:
P = pressão do gás (atm)
V = volume do gás (L)
n = número de mols do gás (mol)
R = constante de Clapeyron = 0,082atm.L/mol.K
T = temperatura do gás (K)
· Questão 1
(Puccamp-SP) A análise de uma substância desconhecida revelou a seguinte composição centesimal: 62,1% de carbono, 10,3% de hidrogênio e 27,5% de oxigênio. Pela determinação experimental de sua massa molar, obteve-se o valor 58,0 g/mol. É correto concluir que se trata de um composto orgânico de fórmula molecular: (Massas atômicas: C = 12, H = 1, O = 16)
a) C3H6O2.
b) CH6O2.
c) C2H2O2.
d) C2H4O2.
e) C3H6O.
· Questão 2
(PUC-Campinas-SP) A combustão realizada a altas temperaturas é um dos fatores da poluição do ar pelos óxidos de nitrogênio, causadores de afecções respiratórias. A análise de 0,5 mol de um desses óxidos apresentou 7,0 g de nitrogênio e 16 g de oxigênio. Qual a sua fórmula molecular?
a) N2O5
b) N2O3
c) N2O
d) NO2
e) NO
· Questão 3
A fórmula mínima da glicose, do ácido acético, do ácido lático e do formaldeído é exatamente a mesma: CH2O. Sabendo que as suas massas molares são dadas por: 180 g/mol, 60 g/mol, 90 g/mol e 30 g/mol, qual é a fórmula molecular de cada uma dessas substâncias, respectivamente?
a) C4H12O2, C3H6O2, C2H2O2 e CH2O.
b) C6H18O6, C2H8O2, C4H12O2 e CH2O.
c) C6H12O6, C2H4O2, C3H6O3 e CH2O.
d) C3H6O3, C6H12O6, C2H2O2 e CH2O.
e) CH2O, C4H12O2, C2H4O2 e C6H12O6.
· Questão 4
A decomposição de carnes e peixes pela ação de bactérias resulta na formação de uma substância chamada cadaverina. O odor dessa substância é bem desagradável. Sua fórmula percentual é C58,77% H13,81% N27,40% e sua massa molar é igual a 102 g/mol. Determine a forma molecular da cadaverina.
a) C5H14N2.
b) C5H7N2.
c) C10H28N4.
d) C2H7N.
e) C4H14N2.
Respostas
· Resposta Questão 1
Alternativa “e”.
Sabemos que a massa molar é igual a 58 g/mol, então, temos:
  Cx    Hy     Oz
  ↓       ↓       ↓
12x +1y + 16z = 58
Agora é só fazer regra de três para cada elemento químico. Observe isso abaixo:
	C:
	H:
	O:
	100% – 62,1% de C
	100% –  10,3% de H
	100% – 27,5% de O
	58 g – 12x de C
	58 g – y de H
	58 g – 16z de O
	1200x = 3601,8
	100y = 597,4
	1600z = 1595
	x = 3601,8/1200
	y = 597,4/100
	z = 1595/1600
	x = 3,0015 = 3
	y = 5,974 = 6
	z = 0,99 = 1
Agora é só substituir x, y e z pelos valores encontrados: C3H6O.
* Outra forma de resolver seria encontrar primeiro a fórmula mínima por meio da fórmula percentual que foi dada no enunciado e depois calcular quantas fórmulas mínimas seriam necessárias para chegar à massa molar. Veja:
1º Passo: Temos: 62,1% de C, 10,3% de H e 27,5% de O. Dividimos cada valor desses, considerando em gramas, pelas respectivas massas molares:
C = 62,1/12 = 5,175
H = 10,3/1 = 10,3
O = 27,5/16 = 1,71875
Agora pegamos esses valores e dividimos cada um pelo menor entre eles, que é o 1,71875:
C = 5,175/1,71875 ≈ 3
H = 10,3/1,71875 ≈ 6
O = 1,71875/ 1,71875 = 1
Assim, a fórmula mínima dessa substância é: C3H6O.
2º passo – Determinando a massa da fórmula mínima e depois calculando quantas fórmulas mínimas são necessárias para se chegar à massa molar da substância:
C3H6O = (3 . 12) + (6 . 1) + (1 . 16) = 58 g/mol
A massa molar da fórmula mínima é exatamente igual à da fórmula molecular, portanto, elas são iguais: C3H6O.
· Resposta Questão 2
Alternativa “d”.
Cálculo da quantidade de matéria de cada elemento em 0,5 mol de óxido:
N: 7/14 = 0,5 mol
O: 16/16 =1 mol
Em 1 mol de óxido há 1 mol de N e 2 mol de O. Portanto, a fórmula molecular é NO2.
· Resposta Questão 3
Alternativa “c”.
A massa molar da fórmula mínima é dada por:
CH2O = (1 . 12) + (2 . 1) + (1 . 16) = 30 g/mol
Agora basta calcular quantas fórmulas mínimas são necessárias para se chegar à massa molar de cada substância:
Glicose: 180/30= 6 – multiplica a fórmula mínima por 6: C6H12O6;
Ácido acético: 60/30 = 2 – multiplica a fórmula mínima por 2: C2H4O2;
Ácido lático: 90/30 = 3 – multiplica a fórmula mínima por 3: C3H9O3;
Formaldeído: 30/30 – 1 – é igual à fórmula mínima: CH2O.
· Resposta Questão 4
Alternativa “a”.
1º passo: Determinar a fórmula mínima da cadaverina por meio da composição percentual em massa: Temos: 58,77 % de C, 13,81% de H e 27,40% de N. Dividimos cada valor desses, considerando em gramas, pelas respectivas massas molares:
C = 58,77/12 = 4,8975
H = 13,81/1 = 13,81
N = 27,40/14 = 1,9571
Agora pegamos esses valores e dividimos cada um pelo menor entre eles, que é o 1,229:
C = 4,8975/1,9571 ≈ 2,5
H = 13,81/1,9571≈ 7
N = 1,9571/ 1,9571 = 1
Como ainda não encontramos um número inteiro, vamos multiplicar todos os valores encontrados por 2:
C = 2,5 . 2 = 5
H = 7 . 2 = 14
N = 1 . 2 = 2
Assim, a fórmula mínima da nicotina é: C5H14N2.
2º passo – Determinar primeiro a massa da fórmula mínima e depois calcular quantas fórmulas mínimas são necessárias para se chegar à massa molar da substância:
C5H14N2 = (5 . 12) + (14 . 1) + (2 . 14) = 102 g/mol
A massa molar da fórmula mínima é exatamente igual à da fórmula molecular, portanto, elas são iguais: C5H14N2.
EXERCÍCOS: CONCEITO DE MOL
1- Quantos átomos existem em 0,25 mol de Ca?
2- Quantos átomos existem em 1,5 mol de Na?
3- Quantas moléculas existem em 0,58 mol de NaCl?
4- Quantas moléculas existem em 5,68 mols de H2SO4?
5- Qual a massa de 0,25 mol de Fe?
6- Qual a massa de 2,6 mols de K?
7- Qual a massa de 7,5 mols de H3PO4?
8- Qual a massa de 0,87 mol de CaSO4?
9- Quantos átomos existem em 3g de Al?
10- Quantos átomos existem em 4,5g de S?
11- Quantas moléculas existem em 0,5g de NaHCO3?
12- Quantas moléculas existem em 25g de Na2SO4?
13- Quantos átomos existem em 0,35 mol de Ba?
14 - Quantos átomos existem em 0,25 mol de Si?
15 - Quantas moléculas existem em 0,58 mol de KOH?
16 - Quantas moléculas existem em 5,68 mols de H3PO4?
17 - Qual a massa de 0,85 mol de C?
18 - Qual a massa de 0,6 mols de Cl?
19 - Qual a massa de 5,5 mols de H2C2O4?
20 - Qual a massa de 0,23 mol de Ca(NO3)2?
21 - Quantos átomos existem em 3g de Mn?
22 - Quantos átomos existem em 2,5g de Ni?
23 - Quantas moléculas existem em 0,57g de FeCO3?
24 - Quantas moléculas existem em 25g de MgSO4?
Gabarito:
1) 1 mol - 6,02x1023 átomos
0,25 mol - x
X=1,51x1023 átomos
2) 1 mol - 6,02x1023 átomos
1,5 mol - x
X=9,03x1023 átomos
3) 1 mol - 6,02x1023 moléculas
0,58 mol - x
X=3,49x1023 moléculas
4) 1 mol - 6,02x1023 moléculas
5,68 mol - x
X=3,42x1024 moléculas
5) 1 mol de Fé - 56g
0,25 mol	 - x
X = 14g
6) 1 mol de K	- 39g
2,6 mol	- x
X = 101,4g
7) 1 mol de H3PO4	-	98g
7,5 mol		-	x
x= 735g
8) 1 mol de CaSO4	-	136g
0,87 mol		-	x
X = 118,32g
9) 27g	-	6,02x1023 átomos		(em 1 mol existem 6,02x1023 átomos e 1 mol de Al=27g)
3g	-	x
X = 6,67x1022 átomos
10) 32g - 6,02x1023 átomos		(em 1 mol existem 6,02x1023 átomos e 1 mol de S=32g)
4,5g	 -	x
X = 8,47x1022 átomos
11) 84g	-	6,02x1023 moléculas	
0,5g	-	x
X = 3,58x1021 moléculas
(em 1 mol existem 6,02x1023 moléculas e 1 mol de NaHCO3=84g)
12) 142g	-	6,02x1023 moléculas
25g	-	x
X = 1,06x1023 moléculas
(em 1 mol existem 6,02x1023 moléculas e 1 mol de Na2SO4=142g)
13) 2,18 x 1023
14) 1,51 x 1023
15) 3,49 x 1023
16) 3,42 x 1024
17) 10,2 g
18) 21,3 g
19) 495 g
20) 37,72 g
21) 3,23 x 1022
22) 2,55 x 1022
23) 2,56 x 1021
24) 1,25 x 1023
Exercício:
Um cientista dispõe de 19,2 g de átomos oxigênio (O = 16). Qual o número de mols que este cientista pode contar?
RESPOSTA 0,6 mol
19-  Determine o número de moléculas existente em 160 g de hidróxido de sódio ( NaOH). (H=1, O=16, NA=23)
RESPOSTA 2,4×1024
20-  Quantos gramas existem em 0,75 mols de sulfato de alumínio Al2(SO4)3 ? 
Resposta: 256,5g
21-  Qual  número de mols existem em 3,5Kg de brometo de cálcio CaBr2?
Resposta: 17,5 moles
22-  Quem pesa mais: 0,2 mol de benzeno (C6H6)  ou 2,4 x 1023 moléculas de etanol (C2H6O)?
Resposta (Benzeno = 15,6g e etanol = 18,4g)
23-  Quantos átomos existem na mistura de 36 g de carbono (C = 12) com 234 g de potássio (K = 39)?
Resposta 5,4.1024 moléculas
24-  Num recipiente existem 2,94 g de ácido fosfórico ( H3PO4). Quantas moléculas do ácido existem nesse recipiente?
Exercícios resolvidos:
1)  Calcule as massas molares das substâncias abaixo:
a)  K2O  
Primeiramente calcular a massa molecular do óxido de potássio.
K   ->  2 x 39 = 78
O   -> 1 x 16 = 16  +
                          94 u (unidades), a massa molar é matematicamente o mesmo valor, mas com unidade de medida diferente, g/mol.
Resposta: 94 g/mol ou 94 g.mol-1.
b)  Na2CO3 , separando os elementos químicos diferentes.
Na = 2 x 23 = 46
C   = 1 x 12 = 12
O   = 3 x 16 = 48 +
                       106 u
Massa molar do carbonato de sódio = 106 g/mol.
2) Determine a quantidade de matéria, em mols, presente em 100 g de monóxido de carbono (CO).
Inicialmente devemos calcular a massa molar do monóxido de carbono, a partir do cálculo da massa molecular.
C = 1 x 12 = 12
O = 1 x 16 = 16 +
                      28 u, conforme sabemos o valor da massa molar é 28 g/mol.
Através de uma regra de três simples:
1 mol de CO......................28 g
X.......................................100g
28 x = 100
X = 100/28
X = 3,57 mol
3)  Calcule a quantidade de matéria, em mol, e o número de moléculas presentes em 30 g de água.
Calculando a massa molar da água.
H = 2 x 1 =     2
O = 1 x 16 = 16 +
                       18 u, então:  18 g/mol.
1 mol de água................18 g
X ....................................30g
18 x = 30
X = 30/18
X = 1,66 mol de água
Portanto,
Se em 1 mol de moléculas de água temos, 6,02.1023 moléculas de água.
Em 18 g de água teremos 6,02.1023 moléculas de água. Resolvendo:
18 g .............................. 6,02.1023
30 g................................x
18. x = 30. 6,02.1023
X = 180,6. 1023/18
X = 10,0.1023 moléculas.
Com o auxílio da Tabela Periódica, indique a massa presente nas seguintes amostras:
a)    1,5 mol de átomos de ferro.
Como a massa do ferro é de 55,84 unidades, sua massa molar é de 55,84 g/mol.
Se em 1 mol de Ferro verificamos a massa de 56 g, então:
1 mol de Fe...........55,84 g
1,5 mol de Fe..........x
X = 1,5 . 55,84
X = 83,76 g
b)    3,0 mol de N2
A massa atômica do nitrogênio é de 14 u. Como na molécula do gás nitrogênio encontramos dois átomos de nitrogênio sua massa molecular é de 28 u, logo sua massa molar é de 28 g/mol.
1 mol de N2 ........................28 g
3 mol de N2.........................x
X = 3. 28
X = 84 g
c)    0,5 mol de dióxido de carbono
A molécula do dióxido de carbono é formada por 1 átomo de carbono e dois átomos de oxigênio, logo:
C - 1 x 12 = 12
O - 2 x 16 = 32, somando os valores obtemos a massa molecular de 44 u, ou 44 g/mol.
Logo:
1 mol de CO2 ..........................44g
0,5 mol de CO2..........................x
X = 0,5 . 44
X = 22 g
d)     Quantas moléculas de cloro, Cl2, há em 12 g de gás? Se todas as moléculas de Cl2 se dissociarem dando origem a átomos de cloro, quantos átomos de cloro serão obtidos?
A massa molar do gás cloro é de 71 g/mol
1 mol de Cl2...................71 g....................6,02.1023
                                            12 g......................x
71 . x = 12 . 6,02. 1023
71 . x = 72,24. 1023
X =  72,24. 1023/71
X = 1,01.1023 moléculas de Cl2
Como na molécula de gás cloro existem dois átomos de cloro unidos por ligação covalente, logo:
2.( 1,01.1023 moléculas de Cl2) = 2,01.1023 átomos de cloro.
Exercício 1: (Enem 2013) 
O brasileiro consome em média 500 miligramas de cálcio por dia, quando a quantidade recomendada é o dobro. Uma alimentação balanceada é a melhor decisão para evitar problemas no futuro, como a osteoporose, uma doença que atinge os ossos. Ela se caracteriza pela diminuição substancial de massa óssea, tornando os ossos frágeis e mais suscetíveis a fraturas.
Considerando-se o valor de 6 × 1023 mol–1 para a constante de Avogadro e a massa molar do cálcio igual a 40 g/mol, qual a quantidade mínima diária de átomos de cálcio a ser ingerida para que uma pessoa supra suas necessidades?
	A) 
	7,5 × 1021 
	B) 
	1,5 × 1022
	C) 
	7,5 × 1023
	D) 
	1,5 × 1025
	E) 
	4,8 × 1025

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