1 Química Geral (1)

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Química Geral 
2° Semestre 
Curso Anual de Química 
Prof. Alexandre Oliveira 
 
 
Assunto Página 
Módulo 01 – Cálculos Químicos e Cálculos De Fórmulas 03 
Módulo 02 – Leis Ponderais e Cálculo Estequiométrico 31 
Módulo 03 – Gases 59 
Módulo 04 – Química Nuclear (Radioatividade) 101 
Módulo 05 – Matéria e Energia 137 
Módulo 06 – Análise Imediata (Separação de Misturas) 157 
 
 
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MÓDULO 01 
ESTEQUIOMETRIA – CÁLCULOS QUÍMICOS E CÁLCULOS DE 
FÓRMULAS 
 
1. Medida de uma grandeza 
 
Antes de se entender o conceito de massa atômica, é necessário ter bem claro o conceito 
de medida de uma grandeza. A medida de uma grandeza é feita por comparação com uma grandeza 
padrão convenientemente escolhida. Assim, a medida da massa de um corpo é feita comparando-
se a sua massa com a massa de um padrão convenientemente escolhido. 
O quilograma (kg) é um padrão muito utilizado para exprimir a massa dos corpos. Por 
exemplo, quando dizemos que uma pessoa pesa 70kg, isto é, tem massa igual a 70kg, significa que 
essa pessoa tem a massa 70 vezes maior que a massa padrão de 1kg. 
Nem sempre o quilograma é um padrão conveniente. Para indicar a massa de um grão de 
areia, é mais conveniente utilizar como padrão a massa de 1 miligrama (mg). Deste modo, é mais 
conveniente referir-se à massa de um grão de areia por 2mg do que expressar sua massa por 
0,000002kg. O quilograma também não e um padrão conveniente para exprimir a massa de um 
navio. Nesse caso, a tonelada é um padrão mais conveniente. 
Para exprimir a massa de um átomo, o padrão miligrama (mg) não é conveniente, pois é 
muito grande. 
Apenas como curiosidade, vejamos como ficaria o valor da massa de um átomo de 12C 
expressa em kg e em mg. m = 2 . 10–26 kg = 2 . 10–20 mg. 
 
1.1. Unidade de massa atômica 
 
Os químicos procuraram um padrão conveniente para exprimir a massa dos átomos. Em 
1962, num Congresso Internacional de Química, foi escolhida a unidade de massa atômica (u): 
 
 
Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de carbono com número de 
massa igual a 12 (12C). 
 
1.2. Massa atômica (MA) 
 
Massa atômica é a massa de um átomo expressa em u. Indica quantas vezes a massa do átomo 
é maior que 1/12 da massa do átomo de 12C. 
 
Assim, a massa atômica do 12C é igual a 12u. 
 
Existem métodos experimentais que permitem a determinação da massa atômica com 
uma precisão tal que o seu valor pode ser expresso com até seis algarismos significativos, 
tais como: 
 
Massa atômica do átomo 24Mg = 23,9847u Massa atômica do átomo 35Cl = 34,997u 
Massa atômica do átomo 37Cl = 36,975u Massa atômica do átomo 27Al = 26,9815u 
 
 
 
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Note que os valores das massas atômicas são muito próximos dos respectivos números de 
massa. Quando dizemos, por exemplo, que a massa atômica do átomo 24Mg é igual a 24 u 
concluímos que: 
 
Massa de um átomo de 24Mg = 24u 
Massa de um átomo de 24Mg = 24 x massa de 1/12 do átomo de 12C 
Massa de um átomo de 24Mg = 2 x massa de um átomo de 12C 
 
 
 
O átomo de 24Mg pesa duas vezes mais que o átomo de 12C. 
 
1.3. Massa atômica de um elemento 
 
Massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas dos átomos 
de seus isótopos constituintes. 
 
Assim, o cloro é formado pelos isótopos 35Cl e 37Cl, na proporção: 
 
 
𝑀𝐴 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝐶𝑙 ≅ 
34,997.75,4 + 36,9757.24,6
100
= 35,453𝑢 
 
 
 
Como a massa atômica de um isótopo é aproximadamente igual ao seu número de massa, a massa 
atômica de um elemento é aproximadamente igual à média ponderada dos números de massa de 
seus isótopos constituintes. Logo, a massa atômica aproximada do cloro será: 
 
𝑀𝐴 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝐶𝑙 ≅ 
35.75,4 + 37.24,6
100
= 35,5𝑢 
 
Não existe átomo de Cl com massa igual a 35,5u. Este é o valor médio da massa do átomo 
de Cl: 
Massa média do átomo de Cl = 35,5u 
Massa média do átomo de Cl = 35,5 x massa de 1/12 do átomo de 12C 
Massa média do átomo de Cl = 35,5 / 12 x massa do átomo de 12C 
 
 
 
 
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A maioria dos elementos é formada por misturas de diferentes isótopos, em proporção 
constante. 
 
Dessa maneira, a massa atômica dos elementos é também constante. No caso dos 
elementos formados de um único isótopo, a massa atômica do seu único isótopo será também a 
massa atômica do elemento. 
 
2. Massa molecular (MM) 
 
Massa molecular de uma substância é a massa da molécula dessa substância expressa 
em unidades de massa atômica (u). 
 
Numericamente, a massa molecular (MM) é igual à soma das massas atômicas (MA) de 
todos os átomos constituintes da molécula. 
 
Exemplo: 
MA do H = 1u 
MA do O = 16u 
MM do H2O = 2 x 1 + 16 = 18u 
 
Como a maioria dos elementos é formada por misturas de diferentes isótopos, a maioria das 
substâncias é formada por misturas de moléculas com diferentes massas moleculares. 
No caso da água, por exemplo, podemos ter 18 moléculas diferentes de H2O, resultantes da 
combinação dos diferentes isótopos, cujas massas moleculares variam de 18u a 24u. 
Observe a constituição isotópica dos elementos hidrogênio e oxigênio: 
H1 = 99,98%; H2 = 0,02%; H3 = 10-7% 
O16 = 99,76%; O17 = 0,04%; O18 = 0,20% 
 
Desta forma a molécula de H2O com menor massa molecular é 18u, sendo inclusive a 
molécula de massa molecular predominante, pois é constituída pelos isótopos de hidrogênio e 
oxigênio mais abundantes na natureza. A molécula de H2O com maior massa molecular 
corresponde a 24u. Observe: 
 
 
 
 
 
18u 
 
 
 
 
 
19u 
 
 
 
 
 
20u 
 
 
 
 
Como na mistura isotópica do H e do O há nítida predominância dos isótopos 1H e 16O, na 
substância água há nítida predominância de moléculas 1H2O16 e a massa molecular média da água 
é muito próxima de 18u. Por isso, podemos afirmar que: 
 
18 
 
 
 
16 16 16 16 16 16 
18 18 18 18 18 18 
17 17 17 17 17 17 
1
6 
1
6 
1
6 
2
6 
1
6 
1
6 
1
6 
1
6 
2
6 
2
6 
2
6 
2
6 
2
6 
2
6 
2
6 
2
6 
1
6 
1
6 
1
6 
1
6 
1
6 
3
6 
3
6 
3
6 
3
6 
3
6 
3
6 
3
6 
3
6 
3
6 
3
6 
3
6 
2
6 
2
6 
2
6 
3
6 
19u 
20u 
21u 
20u 
21u 
22u 
20u 
21u 
22u 
21u 
22u 
23u 
22u 
23u 
24u 
 
 
 
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A molécula de água tem massa 18u 
A molécula de água tem massa 18 vezes maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C 
A molécula de água tem massa 1,5 vezes maior que a massa do 12C 
 
Uma molécula de H2O pesa 18 vezes mais que 1/12 do átomo de 12C, isto é, uma molécula 
de água pesa 1,5 vezes mais que o átomo de 12C. 
 
A massa atômica do Cl é igual a 35,5u e a massa molecular do Cl2 é igual a 2 . 35,5 = 71,0u. 
 
 
 
Assim como não existe átomo de Cl com massa igual a 35,5u, não existe molécula de Cl2 com 
massa igual a 71,0u; este é o valor médio da massa das moléculas de Cl2. A substância Cl2 é 
formada por uma mistura das moléculas: 
 
Existem moléculas de Cl2 com massas moleculares 70u, 72u e 74u, em proporção tal que a massa 
média das moléculas de Cl2 é igual a 71,0u. Conhecendo a massa molecular do Cl2, podemos 
afirmar que: 
 
Massa média da molécula Cl2 = 71u 
Massa média da molécula Cl2 = 71 x massa de 1/12 do átomo de 12C 
Massa média da molécula Cl2 = 71 / 12 x massa do átomo 12C 
 
A rigor, no caso de substâncias iônicas, o termo massa molecular deve ser substituído por 
fórmula-massa, pois não existe molécula de substância iônica. Entretanto, na prática, costuma-se 
usar a expressão massa moleculartambém nesses casos. 
 
Embora seja mais correto indicar a unidade (u) nos valores das massas moleculares, na prática, por 
uma questão de simplicidade, omite-se a unidade (u). 
 
3. Mol e constante de Avogadro 
 
De acordo com resolução recente da IUPAC: Mol é a quantidade de matéria que contém 
tantas entidades elementares quantos são os átomos de 12C contidos em 0,0 12kg de 12C. 
 
Constante de Avogadro é o número de átomos de 12C contidos em 0,012kg de 12C. Seu valor 
é: 6,02.1023 mol–1. 
 
Assim como uma dúzia são 12 unidades e uma centena são 100 unidades, um mol são 
6,02.1023 unidades. 
 
 
 
 
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Exemplos: 
• Um mol de carbono (C) significa um mol de átomos de C, ou seja, 6,02 . 1023 átomos de C. 
• Um mol de cloro (Cl2) significa um mol de moléculas de Cl2, ou seja, 6,02 . 1023 
moléculas de Cl2. 
• Um mol de cloreto de sódio (Na+Cl–) significa um mol de aglomerados iônicos (Na+Cl–), 
portanto, 6,02.1023 íons Na+ e 6,02.1023 íons Cl–. 
 
4. Massa molar 
 
Massa molar é a massa que contém 6,02.1023 entidades representadas pela 
respectiva fórmula. A unidade mais usada para a massa molar é g.mol–1. 
 
Massa molar de um elemento é a massa de um mol de átomos, ou seja, 6,02.1023 átomos desse 
elemento. É numericamente igual à sua massa atômica. 
 
Massa atômica do Cl = 35,5u 
Massa molar do Cl = 35,5 g . Mol–1 
 
Interpretação: Um mol de átomos do elemento Cl, ou seja, 6,02 . 1023 átomos do elemento Cl, 
pesa 35,5g. 
 
Massa atômica do C = 12,011u 
Massa molar do C = 12,011 g . mol–1 
 
Interpretação: Um mol de átomos do elemento C, ou seja, 6,02.1023 átomos de C, pesa 12,011g. 
 
Massa molar de um isótopo é a massa de um mol de átomos desse isótopo, ou seja, 6,02.1023 
átomos desse isótopo. A massa molar de um isótopo é numericamente igual à sua massa atômica. 
 
Massa atômica do 35Cl = 34,997u Massa molar do 35Cl = 34,997 g.mol–1 
 
Interpretação: Um mol de átomos, ou seja, 6,02.1023 átomos do isótopo 35Cl, pesa 
34,997g. 
 
Massa atômica do 12C = 12,0000 
Massa molar do 12C = 12,0000 g.mol–1 
 
Interpretação: Um mol de átomos, ou seja, 6,02.1023 átomos do isótopo 12C, pesa 
12,0000g. 
 
 
Massa molar de uma substância é a massa de um mol de entidades representadas pela sua 
fórmula. A massa molar de uma substância é numericamente igual à sua massa molecular. 
 
 
 
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Massa molecular do H2O = 18,0u 
Massa molar do H2O = 18,0 g.mol–1 
 
Interpretação: Um mol de moléculas, ou seja, 6,02.1023 moléculas de H2O, pesa 18,0g. 
 
Fórmula-massa do Na+Cl– = 58,5u 
Massa molar do Na+Cl– = 58,5 g.mol–1 
 
Interpretação: Um mol de aglomerados iônicos (Na+Cl–), ou seja, 6.02.1023 aglomerados iônicos 
de (Na+Cl–), pesa 58,5g. 
 
Massa molar de um íon é a massa de um mol de íons, ou seja, 6,02.1023 íons. 
Massa molar do Cl– = 35,5g.mol–1 
 
Interpretação: Um mol de íons Cl–, ou seja, 6,02.1023 íons Cl–, pesa 35,5g. 
Massa molar do SO42-= 96,0 g.mol–1 
Interpretação: Um mol de íons SO42-, ou seja, 6,02.1023 íons SO42-pesa 96,0g. 
 
4.1. Conversão de massa em quantidade de matéria (ou de substância) 
Sendo m a massa de uma substância, expressa em gramas, e sendo M a sua massa molar, 
expressa em g/mol, podemos escrever a seguinte proporção: 
 
Massa Quantidade de substância 
mg –––––––––– n mol 
Mg –––––––––– 1 mol 
 
 
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑚𝑎𝑡é𝑟𝑖𝑎 (𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎) = 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 (𝑔)
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1) 
 
 
 
Observação 
Em uma molécula (se o composto for molecular) ou íon-fórmula (se o composto for iônico), 
o índice de cada elemento pode indicar tanto o número de átomos, como também o número de mol. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. Cálculo de fórmulas 
 
Quando um químico obtém uma nova substância, uma das primeiras providências que ele 
toma é a determinação de sua composição percentual ou centesimal. 
 
5.1. Composição percentual ou centesimal (composição mássica) 
 
Entre as atividades experimentais mais empolgantes da Química estão a manufatura de um 
composto inteiramente novo ou o isolamento de uma nova substância a partir de uma fonte natural. 
2 átomos de C 
4 átomos de H 
1 molécula de C2H4 
2 mols de C = 2 x 6,02.1023 átomos de C 
4 mols de H = 4 x 6,02.1023 átomos de H 
1 mol de C2H4 
4 mols de C = 4 x 6,02.1023 átomos de C 
8 mols de H = 8 x 6,02.1023 átomos de H 
2 mols de C2H4 
 
 
 
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Imediatamente aparecem questões do tipo: O que é isto? Qual a sua fórmula? A pesquisa para 
encontrar as respostas começa pela análise qualitativa, uma série de procedimentos destinada a 
identificar todos os elementos que constituem a substância. Em seguida vêm os procedimentos de 
análise quantitativa, a qual determina a massa de cada elemento em uma amostra da substância 
de massa conhecida. 
As massas relativas dos elementos em um composto são, em geral, dadas na forma de 
percentagem por massa, que é denominada composição percentual (ou composição centesimal) 
do composto. A percentagem por massa de um elemento é o número de gramas deste elemento 
presente em 100 g do composto. Esta percentagem é obtida, em geral, com o uso da seguinte 
equação 
%por massa Massadeelemento
100%
de elemento Massa totaldaamostra
  
 
A composição percentual de uma substância indica a percentagem em massa de cada elemento 
para cada 100g da amostra. 
 
Exemplo 1 
Determine a composição percentual para a glicose (C6H12O6) 
 
Dados: MA(C) = 12u; MA(H) = 1u; MA(O) = 16u. 
Solução: C6H12O6 
Massa molar = 6. (12) + 12. (1) + 6. (16) 
Massa molar = 72 + 12 + 96 = 180 g/mol 
 
 
 
 
 
Composição percentual da glicose: C = 40%; H = 6,7%; O = 53,3% 
 
A partir da composição percentual, podemos representar a fração em massa dos componentes de 
um composto; basta dividir as porcentagens por 100. 
 
 
 
A soma das frações em massa dos componentes de uma substância é igual a 1. 
 
0,400 + 0,067 + 0,533 = 1,000 
 
5.2. Fórmula percentual ou centesimal 
 
Indica a percentagem de cada elemento em uma amostra dada. 
 
 
 
 
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Para o exemplo anterior a fórmula percentual seria dada por: 
 
Fórmula percentual da glicose: C40% H6,7% O53,3% 
 
 
6. Fórmula mínima, empírica ou estequiométrica 
 
É a fórmula do composto que tem os menores índices inteiros possíveis. 
 
 
 
Não existe a fórmula molecular do Al2O3 nem a do NaCl, pois esses compostos são iônicos e, por 
isso, não formam moléculas. 
Os compostos iônicos geralmente são escritos na sua fórmula mínima. 
A substância formada quando o fósforo entra em combustão (combinando-se com o 
oxigênio) é constituída por moléculas fórmula P4O10. Quando uma fórmula representa a composição 
de uma molécula, ela é denominada fórmula molecular. Observe, no entanto, que os subscritos 4 
e 10 são ambos divisíveis por 2, e assim os menores números que indicam a razão entra as 
quantidades de P e O são 2 e 5. Uma fórmula mais simples (porém menos informativa) que expressa 
a mesma razão é P2O5. Ela é algumas vezes chamada de fórmula simplificada da substância. 
Também é conhecida como fórmula empírica, porque pode ser obtida a partir de uma análise 
experimental do composto. 
Para obter uma fórmula empírica experimentalmente, precisamos determinar o número de 
gramas de cada elemento na amostra do composto. Convertemos então gramas em mols, de onde 
obtemos as razões entre os números de cada elemento. Como a razão entre o número de mols é 
idêntica à razão entre o número de átomos, podemos então construir a fórmula empírica. 
 
6.1. Cálculo da fórmula mínima 
 
Para determinar a fórmula mínima de um composto, devemos estabelecer, através da 
análise química, as proporções em massa entre os elementos que formam o composto. 
 
 
 
Procedimento:I. transformar os dados do problema em quantidade de matéria (No de mol) 
 
 
 
 
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II. dividir os dados obtidos em (I) pelo menor deles. 
Esta operação indica o índice do elemento na fórmula mínima. 
 
III. Caso um dos números não seja inteiro, multiplique todos por um menor número, de 
modo que se obtenha números inteiros. 
 
Exemplo 2: 
A análise de um determinado composto determinou que a sua composição centesimal é: 69,47% 
de “C”, 5,15% de “H” e 41,23% de “O”. Qual a sua fórmula mínima? 
 
 
 
7. Fórmula molecular (F.M) 
 
A fórmula molecular de um composto é muito mais importante que a sua fórmula mínima, pois a 
fórmula molecular indica: 
 
• Os elementos formadores da substância; 
• O número exato de átomos de cada elemento na molécula do composto. 
 
A fórmula molecular de um composto é múltiplo da sua fórmula mínima. 
 
 
 
Onde “n” é um número inteiro que indica quantas vezes a fórmula mínima está contida na fórmula 
molecular. 
 
 
 
 
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Exemplo 3: 
Um determinado hidrocarboneto apresenta 85,71% de C e 14,29% de H em massa. Sabendo que 
a massa molecular do hidrocarboneto é 42, determine sua fórmula mínima e a sua fórmula 
molecular. 
 
Dados: (C = 12u; H = 1 u) 
Cálculo da fórmula mínima: 
 
 
 
 
Desta forma a fórmula molecular é: (CH2)x3 = C3H6. 
 
8. Cálculo da percentagem de carbono, hidrogênio e oxigênio a partir de uma dada massa do 
composto orgânico 
 
Em uma análise quantitativa dificilmente um composto é separado completamente em seus 
elementos, embora nossos exemplos possam ter levado você a pensar que isto acontece. Ao invés 
disso, o composto é transformado em outros compostos. As reações separam os elementos 
capturando cada um deles inteiramente (em termos quantitativos) em um composto separado cuja 
fórmula é conhecida. 
No exemplo a seguir ilustramos uma análise indireta de uma substância constituída 
exclusivamente por carbono, hidrogênio e oxigênio. Tais compostos queimam completamente na 
presença de oxigênio puro — uma reação denominada combustão — e os únicos produtos 
resultantes são dióxido de carbono e água. (Esta modalidade particular de análise indireta é 
algumas vezes chamada análise por combustão.) A combustão completa de álcool metílico 
(CH3OH), por exemplo, é representada pela seguinte equação. 
 
2CH3OH + 3O2 → 2CO2 + 4H2O 
 
O dióxido de carbono e a água podem ser separados e suas massas podem ser medidas. Note que 
todos os átomos de carbono do composto original estão agora nas moléculas de CO2 e todos os 
átomos de hidrogênio estão nas moléculas de H2O. Deste modo, pelo menos dois entre os 
elementos originais, CH, estão totalmente separados. 
Calcularemos a massa de carbono no CO2 recolhido, que é idêntica à massa do carbono na 
amostra original. De modo semelhante, calcularemos a massa de hidrogênio na H2O recolhida, que 
é igual à massa de hidrogênio na amostra inicial. Quando adicionadas, as massas de C e H são 
menores que a massa total da amostra, pois parte desta é composta por oxigênio. Subtraindo a 
 
 
 
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soma das massas de C e H da massa total da amostra, obtemos a massa de oxigênio na quantidade 
dada do composto. 
 
Procedimento: 
 
I. Efetua-se a combustão completa do composto. Os produtos resultantes são CO2 e H2O. 
 
II. Relacionar as massas de “C” com CO2 e “H” com H2O. 
 
• Todo “C” do CO2 se encontrava no composto orgânico. 
• Todo “H” do H2O se encontrava no composto orgânico. 
 
III. Determina-se as massas de “C” e de “H” no composto orgânico. 
 
IV. Calcular as percentagens de “C” e “H”. 
 
A% de oxigênio é encontrado subtraindo-se de 100 as duas percentagens de “C” e de “H”. 
 
Exemplo 4 
Uma amostra de 4,24mg de ácido acético (CH3COOH) sofre uma combustão completa e produz 
6,21mg de CO2 e 2,54mg H2O. Determine a composição centesimal do ácido acético. 
 
Dados: C = 12u; H = 1u; O = 16u 
Solução: 
• Combustão completa do composto. 
CH3COOH + 2O2  2CO2 + 2H2O 
• Todo “C” do CO2 se encontrava no composto orgânico. 
 
CO2 C 
44g ––––––––––––– 12g 
6,21mg –––––––––– x 
 
 
 
Todo “H” do H2O se encontrava no composto orgânico. 
H2O 2H 
18g –––––––––––––– 2g 
2,54mg –––––––– y 
 
 
 
No composto orgânico existem 1,69mg de C e 0,28mg de H. 
 
• Cálculo da percentagem de C, H e O: 
 
 
 
 
 
 
 
% de O = 100% - (39,9% + 6,72%) = 53,4% 
O cálculo da percentagem de oxigênio poderia ter sido feito calculando-se a massa de 
oxigênio no composto orgânico: 
 
m(O) = 4,24mg – (m(C) + m(H)) 
4,24mg -------------- 100% 
1,69 mg ----------------X% 
X = 39,9% % de C 
4,24mg -------------- 100% 
0,29 mg ----------------y% 
y = 6,7% % de H 
 
 
 
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m(O) = 4,24mg – (1,69 mg + 0,28 mg) 
m(O) = 2,27g de O 
 
 
Observação: Fórmula centesimal = C39,9% H6,7% O53,4%. 
 
 
 
 
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CÁLCULOS QUÍMICOS E CÁLCULOS DE 
FÓRMULAS 
Exercícios de Aprendizagem 
 
01. Sabendo que a massa atômica da prata é igual 
a 108u, podemos afirmar que um átomo de prata 
pesa: 
I. 108g. 
II. 108u. 
III. 108 vezes mais que o átomo de 12C. 
IV. 108 vezes mais que 1/12 do átomo de 12C. 
V. 9 vezes mais que um átomo de 12C. 
Estão corretas somente as afirmações: 
a) I, III e V 
b) II, III e V 
c) II, IV e V 
d) II e IV 
e) I 
 
02. Considere as seguintes afirmações relativas ao 
isótopo 39K: 
I. Um átomo de 39K pesa aproximadamente 39g. 
II. Um átomo de 39K tem massa atômica 
aproximadamente igual a 39u. 
III. Um átomo de 39K tem massa aproximadamente 
39 vezes maior que a massa do átomo de 12C. 
IV. Um átomo de 39K tem massa aproximadamente 
igual a 3,25 vezes a massa de um átomo de 12C. 
V. 12 átomos de 39K tem massa aproximadamente 
igual à de 39 átomos de 12C. 
Estão corretas somente as afirmações: 
a) II, IV e V 
b) II e IV 
c) I e V 
d) II, III, IV e V 
e) II e V 
 
03. O cloro é formado de dois isótopos (35Cl e 37Cl) 
e tem massa atômica igual a 35,5u. 
Com base nessa informação, podemos afirmar 
que: 
I. Um átomo de cloro pesa 35,5u. 
II. Um átomo de cloro pesa em média 35,5u. 
III. Não existe átomo de cloro com massa 35,5u. 
IV. Um átomo de cloro tem massa aproximadamente 
igual a 35u ou 37u. 
Estão corretas somente as afirmações: 
a) I, III e IV 
b) II, III e IV 
c) II e IV 
d) I e IV 
e) II e III 
 
04. Calcule a massa atômica de um elemento X, 
constituído dos isótopos A, B e C, cuja ocorrência e 
respectivas massas atômicas são dadas na tabela 
abaixo: 
 
atômicas 
05. A massa atômica do Cu é 63,6. Sabendo que 
esse elemento é formado pelos isótopos 63Cu e 
65Cu, calcule a porcentagem de cada isótopo 
presente no elemento. 
 
06. Consultando as massas atômicas na Tabela 
Periódica, quais das afirmações seguintes são 
corretas em relação à glicose (C6H12O6)? 
I. Uma molécula de glicose pesa 180g. 
II. Uma molécula de glicose pesa 180u. 
III. Uma molécula de glicose pesa 180 vezes mais 
que um átomo de 12C. 
IV. Uma molécula de glicose pesa 180 vezes mais 
que 1/12 do átomo de 12C. 
V. Uma molécula de glicose pesa 15 vezes mais que 
um átomo de 12C. 
 
07. Um recipiente contém 8,8kg de gás propano 
(C3H8). Calcule: 
a) a quantidade de propano: 
b o número de átomos de carbono e de hidrogênio 
contidos nessa quantidade de propano. 
(massas atômicas: C = 12: H = 1) 
 
08 Um recipiente contém 11kg de gás neônio 
(isótopo 10Ne22). Calcule: 
a) a quantidade de 10Ne22 contida no recipiente; 
b) a quantidade de prótons contidos nessa 
quantidade de neônio; 
c) o número de elétrons e de nêutrons contidos 
nessa quantidade de neônio. 
 
09. 1,2.1020 moléculas de substância X pesam 
12mg. Calcule a massa molar de X. 
Sendo M a massa molar de x em g/mol: 
 
10.Um tubo de ensaio contém 9,3g de fosfato de 
cálcio, (Ca2+)3(PO43−)2. 
Calcule: 
a) a quantidade de fosfato de cálcio; 
b) a quantidade de íons Ca2+; 
c) o número de íons PO43− ; 
d) o número total de íons. 
(massas atômicas: Ca = 40; P = 31; O = 16) 
 
11. Verifica-se experimentalmente que uma 
substância Y contém 30,1% de C = 3,13% 
de H e 66,7% de Cl. Qual é a sua fórmula 
estequiométrica ou mínima? 
(massas atômicas: C = 12,0; H = 1,00 e Cl = 35,5) 
 
 
 
 
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12. Determine a fórmula mínima de um sal hidratado 
que encerra 18,5% de Na, 25,8% 
de S, 19,4% de O e 36,3% de H2O. 
(massas atômicas: H = 1; O = 16; Na = 23; S = 32) 
 
13. A análise quantitativa de uma substância X 
mostrou que ela é formada por 28% de 
ferro, 24% de enxofre e 48% de oxigênio, em massa. 
Determine a fórmula molecular dessa substância X, 
sabendo que sua massa molar é igual a 400g.mol–1 
e que as massas atômicas são: fe = 56; S = 32, e O 
= 16. 
 
14. Amostra de 3,87mg de ácido ascórbico (vitamina 
C) dá 5,80mg de CO2 e 1,58mg 
de H2O numa análise de combustão. Qual a 
composição percentual (% de cada elemento) deste 
composto? O ácido ascórbico só contém C, H e O. 
 
15 (UFC) Uma amostra de 12g de um composto 
químico formado de C, H e O foi queimada numa 
corrente de ar, formando 26,4g de CO2 e 14,4g de 
H2O. Quais as fórmulas percentuais e mínima do 
composto? 
Dados: C = 12u; H = 1u; O = 16u 
 
16. (PUC-PR) Ao queimar completamente 5g de 
certo hidrocarboneto gasoso, produziram-se 7,72L 
de gás carbônico e 9,6L de vapor de água medidos 
nas CNTP. Sabendo-se que 1L do hidrocarboneto, 
nas CNTP pesa 2,59g, deduz-se que a fórmula 
molecular do hidrocarboneto é: 
a) C2H6 
b) C3H6 
c) C3H8 
d) C4H10 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS 
Exercícios de Fixação 
 
1. (Ucs 2015) Cientistas que trabalham na NASA 
descobriram que, em algum momento, existiu em 
Marte um oceano tão extenso quanto o Ártico na 
Terra. No artigo publicado recentemente pela revista 
Science, a equipe que conduziu esse estudo explica 
que, há 4,3 bilhões de anos, quando Marte ainda 
era úmido, esse oceano pode ter ocupado 19% da 
superfície do planeta vermelho. A estimativa se 
baseia em levantamentos detalhados sobre dois 
tipos distintos da água: a comum, formada por um 
átomo de oxigênio e dois de hidrogênio, e a 
semipesada, na qual um dos dois átomos de 
hidrogênio é substituído por um átomo de deutério 
(representado por 
2
1H ). 
Utilizando dois telescópios, um localizado no Havaí 
e outro no Chile, cientistas puderam fazer a 
distinção entre a constituição química da água nos 
dois casos. Comparando as proporções, os 
pesquisadores conseguiram deduzir quanto de água 
foi perdido no espaço. Os novos dados trazem a 
ideia de que Marte pode ter sido capaz de suportar 
vida, já que a falta de água é indicada como a 
principal razão pela qual o Planeta é desabitado. 
 
Disponível em: 
<http://oglobo.globo.com/sociedade/ciencia/marte-
ja-teve-oceano-com-volume-de-agua-superior-ao-
artico-segundo-estudo-da-nasa-15519197>. 
Acesso em: 2 mar. 15. (Adaptado.) 
 
Dado: 23N 6,0 10 .  
 
Em relação aos dois tipos distintos da água 
descritos no texto acima, assinale a alternativa 
correta. 
a) O número de átomos de hidrogênio contido em 
0,2 mols de água comum é igual a 243,24 10 . 
b) O átomo de deutério tem número de massa igual 
a 1 e por esse motivo é isóbaro do átomo de 
hidrogênio. 
c) O ângulo de ligação entre os dois átomos de 
hidrogênio na molécula de água comum é igual a 
120 . 
d) A substituição de um átomo de hidrogênio por um 
átomo de deutério na molécula de água comum 
não altera sua massa molecular. 
e) O percentual em massa de oxigênio na água 
comum é, em valores arredondados, de 88,9%. 
 
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: 
Leia o texto: 
 
O uso mais popular do cloreto de sódio é na cozinha, 
onde é utilizado para acrescentar sabor a uma 
infinidade de alimentos e também como 
conservante e material de limpeza. É na indústria 
química, no entanto, que ele é mais consumido. São 
inúmeros os processos que fazem uso de produtos 
do processamento desse sal. 
 
2. (Uem 2015) Um mol representa o número de 
átomos em 12 gramas do átomo de carbono 12C. 
Essa unidade de medida é utilizada para descrever 
quantidades muito grandes, como átomos e 
moléculas em determinadas substâncias. Já para a 
medida da massa dos átomos e das moléculas é 
utilizada a unidade de massa atômica (u), que é 
definida como 
1
12
 da massa do mesmo átomo 12C. 
Considerando as definições acima e que 
231mol 6 10 ,  assinale o que for correto. 
01) A massa atômica de 1 mol do átomo 12C é 
236 10 u. 
 
 
 
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02) Um grama do átomo 12C contém 225 10 
átomos. 
04) Como a massa atômica do átomo de hidrogênio 
é 1u e a de um átomo de oxigênio é 16 u, então 
1 mol da molécula 2H O pesa 18 gramas. 
08) 231u 6 10  gramas. 
16) Cada átomo 12C pesa 
237,2 10 gramas. 
 
3. (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 pra 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. 
 
Disponível em: www.anvisa.gov.br. Acesso em: 1 
ago. 2012 (adaptado). 
 
Considerando-se o valor de 23 16 10 mol 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) 217,5 10 
b) 221,5 10 
c) 237,5 10 
d) 251,5 10 
e) 254,8 10 
 
4. (col.naval 2015) Considere as informações sobre 
os isótopos do Ferro contidas na tabela abaixo. 
 
ISÓTOPO ABUNDÂNCIA (%) 
54Fe 5,845 
56Fe 91,754 
57Fe 2,119 
58Fe 0,282 
 
Com relação às informações acima, analise as 
afirmativas abaixo. 
 
I. A massa atômica do ferro a ser representada na 
tabela periódica deve se aproximar de 58. 
II. Nesses isótopos o número de prótons é 
constante. 
III. Esses isótopos são caracterizados por diferentes 
números de camadas eletrônicas nos átomos, no 
estado fundamental. 
 
Assinale a opção correta. 
a) Apenas a alternativa I é verdadeira. 
b) Apenas a alternativa II é verdadeira. 
c) Apenas a alternativa III é verdadeira. 
d) Apenas as alternativas II e III são verdadeiras. 
e) As alternativas I, II e III são verdadeiras. 
 
5. (Unicamp) Entre os vários íons presentes em 200 
mililitros de água de coco há aproximadamente 320 
mg de potássio, 40 mg de cálcio e 40 mg de sódio. 
Assim, ao beber água de coco, uma pessoa ingere 
quantidades diferentes desses íons, que, em termos 
de massa, obedecem à sequência: 
potássio sódio cálcio.  No entanto, se as 
quantidades ingeridas fossem expressas em mol, a 
sequência seria: 
Dados de massas molares em g/mol: cálcio = 40; 
potássio = 39; sódio = 23. 
a) potássio > cálcio = sódio. 
b) cálcio = sódio > potássio. 
c) potássio > sódio > cálcio. 
d) cálcio > potássio > sódio. 
 
6. (Pucrj 2015) A água é uma das moléculas 
responsáveis pela vida na forma que conhecemos. 
Sobre a estrutura e composição dessa molécula, 
faça o que se pede. 
 
Considere: 12M(H O) 18 g mol
 
23Constante de Avogadro 6,0 10  
 
a) Represente a fórmula estrutural da molécula 
mostrando a posição relativa dos átomos e dos 
elétrons não ligantes na estrutura. 
b) Calcule a porcentagem, em massa, de hidrogênio 
na molécula de água. 
c) Calcule a massa de uma molécula de água. 
d) Escreva a expressão da constante de equilíbrio 
de ionização da água. 
 
7. (Pucrs) Analise o texto a seguir: 
 
Ao misturar água e álcool etílico, podem-se observaralguns fatos curiosos. O mais fácil de perceber é 
certa elevação da temperatura. Por exemplo, ao 
misturar 100mL de água e 100mL de etanol em um 
copo de isopor, observa-se que a temperatura 
aumenta cerca de 5ºC. Outro fato curioso é a 
variação de volume. Nesse exemplo, o volume final 
da mistura é 194mL, e não 200mL, como se poderia 
esperar. A densidade do etanol puro é 0,80g/mL e a 
densidade da água pura é 1,00g/mL, à temperatura 
ambiente. 
 
Com base no texto, é correto afirmar, a respeito da 
mistura referida, que 
 
Dados: 2 2 6H O 18; C H O 46.  
a) a densidade da mistura produzida é superior a 
1,00g/mL. 
 
 
 
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b) em massa, a mistura contém mais de 50% de 
etanol. 
c) em mols, a quantidade de água é mais de três 
vezes maior do que a quantidade de etanol. 
d) em cada 100mL dessa solução, existem aproxi-
madamente 9,0 mols de álcool etílico. 
e) para separar os componentes dessa mistura, é 
possível empregar decantação. 
 
8. (Enem) 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 pra 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. 
 
Disponível em: www.anvisa.gov.br. Acesso em: 1 
ago. 2012 (adaptado). 
 
Considerando-se o valor de 23 16 10 mol 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) 217,5 10 
b) 221,5 10 
c) 237,5 10 
d) 251,5 10 
e) 254,8 10 
 
9. (Uerj 2015) Em 1815, o médico inglês William 
Prout formulou a hipótese de que as massas 
atômicas de todos os elementos químicos 
corresponderiam a um múltiplo inteiro da massa 
atômica do hidrogênio. Já está comprovado, porém, 
que o cloro possui apenas dois isótopos e que sua 
massa atômica é fracionária. 
Os isótopos do cloro, de massas atômicas 35 e 37, 
estão presentes na natureza, respectivamente, nas 
porcentagens de: 
a) 55% e 45% 
b) 65% e 35% 
c) 75% e 25% 
d) 85% e 15% 
 
10. (Cefet MG 2015) O ferrocianeto de potássio, 
4 6K [Fe(CN) ], reage com o cloreto de ferro III e 
produz um pigmento de cor azul muito intensa, 
conhecido como azul da prússia. Pode-se afirmar, 
corretamente, que 184,1g de ferrocianeto de 
potássio contém 
a) 6 mo de carbono. 
b) 55,8 g do íon férrico. 
c) 2 átomos de potássio. 
d) 2318,06 10 íons cianeto. 
e) 236,02 10 átomos de nitrogênio. 
 
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: 
DADOS: 
Massas Atômicas: H 1u; C 12 u; O 16 u; 
N 14 u; C 35,45 u. 
Eletronegatividades: H = 2,2; C = 2,5; O = 3,5; N = 
3,0; C 3,1. 
Números Atômicos: H = 1; C = 6; O = 8; N = 7; 
C 17. 
Número de Avogadro: 236,02 10 . 
 
11. (Unisinos) Em relação ao significado das 
notações químicas, assinale a alternativa correta. 
a) A notação 3H indica 3 moléculas de hidrogênio. 
b) 1 mol de moléculas de 10 4 2C H N contém 10 mols 
de átomos de carbono, 4 mols de átomos de 
hidrogênio e 2 mols de átomos de nitrogênio. 
c) A notação 23H indica 6 moléculas de hidrogênio. 
d) Uma molécula de 10 4 2C H N contém uma massa 
de 152 g. 
e) A notação 10 4 22C H N indica 2 moléculas de uma 
substância com um total de 16 átomos. 
 
12. (Unesp) Um paciente infectado com vírus de um 
tipo de herpes toma, a cada 12 horas, 1 comprimido 
de um medicamento que contém 125 mg do 
componente ativo penciclovir. 
 
 
 
Dados: Massa molar (g.mol–1): H = 1; C = 12; N = 
14; O = 16. 
Constante de Avogadro: N = 6,02 × 1023 mol–1. 
Dê a fórmula molecular e a massa molar do 
penciclovir e calcule o número de moléculas desse 
componente que o paciente ingere por dia. 
 
13. (Ufrgs) Considere o enunciado a seguir e as três 
propostas para completá-lo. 
 
Em dada situação, substâncias gasosas encontram-
se armazenadas, em idênticas condições de 
temperatura e pressão, em dois recipientes de 
 
 
 
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mesmo volume, como representado a seguir. 
 
Gás carbônico 
(CO2) 
 
Gás nitrogênio (N2) 
+ 
Gás oxigênio (O2) 
Recipiente 1 Recipiente 2 
 
Nessa situação, os recipientes 1 e 2 contêm 
1 - o mesmo número de moléculas. 
2 - a mesma massa de substâncias gasosas. 
3 - o mesmo número de átomos de oxigênio. 
Quais propostas estão corretas? 
a) Apenas 1. 
b) Apenas 2. 
c) Apenas 3. 
d) Apenas 2 e 3. 
e) 1, 2 e 3. 
 
14. (Unicamp 2015) O processo de condenação por 
falsificação ou adulteração de produtos envolve a 
identificação do produto apreendido. Essa 
identificação consiste em descobrir se o produto é 
aquele informado e se os componentes ali contidos 
estão na quantidade e na concentração indicadas 
na embalagem. 
 
a) Considere que uma análise da ANVISA tenha 
descoberto que o comprimido de um produto 
apresentava 55,2 10 mol do princípio ativo 
citrato de sildenafila. Esse produto estaria ou não 
fora da especificação, dado que a sua 
embalagem indicava haver 50mg dessa 
substância em cada comprimido? Justifique sua 
resposta. 
 
b) Duas substâncias com efeitos terapêuticos 
semelhantes estariam sendo adicionadas 
individualmente em pequenas quantidades em 
energéticos. Essas substâncias são o citrato de 
sildenafila e a tadalafila. Se uma amostra da 
substância adicionada ao energético fosse 
encontrada, seria possível diferenciar entre o 
citrato de sildenafila e a tadalafila, a partir do teor 
de nitrogênio presente na amostra? Justifique sua 
resposta. 
 
Dados: Citrato de sildenafila 
22 30 6 4 6 6 7(C H N O S C H O ; 
1666,7 g mol ) e 
tadalafila 22 19 3 4(C H N O ; 
1389,4 g mol ). 
 
15. (Fuvest) A dose diária recomendada do 
elemento cálcio para um adulto é de 800mg. 
Suponha certo suplemento nutricional a base de 
casca de ostras que seja 100% CaCO3. Se um 
adulto tomar diariamente dois tabletes desse 
suplemento de 500mg cada, qual porcentagem de 
cálcio da quantidade recomendada essa pessoa 
está ingerindo? 
massas molares (g/mol) 
Ca ........................... 40 
O ............................. 16 
C ............................. 12 
a) 25 % 
b) 40 % 
c) 50 % 
d) 80 % 
e) 125 % 
 
16. (Fuvest) O aspartame, um adoçante artificial, 
pode ser utilizado para substituir o açúcar de cana. 
Bastam 42 miligramas de aspartame para produzir 
a mesma sensação de doçura que 6,8 gramas de 
açúcar de cana. Sendo assim, quantas vezes, 
aproximadamente, o número de moléculas de 
açúcar de cana deve ser maior do que o número de 
moléculas de aspartame para que tenha o mesmo 
efeito sobre o paladar? 
Dados: 
massas molares aproximadas (g/mol) 
açúcar de cana: 340 
adoçante artificial: 300 
a) 30 
b) 50 
c) 100 
d) 140 
e) 200 
 
17. (Acafe 2015) A piperidina está presente em 
veneno da formiga-lava-pé e no agente químico 
principal da pimenta preta. Em uma determinada 
amostra de piperidina contém 222,64 10 átomos de 
hidrogênio. 
N
H
 
Dados: C:12 g / mo ,H:1g / mo ;N:14 g / mo . 
 Número de Avogadro: 236 10 entidades. 
 
A massa dessa amostra é: 
a) 695 mg. 
b) 340 mg. 
c) 374 mg. 
d) 589 mg. 
 
18. (Uff) 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. 
 
 
 
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Pode-se afirmar que o número de moléculas 
existentes nessa massa é: 
(Dados: C = 12; H = 1; O = 16) 
a) 6,0 x 10-23b) 1,7 x 10-17 
c) 2,1 x 109 
d) 4,3 x 1015 
e) 1,7 x 1020 
 
19. (Ufg 2014) Um determinado volume de água foi 
colocado em um recipiente de formato cúbico e em 
seguida resfriado à 0°C. Após a mudança de estado 
físico, um analista determinou o número de 
moléculas presentes no cubo de água formado. 
Desprezando possíveis efeitos de compressão ou 
expansão e admitindo a aresta do cubo igual a 3 cm, 
o número de moléculas de água presentes no cubo 
será, aproximadamente, igual a: 
 
Dados: 
Densidade da água: 31g / cm 
Constante de Avogadro: 236 10 
a) 231 10 
b) 233 10 
c) 235 10 
d) 237 10 
e) 239 10 
 
20. (ifce 2014) A quantidade de átomos de carbono 
contida em 80 gramas de gás propano (C3H8) e a 
massa, em grama, de 1 (uma) molécula de C3H8 
são, aproximadamente, (Dados: Massa atômica do 
Carbono = 12u, hidrogênio = 1u e a constante de 
Avogadro 236 10 )  
a) 24 233,87 10 e 7,33 10 .  
b) 24 233,27 10 e 7,33 10 .   
c) 24 231,09 10 e 7,33 10 .  
d) 24 231,09 10 e 7,33 10 .  
e) 24 233,27 10 e 7,33 10 .  
 
21. (Uemg 2014) Uma alimentação balanceada 
requer o consumo de cerca de 1g de fósforo por dia. 
Nosso corpo apresenta aproximadamente 650 g 
desse elemento, que é concentrado principalmente 
nos ossos. Para suprir a necessidade diária de uma 
pessoa, a extração, por mineração, remove 22,6 kg 
de rocha fosfática por ano. As rochas fosfáticas 
podem ser fosforita   3 4 2Ca PO , fluorapatita 
  5 4 3Ca PO F e hidroxiapatita   5 4 3Ca PO OH . 
Massas molares: 
   
 
 
 
3 4 5 42 3
5 4 3
P 31 g / mol; Ca PO 310 g / mol; Ca PO
F 504 g / mol; Ca PO OH 502 g / mol.
 
Em relação a esse texto, são feitas as seguintes 
afirmações: 
 
I. O corpo humano contém cerca de 21 mol de 
fósforo. 
II. O maior percentual de fósforo está na fluorapatita. 
III. A fosforita apresenta 20% de fósforo. 
IV. Para suprir a necessidade diária de uma pessoa, 
é necessária a extração de, aproximadamente, 
62 g de rocha fosfática por dia. 
 
São CORRETAS 
a) I, II e III apenas. 
b) II, III e IV apenas. 
c) I, III e IV apenas. 
d) I, II e IV apenas. 
 
22. (Ufg 2014) A análise de massas de um elemento 
químico demonstrou a existência de três isótopos, 
conforme resentado na figura a seguir. 
 
 
 
Considerando as abundâncias apresentadas, 
conclui-se que a massa média para esse elemento 
é: 
a) 20,05 
b) 21,00 
c) 20,80 
d) 19,40 
e) 20,40 
 
23. (Unesp) Peixes machos de uma certa espécie 
são capazes de detectar a massa de 3,66 x 10-8 g 
de 2-fenil-etanol, substância produzida pelas 
fêmeas, que está dissolvida em 1 milhão de litros de 
água. Supondo-se diluição uniforme na água, 
indique o número mínimo de moléculas de 2-fenil-
etanol por litro de água, detectado pelo peixe 
macho. 
 
 
 
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(Dados: Massa molar do 2-fenil-etanol = 122 g/mol. 
Constante de Avogadro = 6,0 x 1023 moléculas/mol.) 
a) 3 x 10-16. 
b) 3,66 x 10-8. 
c) 1,8 x 108. 
d) 1,8 x 1022. 
e) 6,0 x 1023. 
 
24. (Unesp) As hemácias apresentam grande 
quantidade de hemoglobina, pigmento vermelho 
que transporta oxigênio dos pulmões para os 
tecidos. A hemoglobina é constituída por uma parte 
não protéica, conhecida como grupo heme. Num 
laboratório de análises foi feita a separação de 
22,0mg de grupo heme de uma certa amostra de 
sangue, onde constatou-se a presença de 2,0mg de 
ferro. Se a molécula do grupo heme contiver apenas 
um átomo de ferro [Fe=56g/mol], qual a sua massa 
molar em gramas por mol? 
a) 154. 
b) 205. 
c) 308. 
d) 616. 
e) 1 232. 
 
25. (Unesp) Por ocasião das comemorações oficiais 
dos quinhentos anos do descobrimento do Brasil, o 
Banco Central lançou uma série de moedas 
comemorativas em ouro e prata. Uma delas, cujo 
valor facial é de R$ 20,00, foi cunhada com 8,00 g 
de "ouro 900", uma liga metálica que contém 90 % 
em massa de ouro. Conhecendo o número de 
Avogadro - NA = 6,0.1023 - e sabendo que a massa 
molar do ouro é 197 g.mol-1, pode-se afirmar que 
numa dessas moedas existem 
a) 22,4 átomos de ouro. 
b) 7,2.103 átomos de ouro. 
c) 6,0.1023 átomos de ouro. 
d) 2,2.1022 átomos de ouro. 
e) 7,2 átomos de ouro. 
 
26. (Ufrgs 2014) A tabela a seguir contém alguns 
dados sobre as substâncias ácido acetilsalicílico, 
paracetamol e dipirona sódica, utilizadas como 
fármacos analgésicos. 
 
Substâ
ncia 
Ácido 
acetilsalic
ílico 
Paraceta
mol 
Dipirona 
sódica 
Fórmul
a 9 8 4
C H O 8 9 2
C H O N
 
C13H16O4N
3SNa 
Massa 
Molar 
1(g mol )
 
180 151 333 
 
Levando em conta três amostras que contêm, cada 
uma, 10 g de uma dessas substâncias puras, 
considere as afirmações, abaixo, sobre elas. 
 
I. A amostra de paracetamol apresentará o maior 
número de mols de substância. 
II. A amostra de dipirona apresentará a maior massa 
de oxigênio. 
III. As amostras de ácido acetilsalicílico e de dipirona 
apresentarão o mesmo número de mols de 
átomos de oxigênio. 
 
Quais estão corretas? 
a) Apenas I. 
b) Apenas II. 
c) Apenas I e III. 
d) Apenas II e III. 
e) I, II e III. 
 
 
27. (Ufv) A seguir estão representados um cubo do 
metal alumínio e um cubo do metal ouro, ambos com 
um volume de 1,0cm3. 
 
 
 
A 25°C, a densidade do alumínio é 2,7g/cm3 e a do 
ouro é 18,9g/cm3. De acordo com estas informações 
e as massas atômicas encontradas na tabela 
periódica, pode-se afirmar que: 
Dados: Al = 27 u; Au = 197 u 
a) o número de átomos é aproximadamente o 
mesmo nos dois cubos. 
b) no cubo de alumínio existem aproximadamente 
2,7×1023 átomos. 
c) no cubo de ouro existem aproximadamente 
1,9×1023 átomos. 
d) no cubo de ouro existem aproximadamente 7 
vezes mais átomos do que no cubo de alumínio. 
e) no cubo de alumínio existem aproximadamente 7 
vezes mais átomos do que no cubo de ouro. 
 
CÁLCULOS DE FÓRMULAS 
Exercícios de Fixação 
 
1. (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). 
 
 
 
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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. 
 
2. Determine a fórmula mínima de um composto que 
encerra 26,3% de Ca, 42,1% de S e 31,6% de O. 
(massas atômicas: Ca = 40; S = 32; O = 16) 
 
3. (Uff) Por muitos anos, os aborígenes da Austrália 
usaram folhas de eucalipto para combater dores, em 
particular, a de garganta. O componente ativo 
dessas folhas foi identificado como EUCALIPTOL, 
cuja massa molar é 154,0 g. 
Ao se analisar uma amostra de eucaliptol com 3,16 
g, encontrou-se o seguinte resultado: C=2,46g; 
H=0,37g; O=0,33 g. 
Considere essas informações e determine: 
 
a) a fórmula molecular do eucaliptol; 
b) a massa, em grama, de H‚O produzida na 
combustão completa da amostra. 
 
4. 2,17g de um composto contêm 0,840g de Ca, 
0,434g de P e 0,896g de O. Determine sua fórmula 
empírica. 
(massas atômicas: Ca = 40; P = 31; O = 16) 
 
5. (Ufg) O Parque Nacional das Emas, localizado no 
extremo sudoeste do Estado de Goiás, é 
caracterizado pelo agrupamento de cupinzeiros, que 
servem como local de desenvolvimento de larvas de 
vaga-lumes. Pela emissão de luz, elas atraem 
outros insetos que lhes servem de alimento. Esse 
fenômeno de emissão de luz é chamado de 
bioluminescência e ocorre, principalmente, pela 
oxidação de uma substância química conhecida por 
luciferina, representada a seguir: 
 
 
 
Determine a fórmula molecular, a massa molecular 
e a composição percentual da luciferina. 
Dados: O = 16; H = 1; C = 12; N = 14; S = 32. 
 
6. Determine a fórmula mínima de um composto que 
encerra 26,53% de K, 35,37% de Cr e 38,10% de O. 
(massas atômicas: K = 39; Cr = 52; O = 16) 
 
7. (Unesp) A nicotina contém73,5% de carbono, 
8,6% de hidrogênio e 17,3% de nitrogênio. Sabe-se 
que este composto contém dois átomos de 
nitrogênio por molécula. Quais são as fórmulas 
empírica e molecular da nicotina. 
Dados: 
Massas atômicas: C = 12 H = 1 N = 14 
 
8. (Unesp) Um hidrocarboneto CxHy é queimado em 
excesso de oxigênio, segundo a reação: 
 
 CxHy + O2 (excesso)  x CO2 + y/2H2O. 
 
Observou-se que, para cada 1,000g de H2O, há 
formação de 1,955g de CO2. Determine a fórmula 
empírica do hidrocarboneto. 
Massas atômicas: H = 1,0; C = 12; O = 16. 
 
9. (Uece–2ª Fase) O aspartame é um adoçante 
bastante utilizado na substituição ao açúcar comum. 
Este composto é cerca de 200 vezes mais doce que 
a sacarose. É consumido por mais de 200 milhões 
de pessoas em todo o mundo e está presente em 
mais de 6000 produtos. 
 
Assinale a alternativa que apresenta corretamente a 
porcentagem aproximada de carbono em um mol 
deste composto e o número de hidrogênio em uma 
molécula deste composto, respectivamente. 
(A) 55,71%; 16 
(B) 55,32%; 18 
(C) 57,53%; 16 
(D) 57,14%; 18 
 
10. (Uece–2ª Fase) A fórmula empírica de um 
composto orgânico de massa 0,86g formado apenas 
de carbono, hidrogênio e oxigênio e que, através de 
uma combustão completa, produz 2,20g de gás 
carbônico e 0,9g de água é 
(A) C4H10O. 
(B) C5H10O. 
(C) C4H8O. 
 
 
 
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(D) C5H12O. 
 
11. (Uece–2ª Fase) Uma amostra de 25,5 g de 
cloreto de cálcio hidratado (CaCl2 . nH2O) foi 
aquecida até perder toda a água de hidratação. O 
resíduo de cloreto de cálcio anidro tem 11,1 g de 
massa. Na fórmula original do sal hidratado, o valor 
de n é 
(A) 0,4. 
(B) 0,8. 
(C) 4,0. 
(D) 8,0. 
 
12. (Uece–2ª Fase) “O engenheiro fez uma 
fogueira e nela colocou as piritas, cuja composição 
era carvão, sílica, alumínio e sulfeto de ferro (II). Em 
dez ou doze dias, o sulfeto de ferro (II) se 
transformaria em sulfato de ferro (II) e o alumínio em 
sulfato de alumínio, substância solúvel, ao contrário 
dos outros produtos da operação, como a sílica e o 
carvão.” (A Ilha Misteriosa – Júlio Verne). A partir 
das informações do texto e, também, de seus 
conhecimentos, assinale o correto. 
(A) O sulfato de alumínio anidro tem composição 
percentual aproximada de 16 partes de alumínio, 28 
partes de enxofre e 56 partes de oxigênio. 
(B) A pirita ou ouro de tolo é um minério constituído 
de ferro, enxofre e alumínio. 
(C) Na hipótese de ocorrer a formação de sulfato de 
ferro a partir do sulfeto de ferro, o ferro sofreria uma 
reação de redução. 
(D) O carvão e o alumínio são substâncias simples 
e a sílica é uma mistura heterogênea de quartzo, 
mica e feldspato. 
 
13. Uma certa massa de um composto contendo 
sódio, fósforo e oxigênio foi analisada, obtendo-se 
os seguintes resultados: 1,84g de Na, 1,24g de P, 
2,24g de O. Qual é a fórmula estequiométrica desse 
composto? 
(massas atômicas: Na = 23; P = 31; O = 16) 
 
14. Determine a fórmula de um sal hidratado que 
encerra 25,4% de Cu, 12,8% de S, 25,7% de O e 
36,1% de H2O. 
(massas atômicas: Cu = 63,5; S = 32; O = 16; H = 1) 
 
15. (Fgv) Compostos hidratados são sólidos que 
apresentam moléculas de água em sua estrutura e 
são mais comuns do que se imagina. Um exemplo 
disso são os tetos dos cômodos de nossas casas, 
que podem estar rebaixados com placas de gesso, 
que contêm o sulfato de cálcio diidratado, CaSO4 . 
2H2O. A determinação do grau de hidratação é feita 
experimentalmente. No laboratório, um aluno pesou 
1,023 g de um composto hidratado de coloração 
vermelha e aqueceu o sólido num cadinho de 
porcelana até desidratação completa, obtendo 
0,603 g de sulfato de cobalto(II) anidro, CoSO4, que 
tem coloração azul. Após fazer corretamente os 
cálculos, o aluno descobriu que o nome do 
composto hidratado era 
a) sulfato de cobalto(II) triidratado. 
b) sulfato de cobalto(II) tetraidratado. 
c) sulfato de cobalto(II) pentaidratado. 
d) sulfato de cobalto(II) hexaidratado. 
e) sulfato de cobalto(II) heptaidratado. 
 
16. (Uff) No combate à dor e à febre, um 
medicamento muito utilizado é a aspirina, cuja 
composição centesimal é: C=60,00%, H=4,44% e 
O=35,56%. 
Sabendo-se que em uma amostra de aspirina com 
0,18 g de massa existem 6,02 × 1020 moléculas, 
conclui-se que a fórmula molecular desse composto 
é: 
a) C9H8O3 
b) C8H4O5 
c) C10H12O3 
d) C9H8O4 
e) C8H8O4 
 
17. Determine a fórmula molecular de um composto 
de massa molar igual a 384 g/mol e que encerra 
28,1% de Al, 21,9% de Si, 50,0% de O. (massas 
atômicas: Al = 27; Si = 28; O = 16). 
 
18. (Unesp) Um mol do adoçante aspartame, de 
fórmula molecular C14H18N2O5, reage 
estequiometricamente com dois mols de água para 
formar um mol de ácido aspártico (C4H7NO4), 1 mol 
de metanol (CH3OH) e 1 mol de fenilalanina. Com 
base nestas informações, conclui-se que a fórmula 
molecular da fenilalanina é 
 
a) C14H18N2O5 
b) C9H11NO2 
c) C8H14N2O8 
d) C4H7NO4 
e) CH3NO 
 
19. (Unesp) O ferro é um elemento químico usado 
na confecção de utensílios há séculos. Um dos 
problemas para sua utilização é a tendência à 
oxidação. Dentre os produtos de oxidação 
possíveis, dois óxidos - óxido 1 e óxido 2 - 
apresentam, respectivamente, 70,0% e 77,8% em 
ferro. Dadas as massas molares Fe = 56 g×mol-1 e 
O = 16 g×mol-1, as fórmulas mínimas para os óxidos 
1 e 2 são, respectivamente: 
a) Fe2O3 e FeO. 
b) Fe2O3 e Fe3O4. 
c) Fe3O4 e Fe2O3. 
d) Fe3O4 e FeO. 
e) FeO e Fe2O3. 
 
20. Em 6,76g de piridoxina (vitamina B6) existem as 
seguintes quantidades de átomos: C = 0,32 mol, H 
= 0,44 mol, N = 0,04 mol, O = 0,12 mol. Qual é a 
fórmula mínima dessa substância? 
 
 
 
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21. Determine a fórmula de um sal hidratado que 
encerra 18,3% de Ca, 32,4% de Cl, 49,3% de H2O. 
Massa molar do sal hidratado = 219 g/mol. (MA: Ca 
= 40; CI = 35,5; O = 16; H = 1) 
 
22. Verifica-se experimentalmente que uma 
substância Y contém 30,17% de C, 3,13% de H e 
66,7% de Cl. Qual é a sua fórmula estequiométrica 
ou mínima? (massas atômicas: C = 12,0; H = 1,0; Cl 
= 35,5) 
 
23. (UFV-MG) Uma substância pura de massa igual 
a 32,00 g foi submetida à análise elementar e 
verificou-se que continha 10,0 g de cálcio, 6,08 g de 
carbono e 15,92 g de oxigênio. 
A) Qual o teor (porcentagem) de cada elemento na 
substância? 
B) Qual a fórmula mínima da substância? 
 (Massas atômicas: Ca = 40,0; C = 12,0; O = 16,0) 
 
24. (CESGRANRIO-RJ) A análise elementar de um 
composto orgânico oxigenado produziu 40,67 
gramas de carbono, 8,47 g de hidrogênio e 23,73 g 
de nitrogênio. Com esses dados, determine: 
A) A fórmula mínima ou empírica desse composto. 
B) A sua fórmula molecular, sabendo-se que seu 
peso molecular é 118u. 
 
25. Determine a fórmula de um sal hidratado cuja 
massa mol é igual a 322 g/mol e que encerra: 14,3% 
de Na, 9,9% de S, 70,0% de O e 6,21% de H. Sabe-
se que todo o H do sal está sob forma de H2O (água 
de cristalização). (MA: Na = 23; S = 32; O = 16; H = 
1) 
 
26. Amostra de 3,87mg de ácido ascórbico (vitamina 
C) dá 5,80 mg de CO2 e 1,58 mg de H2O numa 
análise de combustão. O ácido ascórbico só contém 
C, H e O. 
a) Qual a composição percentual (% de cada 
elemento) deste composto? 
b) Qual a sua fórmula mínima? 
c) Qual a sua fórmula molecular sabendo que a sua 
massa molar é 176 g/mol? 
 
GABARITO - Cálculos Químicos 
 
Resposta da questão 1: 
 [E] 
 
Análise das alternativas: 
[A] Incorreta. O número de átomos de hidrogênio 
contido em 0,2 mols de água comum é igual a 
232,4 10 . 
21mol (H O)
23
2
2 6 10 átomos de hidrogênio
0,2 mol (H O)
 
23
x
x 2,4 10 átomos de hidrogênio 
 
 
[B] Incorreta. O átomo de deutério tem número de 
massa igual a 2, pois possui um próton e um 
nêutron. O deutério é isótopo do prótio ou 
hidrogênio leve. 
 
[C] Incorreta. O ângulo entre as duas ligações 
covalentes O H na molécula de água comum 
é de, aproximadamente, 105º. 
 
[D] Incorreta. A substituiçãode um átomo de 
hidrogênio por um átomo de deutério na 
molécula de água comum altera sua massa 
molecular, pois a massa do deutério (2 u) é 
maior do que a massa do prótio (1 u). 
 
[E] Correta. O percentual em massa de oxigênio na 
água comum é, em valores arredondados, de 
88,9%. 
2H O 18 g / mol
18 g

100 %
16 g oxigênio
oxigênio
p
p 88,8888 % 88.9 % 
 
 
Resposta da questão 2: 
 02 + 04 = 06. 
 
[01] A massa atômica de 1 mol do átomo 12C é 
12,00 u. 
 
[02] Um grama do átomo 12C contém 225 10 
átomos. 
12 g 236 10 átomos de carbono
1 g

23
22
x
x 0,5 10 átomos de carbono
x 5 10 átomos de carbono
 
 
 
 
[04] Como a massa atômica do átomo de 
hidrogênio é 1u e a de um átomo de oxigênio 
é 16 u, então 1 mol da molécula 2H O (18 u) 
pesa 18 gramas. 
 
[08] 
231u 0,167 10 g  gramas. 
236 10 u 1 g
1u
23
m
m 0,167 10 g 
 
 
[16] Cada átomo 12C pesa 232 10 gramas. 
 
 
 
25 
 
 
 
 
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12 g 236 10 átomos de carbono
m

23
1 átomo de carbono
m 2 10 g 
 
 
Resposta da questão 3: 
[B] 
 
A quantidade recomendada é o dobro de 500 mg 
por dia, ou seja, 1000 mg de cálcio por dia, então: 
 
31000 mg 1000 10 1 g
40 g de cálcio
  
236 10 átomos de Ca
1 g de cálcio

Ca
23 22
Ca
n
n 0,15 10 1,5 10 átomos de cálcio   
 
 
Resposta da questão 4: 
[B] 
 
[I] Incorreta. A massa atômica que será 
representada na Tabela Periódica será uma 
média ponderada da massa de cada isótopo do 
ferro e sua respectiva abundancia: 
      

(5,845 54) (91,754 56) (2,119 57) (0,282 58)
100
55,90 u.m.a
 
 
[II] Correta. Pois o átomo é o mesmo, portanto, 
mesmo número de prótons. 
 
[III] Incorreta. Os átomos neutros de ferro possuem 
o mesmo número de prótons e elétrons, portanto, 
possuem o mesmo número de camadas eletrônicas 
dos átomos no estado fundamental. 
 
Resposta da questão 5: 
 [C] 
 
Cálculos necessários: 
 
Cátion potássio: 
1mol
K
39 g
n 


 
3
3
K
320 10 g
n 8,2 10 mol
 
 
 
Cátion cálcio: 
1mol
2Ca
40 g
n




 2
3
3
Ca
40 10 g
n 1,0 10 mol
 
 
Cátion sódio: 
1mol
Na
23 g
n




 
3
3
Na
40 10 g
n 1,74 10 mol
 
 
A sequência seria:     2K Na Ca .
n n n 
 
Resposta da questão 6: 
 
 
a) Teremos: 
 
 
 
b) Teremos: 
2H O 18g
18g

100%
 2g x%
x 11,11%
 
 
c) Teremos: 
18g 236 10 moléculas
 x

23
1mol
x 3 10 g 
 
 
d) 2 ( ) (aq) (aq)H O H OH
  
 
A constante de equilíbrio da água é dada pela 
expressão: 
(aq) (aq)
w
2 ( )
[H ] [OH ]
K
[H O ]
 
 
 
A água no estado líquido não varia sua 
concentração, a constante Kw será: 
  w (aq) (aq)K [H ] [OH ] 
 
Resposta da questão 7: 
 [C] 
 
Cálculo da massa de etanol em 100 mL: 
etanold 0,80 g/mL
1mL de etanol

0,80 g de etanol
100 mL de etanol
etanol
80 g de etanol
m 80
n 1,739 mol
M 46
  
 
 
 
 
 
26 
 
 
 
 
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Cálculo da massa de água em 100 mL: 
águad 1,00 g/mL
1mL de água

1,00 g de água
100 mL de água
água
100 g de água
m 100
n 5,555 mols
M 18
  
 
 
5,55
3,194
1,739
 
 
Conclusão: em mols, a quantidade de água é mais 
de três vezes maior do que a quantidade de etanol. 
 
Resposta da questão 8: 
 [B] 
CaCO3  CaO + CO2 
1mol 1mol 1 mol 
Veja que temos 1 mol de CaO que corresponde a 1 
mol de íon Ca2+ e 1 mol de O2- 
A quantidade recomendada é o dobro de 500 mg 
por dia, ou seja, 1000 mg de cálcio por dia, então: 
 
31000 mg 1000 10 1 g
40 g de cálcio
  
236 10 átomos de Ca
1 g de cálcio

Ca
23 22
Ca
n
n 0,15 10 1,5 10 átomos de cálcio   
 
 
Resposta da questão 9: 
[C] 
 
35x 37y
35,5
100
x y 100 x 100 y
35(100 y) 37y 3550
3500 35y 37y 3550
2y 3550 3500
y 25%
x 100 25 75%


    
  
  
 

  
 
 
 
Resposta da questão 10: 
 [D] 
 
[A] Incorreta. 
4 61 mol de K [Fe(CN) ] 368,15g
 x 184,1g
x 0,50 mol
 
 
4 61 mol de K [Fe(CN) ] 6 mols de C
 0,5 mol x
x 3 mols de C
 
[B] Incorreta. 
4 61 mol de K [Fe(CN) ]
355,8g de íons Fe
 0,5 mol

3
x
x 27,9g de íons Fe
 
[C] Incorreta. 
4 61 mol de K [Fe(CN) ]
234 6,02 10 atomos de K
 0,5 mol
 
23
x
x 12,04 10 átomos de K 
 
[D] Correta. 
4 61 mol de K [Fe(CN) ]
236 6,02 10 de íons CN
 0,5 mol
 
23
x
x 18,06 10 de íons CN 
 
[E] Incorreta. 
4 61 mol de K [Fe(CN) ]
234 (6,02 10 ) átomos de N
 0,5 mol

23
x
x 12,04 10 átomos de N 
 
 
 
Resposta da questão 11: 
 [B] 
 
1 mol de moléculas de 10 4 2C H N contém: 
10 4 21mol (C H N ) 
10 mols de átomos de carbono 
4 mols de átomos de hidrogênio 
2 mols de átomos de nitrogênio 
 
Resposta da questão 12: 
 A partir da fórmula estrutural teremos: 
 
Fórmula molecular: C10H15O3N5 ou C10H15N5O3 
Massa molar = 10  12 + 15  1 + 3  16 + 5  14 = 
253 g.mol-1 
 
O paciente toma a cada 12 horas um comprimido, 
logo em um dia toma 2 comprimidos, que 
equivalem a 2  125 mg (250  10-3 g). 
 
253 g  6,02  1023 moléculas 
250  10-3 g  y 
y = 5,95  1020 moléculas. 
 
O paciente ingere por dia 5,95  1020 moléculas do 
penciclovir. 
 
Resposta da questão 13: 
 [A] 
 
 
 
 
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De acordo com a hipótese de Avogadro, nas 
mesmas condições de temperatura e pressão o 
mesmo volume será ocupado pelo mesmo número 
de moléculas. 
 
Resposta da questão 14: 
a) Teremos: 
 22 30 6 4 6 6 7C H N O S C H O 666,7 g / mol
1mol
 5
666,7 g
5,2 10 mol 


 
 


22 30 6 4 6 6 7C H N O S C H O
5
3
m
m 3.466,84 10 g
m 34,67 10 g
m 34,67 mg
34,67 mg 50 mg (especificação)
 
 
Conclusão: o produto está fora da especificação. 
 
b) Cálculo do teor de nitrogênio das amostras: 

 22 30 6 4 6 6 7
N 14 g / mol
C H N O S C H O 666,7 g / mol
666,7g

100 %
6 14 g


N
N
22 19 3 4
p
p 12,60 %
C H N O (tadalafila ) 389,4 g / mol
389,4g

100 %
3 14 g

N
N
p'
p ' 10,79 %
 
 
Conclusão: seria possível diferenciar entre o citrato 
de sildenafila e a tadalafila, a partir do teor de 
nitrogênio presente em cada amostra, já que as 
porcentagens de nitrogênio são diferentes nas 
amostras analisadas. 
 
15. [C] 
 
16. [D] 
 
17. [B] 
 
Teremos: 
 
 
 
5 11C H N 85
85 g (piperidina)

23
piperidina
11 6 10 átomos de H
m
 
22
1
piperidina
2,64 10 átomos de H
m 3,4 10 g 0,34 g 340 mg

   
 
18. [C] 
 
19. [E] 
 
Cálculo do volume do cubo: 
3 3 3
cuboV (3 cm) 27 cm   
 
3
águad 1 g / cm
1 g (água)

3
água
1 cm
m 3
água
27 cm
m 27 g
18 g

236 10 moléculas de água
27 g

moléculas de água
23
moléculas de água
n
n 9 10 moléculas de água 
 
 
20. [E] 
 
Teremos: 
 
3 8C H 44 (propano)
44 g

233 6 10 átomos de carbono
80 g
 
23
24
n
n 32,72 10 átomos de carbono
n 3,27 10 átomos de carbono
 
 
 
 
3 8C H 44 (propano)
44 g

236 10 moléculas de propano
m

23
1molécula de propano
m 7,33 10 g 
 
 
 
21. [C] 
 
[I] Correta. 
1 mol de P 31g
 x mol 650g
x 20,96 21mol
 
 
[II] Incorreta. 
 
 
 
28 
 
 
 
 
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3 4 2
Fosforita :
Ca (PO ) 310g / mol
310g

100%
 62g x
x 20%
 
 
5 4 3
Fluorapatita :
Ca (PO ) F 504g / mol
504g

100%
3 31 x
x 18,45%
 
 
5 4 3
Hidroxiapatita :
Ca (PO ) OH 502g / mol
502g

100%
3 31 x
x 18,53%
 
A maior porcentagem é a da fosforita. 
 
[III] Correta. 
3 4 2
Fosforita :
Ca (PO ) 310g / mol
310g

100%
 62g x
x 20%
 
 
[IV] Correta. 
Uma pessoa necessitade 1g/dia. A extração 
remove 22,6kg/ano, portanto: 
22,6 kg
61,92 62g / dia
365 dias
 
 
Resposta da questão 22: 
 [A] 
 
A partir dos dados da figura podemos calcular a 
massa atômica média ponderada: 
M.A (0,97 20 0,01 21 0,02 22) u.m.a
M.A 20,05 u.m.a
     

 
 
22. V V F F 
 
23. [C] 
 
24. [D] 
 
25. [D] 
 
26. [A] 
 
Teremos: 
 
9 8 4
9 8 4
C H O
átomos de oxigênio
oxigênio
Ácidoacetilsalicílico
C H O 180 g / mol
m
n
M
10
n 0,056 mol
180
n 0,056 4 0,224 mol
m 0,224 16 3,584 g


 
  
  
 
 
8 9 2
8 9 2
C H O N
átomos de oxigênio
oxigênio
Paracetamol
C H O N 151 g / mol
m
n
M
10
n 0,066 mol
151
n 0,066 2 0,132 mol
m 0,132 16 2,112 g


 
  
  
 
 
27. [A] 
 
GABARITO - Cálculos de Fórmulas 
 
1. a) C8H12O2 
b) C3H6O 
 
2. CaS2O3 
3. a) C10H18O 
b) 3,32 g de H2O 
 
4. Ca3(PO4)2 
 
5. Fórmula molecular: C11H8S2N2O3 
Massa molecular: 280 u 
Composição percentual: 
C..........47,14% 
H..........2,86% 
S...........22,86% 
N..........10,00% 
O..........17,14% 
 
6. K2Cr2O7 
7. Fórmula mínima: C5H7N 
Fórmula molecular: C10H14N2 
8. C2H5 
 
9. [D] 
 
10. [B] 
 
11. [D] 
 
12. [A] 
 
13. Na4P2O7 
14. CuSO4.5H2O 
 
 
 
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15. [D] 
 
16. [D] 
 
17. Al4(SiO4)3 
 
18. [B] 
 
19. [A] 
 
20. C8H11NO3 
21. CaCl2.6H2O 
22. C4H5Cl3 
 
23. a) Ca = 31,25%; C = 19%, O = 49,75%. b) 
CaC2O4 
 
24. a) C2H5NO b) C4H10N2O2 
 
25. Na2SO4.10H2O 
 
26. a) C = 40,83%; H = 4,39%; O = 54,78% 
b) C3H4O3 
c) C6H8O6 
 
 
 
 
 
 
 
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MÓDULO 02 
ESTEQUIOMETRIA – LEIS PONDERAIS E CÁLCULO 
ESTEQUIOMÉTRICO 
 
1. Leis Ponderais 
1.1. Lei de Lavoisier 
(ou lei da conservação da massa ou lei da conservação da matéria) 
 
Lavoisier fez inúmeras experiências, nas quais pesava as substâncias participantes, antes e 
depois da reação, verificando então que a massa total do sistema permanecia inalterada quando a 
reação ocorria num sistema fechado. Com base nessas experiências. Lavoisier enunciou a seguinte 
lei (1774): 
 
Sistema é uma parte limitada do universo, sujeita à observação e caracterizada por uma série de 
propriedades, O sistema fechado é aquele que permite troca de energia com o exterior, mas seus 
limites impedem a passagem de matéria. 
 
Numa reação química, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. 
 
 
Selam mA, mB, mC e mD as massas das substâncias A, B, C e D, participantes de uma reação 
expressa pela equação: 
 
 A + B → C + D 
 mA mB mC mD 
 
De acordo com a lei de Lavoisier: A B C Dm m m m   
 
A lei de Lavoisier é frequentemente enunciada de uma maneira mais ampla: “Na natureza nada se 
cria e nada se perde” 
 
A lei de Lavoisier pode ser verificada experimentalmente de uma maneira muito simples, 
utilizando-se um tubo em forma de Y. Vamos tomar como exemplo a reação do NaCl (aq) com o 
AgNO3(aq). 
 
NaCl(aq) + AgNO3(aq)  AgCl(s) + NaNO3(aq) 
 
 
Num dos ramos do tubo colocamos a solução de NaCl e no outro, a solução de AgNO3. A seguir 
fechamos o tubo e pesamos o sistema. 
Invertendo-se o tubo em Y, as soluções dos dois ramos entram em contato e ocorre a reação. 
Quando esta termina, pesamos novamente o sistema e verificamos que a massa permanece 
constante. 
 
A lei de Lavoisier pode hoje parecer evidente, mas na época em que foi estabelecida nada tinha 
de evidente. As experiências realizadas pelos químicos naquela época mostravam que nem sempre 
havia conservação da massa durante as reações. Quando queimavam o magnésio, eles 
observavam um aumento de massa. Mas se queimavam o enxofre, notavam uma perda de massa. 
Lavoisier teve o grande mérito de esclarecer que essas diferenças de massa observadas eram 
devidas à absorção ou liberação de gases durante as reações. 
 
 
 
 
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Lavoisier foi o primeiro a esclarecer que no fenômeno da combustão (queima), havia sempre 
uma reação da substância que estava queimando com o oxigênio (do ar). 
No caso da queima do magnésio, este retira oxigênio do ar, dando óxido de magnésio, que é 
sólido. Dessa maneira, há aumento de peso na reação. Porém, se a queima ocorrer dentro de um 
recipiente fechado, o peso permanecerá constante. Por outro lado, na queima do enxofre, este 
também retira oxigênio do ar, dando dióxido de enxofre, que é gasoso. O SO2 se desprende e 
passa para a atmosfera. Por isso, há diminuição de peso durante a queima do enxofre se a reação 
é feita em recipiente aberto. Mas se a queima ocorrer dentro de um recipiente fechado, o peso 
permanecerá constante durante a reação. 
 
 
 
 
Teoria do flogisto 
 
No ano 700, George Ernest Stahl (1660 – 1734) propõe a primeira teoria da combustão, pela 
aplicação do método científico. Foi denominada teoria do flogisto. Segundo ela, toda substância 
combustível apresentava dois componentes: a cinza e o flogisto. Quanto mais combustível fosse 
uma substância, mais rica em flogisto ela seria. Quando uma substância queimava. ela perdia o seu 
flogisto sob forma de calor e luz. transformando-s6em cinza. Alguns não aceitavam essa teoria pelo 
fato de não ser possível ver ou isolar o flogisto: os seus defensores, porém. argumentavam que a 
eletricidade e o magnetismo também não podiam ser vistos, mas ninguém duvidava de sua 
existência. 
 
Antoine Laurent Lavoisier (1743 – 1794) derrubou a teoria do flogisto e criou a teoria da combustão, 
como é aceita hoje em dia. 
 
 
A lei de Lavoisier à luz da teoria da relatividade 
 
No início do século XX, Einstein demonstrou que uma certa quantidade de energia equivale a 
uma certa massa. Como as reações são acompanhadas da liberação ou absorção de energia. 
haverá uma diminuição ou aumento de massa equivalente à energia liberada ou absorvida na 
reação. Essa variação de massa é, contudo, muito pequena em relação à massa total do sistema. 
Mesmo que a energia liberada ou absorvida na reação seja muito grande. não pode ser determinada 
a variação de massa, mesmo com as balanças de maior precisão. Portanto, a lei de Lavoisier é 
válida dentro dos limites de precisão das balanças atuais. 
A equação de Einstein que relaciona massa e energia é: 
 
 
 
 
 
 
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Vamos calcular a massa equivalente à energia liberada na explosão de 1 636 bombas iguais à 
lançada em Hiroshima, isto é, 90 trilhões de joules: 
13
5 8
2 8 2 16 2
13
3
2 16 2
e 9 10 J
c ' 300000km / s 3 10 km / s 3 10 m / s
c (3 10 km / s) 9 10 (m / s)
e 9 [10 ]
m 10 kg 1g
c 9 10 (m / s)

 
    
   

  

 
Como o valor c2 é elevadíssimo, por maior que seja o valor da energia (e), o valor da massa 
será extremamente pequeno. 
 
1.2. Lei de Proust 
(ou lei das proporções constantes ou lei das proporções definidas) 
 
Através de análises quantitativas de inúmeras substâncias, obtidas por diferentes processos e 
provenientes de diferentes fontes naturais, Proust verificou que uma mesma substância tinha 
sempre a mesma composição qualitativa e quantitativa. Por exemplo, o cloreto de sódio extraído da 
água do mar, bem como o extraído de jazidas na crosta terrestre e o obtido em laboratório, possuía 
sempre a mesma composição qualitativa e quantitativa. Em 1797, Proust enunciou a seguinte lei: 
 
Uma mesma substância apresenta sempre a mesma composição qualitativa e quantitativa 
independentemente do seu histórico (método de obtenção procedência etc.) 
 
Estabelecida a lei de Proust, os químicos fizeram o seguinte raciocínio: “Se uma mesma 
substância tem composição fixa, ela poderá ser representada por uma fórmula química”. Assim, 
através de experiências,eles verificaram que a água sempre era formada por 11,1% de hidrogênio 
e 88,9% de oxigênio, em massa. Em outras palavras, 100 g de água sempre continham 11,1 g de 
hidrogênio e 88,9 g de oxigênio. Assim, a fórmula porcentual em massa da água é: 11,1 % de 
hidrogênio e 88,9% de oxigênio. 
A lei de Proust foi posteriormente estendida a qualquer reação química: 
 
Numa mesma reação química, há uma relação constante entre as massas das substâncias 
participantes. 
 
Consideremos a reação de síntese da água. Suponhamos que foram feitas quatro experiências, 
cada uma delas com diferentes massas dos reagentes: 
 
 
 
O valor da relação entre as massas de hidrogênio e de oxigênio que reagiram entre si nas quatro 
experiências é constante, de acordo com a lei de Proust. 
 
 
 
 
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Existe também uma relação constante entre as massas de hidrogênio e as massas de água, 
bem como entre as massas de oxigênio e as massas de água. 
 
massa de hidrogênio 2 10 16 11,1
0,111 constante
massa de água 18 90 144 100
massa de oxigênio 16 80 128 88,9
0,889 constante
massa de água 18 90 144 100
     
     
 
 
Além disso, os resultados dessas experiências confirmam também a lei de Lavoisier. 
 
 
 
Generalização: 
Seja uma reação segundo a equação geral: 
 
 
 
As fórmulas e as equações químicas utilizadas atualmente tornam óbvia a lei de Proust, mas 
elas ainda não existiam quando a lei foi enunciada. Surgiram posteriormente, como consequência 
das leis de Lavoisier e Proust. 
 
 
1.3. Lei de Dalton 
Depois de Berzelius ter esclarecido que duas ou mais substâncias podem combinar-se em 
proporções diferentes, com a condição de darem compostos diferentes, Dalton notou que, se fosse 
 
 
 
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fixada a massa de uma das substâncias, as massas da outra guardavam entre si uma relação 
expressa por números inteiros e pequenos (1, 2, 3, ...). Em 1803, Dalton enunciou uma lei chamada 
lei das proporções múltiplas: 
 
Quando uma massa fixa de substância A se combina com massas diferentes de outra substância 
B, dando compostos diferentes, as massas de B guardam entre si uma relação expressa por 
números inteiros e pequenos (relação simples). 
 
Relação expressa por números inteiros e pequenos chama-se relação simples. 
 
Sejam m, m2, m3, ... as massas de B que se combinam com massa fixa m de A, dando os 
compostos X, Y, Z, ... Representando por a, b, c, ... números inteiros e pequenos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1.4. Lei de Richter-Wenzel-Berzelius 
(ou lei das proporções recíprocas) 
 
 
Quando uma massa fixa m,, de substância A se combina com massas mB e mC de substâncias 
B e C, se essas se combinarem entre si, elas o farão com massas m’B e m’C, tais que: 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2.0. Cálculo Estequiométrico 
 
São aqueles que envolvem as quantidades das substâncias que participam de uma reação 
química. 
É a parte da Química que estuda o cálculo das massas, número de mols, volume etc; em uma 
reação química. 
Os coeficientes de uma reação química balanceada indicam a proporção de cada substância 
que reage e que é produzido. Essa proporção pode ser em mols, massa, número de moléculas, 
volume nas mesmas condições de temperatura e de pressão ou volume nas CNTP (a relação entre 
volumes só é válida para substâncias na fase gasosa). 
 
Exemplo: 
Relações 1 N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) 
Mols 1 mol 3 mols 2 mols 
N° de moléculas 6,02.1023 18,06.1023 12,04.1023 
Massa 28 g 6 g 34 g 
Volume (T e P ctes.) 1 L 3 L 2 L 
Volume nas CNTP 22,4 L 67,2 L 44,8 L 
 
 Para a resolução de um problema de cálculo estequiométrico, proceda da seguinte maneira: 
I. escrever a equação química; 
II. balancear a equação química; 
III. grifar o que foi dado e pedido; 
IV. regra de três; 
 
 Exemplo: 
• 24g de carbono reagem com o oxigênio gasoso produzindo gás carbônico, de acordo com a 
equação: 
C + O2 → CO2 
 Determine: 
a) Massa de O2(g) que reage. 
b) Volume de CO2 produzido, nas CNTP. 
Dados: (C = 12u; O = 16u) 
 
Solução: 
a) C + O2 → CO2 
1mol 1 mol 
12g 32g 
24g – X 
X = m(O2) = 64g 
 
b) C + CO2 → CO2 
12g 22,4 L 
24g X L 
X = 44,8L CO2 
 
3. Rendimento 
 
3.1. Cálculo do rendimento (R) 
Devido a uma série de fatores, tais como aparelhagem mal esterilizada, deficiência do 
operador, impureza das substâncias reagentes etc., sabemos que, ao efetuarmos, uma reação 
química, os produtos são obtidos em quantidades menores que as previstas teoricamente (Qt). 
 
3.2. Procedimento 
I. Determinar a quantidade teórica (Qt). 
Essa quantidade teórica seria obtida se o rendimento fosse de 100%. Rendimento teórico (Rt) 
Qt → Rt = 100% 
 
 
 
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II. Calcular a quantidade real (Qr) a ser obtida, considerando-se um rendimento inferior a 100%. 
Rendimento real (Rr). 
 
Qt → Rt =100% 
Qr → Rr <100% 
 
Na maioria das questões de rendimento, a pergunta é feita em relação à quantidade (em mol, 
massa, moléculas, volume etc.) do produto, assim a Quantidade real (Qr) obtida deverá ser menor 
que a Quantidade teórica (Qt). 
Quando uma questão de rendimento se refere a uma quantidade desconhecida de um reagente, a 
Quantidade (Qr) que vai ser colocada para reagir deverá ser, maior que a Quantidade teórica (Qt), 
pois apenas uma parte do regente irá reagir. 
 
4. Pureza ou impureza de reagentes 
Salvo na indústria farmacêutica e em outras que estejam diretamente ligadas à saúde pública, 
é normal o uso de reagentes impuros que contém, além da substância que irá reagir efetivamente, 
outras tantas misturadas. 
Nos problemas que envolvem impurezas é aconselhável que de início, se determine a massa 
da substância que reage (substância pura). 
Amostra (mtotal = massa da substância pura que reage (mp) + massa de impureza (mimp) 
mt = massa total da amostra 
mp =massa da substância pura 
mi =massa da impureza 
mt = mp + mi 
 
4.1. Procedimento 
I. Trabalhe somente com a parte pura, pois as impurezas não vão reagir. 
 
Amostra →100% 
Pura(?) → P% 
 
II. Resolvo a questão através de uma regra de três, utilizando a quantidade da substância pura 
encontrada no procedimento anterior. 
 
 
Observações: 
Em questões onde for pedida a quantidade da amostra (parte pura + parte impura) devemos 
calcular a quantidade que reage e igualá-la à porcentagem de pureza, e assim descobrir a 
quantidade da amostra considerando-a igual a 100%. 
 
Quantidade pura → % de pureza 
Amostra (?) →100% 
 
5. Reagente em excesso ou quantidade de dois ou mais reagentes 
Quando estamos realizando uma reação química em laboratório, com o objetivo de obtermos 
a maior quantidade possível de um composto, muitas vezes usamos um grande excesso de um 
determinado reagente. 
Quando realizamos uma reação entre duas substâncias ou mais, dificilmente usamos 
exatamente as quantidades equivalentes dos reagentes. 
 
5.1. Procedimento 
 
 
 
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Verificar se existe reagente em excesso. 
Sempre que em uma questão forem fornecidas as quantidades (em massa, mols, moléculas, 
volumes etc.) de dois ou mais reagentes, devemos fazer a verificação se existe reagente em 
excesso. 
Não trabalhe com o reagente em excesso. 
O reagente que não está em excesso é denominado de reagente limitante. 
 
5.2. Procedimento prático para verificar se existe reagente em excesso 
Quando se trabalha com quantidade de matéria, número de mols, pode-se usar o seguinte 
procedimento para verificar qual o reagente que está em excesso. 
Seja uma equação hipotética A + B → C.