2022 TEORIA QUIMICA GERAL INORGANICA

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Química Geral e Inorgânica
Notas de Aula
Profª. Nara Andréa de Oliveira
Massa Atômica (peso atômico): é a massa de um átomo em 
unidades de massa atômica (u).
Uma unidade de massa atômica é definida como a massa igual a 
exatamente 1/12 da massa de um átomo de carbono-12.
O carbono-12 é o isótopo do carbono constituído por 6 prótons e 6 
nêutrons. Por convenção, estabeleceu-se que a massa atômica do 
carbono-12 é igual a 12 u, e é o padrão para a medida de massas 
atômicas de outros elementos.
Experimentalmente, verifica-se que, em média, um átomo de 
hidrogênio contém 8,400% da massa do carbono-12. Ou seja:
Massa do hidrogênio = (8,400/100) x 12,00 = 1,008 u.
Entretanto, ao se consultar a tabela de massas atômicas, verifica-se que o valor 
da massa atômica do carbono é 12,01 u e não 12,00 u. Por quê? Porque a maior
parte dos elementos, incluindo o carbono, existentes na natureza possui mais de 
um isótopo. Assim, quando se indica a massa atômica de um elemento, indica-se, 
na realidade, o valor da massa média da mistura natural de seus isótopos.
No caso do carbono, as abundâncias naturais do carbono-12 e carbono-13 são, 
respectivamente, 98,90% e 1,10%. A massa atômica do carbono-13, determinada 
experimentalmente, é 13,00335 u. Logo, a massa atômica média do carbono pode 
ser calculada pela expressão:
Massa atômica do carbono natural = (98,90/100) x (12,00000 u) + (1,10/100) x (13,00335 u)
Massa atômica do carbono natural = 12,01 u
Average atomic mass (6.941)
Exemplo:
O cobre, um metal conhecido desde a Antiguidade, é utilizado em cabos elétricos e em 
moedas, dentre outras aplicações. As massas atômicas dos seus dois isótopos estáveis, 
29Cu63 (69,09%) e 29Cu65 (30,91%) são iguais a 62,93 u e 64,9278 u, respectivamente. 
Calcule a massa atômica média do cobre. As abundâncias relativas são dadas entre 
parênteses.
Massa atômica média do Cu = (69,09/100) x 62,93 u + (30,91/100) x 64,9278 u
Massa atômica média do Cu = 63,55 u
Exercício: As massas atômicas dos dois isótopos estáveis do boro, 5B10 (19,78%) e 5B11
(80,22%) são, respectivamente, 10,0129 u e 11,0093 u. Calcule a massa atômica média 
do boro. (Resposta: 10,81 u).
Número de Avogadro 
Assim como, um par tem dois itens, uma dúzia tem 12 itens e uma grosa tem 144 itens, 
1 mol tem 6,022 x 1023 itens.
No sistema internacional (SI), o mol é a quantidade de substância que contém tantas 
entidades elementares ( átomos, moléculas ou outras partículas) quantas existem em, 
exatamente, 12 g ( ou 0,012 kg) do isótopo do carbono-12. O número de átomos 
existente em 12 g de carbono-12 foi determinado experimentalmente e denomina-se 
número de Avogadro (NA), em honra ao cientista italiano Amedeo Avogadro. O valor, 
atualmente, aceito para esse número é: 
1 mol de átomos de carbono-12 tem massa igual a exatamente 12 g e contém 6,022 x 
1023 átomos. Essa massa do carbono-12 denomina-se massa molar, a qual é definida 
como a massa (em gramas ou quilogramas) de 1 mol de unidades (átomos, moléculas)
de uma substância. A massa molar do carbono-12 (em gramas) é numericamente igual à 
sua massa atômica expressa em u. A massa atômica do sódio (Na) é 22,99 u e a sua 
massa molar é 22,99 g; a massa atômica do fósforo é 30,97 u e a sua massa molar é 
30,97 g e assim por diante.
NA = 6,0221367 x 1023
Exemplo:
O zinco (Zn) é um metal prateado utilizado na fabricação do latão (liga com cobre) e na 
proteção de ferro contra corrosão. Quantos mols de Zn existem em 23,3 g de Zn?
1 mol de Zn -------------------------------- 65,39 g
X --------------------------------- 23,3 g
X = 0,356 mol Zn
Existem 0,356 mol de Zn em 23,3 g de Zn.
Exercício: Calcule quantos gramas de chumbo (Pb) existem em 12,4 mol de chumbo. 
(Resposta: 2,57 x 103 g).
Exemplo:
O enxofre (S) é um elemento não metálico que está presente no carvão. Na queima do 
carvão, o enxofre é convertido em dióxido de enxofre e, eventualmente, em ácido 
sulfúrico, originando o fenômeno denominado chuva ácida. Quantos átomos existem em 
16,3 g de S?
1 mol de S ---------------- 32,07g de S 1 mol ------------------ 6,022 x 1023 átomos de S
X ----------------- 16,3 g de S 0,508 mol ------------- Y
X = 0,508 mol de S Y = 3,06 x 1023 átomos de S
Existem 3,06 x 1023 átomos de S em 16,3 g de S.
Exercício: Calcule o número de átomos existente em 0,551 g de potássio (K) . (Resposta: 
8,49 x 1021 átomos de K).
Exemplo:
A prata (Ag) é um metal precioso usado principalmente em jóias. Qual é a massa (em 
gramas) de um átomo de prata?
107,9 g ---------------------------------- 1 mol ------------------------- 6,022 x 1023 átomos de Ag
Y -------------------------------------------------------------------- 1 átomo de Ag
107,9 = 6,022 x 1023
Y 1
Y = 1,792 x 10-22 g
Exercício: Qual a massa (em gramas) de um átomo de iodo?. (Resposta: 2,107 x 10-22 g).
Massa Molecular 
A massa molecular (peso molecular) é a soma das massas atômicas (em u) dos átomos 
da molécula. Por exemplo, a massa molecular da H2O é:
Massa Molecular da H2O = 2 x massa atômica do H + 1 x massa atômica do O
Massa Molecular da H2O = (2 x 1,008 u) + ( 1 x 16,00 u)
Massa Molecular da H2O = 18,02 u
Conhecendo a massa molecular , pode-se determinar a massa molar de uma molécula 
ou composto. A massa molar (em gramas) é numericamente igual à massa molecular 
(em u). A massa molecular da água é 18,02 u, então a sua massa molar é 18,02 g. 1 mol 
de água pesa 18,02 g e contém 6,022 x 1023 moléculas de H2O.
moly ,massa
n =
Im
~Massa molecular
Exemplo:
Calcule as massas moleculares (em u) dos seguintes compostos: (a) dióxido de enxofre 
(SO2) e (b) cafeína (C8H10N4O2).
(a) Massa Molecular do SO2 = (1 x 32,07 u) + (2 x 16,00 u)
Massa Molecular do SO2 = 64,07 u
(b) MM da C8H10N4O2 = (8 x 12,01 u) + (10 x 1,008 u) + (4 x 14,01u) + (2 x 16,00 u)
MM da C8H10N4O2 = 194,20 u 
Exercício: Qual a massa molecular do metanol (CH4O)?. (Resposta: 32,04 u).
Exemplo: O metano (CH4) é o principal componente do gás natural. Quantos mols de CH4
existem em 6,07 g de CH4?
Massa molar do CH4 = (1 x 12,01) + (4 x 1,008)
Massa molar do CH4 = 16,04 g
1 mol do CH4 -------------- 16,04 g
X --------------- 6,07 g
X = 0,378 mol de CH4
Existe 0,378 mol de CH4 em 6,07 g de CH4.
Exercício: Calcule o número de mols de clorofórmio (CHCl3) contidos em 198 g de 
clorofórmio. (Resposta: 1,66 mol).
Exemplo: Quantos átomos de hidrogênio estão presentes em 25,6 g de uréia [(NH2)2CO], 
uma substância utilizada como fertilizante, em rações animais e na manufatura de 
polímeros? A massa molar da uréia é 60,06 g.
60,06 g uréia --------------- 1 mol --------- 6,022 x 1023 moléculas de uréia
25,6 g uréia ---------------------------------- X
X = 2,5668 x 1023 moléculas de uréia
4 átomos de H ----------------------- 1 molécula de uréia
Z ------------------------ 2,5668 x 1023 moléculas de uréia
Z = 1,03 x 1024 átomos de H
Exercício: Quantos átomos de H existem em 72,5 g de isopropanol (álcool para fricção 
usado em massagem), C3H8O. (Resposta: 5,81 x 1024 átomos de H).
Composição percentual em Massa
Porcentagem de massa do elemento = massa do elemento na amostra x 100
massa total da amostra
Exemplo:
O ácido fosfórico (H3PO4) é um líquido viscoso, incolor, utilizado em detergentes, 
fertilizantes, pastas de dentes e para dar um sabor picante em bebidas carbonatadas. 
Calcule a composição percentual em massa dos elementos H, O e P nesse composto.
%H = 3 (1,008) H x 100% = 3,086%
97,994 H3PO4
% P = 30,97 P x 100% = 31,604%
97,994 H3PO4
% O = 4(16,00) O x 100% = 65,310%
97,994 H3PO4
Exercício: Calcule a composição percentual em massa de cada um dos elementos 
presentes no ácido sulfúrico (H2SO4) (Resposta: H: 2,055%; S: 32,696%; O: 65,249%)
Exemplo:
O ácido ascórbico (vitamina C), usado no tratamento do escorbuto, é constituído por 
40,92% de carbono (C), 4,58% de hidrogênio(H) e 54,50% de oxigênio (O), em massa . 
Determine a sua fórmula empírica.
B.C.= 100 g de ácido ascórbico
4,58 g de H nH = 4,58/1,008 = 4,58 mol H
40,92 g de C nC = 40,92/12,01 = 3,41 mol C
54,50 g de O nO = 54,50/16,00 = 3,41 mol O
C 3,41 H 4,58 O 3,41
3,41 3,41 3,41
C1 H1,34 O1
1,34 x 1 = 1,34
1,34 x 2 = 2,68 C3H4O3
1,34 x 3 = 4,02
Exercício: Determine a fórmula empírica de um composto cuja composição percentual em 
massa é: K: 27,75%; Mn: 34,77%; O: 40,51% .(Resposta: KMnO4)
Exercício: A calcopirita (CuFeS2) é o principal mineral do cobre. Calcule quantos 
quilogramas de cobre existem em 3,71 x 103 kg de calcopirita.(Resposta: 1,28 x 103 kg de 
Cu)
Exercício: Calcule quantos gramas de Al estão presentes em 371 g de Al2O3. (Resposta: 
196 g).
Exercício: Em determinado experimento, a combustão de 11,5 g de etanol produz 22,0 g 
de CO2 e 13,5 g de H2O. Pede-se calcular as massas de carbono , de hidrogênio e oxigênio 
presentes na amostra de etanol, bem como calcular sua fórmula empírica. 
Exercício: Uma amostra de um composto é constituída por 1,52 g de nitrogênio (N) e 3,47 g 
de oxigênio (O). A massa molar do composto está entre 90 g e 95 g. Determine a fórmula 
molecular e o valor correto da massa molar do composto.(Resposta: N2O4 e 92,02 g)
Exercício: Uma amostra de um composto constituído por boro (B) e hidrogênio (H) 
contém 6,444 g de B e 1,803 g de H. A sua massa molar é aproximadamente 30 g. Qual é a 
sua fórmula molecular? (Resposta: B2H6)
Quantidade de Reagentes e Produtos
Todos os metais alcalinos reagem com água para produzir hidrogênio gasoso e o 
hidróxido correspondente do metal alcalino. Uma reação típica é a do lítio com a água:
2Li(s) + 2H2O(l) ї�Ϯ>ŝK,(aq) + H2(g)
(a) Quantos mols de H2 se formarão na reação completa de 6,23 mol de Li com a água? 
Resposta: 3,12 mol H2
(b) Quantos gramas de H2 se formarão na reação completa de 80,57 g de Li com água?
Resposta: 11,70 g H2
A reação entre óxido nítrico (NO) e o oxigênio para formar dióxido de nitrogênio (NO2) é 
um passo-chave na formação do smog fotoquímico:
2NO(g) + O2(g) ї�ϮEK2(g)
(a) Quantos mols de NO2 são formados na reação completa de 0,254 mol de O2?Resposta: 
0,508 mol de NO2.
(b) Quantos gramas de NO2 são formados na reação completa de 1,44 g de NO? Resposta: 
2,21 g de NO2.
Quantidade de Reagentes e Produtos
Os alimentos que ingerimos são degradados ou digeridos no nosso organismo com o 
objetivo de fornecer energia para o crescimento e funções vitais. Uma equação global 
geral para esse processo complexo é a que representa a degradação da glicose (C6H12O6) 
em dióxido de carbono (CO2) e água (H2O):
C6H12O6 + 6O2 ї�ϲ�K2 + 6H2O
Se 856 g de C6H12O6 forem consumidos por uma pessoa durante certo período, qual será a 
massa de CO2 produzida? Resposta: 1254,7 g CO2.
O metanol (CH3OH) queima ao ar de acordo com a equação
2CH3OH + 3O2 ї�Ϯ�K2 + 4H2O
Qual é a massa de H2O produzida na combustão de 209 g de metanol? Resposta: 235,026 g 
H2O.
Reagentes Limitantes e Rendimento da Reação
A uréia [(NH2)2CO] é preparada por reação de amônia com dióxido de carbono:
2NH3(g) + CO2(g) ї�;E,2)2CO(aq) + H2O(l)
Em determinado processo, tem-se 637,2 g de NH3 para reagir com 1142 g de CO2.
(a) Qual dos dois reagentes é o limitante? Resposta: NH3 é o reagente limitante.
(b) Calcule a massa de (NH2)2CO formada. Resposta: 1123,39 g.
(c) Qual é a quantidade (em gramas) de reagente em excesso que sobra no final da 
reação? Resposta: 318,85 g.
A reação entre o alumínio e o óxido de ferro(III) pode atingir temperaturas que chegam aos 
3000°C e pode ser usada para soldar metais:
2Al + Fe2O3 ї��ů2O3 + 2Fe
Em dado processo, 124 g de Al reagiram com 601 g de Fe2O3. (a) Calcule a massa (em 
gramas) de Al2O3 formado. Resposta: 234,30 g. (b) Qual é a quantidade de reagente em 
excesso que sobra no final da reação? Resposta: 234,00 g.
Reagentes Limitantes e Rendimento da Reação
O titânio é um metal forte e leve, resistente à corrosão, e é usado na construção de foguetes, 
aviões, motores a jato e aros de bicicletas. É preparado pela reação do cloreto de titânio(IV) 
com o magnésio fundido, entre 950°C e 1150°C:
TiCl4(g) + 2Mg(l) ї�dŝ(s) + 2MgCl2(l)
Em uma certa operação industrial efetuou-se a reação de 3,54 x 107 g de TiCl4 com 1,13 x 107 g 
de Mg. (a) Determine o rendimento teórico para a obtenção de Ti em gramas. Resposta: 8,94 x 
106 g Ti. (b) Calcule a porcentagem de rendimento para o caso de serem efetivamente obtidos 
7,91 x 106 g de Ti. Resposta: 88,49%.
O processo industrial de produção de vanádio metálico usado em ligas de aço baseia-se na 
reação de óxido de vanádio com cálcio a altas temperaturas
5Ca + V2O5 ї�ϱ�ĂK�н�Ϯs
Em determinado processo 1,54 x 103 g de V2O5 reagem com 1,96 x 103 g de Ca. (a) Calcule 
o rendimento teórico para o produto V. Resposta: 862,63 g V. (b) Calcule a porcentagem de 
rendimento no caso de serem obtidos 803 g de V. Resposta: 93,08%.