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TeoriaAtomicoMolecular_2705

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1. Unidade de massa atômica (u) 
● Por serem partículas muito pequenas, átomos e moléculas precisam 
de uma unidade de medida diferente das que conhecemos 
habitualmente (ex: grama, quilograma, tonelada etc.) 
● Para facilitar a pesagem destas partículas, criou-se um novo padrão 
de pesagem a partir de um átomo. O padrão escolhido foi: o isótopo 
de carbono-12 (átomo que possui 6 prótons e 6 nêutrons em seu 
núcleo) 
● Considerou-se esse átomo com massa 12 (igual seu número de 
massa) e separou-se uma fração correspondente a da sua 112 
massa para ser usada como unidade de medida das massas 
atômicas e moleculares 
Exemplo: 
 
 
 
 
 ​Fonte: Feltre (2004) 
2 
 
2. Massa atômica 
● É a massa do átomo medida em unidades de massa atômica (u). 
Ou seja, representa quantas vezes o átomo estudado é maior que 
 da massa de um átomo do carbono-12112 
Observação: massa atômica é diferente de número 
de massa 
massa atômica = unidade de medida em u. Geralmente é um 
número fracionado 
número de massa = soma do número de prótons de nêutrons 
(A = p + n) 
 
 ​2.1. Massa atômica dos elementos químicos 
● A maioria dos elementos são encontrados na natureza como 
mistura de isótopos 
● Para determinar a massa atômica de um elemento químico, 
realiza-se uma ​média ponderada entre as massas atômicas de 
todos os isótopos naturais desse elemento com as respectivas 
porcentagens desses isótopos na natureza 
Exemplo: ​A massa do carbono encontrado na natureza é 
composta por 98,9% de ​12​C e de 1,1% de ​13​C. As massas desses 
isótopos são 12u e 13u, respectivamente. Assim, a massa atômica 
do carbono corresponde a: 
 
 12 u98,9 + 1,1 
(98,9) • (12 u) + (1,1) • (13 u)
≃ 
 
3. Massa molecular 
● Massa da molécula medida em unidades de massa atômica (u) 
● A massa molecular é estabelecida pela soma da massa atômica 
dos átomos presentes na molécula 
Exemplo:​ ​ ​H​2​SO​4 ​=​ 2 ​∙​ (1,0 u) + 32 u + 4 ​∙​ (16 u) 
 ​= ​98 u 
3 
 
 
4. Mol 
● A partir do conhecimento do conceito de massa atômica, 
compreendemos que é impossível pesar numa balança comum 
apenas um átomo ou molécula. Assim, foi criada uma medida que 
possibilitasse pesar, a partir de uma certa quantidade, átomos e 
moléculas em gramas. 
● Portanto, ​mol é a quantidade de matéria que contém tantos 
objetos (átomos, moléculas, íons etc.) quantos números de 
átomos em exatamente 12g de carbono-12 
Exemplo: 
 
Fonte: Feltre (2004) 
 
● A partir de diversos estudos, foi possível determinar esse número 
N em um valor que se aproxima a 6,02 ​∙ 10​23 ​partículas/mol. Esse 
valor foi denominado de ​constante de Avogadro​. 
Observação: Ao utilizar o mol é necessário especificar quais 
partículas estão sendo referidas. ​Exemplo: 
 
1 mol de moléculas contém 6,02 ​∙​ 10​23 ​moléculas 
 1 mol de átomos contém 6,02 ​∙​ 10​23 ​átomos 
 1 mol de íons contém 6,02 ​∙​ 10​23 ​íons 
 
 
5. Massa molar (​M​) 
● É a massa, em gramas, de ​um mol​ do elemento estudado 
Exemplo: ​Um átomo de ​12​C possui massa atômica de 12 u, 
enquanto um átomo de ​24​Mg tem massa de 24 u, ou seja, duas 
4 
 
vezes maior. Partindo do princípio que um mol apresenta sempre 
o mesmo número de moléculas (6,02 ​∙ 10​23​), um mol de ​24​Mg 
deve ter massa duas vezes maior que um mol de ​12​C. 
● A massa molar (g/mol) de uma substância é sempre 
numericamente igual a sua massa atômica (u) 
Exemplo:​ 1 molécula de H​2​O → 18 u 
 1 mol de H​2​O (6,02 ​∙​ 10​23 ​moléculas) → 18g 
 
6. Volume molar (​V​M​) 
● Volume molar corresponde ao volume ocupado por 1 mol de 
determinado gás. 
● Nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP) - ou 
seja, a 0°C e 1atm – o volume molar de qualquer gás é ​22,4 
L/mol 
Observação: Este valor não pode ser aplicado para substâncias 
no estado líquido ou sólido. 
 
7. Fórmulas químicas 
● As fórmulas químicas são utilizadas para representar a molécula 
de certa substância. Apresentando os elementos envolvidos e 
suas respectivas quantidades. 
Exemplo: H​2​O apresenta 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo de 
oxigênio. 
7.1. Cálculo da fórmula centesimal 
● No cálculo da fórmula centesimal, usa-se a porcentagem em 
massa de cada elemento presente na molécula 
Exemplo: O CH​4 ​(metano) possui 75% de carbono e 25% de 
hidrogênio. Ou seja, a cada 100g de metano há 75g de carbono e 
25g de hidrogênio 
5 
 
● A ​proporção entre os elementos na molécula é sempre 
constante 
7.2. Cálculo da fórmula mínima 
● Na fórmula mínima é representada a quantidade de átomos de 
cada elemento da substância com ​números inteiros e na 
menor proporção​ possível 
Exemplo:​ ​fórmula molecular​: H​2​O​2 
 ​fórmula mínima​: HO 
● Nem sempre essa simplificação é possível 
Exemplo:​ ​fórmula molecular: ​H​2​SO​4 
fórmula mínima: ​H​2​SO​4 
● A fórmula mínima serve como uma etapa intermediária para o 
cálculo da fórmula molecular 
7.3. Cálculo da fórmula molecular 
● Diferente da fórmula mínima, na fórmula molecular é 
representada a ​quantidade exata de átomos de cada 
elemento formador da substância 
● Para determinar a fórmula molecular é necessário primeiramente 
encontrar a fórmula mínima e depois multiplicá-la por n 
(número inteiro encontrado a partir da razão entre massa molar 
da substância e a massa da fórmula mínima) 
 
Exemplo: 
(PUC – SP) O ácido ascórbico, vitamina C, é um composto 
orgânico de massa molar 176 g/mol. Se uma amostra de 8,8g de 
ácido ascórbico possui 3,6g de carbono, 4,8g de oxigênio e 0,4g 
de hidrogênio, a fórmula desse composto é: 
 
6 
 
1 mol de carbono ​ ______________​ 12g 
x mols de carbono ​______________ ​3,6g 
 x mols de carbono = 0,3 mol 
 
1 mol de oxigênio ​ _______________​ 16g 
x mols de oxigênio ​_______________​ 4,8g 
 x mols de oxigênio = 0,3 mol 
 
 1 mol de hidrogênio​ ___________​ 1g 
x mols de hidrogênio ​___________​ 0,4g 
 x mols de oxigênio = 0,4 mol 
 
- a fórmula mínima do composto é: C​0,3​H​0,4​O​0,3 
- para descobrir a fórmula molecular basta multiplicar a 
fórmula mínima por n 
n = 
(massa molar)
(massa da f .mínima) 
n = = 208,8
176 
- fórmula molecular = (C​0,3​H​0,4​O​0,3​)​20 ​= C​6​H​8​O​6​ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
 
 
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO 
 
 
1. Considerando a massa atômica do flúor igual a 19 ​u​, são feitas as 
seguintes afirmações. Coloque V nas consideradas verdadeiras e F nas 
falsas. 
a) ( ) Um átomo de flúor pesa 19g. 
b) ( ) Um átomo de flúor pesa 19 ​u 
c) ( ) um átomo de flúor pesa 19 vezes mais que o átomo de C​12 
d) ( ) Um átomo de flúor pesa 19 vezes mais que 1/12 da massa do C​12 
e) ( ) Um átomo de flúor pesa 1,6 vezes mais que um átomo de 
qualquer carbono 
 
2. (ENEM 2012) Aspartame é um edulcorante artificial (adoçante dietético) 
que apresenta potencial adoçante 200 vezes maior que o açúcar 
comum, permitindo seu uso em pequenas quantidades. Muito usado 
pela indústria alimentícia, principalmente nos refrigerantes diet, tem 
valor energético que corresponde a 4 calorias/grama. É contraindicado 
a portadores de fenilcetonúria, uma doença genética rara que provoca 
o acúmulo da fenilalanina no organismo, causando retardo mental. O 
IDA (índice diário aceitável) desse adoçanteé 40 mg/kg de massa 
corpórea. 
Com base nas informações do texto, a quantidade máxima 
recomendada de aspartame, em mol, que uma pessoa de 70 kg de 
massa corporal pode ingerir por dia é mais próxima de: (Dado: massa 
molar do aspartame = 294 g/mol) 
8 
 
a) 1,3 ​∙​ 10​−4 
b) 9,5 ​∙​ 10​−3 
c) 4 ​∙​ 10​−2 
d) 2,6 
e) 823 
3. (UCS-RS) Submetida a um tratamento médico, uma pessoa ingeriu um 
comprimido contendo 45 mg de ácido acetilsalicílico (C​9​H​8​O​4​). 
Considerando a massa molar do C​9​H​8​O​4 ​180 g/mol, e o número de 
Avogadro 6,0 ​∙ 10​23​, é correto afirmar que o número de moléculas da 
substância ingerida é: 
a) 1,5 ​∙​ 10​20 
b) 2,4 ​∙​ 10​23 
c) 3,4 ​∙​ 10​23 
d) 4,5 ​∙​ 10​20 
e) 6,0 ​∙​ 10​23 
 
4. (EEM - SP) De um cilindro contendo 640 mg de gás metano (CH​4​) 
foram retiradas 12,04 ​∙ ​10​24 moléculas. Quantos mols de metano 
restaram no cilindro? (massas atômicas: H = 1; C = 12; constante de 
Avogadro = 6,02 ​∙​ 10​23​) 
a) 0,036 mol 
b) 0,038 mol 
c) 0,040 mol 
d) 0,042 mol 
e) 0,045 mol 
 
9 
 
5. (Vunesp - SP) Uma amostra do hormônio feminino estradiol, de fórmula 
molecular C​18​H​24​O​2​, contém 3,0 ​∙ ​10​20 átomos de hidrogênio. O número 
de átomos de carbono existentes na mesma massa de estradiol é: 
a) 1,8 ​∙​ 10​20 
b) 2,25 ​∙​ 10​20 
c) 3,0 ​∙​ 10​20 
d) 2,4 ​∙​ 10​23 
e) 6,0 ​∙​ 10​18 
 
 
6. (FGV - SP) Uma determinada substância apresenta, em massa, 43,4% 
de sódio, 11,3% de carbono e 45,3% de oxigênio. Sua fórmula 
molecular será: 
a) Na​2​CO 
b) Na​2​CO​4 
c) Na​2​C​2​O​5 
d) Na​2​CO​3 
e) Na​2​C​2​O​7 
 
 
7. (Mack - SP) 86,8 g de X reagem completamente com 112g de Y, 
formando um composto cuja fórmula mínima é: [Dadas massas molares 
(g/mol): X = 31 e Y = 16] 
a) X​2​Y​11 
b) X​2​Y​5 
c) X​2​Y 
d) X​3​Y​7 
e) X​5​Y​2 
10 
 
 
8. (PUC-Campinas-SP) Em 0,5 mol de quinina, substância utilizada no 
tratamento da malária, há 120 g de carbono, 12 g de hidrogênio, 1,0 
mol de átomos de nitrogênio e 1,0 mol de átomos de oxigênio. Pode-se 
concluir que a fórmula molecular da quinina é: 
 a) C​20​H​12​N​2​O​2 
b) C​20​H​24​N​2​O​2 
c) C​10​H​12​NO 
d) C​10​H​6​N​2​O​2 
e) C​5​H​6​NO 
 
9. (Unicamp-SP) Sabe-se que 1,0 mol de um composto contém 72 g de 
carbono (C), 12 mols de átomos de hidrogênio (H) e 12 # 10 23 
átomos de oxigênio (O). Admitindo o valor da constante de Avogadro 
como sendo 6,0 ∙ 10​23 mol​-1 e com base na Classificação Periódica dos 
Elementos, escreva: 
a) a fórmula molecular do composto; 
b) a fórmula mínima do composto. 
 
 
10. (EEM-SP) O sulfato de ferro II hidratado (FeSO4 ​∙ xH2O), quando 
aquecido a cerca de 120 °C, perde 45,3% de sua massa (dados: H % 
1; O % 16; S % 32; Fe % 56). Quantas são as moléculas de água de 
cristalização no sal hidratado? 
 
 
 
 
11 
 
GABARITO 
 
 
1. FVFVF 
2. B 
3. A 
4. B 
5. B 
6. D 
7. D 
8. B 
9. a) C​6​H​12​O​2 
b) C​3​H​6​O 
 10. 7 moléculas 
 fórmula molecular = FeSO​4 ​∙​ 7H​2​O 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
12 
 
BIBLIOGRAFIA 
 
- FELTRE, Ricardo. ​Química geral: ​vol. 1. 6ª.ed. São Paulo: Moderna, 
2004. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
13

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