1 Química Geral - 2 semestre-3

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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)