curso 11186 aula 14 v1

Prévia do material em texto

Aula 14
Química p/ ENEM 2016
Professor: Wagner Bertolini
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 2 
Toda parte quantitativa da Química passa pelo que veremos hoje. Por isto, 
colocarei vários exercícios para você treinar. 
 
Não adianta apenas fazer os cálculos, mas deve-se fazer o mais rápido 
possível para evitar perda de tempo. Em questões objetivas muitas vezes 
você nem precisa fazer o cálculo completo. Pode-se chegar à alternativa 
por aproximação. 
Dou um conselho: NUNCA faça os cálculos com multiplicações. Sempre será 
possível fazer a simplificação. Depois de tudo simplificado você efetua o 
cálculo ou faz a aproximação. 
Geralmente (95% dos casos) os valores do enunciado guardam uma 
relação com o valor das massas, volumes, etc. Quanto mais você treinar 
isto, mais rápido chegará à resposta final. 
Outra coisa: você precisa ler com atenção as informações que são 
importantes. Muitas questões trazem um enunciado que serve só para 
contar uma estorinha e depois faz a pergunta que realmente interessa. 
Consulte a tabela periódica caso precise de informações das massas. 
 
 
Leis ponderais 
No final do século XVIII, a Química se fLUPD�FRPR�³FLrQFLD´��SULQFLSDOPHQWH�
devido aos experimentos e observações de cientistas, como Lavoisier, 
Proust e Dalton. Esses experimentos foram realizados com base nas 
observações das massas das substâncias que participavam dos fenômenos 
químicos, daí o nome leis ponderais. 
 
Lei de Lavoisier (Lei da conservação das massas) 
Antoine Laurent Lavoisier foi o primeiro cientista a dar conotação científica 
à Química. No final do século XVIII, ele fazia experiências nas quais se 
preocupava em medir a massa total de um sistema, antes e depois de 
ocorrer a transformação química. 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 3 
Exemplo: 
 
 
 
Através da análise dos dados obtidos em várias experiências, chegou à 
conclusão que: 
Num sistema fechado, a massa total das substâncias, antes da 
transformação química, é igual à massa total após a transformação ou Na 
natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma. 
 
Lei de Proust (Lei das proporções fixas ou definidas) 
Proust se preocupava em analisar a composição das substâncias. 
Trabalhando com amostras de água de várias procedências (água de chuva, 
água de rio, água de lago, previamente purificadas), e decompostas por 
eletrólise, ele verificou que: 
 
 
 
Assim, Proust concluiu que: 
Independentemente da origem de uma determinada substância pura, ela é 
sempre formada pelos mesmos elementos químicos, combinados entre si 
na mesma proporção em massa. 
Uma das consequências da lei de Proust é a composição centesimal das 
substâncias, que indica a porcentagem, em massa, de cada elemento que 
constitui a substância. 
 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 4 
Exemplo 
No caso da água, temos: 
90 g de água fornece 10 g de Hidrogênio e 80 g de oxigênio. 
 
 
x = 11,11% de Hidrogênio 
 
x = 88,88% de oxigênio 
 
Outra consequência da lei de Proust é o cálculo estequiométrico. 
Hidrogênio + oxigênio ĺ água 
 
 
Para 10 g de Hidrogênio precisamos de 80 g de oxigênio para reagir, em 
30g de Hidrogênio precisamos de 240 g de oxigênio. Logo, a proporção, em 
massa, com que o Hidrogênio reage com o oxigênio é a mesma nas duas 
reações. 
 
 
Leis ponderais 
No final do século XVIII, a Química se firma FRPR�³FLrQFLD´��SULQFLSDOPHQWH�
devido aos experimentos e observações de cientistas, como Lavoisier, 
Proust e Dalton. Esses experimentos foram realizados com base nas 
observações das massas das substâncias que participavam dos fenômenos 
químicos, daí o nome leis ponderais. 
 
 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 5 
Lei de Lavoisier (Lei da conservação das massas) 
Antoine Laurent Lavoisier foi o primeiro cientista a dar conotação científica 
à Química. No final do século XVIII, ele fazia experiências nas quais se 
preocupava em medir a massa total de um sistema, antes e depois de 
ocorrer a transformação química. 
Exemplo: 
 
 
 
Através da análise dos dados obtidos em várias experiências, chegou à 
conclusão que: 
Num sistema fechado, a massa total das substâncias, antes da 
transformação química, é igual à massa total após a transformação ou Na 
natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma. 
 
 
Lei de Proust (Lei das proporções fixas ou definidas) 
Proust se preocupava em analisar a composição das substâncias. 
Trabalhando com amostras de água de várias procedências (água de chuva, 
água de rio, água de lago, previamente purificadas), e decompostas por 
eletrólise, ele verificou que: 
 
 
 
Assim, Proust concluiu que: 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 6 
Independentemente da origem de uma determinada substância pura, ela é 
sempre formada pelos mesmos elementos químicos, combinados entre si 
na mesma proporção em massa. 
Uma das consequências da lei de Proust é a composição centesimal das 
substâncias, que indica a porcentagem, em massa, de cada elemento que 
constitui a substância. 
 
Exemplo 
No caso da água, temos: 
90 g de água fornece 10 g de Hidrogênio e 80 g de oxigênio. 
 
 
x = 11,11% de Hidrogênio 
 
x = 88,88% de oxigênio 
 
Outra consequência da lei de Proust é o cálculo estequiométrico. 
Hidrogênio + oxigênio ĺ água 
 
 
Para 10 g de Hidrogênio precisamos de 80 g de oxigênio para reagir, em 
30g de Hidrogênio precisamos de 240 g de oxigênio. Logo, a proporção, em 
massa, com que o Hidrogênio reage com o oxigênio é a mesma nas duas 
reações. 
 
Fórmula Centesimal, formula Mínima e fórmula Molecular 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 8 
 
 
 
Prosseguindo com seus métodos analíticos, chegou à conclusão de que a 
massa molecular dessa substância era 180. 
Com base nesses dados, o químico já pode determinar com certeza 3 tipos 
de fórmula para essa substância: fórmula percentual, fórmula mínima e 
fórmula molecular. 
 
 
Fórmula Percentual ou Composição Centesimal 
Para obter a fórmula percentual, basta calcular a composição centesimal 
dos elementos formadores, ou seja, descobrir as percentagens em massa 
de cada elemento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 9 
Uma outra maneira de encontrar a fórmula percentual é através da fórmula 
molecular da substância. 
Por exemplo, partindo-se da fórmula molecular do ácido acético (C2H4O2)é 
possível determinar sua composição centesimal. Deve-se conhecer também 
as massas atômicas: H = 1; C = 12; O = 16. 
 
 
 
Portanto, uma molécula de ácido acético, de massa 60 u, é formada por 24 
u de carbono, 4 u de hidrogênio e 32 u de oxigênio. O cálculo da composição 
centesimal fica: 
 
 
 
 
 
 
 
Concluindo, podemos dizer que em cada 100 g de ácido acético 
encontramos 40 g de carbono, 6,67 g de hidrogênio e 53,33 g de oxigênio. 
 
 
 
 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 10 
Fórmula Mínima, Empírica ou Estequiométrica 
Indica os elementos que formam a substância e a proporção em número 
de átomos ou em mols de átomos desses elementos expressa em números 
inteiros e menores possíveis. 
A determinação da fórmula mínima de uma substância pode ser feita de 
duas maneiras: 
I. A partir das massas dos elementos que se combinam para formar a 
substância. 
Como foi visto no módulo anterior: 
 
 
Sabendo-se que , poderemos fazer diretamente o cálculo usando as 
massas obtidas na análise elementar: 
 
 
 
Após o cálculo da quantidade em mols, como não conseguimos os menores 
números inteiros possíveis, dividimos todos os números pelo menor deles. 
Observação ± Caso ainda não seja conseguida a sequência de números 
inteiros, devemos multiplicar todos os números por um mesmo valor. 
 
II. A partir da composição centesimal. 
 
 
 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 11 
Concluímos que em 100 g da substância x encontramos: 40 g de carbono, 
6,7 g de hidrogênio e 53,3 g de oxigênio. O cálculo da fórmula mínima deve 
ser feito da seguinte maneira. 
 
 
 
 
Fórmula Molecular 
Indica os elementos e o número de átomos de cada elemento em 1 
molécula ou em 1 mol de moléculas de substância. Para o cálculo da 
fórmula molecular é necessário que se conheça inicialmente a massa 
molecular, que no caso é 180, e seguir um dos dois caminhos: 
 
I. Partindo da fórmula mínima 
 
 
II. Partindo da composição centesimal 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 12 
 
 
Concluindo, podemos dizer que 1 molécula da substância x é formada por 
6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrogênio e 6 átomos de oxigênio ou 
1 mol de moléculas de x é formada por 6 mols de átomos de carbono, 12 
mols de átomos de hidrogênio e 6 mols de átomos de oxigênio. 
 
Toda parte de estudo quantitativo na Química depende, basicamente, do 
conteúdo deste tópico. Portanto, nem precisa mencionar que ele é de 
grande importância. Vamos ao estudo. 
 
 
Massa atômica, mol e massa molar: conceitos e cálculos. 
Para medir a massa de um átomo ou uma molécula qual será a grandeza 
utilizada? 
Resposta: Unidade de massa atômica (u) 
Átomos individuais são muito pequenos para serem vistos e muito menos 
pesados. Porém, é possível determinar as massas relativas de átomos 
diferentes, quer dizer, podemos determinar a massa de um átomo 
comparando com um átomo de outro elemento utilizado como padrão. 
Em 1961, na Conferência da União Internacional de Química Pura e Aplicada 
(IUPAC), adotou-se como padrão de massas atômicas o isótopo 12 do 
elemento carbono (12C), ao qual se convencionou atribuir o valor exato de 12 
unidades de massa atômica. 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 13 
Uma unidade de massa atômica (1 u) corresponde desta forma a ?Ȁ 猃? da 
massa de um átomo de isótopo 12 do carbono. 
 
 
 
 
Massa Atômica (MA) 
Massa atômica é o número que indica quantas vezes a massa de um átomo de 
um determinado elemento é maior que 1u, ou seja, � ?Ȁ 猃? da massa do átomo 
de 12C. 
Comparando-se a massa de um átomo de um determinado elemento com a 
unidade de massa atômica (1u), obtém-se a massa desse átomo. 
Exemplo 
Quando dizemos que a massa atômica do átomo de 32S é igual a 32 u, 
concluímos que: 
± a massa atômica de um átomo de 32S é igual a 32 u; 
± a massa atômica de um átomo de 32S é igual a 32 vezes a massa de ?Ȁ 猃? do 
átomo de C-12; 
± a massa de um átomo de 32S é igual a 2,7 vezes a massa de um átomo de C-
12. 
O aparelho utilizado na determinação da massa atômica chama-se 
espectrômetro de massa. A medida é feita com grande precisão e o processo 
de determinação da massa do átomo é comparativo com o padrão, ou seja, o 
átomo de carbono-12. 
 
Massa Atômica de um Elemento 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 14 
A maioria dos elementos apresenta isótopos. O cloro, por exemplo, é 
constituído por uma mistura de dois isótopos de massas atômicas, 
respectivamente, 35 e 37. 
 
 
A massa atômica do cloro é dada pela média ponderada das massas 
isotópicas: 
 
Portanto: Massa atômica de um ELEMENTO é a média ponderada das 
massas atômicas dos isótopos naturais desse elemento. 
 
Sendo assim, a massa atômica de um elemento hipotético A, constituído dos 
isótopos naturais A1, A2, An, pode ser calculada por: 
 
 
 
Veja que a equação acima é um mero cálculo matemático, de média 
ponderada. Não tem nada a ver com Química, a não ser o fato de envolver 
isótopos. 
 
 
 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 15 
Massa Molecular (MM) 
Os átomos reúnem-se (combinam-se, ligam-se) para formar moléculas. A 
massa dessas moléculas é a soma das massas atômicas dos átomos 
constituintes. 
Como as moléculas são formadas por um grupo de átomos ligados entre si, o 
padrão usado como base para relacionar as massas dessas moléculas é o 
mesmo usado para os átomos: a unidade de massa atômica (u). 
Exemplo: 
C6H12O6 (C=12, H=1, O=16) 
MM = 6 x 12 + 12 x 1 + 6 x 16 
MM = 72 + 12 + 96 
MM = 180 u 
Significado: 
Cada molécula de C6H12O6 possui massa de 180 u, ou seja, 180 vezes maior 
que 1/12 do carbono-12. 
Portanto: Massa Molecular é a soma das massas atômicas dos átomos que 
constituem a molécula. Indica quantas vezes a massa da molécula é mais 
pesada que a massa de 1/12 do átomo de carbono-12. 
Vejamos outro exemplo: 
Quando dizemos que a massa molecular da água H2O é 18 u, concluímos que: 
- a massa de uma molécula H2O é igual a 18 u; 
- a massa de uma molécula H2O é 18 vezes mais pesada que ?Ȁ 猃? do átomo 
de carbono-12; 
- a massa de uma molécula de água é 1,5 vezes mais pesada que um átomo 
de C-12. 
Observação: as massas dos compostos iônicos são denominadas de massa-
fórmula. Por comodidade utilizaremos o termo massa molecular tanto para 
compostos iônicos como para compostos covalentes (moleculares). 
 
 
Número de Avogadro, mol, massa molar, volume molar. 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertoliniwww.estrategiaconcursos.com.br 16 
Sejam as seguintes amostras: 12 g de carbono, 27 g de alumínio e 40 g de 
cálcio. Experimentalmente verifica-se que o número de átomos N, 
existentes em cada uma das amostras, é o mesmo, embora elas possuam 
massas diferentes. Porém, quantos átomos existem em cada uma dessas 
amostras? Várias experiências foram realizadas para determinar esse 
número conhecido como número de Avogadro (N) e o valor encontrado é 
igual a: 6,02x1023. 
Assim, o número de Avogadro é o número de átomos em x gramas de 
qualquer elemento, sendo x a massa atômica do elemento, portanto 
existem: 
6,02 · 1023 átomos de C em 12 g de C (MAC = 12 u); 
6,02 · 1023 átomos de Al em 27 g de Al (MAAl = 27 u); 
6,02 · 1023 átomos de Ca em 40 g de Ca (MACa = 40 u). 
 
 
Conceito de Mol 
Segundo a União Internacional da Química Pura e Aplicada (IUPAC), mol é 
a quantidade de matéria que contém tantas entidades elementares quantos 
são os átomos de carbono-12 contidos em 0,012 kg do C-12. 
Constante de Avogadro é o número de átomos de C-12 contidos em 0,012 
kg de C-12 e seu valor é 6,02x1023 mol -1. 
Portanto: 
UM mol é uma quantidade de 6,02x1023 partículas quaisquer 
Sendo que, por exemplo: 
1 mol de laranjas contém ĺ 6,02x1023 laranjas; 
1 mol de grãos de areia contém ĺ 6,02x1023 grãos de areia; 
1 mol de átomos contém ĺ 6,02x1023 átomos; 
1 mol de moléculas contém ĺ 6,02x1023 moléculas; 
1 mol de íons contém ĺ 6,02x1023 íons; 
1 mol de elétrons contém ĺ 6,02x1023 elétrons, etc. 
 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 17 
Massa Molar (M) 
Massa Molar de um Elemento 
A massa molar de um elemento é a massa em gramas de 1 mol de átomos, 
ou seja, 6,02x1023 átomos desse elemento. A massa molar de um elemento 
é numericamente igual à sua massa atômica expressa em gramas. 
Exemplo: 
Al (MA = 27 u) 
 
 
 
Massa Molar de uma Substância 
A massa molar de uma substância é a massa em gramas de 1 mol de 
moléculas da referida substância. A massa molar de uma substância é 
numericamente igual à sua massa molecular expressa em gramas. 
Exemplos 
a) CO2 (C = 12 u ; O = 16 u) 
MM = 1x2 + 2x16 
MM = 12 + 32 = 44 u 
Logo, ficamos com: 
 
 
b) NaCl (Na = 23; Cl = 35,5) 
MM = 1x3 + 1x5,5 
MM = 23 + 35,5 = 58,5 u 
Logo, ficamos com: 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 18 
 
 
 
Princípio de Avogadro 
³Volumes iguais de gases quaisquer, à mesma temperatura e pressão, 
encerram o mesmo número de moléculas." 
 
 
Sendo n a quantidade em mols de cada gás, podemos concluir: 
 
Observe que o número de moléculas é semelhante. Mas não se 
esqueça de um detalhe: A MASSA PROVAVELMENTE SERÁ 
DIFERENTE. Por isto, as questões podem envolver cálculo de 
massas, partindo deste princípio. 
 
 
Volume molar 
Determinou-se experimentalmente o volume ocupado por 1 mol de 
qualquer gás nas CNTP e foi encontrado o valor aproximado a 22,4 L. 
Portanto, podemos dizer que: 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 19 
Volume molar nas CNTP = 22,4L/mol 
Onde: 
CNTP: condições normais de Temperatura (0º Celsius ou 273 Kelvin) e 
Pressão (1 atm ou 760 mm de Hg) 
 
Por que isto ocorre? Porque um mol de qualquer gás tem sempre a 
mesma quantidade de moléculas. Se a quantidade de moléculas é a 
mesma as questões de provas podem comparar as massas destes 
gases diferentes (porque, provavelmente, serão diferentes tais 
massas). 
Veja: 
- 1 mol de gás de O2 nas CNTP ocupa o volume de 22,4L (e terá 
massa de 32g dentro deste frasco). 
 
- 1 mol de gás de H2 nas CNTP ocupa o volume de 22,4L (e terá 
massa de 2g dentro deste frasco). 
 
- - 1 mol de gás de CH4 nas CNTP ocupa o volume de 22,4L (e terá 
massa de 16g dentro deste frasco). 
RESUMINDO: CUIDADO QUANDO NOS REFERIMOS À MASSA DE UMA 
SUBSTÂNCIA. 
 
 
 
3. QUESTÕES 
1. (Enem 2013). O brasileiro consome em média 500 miligramas de cálcio 
por dia, quando a quantidade recomendada é o dobro. Uma alimentação 
balanceada é a melhor decisão para evitar problemas no futuro, como a 
osteoporose, uma doença que atinge os ossos. Ela se caracteriza pela 
diminuição substancial de massa óssea, tornando os ossos frágeis e mais 
suscetíveis a fraturas. 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 20 
Disponível em: www.anvisa.gov.br. Acesso em: 1 ago. 2012 (adaptado). 
Considerando-se o valor de 23 16 10 mol�u 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 10u 
b) 221,5 10u 
c) 237,5 10u 
d) 251,5 10u 
e) 254,8 10u 
Resposta: [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
� u 
236 10 átomos de Ca
1 g de cálcio
u
Ca
23 22
Ca
n
n 0,15 10 1,5 10 átomos de cálcio u u
 
 
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 adoçante é 40 mg/kg de massa corpórea. 
Disponível em: http://boaspraticasfarmaceuticas.blogspot.com. Acesso 
em: 27 fev. 2012. 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 21 
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 = 294g/mol 
a) 1,3 u 10±4. 
b) 9,5 u 10±3. 
c) 4 u 10±2. 
d) 2,6. 
e) 823. 
Resposta: [B] 
De acordo com o enunciado o IDA (índice diário aceitável) desse adoçante 
é 40 mg/kg de massa corpórea: 
 
1kg (massa corporal) 40 mg (aspartame)
70 kg (massa corporal) aspartame
aspartame
m
m 2800 mg 2,8 g
294 g
 
1mol (aspartame)
2,8 g aspartame
3
aspartame
n
n 9,5 10 mol� u
 
 
3. (Enem 2011). A eutrofização é um processo em que rios, lagos e mares 
adquirem níveis altos de nutrientes, especialmente fosfatos e nitratos, 
provocando posterior acúmulo de matéria orgânica em decomposição. Os 
nutrientes são assimilados pelos produtores primários e o crescimento 
desses é controlado pelo nutriente limítrofe, que é o elemento menos 
disponível em relação à abundância necessária à sobrevivência dos 
organismos vivos. O ciclo representado na figura seguinte reflete a 
dinâmicados nutrientes em um lago. 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 23 
A partir dos valores das concentrações dos elementos carbono (21,2 
mol/L), nitrogênio (1,2 mol/L) e fósforo (0,2 mol/L), podemos calcular a 
proporção deles na água do lago. 
 
C N P
106 mol / L 16 mol / L 1 mol / L
21,2 mol / L 1,2 mol / L 0,2 mol / L
 
 
Dividindo a segunda linha por 0,2, teremos: 
 
C N P
106 mol / L 16 mol / L 1 mol / L
21,2 mol / L 1,2 mol / L 0,2 mol / L
0,2 0,2 0,2
 
 
C N P
106 mol / L 16 mol / L 1 mol / L
106 mol / L 6 mol / L 1 mol / L
(limítrofe)
(menor quantidade)
 
 
4. (Enem 2010). O fósforo, geralmente representado pelo íon de fosfato 
(PO4±3), é um ingrediente insubstituível da vida, já que é parte constituinte 
das membranas celulares e das moléculas do DNA e do trifosfato de 
adenosina (ATP), principal forma de armazenamento de energia das 
células. 
O fósforo utilizado nos fertilizantes agrícolas é extraído de minas, cujas 
reservas estão cada vez mais escassas. 
Certas práticas agrícolas aceleram a erosão do solo, provocando o 
transporte de fósforo para sistemas aquáticos, que fica imobilizado nas 
rochas. Ainda, a colheita das lavouras e o transporte dos restos alimentares 
para os lixões diminuem a disponibilidade dos íons no solo. Tais fatores têm 
ameaçado a sustentabilidade desse íon. 
Uma medida que amenizaria esse problema seria: 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 24 
a) Incentivar a reciclagem de resíduos biológicos, utilizando dejetos 
animais e restos de culturas para produção de adubo. 
b) Repor o estoque retirado das minas com um íon sintético de fósforo para 
garantir o abastecimento da indústria de fertilizantes. 
c) Aumentar a importação de íons fosfato dos países ricos para suprir as 
exigências das indústrias nacionais de fertilizantes. 
d) Substituir o fósforo dos fertilizantes por outro elemento com a mesma 
função para suprir as necessidades do uso de seus íons. 
e) Proibir, por meio de lei federal, o uso de fertilizantes com fósforo pelos 
agricultores, para diminuir sua extração das reservas naturais. 
 
Resposta: [A] 
Uma medida que amenizaria esse problema seria incentivar a reciclagem 
de resíduos biológicos, utilizando dejetos animais e restos de culturas para 
produção de adubo. 
 
05. (PM SOROCABA - PROFESSOR DE QUIMICA ± VUNESP/2012). O 
volume molar de um gás nas CNTP é 22,4 L/mol. Imagine que fosse possível 
uma pessoa pegar nas mãos as moléculas presentes em um cubo de 1,0 
cm3 de gás nas CNTP e contá-las, uma a uma, na razão de 2 moléculas por 
segundo. Em 1987, a população mundial atingiu a marca de 5 bilhões de 
habitantes. Caso todos esses habitantes tivessem se juntado naquele ano 
para iniciar essa contagem de moléculas de gás, sem parar, a tarefa só seria 
concluída, aproximadamente, na década de 
Dado: N = 6,02 x 1023/mol 
(A) 2020. 
(B) 2030. 
(C) 2050. 
(D) 2070. 
(E) 2100. 
RESOLUÇÃO: 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 25 
Vamos calcular o número de moléculas contidas em 1 cm3. Lembrando que 
22,4L = 22.400 cm3. 
22.400 cm3------------6,02 x 1023 moléculas 
1 cm3--------------------X 
X= 2,6875.1019 moléculas. 
 
Este número de moléculas seria contado pela população mundial. Ou seja: 
por 5 bilhões (5.000.000.000 de pessoas = 5.109 pessoas). Cada pessoa 
contaria, portanto, o seguinte número de moléculas: 
2,6875.1019 moléculas-------5.109 pessoas 
Y---------------------------------1 pessoa 
Y = 5,3755.109 moléculas por pessoa. 
 
Cada pessoa conta 2 moléculas por segundo. Então, calcularemos o número 
de moléculas contadas por ano. Portanto, considerando que cada ano tem 
2x 2x3600sx24hx365dias = 63072000 moléculas por ano. 
1 ano-------------- 63072000 moléculas 
R--------------------5,3755.109 moléculas 
R= 85,22 anos. 
Como teriam iniciado em 1987 terminarão em 2072. 
5HVSRVWD��³'´� 
 
06. (PM-MG - PROFESSOR II DE QUÍMICA - FCC/2012). A 
porcentagem em massa de ferro, no cloreto ferroso, é, aproximadamente, 
(A) 44%. 
(B) 34%. 
(C) 55%. 
(D) 60%. 
Dados: Massa molar (g/mol): Fe = 56; Cl = 35,5; 
RESOLUÇÃO: 
A fórmula do cloreto ferroso é FeCl2. Logo, teremos a seguinte relação em 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 26 
massa: 
1 mol de FeCl2-----------1 mol de Fe 
127g-------------------------56g 
100g-------------------------X 
X= 44,09% 
5HVSRVWD��³$´� 
 
07. Calcule as massas molares das substâncias abaixo: 
a) K2O 
Resolução: 
Primeiramente calcular a massa do óxido de potássio. 
K -> 2 x 39 = 78 
O -> 1 x 16 = 16 + 
 94 u (unidades), a massa molar é matematicamente o 
mesmo valor, mas com unidade de medida diferente, g/mol. 
Resposta: 94 g/mol ou 94 g.mol-1. 
 
b) Na2CO3 
Resolução: 
separando os elementos químicos diferentes. 
Na = 2 x 23 = 46 
C = 1 x 12 = 12 
O = 3 x 16 = 48 + 
 106 u 
Massa molar do carbonato de sódio = 106 g/mol. 
 
08. Determine a quantidade de matéria, em mols, presente em 100 g de 
monóxido de carbono (CO). 
Resolução: 
Inicialmente devemos calcular a massa molar do monóxido de carbono, a 
partir do cálculo da massa molecular. 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 27 
C = 1 x 12 = 12 
O = 1 x 16 = 16 + 
 28 u, conforme sabemos o valor da massa molar é 28 g/mol. 
 
Através de uma regra de três simples: 
1 mol de CO......................28 g 
X.......................................100g 
 
28 x = 100 
X = 100/28 
X = 3,57 mol 
 
09. Calcule a quantidade de matéria, em mol, e o número de moléculas 
presentes em 30 g de água. 
Resolução: 
Calculando a massa molar da água. 
H = 2 x 1 = 2 
O = 1 x 16 = 16 + 
 18 u, então: 18 g/mol. 
 
1 mol de água................18 g 
X ....................................30g 
 
18 x = 30 
X = 30/18 
X = 1,66 mol de água 
 
Portanto, 
Se em 1 mol de moléculas de água temos, 6,02.1023 moléculas de água. 
Em 18 g de água teremos 6,02.1023 moléculas de água. Resolvendo: 
 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 28 
18 g .............................. 6,02.1023 
30 g................................x 
 
18. x = 30. 6,02.1023 
X = 180,6. 1023/18 
X = 1.1024 moléculas. 
 
10. Calcule as massas, em gramas, presentes nas seguintes amostras: 
a) 1,5 mol de átomos de ferro. 
Resolução: 
Como a massa do ferro é de 55,84 unidades, sua massa molar é de 55,84 
g/mol. 
Se em 1 mol de Ferro verificamos a massa de 56 g, então: 
 
1 mol de Fe...........55,84 g 
1,5 mol de Fe..........x 
X = 1,5. 55,84 
 
X = 83,76 g 
 
b) 3,0 mol de N2 
Resolução: 
A massa atômica do nitrogênio é de 14 u. Como na molécula do gás 
nitrogênio encontramos dois átomos de nitrogênio sua massa molecular é 
de 28 u, logo sua massa molar é de 28 g/mol. 
 
1 mol de N2 ........................28 g 
3 mol de N2.........................x 
X = 3. 28 
 
X = 84 g 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 29 
 
c) 0,5 mol de dióxido de oxigênio 
Resolução: 
A molécula do dióxido de oxigênio é formada por 1 átomo de carbono e 
dois átomos de oxigênio, logo: 
C - 1 x 12 = 12 
O - 2 x 16 = 32, somando os valores obtemos a massa molecular de 44 u, 
ou 44 g/mol. 
Logo: 
1 mol de CO2 ..........................44g 
0,5 mol de CO2..........................x 
X = 0,5 . 44 
 
X = 22 g 
 
d) Quantas moléculas de cloro, Cl2, há em 12 g de gás? Se todas as 
moléculas de Cl2 se dissociarem dando origem a átomos de cloro, quantos 
átomos de cloro serão obtidos? 
Dado: A massa molar do gás cloro é de 71 g/mol 
Resolução: 
 
1 mol de Cl2...................71 g....................6,02.1023 
 12 g......................x 
 
71 . x = 12 . 6,02. 1023 
71 . x = 72,24. 1023 
X = 72,24. 1023/71 
X = 1,01.1023 moléculas de Cl2 
 
Como na molécula de gás cloro existem dois átomos de cloro unidos por 
ligação covalente, logo: 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 30 
2.(1,01.1023 moléculas de Cl2) = 2,01.1023 átomos de cloro. 
 
11. Por ocasião das comemorações oficiais dos 500 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 8,0 g de ³RXUR ���´� uma liga metálica que contém 90% 
em massa de ouro. Conhecendo o Número de Avogadro: 6,0.1023, e 
sabendo que a massa molar do ouro é 197 g/mol, pode-se afirmar que 
numa dessas moedas existem 
a) 2,2 . 1022 átomos de ouro. 
b) 6,0 . 103 átomos de ouro. 
c) 7,2 . 103 átomos de ouro. 
d) 6,0 .1023 átomos de ouro. 
e) 7,2 . 1023 átomos de ouro. 
RESOLUÇÃO: 
Massa de ouro efetivo na moeda: 
8,0 g ±±±±±±±±±±±±±± 100% 
x ±±±±±±±±±±----±±±± 90% 
x = 7,2 g de ouro 
 
Cálculo do número de átomos: 
1mol de Au 
Ļ 
197 g ±±±±±±±±±±±± 6,0 . 1023 átomos 
7,2 g ±±±±±±±±±±±± y 
 
y = 2,2 . 1022 átomos de ouro 
Resposta: A 
 
12. Nitrito de sódio, NaNO2, é empregado como aditivo em alimentos, tais 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 31 
como toucinho, salame, presunto, linguiça e outros, principalmente com 
duas finalidades: 
± evitar o desenvolvimento do Clostriduim botulinum, causador do 
botulismo; 
± propiciar a cor rósea característica desses alimentos, pois participam da 
seguinte transformação química: 
Mioglobina + NaNO2 ĺ mioglobina nitrosa 
(proteína presente na carne, cor vermelha) 
A concentração máxima permitida é de 0,014 g de NaNO2 por 100 g do 
alimento. Os nitritos são considerados mutagênicos, pois no organismo 
humano produzem ácido nitroso, que interage com bases nitrogenadas 
alterando-as, podendo provocar erros de pareamento entre elas. 
A quantidade máxima, em mol, de nitrito de sódio que poderá estar 
presente em 1 kg de salame é, aproximadamente: 
Dados: Massas molares em g/mol: N = 14; Na = 23 e O = 16. 
a 2 . 10±3 
b) 1 . 10±3 
c) 2 . 10±2 
d) 2 . 10±1 
e) 1 . 10±1 
RESOLUÇÃO: 
Massa molar do NaNO2: 
M = (23 + 14 +2 . 16) g/mol = 69 g/mol 
Massa máxima de NaNO2 permitida em 1 kg de salame: 
0,014 g de NaNO2 ±±±±±±±±± 100 g 
x ±±±±±±±±± 1000 g (1 kg) 
x = 0,14 g de NaNO2 
 
Quantidade máxima em mol: 
1mol de NaNO2 ±±±±±±±±±± 69 g 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 32 
y ±±±±±±±±±± 0,14 g 
y 2 . 10±3 mol de NaNO2 
Resposta: A 
 
15. Os filmes fotográficos contêm uma mistura de haletos de prata, sais 
sensíveis à luz e pouco solúveis. Após exposição à luz, uma parte do 
brometo de prata presente no filme é convertida em bromo e prata 
metálica. Após um tratamento com um fixador, grãos de prata contendo 
1010 átomos de prata são formados, dando origem ao que se chama de 
imagem latente. Sabendo-se que a reação de foto redução do brometo de 
prata é descrita como: 
AgBr + luz ĸĺ Br + Ag0 (prata metálica)
 
Pergunta-se: qual é a massa de AgBr necessária para gerar um grão de 
prata contendo 1010 átomos de prata? Dados: massas atômicas: Ag = 
107,9; Br = 79,9 
a) 3,13 . 10±12 g de AgBr 
b) 1,79 . 10±12 g de AgBr 
c) 1,33 . 10±12 g de AgBr 
d) 6,50 . 1015 g de AgBr 
e) 4,81 . 1013 g de AgBr 
RESOLUÇÃO: 
AgBr + luz ĸĺ Br + Ag 
 
1 mol 1 mol 
Ļ Ļ 
187,8 g ±±±±±±±±±±±±± 6,0 . 1023 átomos 
x ±±±±±±±±±±±±± 1010 átomos 
187,8 . 1010 
x = ±±±±±±±±±±± g = 3,13 . 10±12 g de AgBr 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 33 
6,0 . 1023 
Resposta: A 
 
16. Um elemento X apresenta os seguintes isótopos: 
40X ۛۛۛĺ 80% 
42X ۛۛۛĺ 15% 
44X ۛۛۛĺ 5% 
A massa atômica de X é: 
a) 40,5u b) 41,0u c) 42,5u d) 43,0u e) 43,5u 
Resolução 
massa atômica = 
 
40u . 80 + 42u . 15 + 44u . 5 
±±±±±±±±±±±±±±±±±±±±±±±±±±± 
100 
= 40,5u 
Resposta: A 
 
17. Responda às perguntas: 
a) Qual a massa, em gramas, de 2 quilogramas de cobre? 
b) Qual a massa, em gramas, de 2,7 mols de mercúrio? (Hg =200u) 
c) Qual a massa, em gramas, de 9.1023 átomos de iodo? (I = 127u). 
Constante de Avogadro: 6.1023 mol±1. 
d) Qual a massa, em gramas, de 3,5 mols de ácido nítrico? (H = 1u, N = 
14u e O=16u) 
e) Qual a massa, em gramas, de 9.1023 moléculas de gás carbônico? (C 
= 12u e O = 16u) 
f) Qual a massa, em gramas, de 1 átomo de polônio? (Po = 200u) 
Resolução 
a) 2 kg de cobre = 2000g de cobre = 2.103g de cobre 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 34 
 
b) 1 mol de Hg ±±±±±±±±±±±± 200 g 
2,7 mol de Hg ±±±±±±±±±± x 
x = 540g 
 
c) 6 . 1023 átomos de iodo ±±±±±±±±±±±± 127 g 
9 . 1023 átomos de iodo ±±±±±±±±±±±± x 
x = 190,5g 
 
d) MMHNO3 = 1 . 1u + 1 . 14u + 3 . 16u = 63u 
 
1 mol ±±±±±±±±±±±± 63g 
3,5 mol ±±±±±±±±±± x 
X = 220,5g 
 
e) 6.1023 moléculas de CO2 ±±±±±±±± 44g 
9.1023 moléculas de CO2 ±±±±±±±± x 
x = 66g 
 
f) 6.1023 átomos de Po ±±±±±±±± 200g 
1 átomo de Po ±±±±±±±±±±±±±±± x 
x = 3,33.10±22g 
 
18. Tem-se uma amostra de 560 g de ferro metálico e outra de lítio 
metálico de mesma massa. Em qual amostra há maior número de átomos? 
Justifique. 
Gab: A massa de lítio por possuir a menor massa molar será necessário 
³MXQWDU´ maior número de mol para empatar com a massa do ferro. Ou 
seja: quanto menor a massa molar maior será a quantidadeem mols para 
ter a mesma massa que a de uma substância de maior massa molar. 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 35 
 
19. (Mackenzie-SP) A quantidade de átomos de mercúrio, presentes num 
termômetro que contém 2,0 g desse metal são iguais a: 
Dado: massa molar do Hg = 200 g/mol. 
a) 4,0x102 
b) 1,2x1023 
c) 2,4x1026 
d) 1,5x1025 
e) 6,0x1021 
Resolução 
Resposta: letra E 
200g ± 6. 1023 átomos 
2g ------X 
X = 6,0x1021 átomos de Hg. 
 
20. Qual a massa de CO2 existente em 5.6L deste gás? 
Resolução 
M (CO2) = 44g 
1 Mol CO2 = 44g - 22,4L 
x---- 5,6L x = 11g de CO2 
 
21. Qual o volume ocupado por 16g de gás O2 nas CNTP? (O=16u) 
Resolução 
1 mol de O2 ± 22,4litros ± 32g O2 
 x--------------- 16g O2 
x = 11,2 litros de O2 
 
16. Determine o número de átomos de carbono (C) contidos em 2 mols 
deste elemento. 
Dado: Número de Avogadro = 6,0×1023 
Resolução 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 36 
1 mol C ----6 .1023 átomos 
2 mols C-----x 
x = 12x1023 átomos de C. 
 
22. Quantos átomos estão contidos em 20g de hidróxido de sódio (NaOH)? 
Dados: H = 1u; O = 16u; Na = 23u 
Resolução 
1 mol de NaOH ---40g -----3. 6,02x1023 átomos 
 20g--------x 
x = 9,03x1023 átomos 
 
23. (Puc-PR) Em 100 gramas de alumínio, quantos átomos deste elemento 
estão presentes? 
Dados: 
M(Al) = 27 g/mol 
1 mol = 6,02 × 1023 átomos 
a) 2,22 × 1024 
b) 27,31 × 1023 
c) 3,7 × 1023 
d) 27 × 1022 
Resolução 
Resposta: letra A 
27g---------6,02.1023 átomos 
100g---------- X 
X = 2,22x1024 átomos de Al 
 
24. ³n´�Pols de moléculas de metano (CH4) pesam tanto quanto 56 litros 
GH�DQLGULGR�VXOI~ULFR� �62���JDVRVR�PHGLGRV�QDV�&173��2�YDORU�GH� ³n´�p�
igual a: 
Dados: Volume molar nas CNTP = 22,4 L. H = 1g/mol; C = 12g/mol; O = 
16g/mol; S = 32g/mo 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 14 
 
Prof. Wagner Bertolini www.estrategiaconcursos.com.br 37 
a) 12,5. 
b) 20 
c) 25. 
d) 30. 
e) 40. 
Resolução 
Cálculo do número de mols de SO3 em 56 L nas CNTP 
1 mol__________________22,4 L 
n mol__________________56,0 L 
então n = 2,5 mol de SO3 
 
Cálculo da massa de CH4 em 2,5 mol (massas de SO3 e CH4 são iguais) 
massa de CH4: m = 2,5 x 80 = 200g 
Cálculo do número de mols de CH4 
n = 200 / 16 = 12,5 mol 
 
 
Grande abraço. 
Excelente estudo. 
Estou à disposição. 
Prof. Wagner