AULA 4 Massas, medidas e soluções

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Profa. Tatiany Fortini
MASSA ATÔMICA
É um número que indica quantas vezes um 
determinado átomo é mais pesado que
1/12 do carbono 12 (ou 1 u.m.a ) 
He
4 u.m.a.
O átomo de HÉLIO é 4 vezes mais pesado
que 1/12 do carbono 12
1) A massa de três átomos do isótopo 12 do carbono é igual à massa de
dois átomos de um certo elemento X.
Pode-se dizer, então, que a massa atômica de X, em unidades de massa
atômica, é:
Dado: massa atômica do carbono = 12 u.
X X C C C
mX X=2 mC3X 12
mX =2 36X
mX =
2
36
mX = 18
a) 12.
b) 36.
c) 18.
d) 3.
e) 24.
MASSA DO ELEMENTO QUÍMICO
É a média ponderada das massas atômicas de seus 
isótopos, onde a porcentagem com que 
cada aparece na natureza é o peso.
Cl17
35
Cl
17
37
O cloro possui dois isótopos de pesos atômicos 35u e 37u, com 
porcentagens, respectivamente, iguais a 75% e 25%.
35
Cl
Cl37
75%
25%
m =
35 x
100
75 + 37 x 25
m =
100
2625 + 925
m
=
100
3550
= 35,50 u.m.a.
2) Um elemento químico genérico X, tem três isótopos com os pesos
atômicos 1, 2 e 3 com porcentagens, respectivamente, iguais a 50%,
30% e 20%. A massa do elemento X é:
a) 1,70 u.
b) 1,50 u.
c) 1,00 u.
d) 2,00 u.
e) 2,70 u.
1
X
2
X
3
X
30%50%
100
m =
100
m =
m = 1,70 u.
=
100
170
20%
1 x 50 + 2 x 30 + 3 x 20
50 + 60 + 60
MASSA MOLECULAR (M)
É um número que indica quantas vezes uma 
molécula é mais pesada que 
1/12 do carbono 12 
De uma maneira prática, calculamos a massa molecular 
somando-se todos os pesos atômicos dos 
átomos que formam a molécula 
O ácido sulfúrico
Dados: H = 1 u.m.a.; O = 16 u.m.a.; S = 32 u.m.a. 
H: 2 x 1 = 2
S: 1 x 32 = 32
O: 4 x 16 = 64
+
98 u.m.a
H
OH
O
O
O
S
3) A massa molecular do composto é:Na2SO4 . 3 H2O
Dados: H = 1u.;Na = 23u.; S = 32u.; O = 16u.
a) 142 u.
b) 196 u.
c) 426 u.
d) 444 u.
e) 668 u.
M = 142 + 3 x 18 = 196 u.m.a
Na: 2 x 23 = 46
S: 1 x 32 = 32
O: 4 x 16 = 64
+
142 u.m.a
H: 2 x 1 = 2
O: 1 x 16 = 16
+
18 u.m.a
4) A massa molecular da espécie H4P2OX vale 178 u. Podemos afirmar
que o valor de “ x ” é:
Dados: H = 1 u.; O = 16 u.; P = 31 u.
a) 5.
b) 6.
c) 7.
d) 8.
e) 16.
H : 4 x 1 = 4
4 + 62 + 16 x = 178
16 x = 178 – 66 
P : 2 x 31 = 62
O : x x 16 = 16 x
16 x = 112 
112 
x = 
16 
x = 7
NÚMERO DE AVOGADRO
É o número de entidades (moléculas ou átomos) 
existentes em uma massa, em gramas, igual 
à massa molecular ou massa atômica 
Este número é igual a 6,02 x 1023
Em uma massa de 56 g de ferro (peso atômico 56 u.)
existem 6,02 x 1023 átomos de ferro 
Em uma massa igual a 18 g de H2O (massa molecular 18 u)
existem 6,02 x 1023 moléculas de água.
Fe
H H
O
A quantidade 6,02 x 1023 é chamada de
MOL 
6,02 x 1023 entidades
M (g)
1 mol
oupesa PA (g)
contém
RESUMO
A massa (em gramas) de um mol de átomos OU
A massa (em gramas) de um mol de moléculas
chama-se MASSA MOLAR
1 mol
Contém 6,02 x 1023
pesa
(PA)
(PM) g
g
5) Em uma amostra de 1,15 g de átomos de sódio, o número de
átomos é igual a:
Dado: Peso atômico do sódio = 23u
a) 6,0 x 1023
b) 3,0 x 1023
c) 6,0 x 1022
d) 3,0 x 1022
e) 1,0 x 1022
23
entidadesátomos
6 x 102323g
1,15g n
23 x n = 1,15 x 6 x 1023
n = 3 x 1022
23
n =
6,9 x 1023
1 mol
contém 6,02 x 1023
pesa
(PA)
(PM) g
g
entidadesmoléculas
6) Qual é a massa de 10 mols de glicose (C6H12O6) e quantas
moléculas apresentam?
12 161
12 x 6 + 1 x 12 + 16 x 6
72 + 12 + 96
180
180
1 mol 180g
10 mol m g
m = 1800g ou 1,8 Kg
1 mol 6,02 x 10 23
10 mol x
x = 6,02 x 1024
7) A sacarose é um açúcar de massa molar 342 g/mol com fórmula
C12H22O11. O número de átomos existentes em um grama de
sacarose é:
a) 6,02 x 1023
b) 3,14 x 1020
c) 7,92 x 1022
d) 5,03 x 1025
e) 4,5 x 1027
342g
1g n átomos
45 x 6,02 x 1023 átomos
= 0,792 x 1023 n = 7,92 x 1022
=
342
1 n
45 x 6,02 x 1023
n =
45 x 6,02 x 1023
342
n =
270,9 x 1023
342
Dizemos que um gás se encontra nas CNTP quando:
P = 1 atm ou 760 mmHg T = 0 °C ou 273 Ke
É o volume ocupado por um mol de um gás
Nas CNTP o volume molar de qualquer gás é de 22,4 L 
8) Assinale a alternativa correspondente ao volume ocupado por
0,25 mol de gás carbônico (CO2) nas condições normais de
temperatura e pressão (CNTP):
a) 0,25 L.
b) 0,50 L.
c) 5,60 L.
d) 11,2 L.
e) 22,4 L.
1 mol
0,25 mol
22,4 L
V
1 x V = 0,25 x 22,4
=
1
0,25
22,4
V
V = 5,6 L
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE (Cs)
É a quantidade máxima de um
SOLUTO
capaz de se dissolver em uma quantidade fixa de 
SOLVENTE
em certas condições (temperatura e pressão)
1 L de água a 15°C
350g de NaCl
dissolve
totalmente
1 L de água a 15°C
380g de NaCl
dissolve
totalmente
1 L de água a 15°C
400g de NaCl
dissolve
380g
20g
Cs = 
380g de NaCl 
1000g de água 
, a 15°C 
09) Um determinado sal tem coeficiente de solubilidade igual
a 34g / 100g de água, a 20ºC. Tendo-se 450 g de água a
20ºC, a quantidade, em gramas, desse sal, que permite
preparar uma solução saturada, é de:
a) 484 g.
b) 450 g.
c) 340 g.
d) 216 g.
e) 153 g.
salágua
34g de sal
100g de água
=Cs
34g100g
m450g
m450
34100
=
100 x m = 34 x 450
100
m =
15300
m = 153g
CONCENTRAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO
Chamamos de concentração de uma solução a toda forma 
de expressar a proporção existente entre as quantidades de 
soluto e solvente ou, então, as quantidades de
soluto e solução 
No estudo das soluções usaremos a seguinte convenção:
SOLUÇÃO = SOLUTO(S) + SOLVENTE
CuSO4 + H2O
sem índice índice 1 índice 2
CONCENTRAÇÃO COMUM (C)
É o quociente entre a massa do soluto (m1),
em gramas, e o volume da solução (V), em litros 
V
m1
=C
Unidade: g/ L
Indica a massa do soluto em 1 litro de solução
10) Num balão volumétrico de 250 mL adicionam-se 2,0g de
sulfato de amônio sólido; o volume é completado com
água. Podemos dizer que a concentração da solução
obtida, em g/litro, é:
a) 1,00.
b) 2,00.
c) 3,50.
d) 4,00.
e) 8,00.
V = 250 mL = 0,25 L
m1 = 2,0 g
C =
C = ?
2,0
0,25
C = 8,0 g/L
m1
V
CONCENTRAÇÃO EM QUANTIDADE DE MATÉRIA ( ( ( ( m ))))
É o quociente entre o número de mols do soluto (n1) e o 
volume da solução (V), em litros
V
n1
=mmmm
Unidade:mol / L
Indica o número de mols do soluto em 1 litro de solução
Esta concentração também é chamada de
MOLARIDADE ou concentração MOLAR
11) A molaridade de uma solução aquosa contendo 36,5g de ácido
clorídrico dissolvidos em água até completar 2 litros de solução é:
Dados: H = 1 u.m.a; Cl = 35,5 u.m.a.
a) 0,5 M.
b) 1,0 M.
c) 1,5 M.
d) 2,0 M.
e) 2,5 M.
=n1
HCl:
M1
1,0 mol=
M1 = 1 + 35,5 = 36,5 g/mol
36,5
2
n1
m
V = 2 L
m1 = 36,5 g
m = ? mol/L
m = 0,5 mol/L
36,5
m1
=
V
1
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
É o processo que consiste em adicionar
solvente puro a uma solução,
com o objetivo de diminuir sua concentração 
SOLVENTE PURO
SOLUÇÃO INICIAL SOLUÇÃO FINAL
=
Como a massa do soluto não se altera, teremos que:
SOLVENTE
PURO
SOLUÇÃO
INICIAL
SOLUÇÃO
FINAL
C C’
V V’
VA
m1 m’1
VC x V’C’ xm’1m1
12) Se adicionarmos 80 mL de água a 20 mL de uma solução
0,20 mol/L de hidróxido de potássio,iremos obter uma solução
de concentração molar igual a:
a) 0,010 mol/L.
b) 0,020 mol/L.
c) 0,025 mol/L.
d) 0,040 mol/L.
e) 0,050 mol/L. 20 mL
VA = 80 mL
0,20 mol/L
V’ = 100 mL
? mol/L
x x 100 = 0,2 x 20
x x 100 = 4
x =
4
100
x = 0,04 mol/L
ANÁLISE VOLUMÉTRICA ou TITULAÇÃO
Uma aplicação da mistura de soluções com reação química 
é a análise volumétrica ou titulação
13) Em uma aula de titulometria, um aluno utilizou uma solução de
20 mL de hidróxido de potássio 0,5 mol/L para neutralizar
completamente uma solução 1,0 mol/L de ácido sulfúrico.
Determine o volume da solução de ácido sulfúrico utilizado pelo
aluno:
VB = 20 mL
mB = 0,5 moL/L
VA = ? mL
mA = 1,0 moL/L
Reação química que ocorre:
1 H2SO4 + 2 KOH � 1 K2SO4 + 2 H2O
1 mol 2 mols
nA nB
1 2
nA nB
=
2
m A x VA
m B x VB
2
=1,0 x VA
0,5 x 20
VA = 5,0 mL
nA
nB
=