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Química Geral
Relações de massas
(Nas Reações Químicas)
1. Massas Atômicas
A massa de um átomo depende dos seus números de elétrons, prótons e nêutrons. 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 (Isótopo com 6 prótons e 6 nêutrons). Por convenção, 
a massa atômica do carbono-12 é igual a 12 u (Padrão estabelecido para o cálculo das 
massas dos outros átomos).
Exemplo: Verifica-se que, em média, um átomo de hidrogênio contém apenas 8,400% da 
massa do carbono-12. Portanto, se considerarmos que a massa de um átomo de carbono-
12 é igual a exatamente 12 u, a massa do hidrogênio será 0,084 X 12,00 u, ou seja, igual a 
1,008 u.
Massas Atômicas Médias
Quando se determina a massa atômica de um elemento, 
geralmente indica-se o valor da massa média da mistura natural 
de seus isótopos.
Exemplo: 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.
m.a carbono natural =(0,9890)(12,00000 u) + (0,0110)(13,00335 u) =12,01 u
Exemplo: 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, 29
63𝐶𝑢 (69,09%) e 29
65𝐶𝑢(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.
2 Número de Avogadro e Massa Molar de um Elemento
No sistema 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 carbono-12.
O número de átomos existente em 12 g de 
carbono-12 foi determinado experimentalmente 
e denominado de número de Avogadro (NA)
Um moI de cada um dos seguintes elementos 
comuns: carbono (carvão em pó), enxofre (pó 
amarelo), ferro (pregos), cobre (fios) e mercúrio 
(metal líquido prateado).
A massa molar (M), é definida como a massa (em gramas ou quilogramas) de 1 mol de 
unidades (tais como átomos ou moléculas) de uma substância.
Relação entre massa (m em gramas) de um elemento e seu número de mols (n), e entre o número 
de mols de um elemento e seu número de átomos (N) . (M) representa a massa molar (g/mol) do 
elemento e NA o número de Avogadro.
O zinco (Zn) é um metal prateado utilizado na fabricação de latão (liga com 
cobre) e na proteção do ferro contra a corrosão. Quantos mols de Zn existem em 
23,3 g de Zn?
Exercício Calcule quantos gramas de chumbo (Pb) existem em 12,4 mol de 
chumbo.
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?
A prata (Ag) é um metal precioso usado principalmente em joias. Qual é a 
massa (em gramas) de um átomo de prata?
3. Massa Molecular
A massa molecular (às vezes chamada de peso molecular) é a soma das massas 
atômicas (em u) dos átomos da molécula.
Exemplo, a massa 
molecular de H20 
Calcule as massas moleculares (em u) dos seguintes compostos: (a) dióxido de enxofre 
(SO2) e (b) cafeína (C8H10N4O2)
A massa molar (em gramas) é numericamente igual à massa molecular (em u). Exemplo: 
a massa molecular da água é 18,02 u, portanto a sua massa molar é 18,02 g. Um (1) mol 
de água pesa 18,02 g e contém 6,022 X 1023 moléculas de H20,
Exemplos:
1. O metano (CH4) é o principal componente do gás natural. Quantos mols de CH4 existem 
em 6,07 g de CH4? 
2. Quantos átomos de hidrogênio estão presentes em 25,6 g de ureia [(NH2)2CO], uma 
substância utilizada como fertilizante, em rações animais e na manufatura de polímeros? 
A massa molar da ureia é 60,06 g. 
3. Quantos átomos de H existem em 72,5 g de isopropanol (álcool para fricção usado em 
massagem), C3H8O?
(Dados: massas atômicas, H = 1,008 u; C = 12,001 u; N = 14,006 u e O = 15,999 u)
Para compostos iônicos, que não são constituídos por unidades moleculares discretas, usa-se 
o termo massa por fórmula.
Exemplo: A fórmula mínima do NaCI contém um íon Na+ e um íon Cl– . Assim, a massa por 
fórmula do NaCI é a massa de uma fórmula mínima:
massa por fórmula do NaCI = 22,99 u + 35,45 u = 58,44 u
Espectrômetro de Massa
Espectro de massa 
dos três
isótopos do neônio.
Diagrama esquemático de 
um espectrômetro de massa.
Os feixes de íons positivos (de massa m e carga e) são acelerados ao passarem 
por duas placas carregadas com cargas opostas e, ao saírem, são defletidos 
para trajetórias curvas por um campo magnético. O raio de curvatura depende 
da razão carga-massa (ou seja, de e/m).
Composição Percentual dos Compostos
A composição percentual é a porcentagem em massa de cada elemento em um composto.
𝐶𝑜𝑝𝑜𝑠𝑖çã𝑜 𝑝𝑒𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑢𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑢𝑚 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 =
𝑛 𝑥 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑜 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑜𝑠𝑡𝑜
x 100%
Exemplo: Em 1 moI de peróxido de hidrogênio (H202) há 2 mols de átomos de H e 
2 mols de átomos de O. As massas molares de H202, H e são, respectivamente, 
34,02 g, 1,008 g e 16,00 g.
O ácido fosfórico (H3P04) 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.
Determinação de Fórmulas Empíricas
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.
Determine a fórmula empírica de um composto cuja composição percentual 
em massa é: K: 24,75%; Mn: 34,77%; O: 40,51 %.
Determinação Experimental de Fórmulas Empíricas
Quando o etanol é queimado em um aparato experimental tal, formam-se dióxido de carbono (CO2) e 
água (H2O).
As massas de CO2 e H2O produzidas podem ser determinadas medindo-se os aumentos de massa 
ocorridos nos absorvedores de CO2 e de H2O.
Aparato experimental 
para a determinação da 
fórmula empírica do 
etanol. Os 
absorvedores são 
substâncias capazes de 
reter água e dióxido de 
carbono
Supondo que em determinado experimento a combustão de 11,5 g de etanol produz 22,0 g de CO2 e 13,5 g de H2O, 
podemos calcular as massas de carbono e de hidrogênio presentes na amostra de etanol.
C0,5H1,5O0,25
Cálculo das 
massas de C, 
H e O
Cálculo das 
quantidades 
de mol de C, 
H e O
Determinação Experimental de Fórmulas Empíricas
Para determinarmos a fórmula molecular real, temos de conhecer, além da fórmula 
empírica, um valor aproximado da massa molar do composto.
Exemplo: 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.
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?
Reações Químicas e Equações Químicas
Uma equação química baseia-se no uso de símbolos químicos para mostrar o que 
acontece durante uma reação química,
Interpretação de 
uma Equação 
Química
Frequentemente, indicam, os estados físicos dos reagentes e dos produtos usando as 
letras g, l, es para gás, líquido e sólido, respectivamente.
Balanceamento de Equações Químicas
Identificar todos os reagentes e produtos e escrever as suas fórmulas corretas nos lados esquerdo e direito 
da equação, respectivamente.
Iniciar o balanceamento da equação testando diferentes coeficientes até chegar ao mesmo número de 
átomos de cada elemento em ambos os lados da equação.
Observar os elementos que aparecem apenas uma vez, e com igual número de átomos, em cada lado da 
equação: as fórmulas que contêm esses elementos devem ter o mesmo coeficiente.
Confira se a equação está balanceada, certificando-se de que o número total de cada tipo de átomo, em 
ambos os lados da seta da equação, seja o mesmo.
Considere a combustão (ou seja, a queima) do etano (C2H6), componente do 
gás natural, em oxigênio ou ar, uma reação que gera como produtos dióxido 
de carbono (CO2) e água (H2O).
Quando o alumínio metálico é exposto ao ar, forma-se, em sua superfície, uma camada 
protetora de óxido de alumínio (Al2O3). Essa camada evita a posterior reação entre o 
alumínio e o oxigênio, e essa é a razão pela qual as latas de alumínio para armazenar 
bebidas não são corroídas.
Efetue o balanceamento da equação que representa a reação que ocorre entre o óxido 
de ferro(III), Fe2O3 e o monóxido de carbono, CO, produzindo ferro (Fe) e dióxido de 
carbono (CO2).
Quantidades de Reagentes e Produtos
Estequiometria é o estudo quantitativo de reagentes e produtos 
em uma reação química.
Devemos sempre trabalhar com número de mols para determinar a quantidade 
de produto formado em uma reação química. Esse procedimento é denominado 
método do mol e significa, simplesmente, que podemos interpretar os 
coeficientes estequiométricos de cada substância, em uma equação química, 
como equivalentes aos seus correspondentes números de mols.
Todos os metais alcalinos reagem com a 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) → 2LiOH(aq) + H2(g)
(a) Quantos mols de H2 se formarão na reação completa de 6,23 moI de Li com a água?
(b) Quantos gramas de H2 se formarão na reação completa de 80,57 g de Li com a água?
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 → 6CO2 + 6H2O
Se 856 g de C6H12O6 forem consumidos por uma pessoa 
durante certo período, qual será a massa de CO2 produzida?
Reagentes Limitantes e Rendimento da Reação
Nas reação química, os reagentes geralmente não se encontram presentes em 
quantidades estequiométricas exatas, ou seja, nas proporções indicadas pela 
equação balanceada.
O reagente consumido em primeiro lugar em uma reação é designado reagente 
limitante, pois a quantidade máxima de produto formado depende da quantidade 
inicial desse reagente.
Reagentes em excesso são os reagentes presentes em quantidades superiores 
àquelas necessárias para reagir com dada quantidade do reagente limitante.
Considerando a formação do dióxido de nitrogênio (N02) a partir de óxido 
nítrico (NO) e oxigênio: 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
Suponha que, inicialmente, dispomos de 8 moI de NO e 7 moI de O2 . Um modo 
de determinar qual dos dois reagentes é o reagente limitante é calcular o número 
de mols de produto (NO2) que pode se formar a partir dessas quantidades iniciais 
de NO e O2..
Exercício A reação entre o alumínio e o óxido de ferro(I1I) pode atingir temperaturas que 
chegam aos 3.000°C e pode ser usada para soldar metais:
Em dado processo, 124 g de Al reagiram com 601 g de Fe2O3 (a) Calcule a massa (em 
gramas) de Al2O3 formado. (b) Qual é a quantidade de reagente em excesso que sobra no 
final da reação?
Rendimento da Reação
A quantidade de reagente limitante presente no início de uma reação determina o rendimento teórico 
dessa reação, ou seja, a quantidade de produto que se formará se todo o reagente limitante for consumido 
durante a reação.
O rendimento real, ou a quantidade de produto realmente obtida na reação química, é quase sempre 
menor que o rendimento teórico.

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