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MOL 
 
 
1 - QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA (n) 
É uma grandeza de base do SI, associada ao 
número de entidades presentes em uma amostra. Tais 
entidades podem ser: átomos, moléculas ou íons. 
De acordo com o SI, a unidade para esta grandeza é o 
"mol", cujo símbolo também é "mol". 
 
Exemplos: 
 
a) n = 1 mol de átomos de ferro indica que uma 
amostra de ferro possui um mol de átomos. 
b) n = 5 mol de moléculas da água indica que uma 
amostra de água possui cinco mols de moléculas de 
água. 
 
 É preciso não confundir a grandeza massa com 
a grandeza quantidade de substância. Por exemplo, 
uma amostra de laranja apresenta 10 laranjas 
(quantidade) e tem massa igual a 500 g. Supondo as 
laranjas com igual massa, temos que se uma outra 
amostra de laranjas apresentar 20 laranjas, esta terá 
massa igual a 1000 g. Verificamos que as grandezas 
são diferentes e medem propriedades diferentes da 
amostra, mas elas se relacionam, isto é, são grandezas 
diretamente proporcionais. 
O que foi exemplificado para laranjas, serve para 
átomos, moléculas e íons. 
 
2 - MASSA MOLAR (MM) 
É uma grandeza derivada do SI, e relaciona a 
grandeza massa com a grandeza quantidade de 
substância: 
 
 
Geralmente, a grandeza massa é expressa em: 
gramas (g) e a quantidade de substância em mols (mol). 
Portanto a unidade para massa molar será: g/mol. 
A massa molar é constante para uma 
determinada substância e varia de substância para 
substância. Por exemplo, a massa molar do oxigênio é 
16 g/mol; a do ferro 56 g/mol; a do cloro 35,5 g/mol. 
Na tabela periódica, encontramos os valores 
das massas molares dos elementos e, portanto, 
podemos encontrar as massas molares das substâncias. 
 
Exemplos: 
a) M(O3) = 3 x 16 = 48 g/mol 
b) M(H2SO4) = 2 x 1 + 32 + 4 x 16 = 98 g/mol 
 
3 - CONSTANTE DE AVOGADRO (L) 
É um valor experimental que indica quantas 
entidades estão presentes em um mol de entidades. 
Seu valor aproximado e: 6,02 x 1023 entidades por mol. 
Exemplos: 
a) Em um mol de átomos de ferro, encontramos 6,02 x 
1023 átomos de ferro. 
b) Em dois mols de moléculas de água, encontramos 
12,04 x 1023 moléculas de água. 
c) Em dez mols de íons Na+, encontramos 60,2 x 1023 
íons Na+. 
 
4 - MASSA ATOMICA (MA) 
É a massa de um átomo. Por exemplo, a massa 
atômica do carbono-12 (126C) é 1,99 x 10-26 kg. 
 
5 - UNIDADE DE MASSA ATOMICA (u) 
Como se viu, pelo exemplo, a massa de um 
átomo é extremamente pequena. Os cientistas optaram 
por estabelecer uma nova escala. Para indicar massas 
atômicas, utilizamos o carbono-12 como padrão. Assim, 
um átomo de carbono-12 passa a valer 12u (doze 
unidades de massa atômica): 
MA(12C) = 12 u 
Por sua vez, uma (1) unidade de massa atômica, 
isto é, 1/12 do carbono-12, corresponde a 1,66 x 10-27 
kg. 
 
6 - MASSA ATÔMICA DOS ELEMENTOS 
Elementos químicos são formados por átomos 
com diferentes números de nucleons e, portanto com 
diferentes valores de massas atômicas. 
A massa atômica de um elemento é calculada 
pela média ponderada das massas atômicas dos 
isótopos que constituem esse elemento. Por exemplo, o 
elemento hidrogênio apresenta-se constituído pelos 
isótopos 1H, 2H. A massa atômica do primeiro e 1,008 u 
e a do segundo é 2,014 u. A abundância do primeiro é 
99,985% e a do segundo é 0,015%. A média 
ponderada desse elemento é: 
 
 
 
 
Por arredondamento, o valor numérico da 
massa atômica de um átomo, é igual ao valor de 
seu número de nucleons (prótons e nêutrons). Assim, 
a massa do boro-10 (10B) é igual a 10 u; a massa do 
boro-11 (11B) e igual a 11 u. Desta forma, 
conhecendo-se as abundâncias, 19,8% e 80,2%, é 
possível encontrar a massa atômica do boro: 
 
 
 
 
7 - MASSA IÔNICA (m i) 
Íons são formados a partir de átomos, pela 
retirada ou adição de elétrons. Como a massa do 
elétron é desprezível em relação às massas dos 
prótons e nêutrons, temos que a massa de um íon 
é a mesma do átomo que lhe deu origem. 
 
Exemplos: 
m i(Fe2+) = 55,85 u 
mi(Fe3+) = 55,85 u 
m i(S2-) = 32,07 u 
 
8 - MASSA ATOMICA RELATIVA (Ar) 
É a razão entre a massa atômica e 1/12 da 
massa do carbono-12. Como 1/12 do carbono-12 é 1 
u, temos que a massa relativa corresponde à massa 
atômica sem unidade. 
 
MM = m/n 
MA(H) = 1,008x99,985 + 2,014x0,015 
 100 
MA(H) = 1,008 u 
M A = 10x19,8 + 11x80,2 
 100 
MA(B) = 10,8 u 
 - 2009 - 
 
 2 
Exemplos: 
A r(H) = 1,008 
A r(B) = 10,8 
A r(Fe) = 55,85 
 
9 - MASSA MOLECULAR (MM) 
Moléculas são formadas por átomos. Assim, 
a massa de uma molécula, é o resultado da adição 
das massas dos átomos que a constituem. 
 
Exemplos: 
MM(H2O) = 2x1,008 + 16,00 = 18,016 u 
MM(HNO3) = 1,008 + 14,01 + 3x16,00 = 63,02 u 
 
10 - MASSA MOLECULAR RELATIVA (Mr) 
 
E a razão entre a massa molecular e 1/12 da 
massa do carbono 12. Como 1/12 do carbono-12 é 1 
u, temos que a massa molecular relativa 
corresponde à massa molecular sem unidade. 
 
 
Exemplos: 
Mr(O2) = 32,00 
Mr(H2SO4) = 98,09 
 
11 – COMPOSIÇÃO CENTESIMAL 
 
Indica a porcentagem com que cada elemento 
participa na composição da massa molecular. Por 
exemplo: na composição da massa molecular da água, 
o hidrogênio contribui com 11,19% e o oxigênio com 
88,79%. 0 cálculo é feito multiplicando-se o índice do 
elemento pela respectiva massa atômica e dividindo 
pela massa molecular, e multiplicando o resultado por 
100 para obter a porcentagem. 
 
Exemplos: 
H2SO4: 2,055% de H, 32,070% de S e 65,25% de O 
CaO: 85,73% de Ca e 14,27% de O 
 
12 - FÓRMULA EMPÍRICA OU MÍNIMA 
Indica os símbolos dos elementos e a menor 
proporção inteira entre eles. É também conhecida por 
fórmula mínima. 
Obtém-se a fórmula empírica dividindo-se os 
índices da fórmula molecular até obter a menor 
proporção inteira. 
 
Exemplos: 
C6H6: fórmula empírica CH 
H2O2: fórmula empírica HO 
H2S: formula empírica H2S 
 
Além disso, é possível obter a fórmula empírica 
a partir da composição centesimal. Neste caso, 
devemos dividir as porcentagens pelas respectivas 
massas atômicas. A seguir dividir os resultados obtidos 
pelo menor valor deles. E, se necessário, transformar os 
índices obtidos em valores inteiros. 
 
Exemplos: 
Dada a composição: C=75% e H=25% 
C: 75/12 = 6,25; H: 25/1 = 25 
Dividindo todos por 6,25 
C = 1 e H = 4 
Assim, obtivemos a fórmula empírica CH4. 
 
Dada a composição P = 43,66% e O = 56,44% 
P: 43,6/31 = 1,4 ; O: 56,4/16 = 3,5 
Dividindo todos por 1,4 
P = 1 e O = 2,5 
Como não existe índice 2,5 é preciso multiplicar os 
resultados por 2 para transformá-los em inteiros P = 2; 
O = 5 
A fórmula empírica é P2O5