Capítulo 3 – Estequiometria cálculos com fórmulas e equações químicas

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Química Geral – Vol . 1 
Curso Anual de Química 
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Assunto Página 
Módulo 01 – Cálculos Químicos e Cálculos De Fórmulas 03 
Módulo 02 – Leis Poderais e Cálculo Estequiométrico 33 
Módulo 03 – Gases 73 
Módulo 04 – Química Nuclear 119 
Módulo 05 – Matéria e Energia 167 
Módulo 06 – Análise Imediata 189 
 
 
 
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MÓDULO 01 
ESTEQUIOMETRIA – CÁLCULOS QUÍMICOS E CÁLCULOS DE 
FÓRMULAS 
 
1. Medida de uma grandeza 
 
Antes de se entender o conceito de massa atômica, é necessário ter bem claro o conceito 
de medida de uma grandeza. A medida de uma grandeza é feita por comparação com uma 
grandeza padrão convenientemente escolhida. Assim, a medida da massa de um corpo é feita 
comparando-se a sua massa com a massa de um padrão convenientemente escolhido. 
O quilograma (kg) é um padrão muito utilizado para exprimir a massa dos corpos. Por 
exemplo, quando dizemos que uma pessoa pesa 70kg, isto é, tem massa igual a 70kg, significa 
que essa pessoa tem a massa 70 vezes maior que a massa padrão de 1kg. 
Nem sempre o quilograma é um padrão conveniente. Para indicar a massa de um grão de 
areia, é mais conveniente utilizar como padrão a massa de 1 miligrama (mg). Deste modo, é mais 
conveniente referir-se à massa de um grão de areia por 2mg do que expressar sua massa por 
0,000002kg. O quilograma também não e um padrão conveniente para exprimir a massa de um 
navio. Nesse caso, a tonelada é um padrão mais conveniente. 
Para exprimir a massa de um átomo, o padrão miligrama (mg) não é conveniente, pois é 
muito grande. 
Apenas como curiosidade, vejamos como ficaria o valor da massa de um átomo de 12C 
expressa em kg e em mg. m = 2 . 10–26 kg = 2 . 10–20 mg. 
 
1.1. Unidade de massa atômica 
 
Os químicos procuraram um padrão conveniente para exprimir a massa dos átomos. Em 
1962, num Congresso Internacional de Química, foi escolhida a unidade de massa atômica (u): 
 
 
Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de carbono com número de 
massa igual a 12 (12C). 
 
1.2. Massa atômica [MA] 
 
Massa atômica é a massa de um átomo expressa em u. Indica quantas vezes a massa do átomo 
é maior que 1/12 da massa do átomo de 12C. 
 
Assim, a massa atômica do 12C é igual a 12u. 
 
Existem métodos experimentais que permitem a determinação da massa atômica com 
uma precisão tal que o seu valor pode ser expresso com até seis algarismos significativos, 
tais como: 
 
Massa atômica do átomo 24Mg = 23,9847u Massa atômica do átomo 35Cl = 34,997u 
Massa atômica do átomo 37Cl = 36,975u Massa atômica do átomo 27Al = 26,9815u 
 
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Note que os valores das massas atômicas são muito próximos dos respectivos números de 
massa. Quando dizemos, por exemplo, que a massa atômica do átomo 24Mg é igual a 24 u 
concluímos que: 
 
Massa de um átomo de 24Mg = 24u 
Massa de um átomo de 24Mg = 24 x massa de 1/12 do átomo de 12C 
Massa de um átomo de 24Mg = 2 x massa de um átomo de 12C 
 
 
 
O átomo de 24Mg pesa duas vezes mais que o átomo de 12C. 
 
1.3. Massa atômica de um elemento 
 
Massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas dos átomos 
de seus isótopos constituintes. 
 
Assim, o cloro é formado pelos isótopos 35Cl e 37Cl, na proporção: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Como a massa atômica de um isótopo é aproximadamente igual ao seu número de massa, a 
massa atômica de um elemento é aproximadamente igual à média ponderada dos números de 
massa de seus isótopos constituintes. Logo, a massa atômica aproximada do cloro será: 
 
 
 
 
 
 
Não existe átomo de Cl com massa igual a 35,5u. Este é o valor médio da massa do átomo 
de Cl: 
Massa média do átomo de Cl = 35,5u 
Massa média do átomo de Cl = 35,5 x massa de 1/12 do átomo de 12C 
Massa média do átomo de Cl = 35,5 / 12 x massa do átomo de 12C 
 
 
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A maioria dos elementos é formada por misturas de diferentes isótopos, em proporção 
constante. 
 
Dessa maneira, a massa atômica dos elementos é também constante. No caso dos 
elementos formados de um único isótopo, a massa atômica do seu único isótopo será também a 
massa atômica do elemento. 
 
2. Massa molecular [MM] 
 
Massa molecular de uma substância é a massa da molécula dessa substância expressa 
em unidades de massa atômica (u). 
 
Numericamente, a massa molecular (MM) é igual à soma das massas atômicas (MA) de 
todos os átomos constituintes da molécula. 
 
Exemplo: 
MA do H = 1u 
MA do O = 16u 
MM do H2O = 2 x 1 + 16 = 18u 
 
Como a maioria dos elementos é formada por misturas de diferentes isótopos, a maioria 
das substâncias é formada por misturas de moléculas com diferentes massas moleculares. 
No caso da água, por exemplo, podemos ter 18 moléculas diferentes de H2O, resultantes 
da combinação dos diferentes isótopos, cujas massas moleculares variam de 18u a 24u. 
Observe a constituição isotópica dos elementos hidrogênio e oxigênio: 
H1 = 99,98%; H2 = 0,02%; H3 = 10-7% 
O16 = 99,76%; O17 = 0,04%; O18 = 0,20% 
 
Desta forma a molécula de H2O com menor massa molecular é 18u, sendo inclusive a 
molécula de massa molecular predominante, pois é constituída pelos isótopos de hidrogênio e 
oxigênio mais abundantes na natureza. A molécula de H2O com maior massa molecular 
corresponde a 24u. Observe: 
 
 
 
 
 
18u 
 
 
 
 
 
19u 
 
 
 
 
 
20u 
 
 
 
 
Como na mistura isotópica do H e do O há nítida predominância dos isótopos 1H e 16O, na 
substância água há nítida predominância de moléculas 1H2O
16 e a massa molecular média da 
água é muito próxima de 18u. Por isso, podemos afirmar que: 
 
18 
 
 
 
16 16 16 16 16 16 
18 18 18 18 18 18 
17 17 17 17 17 17 
1 1 1 2
1 1
1 1
2
2
2 2
2
22
21
1
1
1
1
3
33
3
3 3
3
3 3
3
32
2
2
3
19u 
20u 
21u 
20u 
21u 
22u 
20u 
21u 
22u 
21u 
22u 
23u 
22u 
23u 
24u 
 
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A molécula de água tem massa 18u 
A molécula de água tem massa 18 vezes maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C 
A molécula de água tem massa 1,5 vezes maior que a massa do 12C 
 
Uma molécula de H2O pesa 18 vezes mais que 1/12 do átomo de 
12C, isto é, uma molécula 
de água pesa 1,5 vezes mais que o átomo de 12C. 
 
A massa atômica do Cl é igual a 35,5u e a massa molecular do Cl2 é igual a 2 . 35,5 = 71,0u. 
 
 
 
Assim como não existe átomo de Cl com massa igual a 35,5u, não existe molécula de Cl2 com 
massa igual a 71,0u; este é o valor médio da massa das moléculas de Cl2. A substância Cl2 é 
formada por uma mistura das moléculas: 
 
Existem moléculas de Cl2 com massas moleculares 70u, 72u e 74u, em proporção tal que a 
massa média das moléculasde Cl2 é igual a 71,0u. Conhecendo a massa molecular do Cl2, 
podemos afirmar que: 
 
Massa média da molécula Cl2 = 71u 
Massa média da molécula Cl2 = 71 x massa de 1/12 do átomo de 
12C 
Massa média da molécula Cl2 = 71 / 12 x massa do átomo 
12C 
 
A rigor, no caso de substâncias iônicas, o termo massa molecular deve ser substituído por 
fórmula-massa, pois não existe molécula de substância iônica. Entretanto, na prática, costuma-se 
usar a expressão massa molecular também nesses casos. 
 
Embora seja mais correto indicar a unidade (u) nos valores das massas moleculares, na prática, 
por uma questão de simplicidade, omite-se a unidade (u). 
 
3. Mol e constante de Avogadro 
 
De acordo com resolução recente da IUPAC: Mol é a quantidade de matéria que contém 
tantas entidades elementares quantos são os átomos de 12C contidos em 0,0 12kg de 12C. 
 
Constante de Avogadro é o número de átomos de 12C contidos em 0,012kg de 12C. Seu 
valor é: 6,02.1023 mol–1. 
 
Assim como uma dúzia são 12 unidades e uma centena são 100 unidades, um mol são 
6,02.1023 unidades. 
 
 
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Exemplos: 
• Um mol de carbono (C) significa um mol de átomos de C, ou seja, 6,02 . 1023 átomos de C. 
• Um mol de cloro (Cl2) significa um mol de moléculas de Cl2, ou seja, 6,02 . 10
23 
moléculas de Cl2. 
• Um mol de cloreto de sódio (Na+Cl–) significa um mol de aglomerados iônicos (Na+Cl–), 
portanto, 6,02.1023 íons Na+ e 6,02.1023 íons Cl–. 
 
4. Massa molar 
 
Massa molar é a massa que contém 6,02.1023 entidades representadas pela 
respectiva fórmula. A unidade mais usada para a massa molar é g.mol–1. 
 
Massa molar de um elemento é a massa de um mol de átomos, ou seja, 6,02.1023 átomos desse 
elemento. É numericamente igual à sua massa atômica. 
 
Massa atômica do Cl = 35,5u 
Massa molar do Cl = 35,5 g . Mol–1 
 
Interpretação: Um mol de átomos do elemento Cl, ou seja, 6,02 . 1023 átomos do elemento Cl, 
pesa 35,5g. 
 
Massa atômica do C = 12,011u 
Massa molar do C = 12,011 g . mol–1 
 
Interpretação: Um mol de átomos do elemento C, ou seja, 6,02.1023 átomos de C, pesa 12,011g. 
 
Massa molar de um isótopo é a massa de um mol de átomos desse isótopo, ou seja, 6,02.1023 
átomos desse isótopo. A massa molar de um isótopo é numericamente igual à sua massa 
atômica. 
 
Massa atômica do 35Cl = 34,997u Massa molar do 35Cl = 34,997 g.mol–1 
 
Interpretação: Um mol de átomos, ou seja, 6,02.1023 átomos do isótopo 35Cl, pesa 
34,997g. 
 
Massa atômica do 12C = 12,0000 
Massa molar do 12C = 12,0000g.mol–1 
 
Interpretação: Um mol de átomos, ou seja, 6,02.1023 átomos do isótopo 12C, pesa 
12,0000g. 
 
 
 
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Massa molar de uma substância é a massa de um mol de entidades representadas pela sua 
fórmula. A massa molar de uma substância é numericamente igual à sua massa molecular. 
 
Massa molecular do H2O = 18,0u 
Massa molar do H2O = 18,0g.mol
–1 
 
Interpretação: Um mol de moléculas, ou seja, 6,02.1023 moléculas de H2O, pesa 18,0g. 
 
Fórmula-massa do Na+Cl– = 58,5u 
Massa molar do Na+Cl– = 58,5 g.mol–1 
 
Interpretação: Um mol de aglomerados iônicos (Na+Cl–), ou seja, 6.02.1023 aglomerados iônicos 
de (Na+Cl–), pesa 58,5g. 
 
Massa molar de um íon é a massa de um mol de íons, ou seja, 6,02.1023 íons. 
Massa molar do Cl– = 35,5g.mol–1 
 
Interpretação: Um mol de íons Cl–, ou seja, 6,02.1023 íons Cl–, pesa 35,5g. 
Massa molar do SO4
2-= 96,0 g.mol–1 
Interpretação: Um mol de íons SO4
2-, ou seja, 6,02.1023 íons SO4
2-pesa 96,0g. 
 
4.1. Conversão de massa em quantidade de matéria [ou de substância] 
Sendo m a massa de uma substância, expressa em gramas, e sendo M a sua massa 
molar, expressa em g/mol, podemos escrever a seguinte proporção: 
 
Massa Quantidade de substância 
mg –––––––––– n mol 
Mg –––––––––– 1 mol 
 
 
 
Observação 
Em uma molécula (se o composto for molecular) ou íon-fórmula (se o composto for iônico), 
o índice de cada elemento pode indicar tanto o número de átomos, como também o número de 
mol. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2 átomos de C 
4 átomos de H 
1 molécula de C2H4 
2 mols de C = 2 x 6,02.1023 átomos de C 
4 mols de H = 4 x 6,02.1023 átomos de H 
1 mol de C2H4 
4 mols de C = 4 x 6,02.1023 átomos de C 
8 mols de H = 8 x 6,02.1023 átomos de H 
2 mols de C2H4 
 
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5. Cálculo de fórmulas 
 
Quando um químico obtém uma nova substância, uma das primeiras providências que ele 
toma é a determinação de sua composição percentual ou centesimal. 
 
5.1. Composição percentual ou centesimal (composição mássica) 
 
Entre as atividades experimentais mais empolgantes da Química estão a manufatura de 
um composto inteiramente novo ou o isolamento de uma nova substância a partir de uma fonte 
natural. Imediatamente aparecem questões do tipo: O que é isto? Qual a sua fórmula? A pesquisa 
para encontrar as respostas começa pela análise qualitativa, uma série de procedimentos 
destinada a identificar todos os elementos que constituem a substância. Em seguida vêm os 
procedimentos de análise quantitativa, a qual determina a massa de cada elemento em uma 
amostra da substância de massa conhecida. 
As massas relativas dos elementos em um composto são, em geral, dadas na forma de 
percentagem por massa, que é denominada composição percentual (ou composição centesimal) 
do composto. A percentagem por massa de um elemento é o número de gramas deste elemento 
presente em 100 g do composto. Esta percentagem é obtida, em geral, com o uso da seguinte 
equação 
%pormassa Massadeelemento
100%
de elemento Massa totaldaamostra
 
 
 
A composição percentual de uma substância indica a percentagem em massa de cada elemento 
para cada 100g da amostra. 
 
Exemplo 1 
Determine a composição percentual para a glicose (C6H12O6) 
 
Dados: MA(C) = 12u; MA(H) = 1u; MA(O) = 16u. 
Solução: C6H12O6 
Massa molar = 6. (12) + 12. (1) + 6. (16) 
Massa molar = 72 + 12 + 96 = 180 g/mol 
 
 
 
 
 
Composição percentual da glicose: C = 40%; H = 6,7%; O = 53,3% 
 
A partir da composição percentual, podemos representar a fração em massa dos componentes 
de um composto; basta dividir as porcentagens por 100. 
 
 
 
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A soma das frações em massa dos componentes de uma substância é igual a 1. 
 
0,400 + 0,067 + 0,533 = 1,000 
 
5.2. Fórmula percentual ou centesimal 
 
Indica a percentagem de cada elemento em uma amostra dada. 
 
Para o exemplo anterior a fórmula percentual seria dada por: 
 
Fórmula percentual da glicose: C40% H6,7% O53,3% 
 
 
6. Fórmula mínima, empírica ou estequiométrica 
 
É a fórmula do composto que tem os menores índices inteiros possíveis. 
 
 
 
Não existe a fórmula molecular do Al2O3 nem a do NaCl, pois esses compostos são iônicos e, por 
isso, não formam moléculas. 
Os compostos iônicos geralmente são escritos na sua fórmula mínima. 
A substância formada quando o fósforo entra em combustão (combinando-se com o 
oxigênio) é constituída por moléculas fórmula P4O10. Quando uma fórmula representa a 
composição de uma molécula, ela é denominada fórmula molecular. Observe, no entanto, que 
os subscritos 4 e 10 são ambos divisíveis por 2, e assim os menores números que indicam a 
razão entra as quantidades de P e O são2 e 5. Uma fórmula mais simples (porém menos 
informativa) que expressa a mesma razão é P2O5. Ela é algumas vezes chamada de fórmula 
simplificada da substância. Também é conhecida como fórmula empírica, porque pode ser obtida 
a partir de uma análise experimental do composto. 
Para obter uma fórmula empírica experimentalmente, precisamos determinar o número de 
gramas de cada elemento na amostra do composto. Convertemos então gramas em mols, de 
onde obtemos as razões entre os números de cada elemento. Como a razão entre o número de 
mols é idêntica à razão entre o número de átomos, podemos então construir a fórmula empírica. 
 
6.1. Cálculo da fórmula mínima 
 
Para determinar a fórmula mínima de um composto, devemos estabelecer, através da 
análise química, as proporções em massa entre os elementos que formam o composto. 
 
 
 
 
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Procedimento: 
I. transformar os dados do problema em quantidade de matéria (No de mol) 
 
 
 
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. 
 
 
 
 
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Onde ―n‖ é um número inteiro que indica quantas vezes a fórmula mínima está contida na fórmula 
molecular. 
 
 
 
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. 
 
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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 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% 
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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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)) 
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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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 
12
C. 
IV. 108 vezes mais que 1/12 do átomo de 
12
C. 
V. 9 vezes mais que um átomo de 
12
C. 
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 
39
K: 
I. Um átomo de 
39
K pesa aproximadamente 39g. 
II. Um átomo de 
39
K tem massa atômica 
aproximadamente igual a 39u. 
III. Um átomo de 
39
K tem massa aproximadamente 
39 vezes maior que a massa do átomo de 
12
C. 
IV. Um átomo de 
39
K tem massa aproximadamente 
igual a 3,25 vezes a massa de um átomo de 
12
C. 
V. 12 átomos de 
39
K tem massa aproximadamente 
igual à de 39 átomos de 
12
C. 
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 (
35
Cl e 
37
Cl) 
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, IIIe 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 
63
Cu e 
65
Cu, 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 10Ne
22
). Calcule: 
a) a quantidade de 10Ne
22
 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. 1,2.10
20
 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, (Ca
2+
)3(PO4
3−
)2. 
Calcule: 
a) a quantidade de fosfato de cálcio; 
b) a quantidade de íons Ca
2+
; 
c) o número de íons PO4
3−
 ; 
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) 
 
 
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12. Determine a fórmula mínima de um sal 
hidratado que encerra 18,5% de Na, 25,8% 
de S, 19,4% de O e 36,3% de H2O. 
(massas atômicas: H = 1; O = 16; Na = 23; S = 32) 
 
13. A análise quantitativa de uma substância X 
mostrou que ela é formada por 28% de 
ferro, 24% de enxofre e 48% de oxigênio, em 
massa. Determine a fórmula molecular dessa 
substância X, sabendo que sua massa molar é 
igual a 400g.mol
–1
 e que as massas atômicas são: 
fe = 56; S = 32, e O = 16. 
 
14. Amostra de 3,87mg de ácido ascórbico 
(vitamina C) dá 5,80mg de CO2 e 1,58mg 
de H2O numa análise de combustão. Qual a 
composição percentual (% de cada elemento) 
deste composto? O ácido ascórbico só contém C, 
H e O. 
 
15 (UFC) Uma amostra de 12g de um composto 
químico formado de C, H e O foi queimada numa 
corrente de ar, formando 26,4g de CO2 e 14,4g de 
H2O. Quais as fórmulas percentuais e mínima do 
composto? 
Dados: C = 12u; H = 1u; O = 16u 
 
16. (PUC-PR) Ao queimar completamente 5g de 
certo hidrocarboneto gasoso, produziram-se 7,72L 
de gás carbônico e 9,6L de vapor de água medidos 
nas CNTP. Sabendo-se que 1L do hidrocarboneto, 
nas CNTP pesa 2,59g, deduz-se que a fórmula 
molecular do hidrocarboneto é: 
a) C2H6 
b) C3H6 
c) C3H8 
d) C4H10 
 
Exercícios de Fixação - Cálculos Químicos 
 
1. (Fuvest 2014) A tabela abaixo apresenta 
informações sobre cinco gases contidos em 
recipientes separados e selados. 
 
Recip
iente 
Gás 
Tempera
tura (K) 
Pressão 
(atm) 
Volume 
(l) 
1 O3 273 1 22,4 
2 Ne 273 2 22,4 
3 He 273 4 22,4 
4 N2 273 1 22,4 
5 Ar 273 1 22,4 
 
Qual recipiente contém a mesma quantidade de 
átomos que um recipiente selado de 22,4 L, 
contendo H2, mantido a 2 atm e 273 K? 
a) 1 
b) 2 
c) 3 
d) 4 
e) 5 
 
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: 
Leia o texto: 
 
O uso mais popular do cloreto de sódio é na 
cozinha, onde é utilizado para acrescentar sabor a 
uma infinidade de alimentos e também como 
conservante e material de limpeza. É na indústria 
química, no entanto, que ele é mais consumido. 
São inúmeros os processos que fazem uso de 
produtos do processamento desse sal. 
 
2. (Unicamp 2014) Obtém-se um sal de cozinha do 
tipo light substituindo-se uma parte do sal comum 
por cloreto de potássio. Esse produto é indicado 
para pessoas com problemas de pressão arterial 
alta. Sabendo-se que a massa molar do sódio é 
menor que a do potássio, pode-se afirmar que, 
para uma mesma massa dos dois tipos de sal, no 
tipo light há 
a) menos íons cloreto e mais íons sódio do que no 
sal comum. 
b) mais íons cloreto e menos íons sódio do que no 
sal comum. 
c) mais íons cloreto e mais íons sódio do que no 
sal comum. 
d) menos íons cloreto e menos íons sódio do que 
no sal comum. 
 
3. (Ufsc 2013) A celulose atua como componente 
estrutural na parede celular de diversas plantas e é 
o principal componente químico do papel comum, 
como este que você está utilizando para fazer sua 
prova. Quimicamente, a celulose é um polímero, 
mais especificamente um polissacarídeo, formado 
pela junção de várias unidades de glicose. As 
fórmulas estruturais planas da glicose e da celulose 
são mostradas no esquema abaixo. 
 
 
 
Informação adicional – Número de Avogadro: 
236,02 10 .
 
 
Com base nas informações disponibilizadas acima: 
a) expresse a fórmula molecular da glicose. 
b) escreva o(s) nome(s) da(s) função(ões) 
orgânica(s) presente(s) na molécula de celulose. 
c) cite o nome da reação que ocorre entre as 
moléculas de glicose para formar a celulose. 
 
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d) considere que esta folha de papel da sua prova 
possua cerca de 620 cm
2
 e que o papel tenha 
gramatura de 75 g/m
2
. Considere, ainda, que o 
papel seja composto por 80% em massa de 
celulose, com massa molar média de 100.000 
g/mol. Calcule o número de moléculas de 
celulose presentes na folha de papel de sua 
prova. 
 
4. (Ufsc 2013) As medalhas dos Jogos Olímpicos 
de Londres em 2012 possuem massas que variam 
entre 375 e 400 g, com 85 mm de diâmetro e 7,0 
mm de espessura. As medalhas são moldadas com 
a seguinte composição: 
 
— ―Medalha de ouro‖: 92,5% (em massa) de prata 
e 1,34% (em massa) de ouro. O restante é 
cobre. 
— Medalha de prata: 92,5% (em massa) de prata e 
o restante de cobre. 
— Medalha de bronze: 97,0% (em massa) de 
cobre, 2,5% (em massa) de zinco e 0,50% (em 
massa) de estanho. 
 
Disponível em: 
<www.Iondon2012.com/medals/about/>. 
[Adaptado] Acesso em: 20 ago. 2012. 
 
Com base no texto apresentado, é CORRETO 
afirmar que: 
01) considerando que a medalha seja um cilindro 
regular, a densidade de uma medalha de 375 g 
é de aproximadamente 9,4 g/cm
3
. 
02) uma ―medalha de ouro‖ de 400 g possui 24,6 g 
de cobre. 
04) o número de mol de átomos de ouro presente 
em uma ―medalha de ouro‖ é maior que o 
número de mol de átomos de zinco presente 
em uma medalha de bronze de mesma massa. 
08) uma medalha de bronze de 400 g possui 0,017 
mol de átomos de estanho. 
16) a medalha de bronze é formada apenas por 
metais de transição. 
32) os átomos constituintes da medalha de prata 
unem-se por meio de ligações metálicas, ao 
passo que os átomos constituintes da medalha 
de bronze unem-se por meio de ligações 
metálicas e de ligações iônicas. 
 
5. (Unicamp 2013) Entre os vários íons presentes 
em 200 mililitros de água de coco há 
aproximadamente 320 mg de potássio, 40 mg de 
cálcio e 40 mg de sódio. Assim, ao beber água de 
coco, umapessoa ingere quantidades diferentes 
desses íons, que, em termos de massa, obedecem 
à sequência: 
potássio sódio cálcio. 
 No entanto, 
se as quantidades ingeridas fossem expressas em 
mol, a sequência seria: 
Dados de massas molares em g/mol: cálcio = 40; 
potássio = 39; sódio = 23. 
a) potássio > cálcio = sódio. 
b) cálcio = sódio > potássio. 
c) potássio > sódio > cálcio. 
d) cálcio > potássio > sódio. 
 
6. (Ufg 2013) Na medicina atual, nanopartículas 
esféricas podem ser preenchidas com 
determinados fármacos para acelerar o tratamento 
de certas doenças. Considere uma nanopartícula 
esférica com diâmetro de 200 nm e 50% de seu 
volume ocupado com um determinado fármaco. A 
quantidade de matéria (em mol) desse fármaco 
presente no interior da nanopartícula será, 
aproximadamente, igual a: 
 
Dados: 
Massa molar do fármaco: 
51 10 g / mol
 
Densidade do fármaco: 1 g/mL 
3,14π 
 
a) 
108 10
 
b) 
106 10
 
c) 
104 10
 
d) 
102 10
 
e) 
101 10
 
 
7. (Pucrs 2013) Analise o texto a seguir: 
 
Ao misturar água e álcool etílico, podem-se 
observar alguns fatos curiosos. O mais fácil de 
perceber é certa elevação da temperatura. Por 
exemplo, ao misturar 100mL de água e 100mL de 
etanol em um copo de isopor, observa-se que a 
temperatura aumenta cerca de 5ºC. Outro fato 
curioso é a variação de volume. Nesse exemplo, o 
volume final da mistura é 194mL, e não 200mL, 
como se poderia esperar. A densidade do etanol 
puro é 0,80g/mL e a densidade da água pura é 
1,00g/mL, à temperatura ambiente. 
 
Com base no texto, é correto afirmar, a respeito da 
mistura referida, que 
 
Dados: 
2 2 6H O 18; C H O 46. 
 
a) a densidade da mistura produzida é superior a 
1,00g/mL. 
b) em massa, a mistura contém mais de 50% de 
etanol. 
c) em mols, a quantidade de água é mais de três 
vezes maior do que a quantidade de etanol. 
d) em cada 100mL dessa solução, existem aproxi-
madamente 9,0 mols de álcool etílico. 
e) para separar os componentes dessa mistura, é 
possível empregar decantação. 
 
 
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8. (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 pra 
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. 
 
Disponível em: www.anvisa.gov.br. Acesso em: 1 
ago. 2012 (adaptado). 
 
Considerando-se o valor de 
23 16 10 mol
 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 10
 
b) 
221,5 10
 
c) 
237,5 10
 
d) 
251,5 10
 
e) 
254,8 10
 
 
9. (Ufmg 2012) O tipo mais comum de cálculo 
renal — popularmente conhecido como ―pedra nos 
rins‖ — é formado por oxalato de cálcio, ou 
etanodioato de cálcio, que se precipita no trato 
urinário, quando as concentrações de íons cálcio e 
oxalato ficam muito elevadas. Íons magnésio 
podem, também, estar presentes na urina e, nesse 
caso, formar precipitados de oxalato de magnésio. 
 
a) No ácido oxálico, ou ácido etanodioico, cuja 
fórmula molecular é C2H2O4, ambos os átomos 
de hidrogênio são ionizáveis. Represente a 
fórmula estrutural desse ácido, explicitando se 
for o caso, a ocorrência de ligações múltiplas. 
b) Escreva a equação química balanceada para a 
reação de íon oxalato com íon cálcio. Nessa 
equação, use a fórmula molecular para 
representar o íon oxalato. 
c) Para determinar as concentrações de íons cálcio 
e magnésio em uma amostra de urina, esses 
íons foram precipitados como uma mistura de 
oxalatos. Esse precipitado foi, em seguida, 
aquecido e decompôs-se, dando origem a uma 
mistura de CaCO3 e MgO de massa igual a 
0,0450 g. 
Dando continuidade ao experimento, aqueceu-
se essa mistura a uma temperatura mais 
elevada e, então, obteve-se um resíduo sólido 
de CaO e MgO. de massa igual a 0,0296 g. 
Calcule a massa de íons cálcio precipitada na 
amostra de urina original. 
 
Para calcular massas molares relevantes, 
aproxime as massas atômicas de valores inteiros. 
 
10. (Unesp 2012) A ductilidade é a propriedade de 
um material deformar-se, comprimir-se ou estirar-
se sem se romper. 
 
 
 
A prata é um metal que apresenta excelente 
ductilidade e a maior condutividade elétrica dentre 
todos os elementos químicos. Um fio de prata 
possui 10 m de comprimento (l) e área de secção 
transversal (A) de 
7 22,0 10 m
. 
 
 
 
Considerando a densidade da prata igual a 
310,5 g/cm
, a massa molar igual a 108 g/mol e a 
constante de Avogadro igual a 
23 16,0 10 mol
, o 
número aproximado de átomos de prata nesse fio 
será 
a) 
221,2 10
 
b) 
231,2 10
 
c) 
201,2 10
 
d) 
171,2 10
 
e) 
236,0 10
 
 
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: 
DADOS: 
Massas Atômicas: 
H 1u;
 
C 12 u;
 
O 16 u;
 
N 14 u;
 
C 35,45 u.
 
Eletronegatividades: H = 2,2; C = 2,5; O = 3,5; N = 
3,0; 
C 3,1.
 
Números Atômicos: H = 1; C = 6; O = 8; N = 7; 
C 17.
 
Número de Avogadro: 
236,02 10 .
 
 
11. (Unisinos 2012) Em relação ao significado das 
notações químicas, assinale a alternativa correta. 
 
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a) A notação 
3H
 indica 3 moléculas de hidrogênio. 
b) 1 mol de moléculas de 
10 4 2C H N
 contém 10 mols 
de átomos de carbono, 4 mols de átomos de 
hidrogênio e 2 mols de átomos de nitrogênio. 
c) A notação 
23H
 indica 6 moléculas de 
hidrogênio. 
d) Uma molécula de 
10 4 2C H N
 contém uma massa 
de 
152 g.
 
e) A notação 
10 4 22C H N
 indica 2 moléculas de uma 
substância com um total de 16 átomos. 
 
12. (Unesp 2011) Um paciente infectado com vírus 
de um tipo de herpes toma, a cada 12 horas, 1 
comprimido de um medicamento que contém 125 
mg do componente ativo penciclovir. 
 
 
 
Dados: Massa molar (g.mol
–1
): H = 1; C = 12; N = 
14; O = 16. 
Constante de Avogadro: N = 6,02 × 10
23
 mol
–1
. 
Dê a fórmula molecular e a massa molar do 
penciclovir e calcule o número de moléculas desse 
componente que o paciente ingere por dia. 
 
13. (Ufrgs 2010) Considere o enunciado a seguir e 
as três propostas para completá-lo. 
 
Em dada situação, substâncias gasosas 
encontram-se armazenadas, em idênticas 
condições de temperatura e pressão, em dois 
recipientes de mesmo volume, como representado 
a seguir. 
 
Gás carbônico 
(CO2) 
 
Gás nitrogênio (N2) 
+ 
Gás oxigênio (O2) 
Recipiente 1 Recipiente 2 
 
Nessa situação, os recipientes 1 e 2 contêm 
1 - o mesmo número de moléculas. 
2 - a mesma massa de substâncias gasosas. 
3 - o mesmo número de átomos de oxigênio. 
Quais propostas estão corretas? 
a) Apenas 1. 
b) Apenas 2. 
c) Apenas 3. 
d) Apenas 2 e 3. 
e) 1, 2 e 3. 
 
14. (Uerj 2010) Para evitar a ingestão de 
quantidades excessivas de sódio, foi desenvolvido 
o sal light, no qual parte do cloreto de sódio é 
substituído por cloreto de potássio. 
Os quadros abaixo comparam as informações 
nutricionais para porções iguais de dois tipos de 
sal: 
Sal tradicionalConstituinte Quantidade por 
porção 
sódio 368,0 mg 
potássio - 
 
Sal light 
Constituinte Quantidade por 
porção 
sódio 184,0 mg 
potássio 249,6 mg 
Além desses cloretos, não há outros compostos de 
cloro, sódio ou potássio nos sais. 
A redução percentual do íon cloro no sal light em 
relação ao sal tradicional é igual a: 
 
Dados: Na = 23; K = 39. 
a) 10% 
b) 20% 
c) 40% 
d) 50% 
 
15. (Fuvest) A dose diária recomendada do elemento 
cálcio para um adulto é de 800mg. Suponha certo 
suplemento nutricional a base de casca de ostras que seja 
100% CaCOƒ. Se um adulto tomar diariamente dois 
tabletes desse suplemento de 500mg cada, qual 
porcentagem de cálcio da quantidade recomendada essa 
pessoa está ingerindo? 
massas molares (g/mol) 
Ca ........................... 40 
O ............................. 16 
C ............................. 12 
a) 25 % 
b) 40 % 
c) 50 % 
 
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d) 80 % 
e) 125 % 
 
16. (Fuvest) O aspartame, um adoçante artificial, pode 
ser utilizado para substituir o açúcar de cana. Bastam 42 
miligramas de aspartame para produzir a mesma 
sensação de doçura que 6,8 gramas de açúcar de cana. 
Sendo assim, quantas vezes, aproximadamente, o 
número de moléculas de açúcar de cana deve ser maior 
do que o número de moléculas de aspartame para que 
tenha o mesmo efeito sobre o paladar? 
Dados: 
massas molares aproximadas (g/mol) 
açúcar de cana: 340 
adoçante artificial: 300 
a) 30 
b) 50 
c) 100 
d) 140 
e) 200 
 
17. (Uem) Assinale a(s) alternativa(s) correta(s). 
 
01) Tendo uma solução não saturada e homogênea de 
sulfato de cobre em água, pode-se separar a água por 
destilação simples. 
02) Considerando as CNTP e o dióxido de carbono como 
um gás ideal, a combustão completa de 6,02 x 10£¤ 
moléculas de metano formará 22,4 L de dióxido de 
carbono. 
04) Uma molécula de HCØ tem massa aproximada de 
36,5 gramas. (Dados: H = 1; CØ = 35,5) 
08) Um mol de moléculas de amônia apresenta 1 átomo 
de nitrogênio e 3 átomos de hidrogênio. 
16) No gás cloro e no fluoreto de cálcio, as ligações são 
iônica e covalente, respectivamente. 
32) Uma partícula alfa (‘) é o núcleo do átomo de 
Hélio. 
 
18. (Uff) Feromônios são compostos orgânicos 
secretados pelas fêmeas de muitos insetos para 
determinadas funções, dentre as quais a de acasalamento. 
Um determinado feromônio, utilizado com esta 
finalidade, tem fórmula molecular C‣Hƒ•O e, 
normalmente, a quantidade secretada é cerca de 1,0 x 
10-¢£ g. 
Pode-se afirmar que o número de moléculas existentes 
nessa massa é: 
(Dados: C = 12; H = 1; O = 16) 
a) 6,0 x 10-£¤ 
b) 1,7 x 10-¢¨ 
c) 2,1 x 10ª 
d) 4,3 x 10¢¦ 
e) 1,7 x 10£¡ 
 
19. (Ufpr) O colesterol desempenha funções importantes 
nos processos biológicos, mas sua concentração no 
sangue deve ser controlada, para prevenir doenças 
cardiovasculares. No Brasil, recomenda-se manter a 
concentração de colesterol abaixo de 200 miligramas por 
100 mililitros de sangue; na Europa, este limite é de 5,18 
milimols por litro de sangue. A figura a seguir contém 
algumas informações sobre o colesterol. 
 
 
 
Dados: 
massas molares: C = 12g; H = 1g; O = 16g 
Sobre as informações acima, é correto afirmar: 
(01) O colesterol apresenta a função fenol. 
(02) A massa molar do colesterol dada (386g) é diferente 
da massa calculada com base na fórmula molecular 
(C‚‡H„†O). 
(04) A molécula do colesterol contém 2 átomos de 
carbono hibridados sp£. 
(08) Na fórmula estrutural apresentada acima, está 
faltando uma ligação no átomo de carbono da hidroxila. 
(16) No Brasil e na Europa recomenda-se manter a 
concentração abaixo de 3,5×10£¢ moléculas de colesterol 
por litro de sangue. 
(32) A concentração máxima de colesterol recomendada 
na Europa é maior que a recomendada no Brasil. 
Soma ( ) 
 
20. (Ufsc) Considere os elementos químicos hidrogênio, 
potássio, hélio, cálcio e carbono. 
Dados 
Massas molares (g/mol): H = 1,01; He = 4,00 
 
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A respeito dos mesmos é CORRETO afirmar que: 
01. Um mol de átomos de hélio tem o dobro da massa de 
um mol de moléculas de hidrogênio. 
02. Os átomos dos elementos cálcio e potássio são 
isótopos. 
04. Átomos de hidrogênio podem receber ou 
compartilhar elétrons, para adquirirem a configuração do 
gás nobre hélio. 
08. Os símbolos dos elementos em questão são: H, Po, 
He, Ca e C, respectivamente. 
16. A unidade unificada de massa atômica (u) representa, 
atualmente, a massa de uma fração igual a 1/12 do 
isótopo 12 de um átomo de carbono. 
32. A configuração eletrônica do cálcio, no estado 
fundamental, é 1s£ 2s£ 2p§ 3s£ 3p§ 4s£. 
 
21. (Unb) Os microprocessadores atuais são muito 
pequenos e substituíram enormes placas contendo 
inúmeras válvulas. Eles são organizados de forma que 
apresentem determinadas respostas ao serem percorridos 
por um impulso elétrico. Só é possível a construção de 
dispositivos tão pequenos devido ao diminuto tamanho 
dos átomos. Sendo estes muito pequenos, é impossível 
contá-los. A constante de Avogadro - e não o número de 
Avogadro - permite que se calcule o número de 
entidades - átomos, moléculas, fórmulas unitárias etc. - 
presentes em uma dada amostra de substância. O valor 
dessa constante, medido experimentalmente, é igual a 
6,02×10£¤mol-¢. Com relação ao assunto, julgue os 
seguintes itens. 
 
(0) A constante de Avogadro é uma grandeza, sendo, 
portanto, um número (6,02×10£¤) multiplicado por uma 
unidade de medida (mol-¢). 
(1) A constante de Avogadro, por ser uma grandeza 
determinada experimentalmente, pode ter seu valor 
alterado em função do avanço tecnológico. 
(2) Massas iguais de diferentes elementos químicos 
contêm o mesmo número de átomos. 
(3) Entre os elementos químicos, o único que, em 
princípio, não está sujeito a uma variação de massa 
atômica é o isótopo do carbono de massa 12,00˜. 
 
22. (Unb) Considere uma amostra de 180 mL de água 
destilada, com densidade igual a 1 kg/L, contida em um 
copo. Sabendo que M(H) = 1 g/mol e M(O) = 16 g/mol, 
julgue os itens a seguir. 
 
(1) No copo, encontram-se 18,06 x 10£¥ átomos. 
(2) O número de moléculas contidas no copo é igual ao 
número de átomos encontrados em uma amostra de 120 
g de carbono - 12. 
(3) Para se produzir a quantidade de água contida no 
copo, é preciso reagir totalmente 30 g de H‚ com 150 g 
de O‚. 
(4) A massa molecular de água no copo é igual a 180 g. 
 
23. (Unesp) Peixes machos de uma certa espécie são 
capazes de detectar a massa de 3,66 x 10-©g de 2-fenil-
etanol, substância produzida pelas fêmeas, que está 
dissolvida em 1 milhão de litros de água. Supondo-se 
diluição uniforme na água, indique o número mínimo de 
moléculas de 2-fenil-etanol por litro de água, detectado 
pelo peixe macho. 
(Dados: Massa molar do 2-fenil-etanol = 122 g/mol. 
Constante de Avogadro = 6,0 x 10£¤ moléculas/mol.) 
a) 3 x 10-¢§. 
b) 3,66 x 10-©. 
c) 1,8 x 10©. 
d) 1,8 x 10££. 
e) 6,0 x 10£¤. 
 
24. (Unesp) As hemácias apresentam grande quantidade 
de hemoglobina, pigmento vermelho que transporta 
oxigênio dos pulmões para os tecidos. A hemoglobina é 
constituída por uma parte não protéica, conhecida como 
grupo heme. Num laboratório de análises foi feita a 
separação de 22,0mg de grupo heme de uma certaamostra de sangue, onde constatou-se a presença de 
2,0mg de ferro. Se a molécula do grupo heme contiver 
apenas um átomo de ferro [Fe=56g/mol], qual a sua 
massa molar em gramas por mol? 
a) 154. 
b) 205. 
c) 308. 
d) 616. 
e) 1 232. 
 
25. (Unesp) Por ocasião das comemorações oficiais dos 
quinhentos 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 8,00 g de "ouro 900", uma liga metálica 
que contém 90 % em massa de ouro. Conhecendo o 
número de Avogadro - NA = 6,0.10£¤ - e sabendo que a 
massa molar do ouro é 197 g.mol-¢, pode-se afirmar que 
numa dessas moedas existem 
a) 22,4 átomos de ouro. 
 
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b) 7,2.10¤ átomos de ouro. 
c) 6,0.10£¤ átomos de ouro. 
d) 2,2.10££ átomos de ouro. 
e) 7,2 átomos de ouro. 
 
26. (Unifesp) O rótulo de um frasco contendo um 
suplemento vitamínico informa que cada comprimido 
contém 6,0×10­§ gramas de vitamina B‚ 
(cianocobalamina). Esta vitamina apresenta 1 mol de 
cobalto por mol de vitamina e sua porcentagem em peso 
é de aproximadamente 4%. Considerando a constante de 
Avogadro 6,0×10£¤mol-¢ e a massa molar de cobalto 
60g/mol, qual o número aproximado de átomos de 
cobalto que um indivíduo ingere quando toma 
comprimidos? 
 
a) 4,8 × 10¢¦. 
b) 2,4 × 10¢¦. 
c) 4,8 × 10¢£. 
d) 2,4 × 10¢£. 
e) 4,8 × 10¨. 
 
27. (Ufv) A seguir estão representados um cubo do metal 
alumínio e um cubo do metal ouro, ambos com um 
volume de 1,0cm¤. 
 
 
 
A 25°C, a densidade do alumínio é 2,7g/cm¤ e a do ouro 
é 18,9g/cm¤. De acordo com estas informações e as 
massas atômicas encontradas na tabela periódica, pode-
se afirmar que: 
Dados: AØ = 27 u; Au = 197 u 
a) o número de átomos é aproximadamente o mesmo nos 
dois cubos. 
b) no cubo de alumínio existem aproximadamente 
2,7×10£¤ átomos. 
c) no cubo de ouro existem aproximadamente 1,9×10£¤ 
átomos. 
d) no cubo de ouro existem aproximadamente 7 vezes 
mais átomos do que no cubo de alumínio. 
e) no cubo de alumínio existem aproximadamente 7 
vezes mais átomos do que no cubo de ouro. 
 
Exercícios de Fixação - Cálculos de Fórmulas 
1. (Unicamp) Sabe-se que 1,0 mol de um composto 
contém 72g de carbono(C), 12 mols de átomos de 
hidrogênio(H) e 12x10£¤ átomos de oxigênio(O). 
Admitindo-se o valor da constante de Avogadro como 
sendo 6,0x10£¤mol-¢ e com base na Classificação 
Periódica dos elementos, escreva: 
a) A fórmula molecular do composto. 
b) A fórmula mínima do composto. 
 
2. (Ime) O nitrogênio forma cinco diferentes óxidos. A 
análise centesimal de amostras desses óxidos forneceu os 
resultados a seguir: 
 
 
 
Dados: massas atômicas: O= 16,00, N= 14,00 
Determine, a partir destes dados: 
a) a fórmula mínima de cada um; 
b) a(s) nomenclatura(s) correspondente(s) de cada óxido. 
 
3. (Uff) Por muitos anos, os aborígenes da Austrália 
usaram folhas de eucalipto para combater dores, em 
particular, a de garganta. O componente ativo dessas 
folhas foi identificado como EUCALIPTOL, cuja massa 
molar é 154,0 g. 
Ao se analisar uma amostra de eucaliptol com 3,16 g, 
encontrou-se o seguinte resultado: C=2,46g; H=0,37g; 
O=0,33 g. 
Considere essas informações e determine: 
 
a) a fórmula molecular do eucaliptol; 
 
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b) a massa, em grama, de H‚O produzida na combustão 
completa da amostra. 
 
4. (Uff) A dieta que um endocrinologista recomendou 
para um paciente permite a ingestão diária de 300 g de 
determinado alimento que contém 0,17% de carboidrato, 
cuja queima diária libera 2kcal. Tal carboidrato contém 
40,0% de carbono, 6,67% de hidrogênio e seu calor de 
combustão é 706,0 kcal.mol-¢. 
Determine a fórmula molecular desse carboidrato. 
 
5. (Ufg) O Parque Nacional das Emas, localizado no 
extremo sudoeste do Estado de Goiás, é caracterizado 
pelo agrupamento de cupinzeiros, que servem como 
local de desenvolvimento de larvas de vaga-lumes. Pela 
emissão de luz, elas atraem outros insetos que lhes 
servem de alimento. Esse fenômeno de emissão de luz é 
chamado de bioluminescência e ocorre, principalmente, 
pela oxidação de uma substância química conhecida por 
luciferina, representada a seguir: 
 
 
 
Determine a fórmula molecular, a massa molecular e a 
composição percentual da luciferina. 
Dados: O = 16; H = 1; C = 12; N = 14; S = 32. 
 
6. (Ufrj) Nitrogênio é um dos elementos mais 
importantes para o desenvolvimento das plantas. Apesar 
dos processos naturais de fornecimento do mesmo, 
grande parte necessária para a agricultura é suprida 
através da adição de fertilizantes. Tais fertilizantes são 
comercializados sob forma de uréia, sulfato de amônio e 
nitrato de amônio. 
A tabela a seguir apresenta os preços desses fertilizantes 
por tonelada. 
Dados 
Massas molares (g/mol): H=1,0; N=14,0; O=16,0; 
S=32,0 
 
 
 
a) Com base na proporção (em massa) de nitrogênio em 
cada um dos fertilizantes, indique qual deles é o mais 
barato? Justifique. 
 
b) O sulfato de amônio pode ser obtido industrialmente 
pela reação do carbonato de amônio com o sulfato de 
cálcio. Escreva a equação que descreve esta reação 
química. 
 
7. (Unesp) A nicotina contém 73,5% de carbono, 8,6% 
de hidrogênio e 17,3% de nitrogênio. Sabe-se que este 
composto contém dois átomos de nitrogênio por 
molécula. Quais são as fórmulas empírica e molecular da 
nicotina. 
Dados: 
Massas atômicas: C = 12 H = 1 N = 14 
 
8. (Unesp) Um hidrocarboneto CÖHÙ é queimado em 
excesso de oxigênio, segundo a reação: 
 
 CÖHÙ + O‚ (excesso) ë x CO‚ + y/2H‚O. 
 
Observou-se que, para cada 1,000g de H‚O, há formação 
de 1,955g de CO‚. Determine a fórmula empírica do 
hidrocarboneto. 
Massas atômicas: H = 1,0; C = 12; O = 16. 
 
9. (UECE–2ª Fase) O aspartame é um adoçante bastante 
utilizado na substituição ao açúcar comum. Este 
composto é cerca de 200 vezes mais doce que a sacarose. 
É consumido por mais de 200 milhões de pessoas em 
todo o mundo e está presente em mais de 6000 produtos. 
 
Assinale a alternativa que apresenta corretamente a 
porcentagem aproximada de carbono em um mol deste 
composto e o número de hidrogênio em uma molécula 
deste composto, respectivamente. 
 
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(A) 55,71%; 16 
(B) 55,32%; 18 
(C) 57,53%; 16 
(D) 57,14%; 18 
 
10. (UECE–2ª Fase) A fórmula empírica de um 
composto orgânico de massa 0,86g formado apenas de 
carbono, hidrogênio e oxigênio e que, através de uma 
combustão completa, produz 2,20g de gás carbônico e 
0,9g de água é 
(A) C4H10O. 
(B) C5H10O. 
(C) C4H8O. 
(D) C5H12O. 
 
11. (UECE–2ª Fase) Uma amostra de 25,5 g de 
cloreto de cálcio hidratado (CaCl2 . nH2O) foi aquecida 
até perder toda a água de hidratação. O resíduo de 
cloreto de cálcio anidro tem 11,1 g de massa. Na fórmula 
original do sal hidratado, o valor de n é 
(A) 0,4. 
(B) 0,8. 
(C) 4,0. 
(D) 8,0. 
 
12. (UECE–2ª Fase) “O engenheiro fez uma 
fogueira e nela colocou as piritas, cuja composição era 
carvão, sílica, alumínio e sulfeto de ferro (II). Em dez ou 
doze dias, o sulfeto de ferro (II) se transformariaem 
sulfato de ferro (II) e o alumínio em sulfato de alumínio, 
substância solúvel, ao contrário dos outros produtos da 
operação, como a sílica e o carvão.” (A Ilha Misteriosa – 
Júlio Verne). A partir das informações do texto e, 
também, de seus conhecimentos, assinale o correto. 
(A) O sulfato de alumínio anidro tem composição 
percentual aproximada de 16 partes de alumínio, 28 
partes de enxofre e 56 partes de oxigênio. 
(B) A pirita ou ouro de tolo é um minério constituído de 
ferro, enxofre e alumínio. 
(C) Na hipótese de ocorrer a formação de sulfato de ferro 
a partir do sulfeto de ferro, o ferro sofreria uma reação 
de redução. 
(D) O carvão e o alumínio são substâncias simples e a 
sílica é uma mistura heterogênea de quartzo, mica e 
feldspato. 
 
13. (Unicamp) A dor pode resultar do rompimento de 
tecidos onde se formam várias substâncias, como as 
prostaglandinas, que a potencializam. 
Fundamentalmente, essas moléculas apresentam um anel 
saturado de cinco átomos de carbono, contendo duas 
cadeias laterais vizinhas, sendo que cada uma possui 
uma dupla ligação. Uma das cadeias laterais contém sete 
átomos de carbono, incluindo o carbono de um grupo 
ácido carboxílico terminal e a dupla ligação entre os 
carbonos 2 e 3 a partir do anel. A outra cadeia contém 
oito átomos de carbono, com um grupo funcional 
hidroxila no terceiro carbono a partir do anel e a dupla 
ligação entre os carbonos 1 e 2 a partir do anel. 
a) Desenhe a fórmula estrutural da molécula descrita no 
texto. 
b) Identifique com um círculo, na fórmula do item a, um 
carbono assimétrico. 
c) Calcule a massa molar da prostaglandina. 
 
14. (Unifesp) Existem diferentes formas pelas quais a 
água pode fazer parte da composição dos sólidos, 
resultando numa grande variedade de substâncias 
encontradas na natureza que contêm água ou elementos 
que a formam. A água de estrutura é denominada de 
água de hidratação, que difere muito da água de absorção 
ou adsorção. A água de constituição é uma forma de 
água em sólidos, que é formada quando estes se 
decompõem pela ação de calor. 
a) O NaHCOƒ e Ca(OH)‚ são sólidos que apresentam 
água de constituição. Escreva as equações, devidamente 
balanceadas, que evidenciam essa afirmação, sabendo-se 
que na decomposição do bicarbonato de sódio é 
produzido um óxido de caráter ácido. 
b) No tratamento pós-operatório, um medicamento usado 
para estimular a cicatrização é o sulfato de zinco 
hidratado, ZnSO„ . xH‚O. A análise desse sólido indicou 
43,9 % em massa de água. Determine neste composto o 
número de moléculas de água por fórmula unitária. 
Dadas massas molares (g/mol): 
ZnSO„ = 161,5 e H‚O = 18,0. 
 
15. (Fgv) Compostos hidratados são sólidos que 
apresentam moléculas de água em sua estrutura e são 
mais comuns do que se imagina. Um exemplo disso são 
os tetos dos cômodos de nossas casas, que podem estar 
rebaixados com placas de gesso, que contêm o sulfato de 
cálcio diidratado, CaSO„ . 2H‚O. A determinação do 
grau de hidratação é feita experimentalmente. No 
 
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laboratório, um aluno pesou 1,023 g de um composto 
hidratado de coloração vermelha e aqueceu o sólido num 
cadinho de porcelana até desidratação completa, obtendo 
0,603 g de sulfato de cobalto(II) anidro, CoSO„, que tem 
coloração azul. Após fazer corretamente os cálculos, o 
aluno descobriu que o nome do composto hidratado era 
a) sulfato de cobalto(II) triidratado. 
b) sulfato de cobalto(II) tetraidratado. 
c) sulfato de cobalto(II) pentaidratado. 
d) sulfato de cobalto(II) hexaidratado. 
e) sulfato de cobalto(II) heptaidratado. 
 
16. (Uff) No combate à dor e à febre, um medicamento 
muito utilizado é a aspirina, cuja composição centesimal 
é: C=60,00%, H=4,44% e O=35,56%. 
Sabendo-se que em uma amostra de aspirina com 0,18 g 
de massa existem 6,02 × 10£¡ moléculas, conclui-se que 
a fórmula molecular desse composto é: 
a) C‣H†Oƒ 
b) C•H„O… 
c) C³H‚Oƒ 
d) C‣H•O„ 
e) C•H•O„ 
 
17. (Uff) A cada lançamento das coleções de moda praia, 
surgem polêmicas sobre uma grande inimiga das 
mulheres: a celulite, que não poupa nem as modelos. A 
lipodistrofia - nome científico da celulite - é um 
fantasma difícil de ser espantado. Por isso, a guerra 
contra a celulite só pode ser ganha com um conjunto de 
ações. A indústria de cosméticos e a farmacêutica não 
param de fazer pesquisas. As novidades giram em torno 
do DMAE, da cafeína, da centelha asiática e do retinol. 
 (Adaptado da revista "VIDA", "Jornal do 
Brasil", 21/08/2004). 
 
Observe as fórmulas estruturais da Cafeína e do Retinol 
(Vitamina A). 
 
 
 
Considerando as fórmulas apresentadas, assinale a opção 
correta. 
a) A fórmula molecular do retinol é C‚OH‚•O‚ e seu 
percentual de carbono é 80%. 
b) O retinol e a cafeína são isômeros geométricos em 
razão das duplas ligações que ocorrem em suas cadeias 
carbônicas. 
c) Sendo a fórmula molecular da cafeína C•H³N„O‚ , 
seu percentual de carbono é, aproximadamente, 50%. 
d) O retinol é um álcool aromático. 
e) A cafeína é uma cetona, pois apresenta duas 
carbonilas. 
 
18. (Unesp) Um mol do adoçante aspartame, de fórmula 
molecular C„H•N‚O…, reage estequiometricamente com 
dois mols de água para formar um mol de ácido aspártico 
(C„H‡NO„), 1 mol de metanol (CHƒOH) e 1 mol de 
fenilalanina. Com base nestas informações, conclui-se 
que a fórmula molecular da fenilalanina é 
 
a) C„H•N‚O… 
b) C‣HNO‚ 
c) C•H„N‚O• 
d) C„H‡NO„ 
e) CHƒNO 
 
19. (Unesp) O ferro é um elemento químico usado na 
confecção de utensílios há séculos. Um dos problemas 
para sua utilização é a tendência à oxidação. Dentre os 
produtos de oxidação possíveis, dois óxidos - óxido 1 e 
óxido 2 - apresentam, respectivamente, 70,0% e 77,8% 
em ferro. Dadas as massas molares Fe = 56 g×mol-¢ e O 
= 16 g×mol-¢, as fórmulas mínimas para os óxidos 1 e 2 
são, respectivamente: 
a) Fe‚Oƒ e FeO. 
b) Fe‚Oƒ e FeƒO„. 
 
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c) FeƒO„ e Fe‚Oƒ. 
d) FeƒO„ e FeO. 
e) FeO e Fe‚Oƒ. 
 
20. (Unesp) No início do século passado, foram 
desenvolvidas diversas armas químicas, dentre as quais o 
gás fosgênio. Sabe-se que 9,9 g deste gás ocupam 2,24 
L, nas condições normais de temperatura e pressão, e 
que é constituído apenas por átomos de carbono, 
oxigênio e cloro. Dadas as massas molares C = 12 
g×mol-¢, O = 16 g×mol-¢e CØ = 35,5 g×mol-¢, a fórmula 
mínima correta para este gás é: 
a) C‚OCØ‚. 
b) C‚OCØ. 
c) COƒCØ. 
d) COCØ‚. 
e) CO‚CØ‚. 
 
21. (Unifesp) Estanho e iodo reagem quantitativamente 
formando um produto, cuja fórmula pode ser 
determinada reagindo-se quantidades conhecidas de iodo 
(dissolvido em um solvente) com excesso de estanho e 
determinando-se a massa do metal remanescente após a 
reação. Os resultados de uma experiência foram: 
massa de iodo utilizado: 5,08 g 
massa inicial de estanho: 4,18 g 
massa final de estanho: 3,00 g 
Dadas as massas molares, em g/mol, Sn=118 e I=127, 
pode-se concluir que a fórmula mínima do composto 
obtido é 
a) SnI. 
b) SnI‚. 
c) SnIƒ. 
d) SnI„. 
e) SnI…. 
 
22. Verifica-se experimentalmente que uma substância Y 
contém 30,17% 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 = 1,0; Cl = 35,5) 
 
23. (UFV-MG) Uma substânciapura de massa igual a 
32,00 g foi submetida à análise elementar e verificou-se 
que continha 10,0 g de cálcio, 6,08 g de carbono e 15,92 
g de oxigênio. 
A) Qual o teor (porcentagem) de cada elemento na 
substância? 
B) Qual a fórmula mínima da substância? 
 (Massas atômicas: Ca = 40,0; C = 12,0; O = 16,0) 
 
24. (CESGRANRIO-RJ) A análise elementar de um 
composto orgânico oxigenado produziu 40,67 gramas de 
carbono, 8,47 g de hidrogênio e 23,73 g de nitrogênio. 
Com esses dados, determine: 
A) A fórmula mínima ou empírica desse composto. 
B) A sua fórmula molecular, sabendo-se que seu peso 
molecular é 118u. 
 
25. Determine a fórmula de um sal hidratado cuja 
massa mol é igual a 322 g/mol e que encerra: 
14,3% de Na, 9,9% de S, 70,0% de O e 6,21% de 
H. Sabe-se que todo o H do sal está sob forma de 
H2O (água de cristalização). (MA: Na = 23; S = 32; 
O = 16; H = 1) 
 
26. Amostra de 3,87mg de ácido ascórbico (vitamina C) 
dá 5,80 mg de CO2 e 1,58 mg de H2O numa análise de 
combustão. O ácido ascórbico só contém C, H e O. 
a) Qual a composição percentual (% de cada elemento) 
deste composto? 
b) Qual a sua fórmula mínima? 
c) Qual a sua fórmula molecular sabendo que a sua 
massa molar é 176 g/mol? 
 
GABARITO - Cálculos Químicos 
 
Resposta da questão 1: 
 [C] 
 
Cálculo da quantidade de átomos que um 
recipiente selado de 22,4 L, contendo H2, mantido 
a 2 atm e 273 K: 
 
P V n R T
R cons tante
De acordo com a tabela :
T cons tante
V cons tante
V
n P
R T
n k P
   



 

 
 
 
2
n k 2 2k
Para o hidrogênio (H ) :
n 2 2k 4k
  
  
 
 
O número de mols é diretamente proporcional à 
pressão, então: 
 
 
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n Gás 
T 
(K) 
P 
(atm) 
V (l) 
n 
(mol) 
Áto
mos
 
(mol) 
1 O3 273 1 22,4 k 3k 
2 Ne 273 2 22,4 2 k 2 k 
3 He 273 4 22,4 4 k 4 k 
4 N2 273 1 22,4 k 2k 
5 Ar 273 1 22,4 k k 
 
O gás do recipiente 3 (He) contém a mesma 
quantidade de átomos que um recipiente selado de 
22,4 L, contendo H2, mantido a 2 atm e 273 K, ou 
seja, 4k átomos. 
 
Resposta da questão 2: 
 [D] 
 
Obtém-se um sal de cozinha do tipo light 
(NaC KC )
substituindo-se uma parte do sal 
comum 
(NaC )
 por cloreto de potássio. 
 
Com a substituição do cloreto de sódio pelo cloreto 
de potássio, o número de íons sódio diminui no sal 
light. 
 
sal de cozinha NaC NaC
substituída res tante
por KC
sal light NaC KC
res tante adicionada
sal de cozinha sal light
NaC NaC
substituída res tante
por KC
m m m
m m m
Como as massas são iguais, teremos :
m m m
Então :
m m
 
 
 
 NaC
res tante
m
NaC KC
substituído adicionado
por KC
KC
adicionada
NaC KC
substituída adicionada
por KC
NaC KC
m
m
m m (n m n M)
M
n M n M

    
  
 
 
NaC KC
substituído adicionado
por KC
NaC KC
substituído adicionado
por KC
KC
NaC
KC NaC
M
n n
M
Como M M
n n
 


 
 
Conclui-se que o sal de cozinha possui maior 
quantidade de íons cloreto ou que o sal light possui 
menor quantidade de íons cloreto. 
 
Resposta da questão 3: 
 a) C6H12O6. 
b) Na celulose, observamos as funções álcool e 
éter. 
c) Trata-se de uma reação de polimerização por 
condensação, na qual há perda de moléculas de 
água. 
d) Massa da folha: 
2
4 2
75g ______ 1m
 M ______ 620 10 m
M 4,65g.


 
 
Portanto, a massa de celulose no papel é de 
3,72g (80% da massa total). 
23
18
6,02 10 moléculas de celulose ______ 100000g
 n ______ 3,72g
n 22,4 10 moléculasde celulose, aproximadamente.

 
 
 
Resposta da questão 4: 
 01 + 02 + 08 = 11. 
 
[01] Verdadeira. Para calcularmos a densidade da 
medalha, devemos inicialmente calcular o 
volume do cilindro: 
 

       

2 3 2 3
CILINDRO
3 3 3
V r h 3,14 (42,5 10 ) 7 10
39,7 10 m 39,7cm
π
 
Agora é possível calcularmos a densidade 
aproximada da medalha: 
3m 375d 9,45g / cm
V 39,7
 
 
 
[02] Verdadeira. Na medalha de ouro há 6,16% de 
cobre: 
100% ______ 400g 
6.16% ______m 
m 24,64g
 
 
[04] Falsa. Supondo uma massa M das medalhas, 
teremos as seguintes relações: 
Cálculo do número de mol de ouro na 
―medalha de ouro‖: 
 u
1 mol de átomos de Au ______ 197g 
 nA ______ 0,0134M 1,34% da massa da medalha
 
Au
0,0134M
n mol
197

 
 
Cálculo do número de mol de zinco na 
―medalha de bronze‖: 
 n
1 mol de átomos de Zn ______ 65,4g 
 nZ ______ 0,025M 2,5% da massa da medalha
 
 
 
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Zn
0,025M
n mol
65,4

 
 
[08] Verdadeira. 
Numa medalha de bronze com 400g há 2g de 
estanho (0,5% em massa). Assim: 
Sn
1 mol de átomos de Sn ______ 118,7g
 n ______ 2g
 
Snn 0,017 mol
 
 
[16] Falsa. O estanho é um metal representativo 
pertencente ao grupo 14 (família 4A). 
[32] Falsa. Em todas as ligas metálicas, os átomos 
constituintes unem-se por meio de ligações 
metálicas, e não ligações iônicas. 
 
Resposta da questão 5: 
 [C] 
 
Cálculos necessários: 
 
Cátion potássio: 
1mol
K
39 g
n 


 
3
3
K
320 10 g
n 8,2 10 mol
 
 
 
Cátion cálcio: 
1mol
2Ca
40 g
n




 2
3
3
Ca
40 10 g
n 1,0 10 mol
 
 
Cátion sódio: 
1mol
Na
23 g
n




 
3
3
Na
40 10 g
n 1,74 10 mol
 
 
A sequência seria: 
    2K Na Ca .
n n n
 
 
Resposta da questão 6: 
 Questão anulada no gabarito oficial. 
 
 
9 7
7
5
3
3 5
nanopartícula
15 3 15
nanopartícula
15 15
fármaco
D 200 nm 200 10 m 200 10 cm
200 10
R cm 10 cm
2
4 4
V R 3,14 10 cm
3 3
V 4,19 10 cm 4,19 10 mL
V 0,50 4,19 10 mL 2,09 10 mL
1mL(fármaco)

 



 
 
    

 
   
   
    
15
1 g
2,09 10 mL(fármaco) fármaco
15
fármaco
m
m 2,09 10 g
1mol(fármaco)
 
510 g
n mol(fármaco) 15
20
2,09 10 g
n 2,09 10 mol



 
 
 
Resposta da questão 7: 
 [C] 
 
Cálculo da massa de etanol em 100 mL: 
etanold 0,80 g/mL
1mL de etanol

0,80 g de e tanol
100 mL de etanol
etanol
80 g de e tanol
m 80
n 1,739 mol
M 46
  
 
 
Cálculo da massa de água em 100 mL: 
águad 1,00 g/mL
1mL de água

1,00 g de água
100 mL de água
água
100 g de água
m 100
n 5,555 mols
M 18
  
 
 
5,55
3,194
1,739

 
 
Conclusão: em mols, a quantidade de água é mais 
de três vezes maior do que a quantidade de etanol. 
 
Resposta da questão 8: 
 [B] 
 
A quantidade recomendada é o dobro de 500 mg 
por dia, ou seja, 1000 mg de cálcio por dia, então: 
 
 
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31000 mg 1000 10 1 g
40 g de cálcio
  
236 10 átomos de Ca
1 g de cálcio

Ca
23 22
Ca
n
n 0,15 10 1,5 10 átomos de cálcio   
 
 
Resposta da questão 9: 
 a) Fórmula estrutural plana do ácido oxálico ou 
etanodioico: 
 
 
 
b) Equação química balanceada para a reação de 
íon oxalato 
2
2 4(C O )
com íon cálcio 
2(Ca )
: 
2 2
2 4 2 4
2 2
2 4 2 4
C O (aq) Ca (aq) C O Ca(s)
ou
C O (aq) Ca (aq) CaC O (s)
 
 
 
 
 
c) Subtraindo-se a massa da mistura após o 
aquecimento da massa da mistura antes do 
aquecimento, obtém-se a massa de gás 
carbônico liberada e, consequentemente, o 
número de mols de 
2CO .
 
 
2
2
2
2
CO
CO 4
CO
CO
m 0,0450 g 0,0296 g 0,0154 g
m 0,0154 g
m 0,0154
n 3,5 10 mol
M 44
Δ

  

   
 
 
21mol Ca  2
4
1mol CO
3,5 10 mol
2 2
2
2
2
4
4Ca Ca
Ca
Ca
4 2
Ca
3,5 10 mol
m m
n 3,5 10 mol
M 40
m 3,5 10 40 0,014 g 1,4 10 g
 





 

   
     
 
 
Resposta da questão 10: 
 [B] 
 
Cálculo do volume do fio: 
7 2 6 3
3 6 3
V A 2,0 10 m 10 m 2,0 10 m
1 m 10 cm
       

 
 
3V 2 cm
 
 
A partir do valor da densidade, teremos: 
31 cm
3
10,5 g
2 cm m
m 21 g
108 g

236,0 10 átomos de prata
21 g

23
23
n
n 1,16666 10 átomos de prata
n 1,2 10 átomos de prata
 
 
 
 
Resposta da questão 11: 
 [B] 
 
1 mol de moléculas de 
10 4 2C H N
 contém: 
10 4 21mol (C H N )
 
10 mols de átomos de carbono 
4 mols de átomos de hidrogênio 
2 mols de átomos de nitrogênio 
 
Resposta da questão 12: 
 A partir da fórmula estrutural teremos: 
 
Fórmula molecular: C10H15O3N5 ou C10H15N5O3 
Massa molar = 10  12 + 15  1 + 3  16 + 5  14 = 
253 g.mol
-1
 
 
O paciente toma a cada 12 horas um comprimido, 
logo em um dia toma 2 comprimidos, que 
equivalem a 2  125 mg (250  10
-3
 g). 
 
253 g  6,02  10
23
 moléculas 
250  10
-3
 g  y 
y = 5,95  10
20 
moléculas. 
 
O paciente ingere por dia 5,95  10
20 
moléculas do 
penciclovir. 
 
Resposta da questão 13: 
 [A] 
 
De acordo com a hipótese de Avogadro, nas 
mesmas condições de temperatura e pressão o 
mesmo volume será ocupado pelo mesmo número 
de moléculas. 
 
Resposta da questão 14: 
 [A] 
 
No sal tradicional: 
3
3 3
(sódio) (cloro)
368 10
n 16 10 mol n 16 10 mol
23

      
 
 
 
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No sal light: 
3
3 3
(sódio) (cloro)
3
3 3
(potássio) (cloro)
3 3 3
(cloro)
184 10
n 8 10 mol n 8 10 mol
23
249,6 10
n 6,4 10 mol n 6,4 10 mol
39
n 8 10 6,4 10 14,4 10 mol

 

 
  

     

     
     
 
 
3 3 3
3
Redução 16 10 14,4 10 1,6 10 mol de cloro
16 10
  

     

3
100%
1,6 10 r
r 0,10 10 % 
 
 
15. [C] 
 
16. [D] 
 
17. 35 
 
18. [C] 
 
19. 04 = 04 
 
20. 01 + 04 + 16 + 32 = 53 
 
21. V V F V 
 
22. V V F F 
 
23. [C] 
 
24. [D] 
 
25. [D] 
 
26. [A] 
 
27. [A] 
 
GABARITO - Cálculos de Fórmulas 
 
1. a) C†H‚O‚ 
b) CƒH†O 
 
2. a) 1- N‚O 
 2- NO 
 3- N‚Oƒ 
 4- NO‚ 
 5- N‚O… 
b) monóxido de dinitrogênio 
monóxido de nitrogênio 
trióxido de dinitrogênio 
dióxido de nitrogênio 
pentóxido de dinitrogênio 
 
3. a) C³H•O 
b) 3,32 g de H‚O 
 
4. C†H‚O† 
 
5. Fórmula molecular: CH•S‚N‚Oƒ 
Massa molecular: 280 u 
Composição percentual: 
C..........47,14% 
H..........2,86% 
S...........22,86% 
N..........10,00% 
O..........17,14% 
 
6. a) 1. Percentagem de Nitrogênio em massa em cada 
fertilizante: 
Uréia: 28/60 x 100 = 47% 
Sulfato de amônio: 28/132 x 100 = 21% 
Nitrato de amônio: 28/80 x 100 = 100 = 35% 
 
2. Preços dos fertilizantes por mol: 
Uréia: 10§g/60=16.667 mols 
 R$230,00 / 16.667=R$0,0138 por mol 
Sulfato de amônio: 10§g/132=7.576 mols 
 R$210,00 / 7.576=R$0,0277 por mol 
Nitrato de amônio: 10§g/80=12.500 mols 
 R$335,00 / 12.500=R$0,0268 por mol 
Ou seja, o mais barato é a uréia que além de ter o menor 
custo por mol, também apresenta a maior percentagem 
de nitrogênio. (Comentário: em seguida o nitrato de 
amônio, e por fim, o mais caro, o sulfato de amônio.) 
b) (NH„)‚ COƒ + CaSO„ ë (NH„)‚SO„+CaCOƒ 
 
7. Fórmula mínima: C…H‡N 
Fórmula molecular: C³H„N‚ 
 
8. C‚H… 
 
9. [D] 
 
10. [B] 
 
 
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11. [B] 
 
12. [A] 
 
13. Observe a figura a seguir. 
 
 
 
c) Fórmula molecular: C‚³Hƒ„Oƒ. 
20 carbonos + 34 hidrogênios + 3 oxigênios = 322 
g/mol. 
 
14. a) 2NaHCOƒ ë Na‚COƒ + CO‚ + H‚O 
 óxido 
 ácido 
 Ca(OH)‚ ë CaO + H‚O 
 
b) ZnSO„.xH‚O -------- xH‚O 
 161,5 g ---------------- x .18 g 
 100 g ----------------- 43,9 g 
 x = 4 
 
15. [D] 
 
16. [D] 
 
17. C•H³N„O‚ = 194 u (cafeína) 
194 u ------ 100% 
 96 u ------ p (carbono) 
p = 49,48 % ¸ 50 % 
 
Alternativa [C] 
 
18. [B] 
 
19. [A] 
 
20. [D] 
 
21. [D] 
 
22. 
 
23. 
 
24. 
 
25. 
 
26.