Quimica Cidada v2 2016

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Manual do Professor 
Wildson Santos e Gerson Mól (coordenadores) 
QUÍMICA ENSINO MÉDIO 
Coleção Química Cidadã 
MANUAL DO PROFESSOR 
QUÍMICA Cidadã VOLUME 2 
ENSINO MÉDIO – QUÍMICA – 2- asérie 
Wildson Luiz Pereira dos Santos (coord.) Professor Associado do Instituto de Química da Universidade de Brasília (UnB). Licenciado em Química pela Universidade de Brasília, Mestre em Educação em Ensino de Química pela Universidade Estadual de Campinas (Unicamp) e Doutor em Educação em Ensino de Ciências pela Universidade Federal de Minas Gerais (UFMG). 
Gerson de Souza Mól (coord.) Professor Associado do Instituto de Química da Universidade de Brasília (UnB). Bacharel e Licenciado em Química pela Universidade Federal de Viçosa, Mestre em Química Analítica pela Universidade Federal de Minas Gerais e Doutor em Ensino de Química pela UnB. 
Siland Meiry França Dib Professora do Ensino Médio da Secretaria de Estado de Educação do Distrito Federal. Licenciada em Química pela Universidade Católica de Brasília (UCB) e Mestre em Educação pela UCB. 
Roseli Takako Matsunaga Professora do Ensino Médio da Secretaria de Educação do Distrito Federal. Licenciada em Química pela Universidade Católica de Brasília (UCB) e Mestre em Ensino de Ciências pela Universidade de Brasília (UnB). 
Sandra Maria de Oliveira Santos Professora do Ensino Médio da Secretaria de Estado de Educação do Distrito Federal. Licenciada em Química pela Universidade Católica de Brasília (UCB) e Mestre em Ensino de Ciências pela UnB. 
Eliane Nilvana F. de Castro Professora do Ensino Médio da Secretaria de Estado de Educação do Distrito Federal. Licenciada em Química pela Universidade Católica de Brasília (UCB). 
Gentil de Souza Silva Professor do Ensino Médio da Secretaria de Estado de Educação do Distrito Federal e Químico industrial. Licenciado em Química pela Universidade Estadual da Paraíba e Especialista em Química pela Universidade Federal de Lavras. Salvia Barbosa Farias Professora do Ensino Médio da Secretaria de Educação do Distrito Federal. Licenciada em Química pela Universidade Católica de Brasília (UCB). 
São Paulo – 2016 3a- edição 
Editores: Arnaldo Saraiva e Joaquim Saraiva 
Edição: Artes e Letras Direção editorial: Antonio Nicolau Youssef Coordenação editorial: Ana Cristina Mendes Perfetti 
Edição de arte: Jorge Okura Pesquisa iconográfica: Cláudio Perez, M10 Editorial 
Editoração eletrônica: Alfredo P. Santana, Juliana Cristina Silva, 
Alan P. Santana, Andreas Felix, Candida Haesbaert Bittencourt, Ademir F. Baptista e Flávio Balmant Revisão desta edição: Wildson L. P. Santos, Siland M. F. Dib, Sandra M. O. Santos, 
Roseli T. Matsunaga, Marcelo S. Azevedo, Mônica d’Almeida, Alpha Condeixa Simonetti, Carla Martins, Adriano C. Monteiro Ilustrações: Maspi, Cinthia Yamasaki, Jorge Honda, 
Osvaldo Sequetin, AMJ Studio, José Yuji Kuribayashi, Paulo Cesar Pereira Capa: Flávio Nigro Ilustração de capa: Jean Galvão 
Impresso no Parque Gráfico da Editora FTD. CNPJ 61.186.490/0016-33 
Dados Internacionais de Catalogação na Publicação (CIP) 
(Câmara Brasileira do Livro, SP, Brasil) 
Química cidadã : volume 2 : química : ensino 
médio, 2a série / Wildson Luiz Pereira dos Santos (coord.). -- 3. ed. -- São Paulo : Editora AJS, 2016. -- (Coleção química cidadã) 
Vários autores. Componente curricular : Química. Sumplementado pelo manual do professor. Bibliografia. 
ISBN:978-85-8319-127-8 (Aluno) ISBN:978-85-8319-128-5 (Professor) 
1. Química (Ensino médio) I. Série. 
16-03472 CDD-540.7 
Índices para catálogo sistemático: 
1. Química : Ensino médio 540.7 
Em respeito ao meio ambiente, as folhas deste livro foram produzidas com fibras obtidas de árvores de florestas plantadas, com origem certificada. 
Editora AJS Ltda. – Todos os direitos reservados Endereço: R. Xavantes, 719, sl. 632 Brás – São Paulo – SP CEP: 03027-000 Telefone: (011) 2081-4677 E-mail: editora@editoraajs.com.br 
Título original: Química Cidadã – Volume 2 © Editora AJS Ltda, 2016 
APRESENTAÇÃO 
A você, estudante 
Na 1a série do Ensino Médio, você viu que a Química é uma Ciência relativamente nova e que a partir de conhecimentos de outros campos científicos, como o da Física e Biologia, ela tem contribuído para o desenvolvimento de tecnologias que estão propiciando uma melhor qualidade de vida. 
Vamos ver neste livro como o conhecimento químico nos auxilia a compreender o mundo físico que nos rodeia e como a Química tem contribuído para o desenvolvimento de nossa sociedade. Você tem aprendido que a Química e as suas tecnologias têm provocado uma grande revolução em nosso modo de vida, mas que essa revolução, todavia, tem acarretado inevitavelmente mudanças drásticas no meio ambiente, ocasionando sérias consequências à vida no planeta. 
Assim é que temos tratado em todos os volumes desta coleção as relações entre a Química, as suas tecnologias, a sociedade e o ambiente. Na 1a série você estudou sobre as substâncias e os materiais e viu exemplos de atitudes no uso de produtos químicos para que sejam reduzidos o seu impacto ambiental. A discussão dos problemas sociais vinculados à Química tem permitido a você desenvolver uma atitude comprometida com a justiça e a igualdade social. 
No segundo volume desta coleção, vamos estudar as reações químicas e seus aspectos dinâmicos e energéticos. Nesse estudo, você consolidará conhecimentos sobre a natureza da matéria e compreenderá como, a partir desse conhecimento, podemos atuar em nossas atividades profissionais de forma mais qualificada com ações positivas. O conhecimento dos aspectos dinâmicos e energéticos das reações químicas permite aos químicos controlarem a sua ocorrência. Da mesma forma, o conhecimento das atividades em que estivermos engajados no mundo do trabalho permitirá um melhor controle sobre seus resultados. 
Para a consolidação do conhecimento que lhe dará base para prosseguir nos estudos superiores, vamos retomar conceitos já abordados na 1a série. A metodologia adotada pelos autores desta obra, com larga experiência no ensino de Química, busca enfatizar a compreensão conceitual. Isso implica a contextualização teórica de seus enunciados por meio da revisão constante dos conceitos para ampliar o seu significado. É a capacidade de leitura, interpretação e aplicação conceitual que será cobrada de você nos exames do Enem, que vão lhe possibilitar a continuidade nos estudos superiores. E é com esse propósito que este livro foi organizado. 
Nossa proposta didático-pedagógica se caracteriza, assim, pela contextualização temática e aprofundamento conceitual de conteúdos relevantes para a formação dos estudantes. Isso exige uma nova postura diante do estudo. Desejamos que o seu engajamento na realização de experimentos e na discussão dos temas seja cada vez mais ativo. Lembre-se de que estudar não se limita a rever conceitos e resolver exercícios. 
Esperamos que a continuidade do seu aprendizado em Química seja muito prazerosa com essa nova abordagem e que você possa utilizar os conhecimentos químicos aprendidos na construção de um mundo melhor, com atitudes que possam assegurar a vida de nossas e de futuras gerações, com base no princípio de justiça e igualdade social. 
Um forte abraço. 
Os autores 
CONHEÇA SEU LIVRO 
PARE E PENSE 
História da Ciência 
O ideal é que você desenvolva o hábito de ler o capítulo antes da aula do professor. Nesta primeira leitura, observe as caixas de texto Pare e Pense. Pare a leitura, reflita e tente responder antes de prosseguir. Procurar explicações e expressá-las com as próprias palavras ajuda a entender melhor o que está sendo ensinado, pois você pode comparar a sua ideia original com os novos conceitos que estão sendo introduzidos. Esta é a melhor forma de compreender o assunto novo. 
Construção do Conhecimento 
Descubra o significado de cada conceito compreendendo a sua relação com os fenômenos ou dados que permitiram a sua elaboração. Para isso, realize todas as atividades de Construção do conhecimento, analisando tabelas, imagens e observaçõesde processos. Descobrir os conceitos é a melhor forma de adquirir uma aprendizagem mais duradora. 
O aprendizado dos conceitos da Química ocorre a partir da leitura dos textos e da realização dos Exercícios, apresentados nos capítulos. Lembre-se da importância da realização dos exercícios, mas tenha sempre em mente que o aprendizado depende também das leituras e revisões de todos os textos ao longo do desenvolvimento do conteúdo. 
Ação e 
Tomada Cidadania 
Sempre que você encontrar a chamada História da Ciência, leia o texto atentamente e procure observar a contextualização histórica do surgimento das definições e conceitos relativos aos conteúdos estudados, bem como as circunstâncias sociais em que os cientistas citados contribuíram para o desenvolvimento da Química e da Ciência. Entender a História da Ciência é compreender a origem dos conceitos e compreender o seu significado. 
Exercícios 
Atividade 
Normas de Experimental 
Segurança 
Revisão para a prova 
Nas Atividades Experimentais você se depara com uma 
Ao terminar o estudo de cada capítulo, faça uma revisão série de experimentos investigativos. Muitos poderão ser 
de tudo que aprendeu. Faça uma síntese em seu caderno dos feitos na própria sala de aula. Todos poderão ajudar o professor 
principais conceitos estudados em cada seção. Em seguida, resolva a conseguir os materiais necessários. Ao discutir os resultados, 
as questões de Revisão para a prova. Nela são revisados os você aprenderá a usar tabelas e gráficos. Pense sempre sobre as 
principais conceitos do capítulo, com um estilo muito semelhante conclusões que poderão ser extraídas de suas observações. Caso 
ao adotado nas provas do Enem. seja muito difícil realizar os experimentos, procure analisar os dados que fornecemos. Aprender a observar e explicar o que está ao seu redor ajudará você a entender melhor o mundo em que vivemos. Alertamos para que, ao realizar os experimentos, você siga rigorosamente as normas de segurança da última página do livro. Nunca tente fazer qualquer experimento sem a orientação e supervisão de seu professor. Lembre-se também de usar o mínimo possível de materiais para gerar poucos resíduos. Assim você estará contribuindo para a preservação do ambiente. 
de DecisãoParticipação 
Atitude 
Questão Cidadã 
Sustentável 
Sociocientífica 
A Química faz parte de sua vida e a todo momento você tem que tomar decisão sobre assuntos relacionados à Química. Para buscar um mundo melhor é preciso aprender a ter uma participação cidadã nos debates sobre o nosso futuro. Neste livro, esperamos que você participe o tempo todo apresentando e defendendo suas ideias, além de ouvir e respeitar as de seus colegas. Algumas questões sobre a ciência são polêmicas entres os próprios cientistas, elas são chamadas de questões sociocientíficas. Aprenda a participar de debates sobre essas questões que afetam a nossa vida, tentando explicar tudo o que lhe é perguntado com as suas próprias palavras e tendo um posicionamento sobre atividade de tomada de decisão. Se envolva em atividades para melhorar a sua comunidade desenvolvendo ações de cidadania. Participe das atividades com espírito de cooperação, solidariedade, responsabilidade, respeito e tolerância à opinião do outro. Assim, você estará contribuindo para a construção de uma sociedade em que os interesses da coletividade estejam acima dos interesses individuais. Além de mudanças na comunidade, é preciso também haver mudanças individuais. Em Atitude sustentável você encontra um rico conjunto de sugestões, cuidados e orientações para a prática da Cidadania, sobretudo no que se refere aos impactos ambientais, nos quais estão envolvidos diversos conceitos estudados em nosso curso de Química. 
SUMÁRIO 
CAPÍTULO 1 
UNIDADES DE MEDIDA DA QUÍMICA ................................................................................................. 7 1. Massa atômica e massa molecular .............................................................................................. 8 2. Numerosidade e quantidade de matéria ...........................................................................................11 3. Constante de Avogadro ...................................................................................................................15 4. Massa molar e volume molar ........................................................................................................... 22 5. Consumo sustentável: redução, reúso e controle .............................................................................. 28 
CAPÍTULO 2 
CÁLCULOS QUÍMICOS: ESTEQUIOMETRIA E SOLUÇÕES .........................................................................41 1. Produtos químicos domésticos: cuidados no manuseio ................................................................ 42 2. Balanceamento de equação química ................................................................................................ 45 3. Estequiometria ................................................................................................................................ 53 4. Rendimento das reações ..................................................................................................................61 5. Soluções ......................................................................................................................................... 65 6. Concentração e composição ........................................................................................................... 67 7. Diluição de soluções ........................................................................................................................ 78 8. Propriedades coligativas .................................................................................................................. 83 
CAPÍTULO 3 
CLASSES DE SUBSTÂNCIAS: FUNÇÕES ORGÂNICAS, ÁCIDOS, BASES E SAIS .......................................... 99 1. Alimentos e saúde ................................................................................................................. 100 2. Substâncias orgânicas e suas funções ............................................................................................ 106 3. Ácidos e bases .............................................................................................................................. 109 4. Chuva ácida ..................................................................................................................................119 5. Teorias de ácidos e bases ...............................................................................................................121 6. Sais ................................................................................................................................................129 
CAPÍTULO 4 
CINÉTICA QUÍMICA ...................................................................................................................... 139 1. Cinética química ................................................................................................................... 140 2. Teoria das Colisões .........................................................................................................................145 3. Fatores que influenciam a rapidez das reações ................................................................................149 4. Mecanismos de reação ..................................................................................................................157 5. Catálise ..........................................................................................................................................161 6. Controle de reações químicas: quem controla? ...............................................................................169 
CAPÍTULO 5 
EQUILÍBRIO QUÍMICO ................................................................................................................... 177 1. Reversibilidade: ciclo da água e poluiçãodas águas ....................................................................178 2. Reações químicas e reversibilidade ................................................................................................. 190 3. Sistemas químicos reversíveis e equilíbrio químico ...........................................................................193 4. Alterações do estado de equilíbrio ................................................................................................ 200 5. Princípio de Le Chatelier ................................................................................................................ 206 6. Aspectos quantitativos de equilíbrios químicos ...............................................................................211 
CAPÍTULO 6 
TERMOQUÍMICA .......................................................................................................................... 231 1. Energia, sociedade e ambiente ................................................................................................ 232 2. Termoquímica e calor .................................................................................................................... 244 3. Calorimetria .................................................................................................................................. 250 4. Transformações de energia ............................................................................................................ 256 5. Calor de reação: entalpia ...............................................................................................................259 6. Lei de Hess ................................................................................................................................... 266 7. Espontaneidade das transformações: entropia ................................................................................269 8. Efeito estufa e aquecimento global .................................................................................................275 
Unidades de medida da Química 
1 
1 MASSA ATÔMICA E MASSA MOLECULAR 2 NUMEROSIDADE E QUANTIDADE DE MATÉRIA 3 CONSTANTE DE AVOGADRO 4 MASSA E VOLUME MOLARES 5 CONSUMO SUSTENTÁVEL: 
REDUÇÃO, REÚSO E CONTROLE 
Diariamente usamos unidades de massa, como o quilograma ou o grama na comercializa- ção de produtos alimentícios. Da mesma forma, os químicos estabeleceram unidades adequadas para medir quantidade de substâncias. 
7 
Para que um átomo possa ser observável do tamanho de uma maçã, seria necessário aumentá-lo cerca de 10 milhões de vezes. A maçã ampliada nessa proporção ficaria do tamanho do globo terrestre! 
O físico estadunidense Richard Feynman [1918-1988] disse, certa vez, que para que pudéssemos ver o átomo em tamanho ampliado aproximadamente ao tamanho de uma maçã, essa deveria ser ampliada para o tamanho do globo terrestre. Para imaginar essa magnitude, foi feita a comparação das ilustrações acima. Enquanto a maçã e suas sementes podem ser medidas em mm, a espessura da antena de uma joaninha, os fios da antena e um grão de pólen são mais bem medidos em μm (1 3 10-3 mm). Para enxergarmos átomos presentes no pólen seria necessário ampliar uma ponta do pólen para uma escala de nm (1 3 10-3 μm) e somente depois de ampliarmos para uma escala de 1/10 do nm (1 Å = 0,1 nm) é que o átomo, que mede de 1 a 2 Å, poderia ser observável. 
Essas medidas são extremamente pequenas para serem manuseáveis em laboratórios. Assim, os químicos desenvolveram outras unidades de medidas e grandezas específicas. São três grandezas básicas, com as quais os químicos trabalham: massa, volume e numerosidade, que são propriedades inerentes da matéria. As grandezas, massa e volume, você já conhece e certamente, agora, deve estar se perguntando: O que é numerosidade? Antes de discutirmos o conceito de numerosidade, vamos entender como os químicos usam para medir a massa dos átomos, pois esse estudo vai lhe ajudar a compreender sobre o estudo de numerosidade que vamos desenvolver. 
Um bom padrão de medida é aquele que pode ser comparado, facilmente com o que se pretende medir. Esse padrão não deve ser nem muito grande nem muito pequeno em relação às medidas a serem realizadas. Qual seria, então, um bom padrão para medir a massa de átomos e de substâncias? Uma substância, que foi utilizada como padrão para determinar a massa de outras substâncias, foi o hidrogênio. Ela apresentava duas grandes vantagens: é a mais leve que se conhece e reage com muitas outras substâncias simples. Assim, atribuiu-se ao hidrogênio o valor unitário de massa. Para determinar a massa de uma substância, bastaria apenas que se verificasse a proporção de massa que reagia com o hidrogênio. 
1 Massa atômica e massa 
molecular 
t 
4 mm 
500 nm 
50 m 
500 m 
50 nm 
5 nm 
8 
5 m 
5 m 
0,2 nm 
0,2 nm 
Foi o cientista inglês John Dalton [1766-1844] quem teve essa brilhante ideia: ele passou a determinar a massa de diferentes substâncias que reagiam com 1 g de hidrogênio. Assim, propôs a primeira tabela de pesos atômicos relativos (que hoje chamamos massas atômicas) e apresentou-a, em 1803, à Sociedade Literária e Filosófica de Manchester. 
Porém, a tabela de Dalton continha erros, porque naquela época se considerava hoje.que a fórmula da água era HO e não H2O,como a conhecemos Anos depois, o químico sueco Jöns Jacob Berzelius [1779-1848] sugeriu a utilização do oxigênio como padrão de peso atômico, pois reage com a maioria das substâncias simples para formar óxidos (substâncias constituídas por átomos de oxigênio e de outro elemento químico). 
Posteriormente, surgiram divergências entre químicos e físicos na definição do padrão de massa: os físicos empregavam o oxigênio-16 (relembrando: isótopo de oxigênio com número de massa 16) e os químicos utilizavam a média ponderada de todos os isótopos (átomos de um mesmo elemento com diferentes valores de massa) do oxigênio. Isso gerava diferenças nos valores de massa dos átomos e das substâncias. Na busca de uma unificação de conceitos e valores, a partir de 1957 a União Internacional de Química Pura e Aplicada (Iupac), organização internacional que congrega sociedades de Química de diferentes países, adotou, como padrão de medida de massa, o carbono (mais precisamente átomos de carbono-12). Esse padrão é mais estável e mais abundante do que o oxigênio-16, e sua adoção pôs fim à divergência entre físicos e químicos. 
ALGUMAS SUBSTÂNCIAS DA TABELA DE PESO ATÔMICO DE DALTON 
Substância simples 
Preste muita atenção! Esses valores, apesar de sua importância histórica, não coincidem com os valores atualmente tabelados. Qualquer tabela periódica atual mostra que o valor da massa atômica do oxigênio, por exemplo, é 16 e não 7. 
Peso atômico 
Substância simples 
Peso atômico 
Substância simples 
Peso atômico 
Substância composta 
Peso atômico 
Substância composta 
Peso atômico 
Oxigênio 7 Ferro 50 Tungstênio 56 ? Água 8 Ácido nitroso 31 
Hidrogênio 1 Níquel 25 ? 
50 ? Titânio 40 ? Ácido muriático 22 Óxido carbônico 12,4 
Azoto 5 Estanho 50 Cério 45 ? Ácido oximuriático 29 Ácido carbônico 19,4 
Carbono 5,4 Chumbo 95 Potássio 42 Gás nitroso 12 Óxido sulfuroso 20 
Enxofre 13 Zinco 56 Sódio 28 Óxido nitroso 17 Ácido fosforoso 32 
Fósforo 9 Bismuto 68 ? Cal 24 Ácido nítrico 19 Ácido fosfórico 23 
Ouro 140 ? Antimônio 40 Manganês 17 Ácido oxinítrico 26 Amônia 6 
Platina 100 ? Arsênico 42 ? Barita 68 
Prata 100 Cobalto 55 ? Alumina 13 
Obs.: Para Dalton, a massa molecular das substâncias compostas era também chamada de peso atômico. Além disso, 
Mercúrio 167 Manganês 40 ? Sílica 45 
algumas substâncias compostas eram consideradas simples, como a cal, a alumina e a sílica. Cobre 56 Urânio 60 ? Glucínio 30 
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PARE E PENSE 
É possível medir a massa de um átomo na balança? Qual seria o padrão de medida de massa para os átomos? 
A massa dos átomos é dada pela massa atômica. Como os elementos químicos possuem átomos com mais de um valor de massa,a grandeza massa atômica é obtida pela média ponderada das massas dos átomos dos elementos químicos encontrados na natureza. Seu símbolo é ma, em que a letra a deve ser substituída pelo símbolo do elemento em questão. Esses valores, como Dalton já havia sugerido no início do século passado, são relativos. 
Como os valores de massa atômica são pequenos demais, difíceis de trabalhar, os químicos resolveram definir uma unidade específica para a massa de átomos. Essa unidade de medida da grandeza massa foi estipulada como igual a um doze avos (1/12) da massa de um átomo de carbono-12 e recebeu o nome unidade de massa atômica, cujo símbolo é u. 
Sua definição é: 
Massa atômica (ma) de um elemento químico é a massa média ponderada de seus átomos encontrados na natureza. 
1 unidade de massa atômica (u) = 1/12 da massa de um átomo de carbono-12. 
A maioria das substâncias é formada por grupos de átomos em proporções bem definidas, os quais chamamos constituintes. Cálculos envolvendo as substâncias são feitos considerando-se a massa dos constituintes, que é denominada massa molecular. Esse termo também é utilizado para substâncias que têm constituintes amoleculares (constituintes formados por átomos que não fazem ligações covalentes, por exemplo, os sais). Portanto, massa molecular refere-se à massa da entidade da qual uma substância é feita. A massa molecular e a massa atômica têm como símbolo ma e são expressas em unidades de massa atômica – u. A letra a é substituída pelo símbolo do elemento químico ou pela fórmula da substância. A massa molecular corresponde ao somatório das massas atômicas dos átomos constituintes da substância. A definição é: 
Massa molecular (m) é a soma das massas atômicas dos átomos do constituinte de uma substância, podendo representar a massa de uma molécula ou da fórmula mínima (fórmula que indica a proporção mínima entre os átomos componentes da substância). 
A massa atômica e a massa molecular são pouco utilizadas, porque não trabalhamos com átomos e moléculas e, sim, com quantidades maiores. Entretanto, estas são importantes por lidarem com a dimensão atômica e já começam a ter aplicação prática graças a um novo ramo da ciência, a Nanotecnologia, relacionada à manipulação da matéria molecular, visando à criação de novos materiais, substâncias e produtos, com precisão de átomo a átomo. 
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2 Numerosidade e 
quantidade de matéria 
P ara à quantidade, o químico, além que de já volume e massa, existe está incorporada em outra grandeza relacionada sua rotina de trabalho: a numerosidade. Vamos ver o que é isso. 
Nos supermercados, podemos encontrar sabão em embalagens com cinco barras, o sabão em pó em caixas ou pacotes, sabão líquido em frascos de 500 mL. 
Se resolvermos fazer economia de produtos de limpeza em casa, como faremos as compras do mês? 
Imagine que você resolveu fazer uma dieta. Seguindo os conselhos de um(a) nutricionista, por meio de um programa de reeducação alimentar, deixará, um pouco de lado, biscoitos e chocolates, e comerá mais frutas e verduras. Só imagine. Você pega a sacola e, feliz da vida, segue para a feira ou para o supermercado mais próximo. Mas que quantidade comprar de cada alimento? Como podemos quantificar os alimentos? 
Frutas, por exemplo, podem ser vendidas medindo-se quantidades de massa, volume ou unidades. Assim, você pode comprar um quilo de maçãs, um litro de jabuticabas ou uma dúzia de laranjas. Também são vendidos, por unidades vários outros produtos – geralmente sólidos de tamanhos regulares –, como ovos, tijolos e lápis. A grandeza a que nos referimos, nesses casos, é a numerosidade, a qual se refere à quantidade em termos de números de espécies ou entidades (ovo, tijolo, lápis etc.). 
Essa grandeza foi criada pelos químicos, pois eles precisam medir a quantidade de entidades existentes na matéria que são partículas muito pequenas, como os átomos. O significado de numerosidade, no dicionário, é qualidade de numeroso. Assim, perguntar sobre a numerosidade de uma porção de matéria (uma mostra de qualquer material), significa que se quer saber quão numerosa essa mostra é em relação a uma dada entidade, por exemplo, em termos de quantidade de átomos. Como veremos ao longo desta obra, as entidades que constituem as substâncias são átomos, íons (átomos com carga elétrica) e moléculas (constituintes com átomos unidos por um tipo de ligação química denominada covalente). Mas os químicos também usam outras entidades físicas no estudo da constituição das substâncias, como os elétrons. Sendo assim, em Química, numerosidade significa grandeza adotada para medir numericamente entidades, como átomos, íons, moléculas ou elétrons. 
Além do volume e da massa, o químico utiliza a numerosi- dade como outra importante grandeza. 
Contar quantidades enormes de maçãs é muito difícil. Para contar átomos, então, é mais difícil ainda. Daí o motivo pelo qual os químicos criaram uma grandeza específica para contar entidades, denominada numerosidade. 
PARE E PENSE 
Qual grandeza você utiliza ao comprar frango e peixe? Em geral, na feira, qual a grandeza que se usa para vender abacaxi, laranja e banana, quando o feirante não tem balança? 
Numerosidade é uma 
PARE E PENSE grandeza física de medição de espécies químicas (átomos, íons, moléculas, elétrons). 
Sabendo que o raio atômi- co do neônio (Ne) é de 38 pm (38 · 10–12 m), seria viável contar os átomos de Ne? Por quê? Desejando 
No dia a dia, usamos várias unidades para a grandeza numerosidade: saco, lata, dúzia, grosa, copo, milheiro etc. 
expressar quantos átomos existem em uma amostra de neônio (Ne), que unidade seria mais viável? 
11 
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Mas nem sempre a numerosidade é uma grandeza apropriada. Imagine uma pessoa querer comprar feijão usando essa grandeza! 
Da mesma maneira, para os químicos, é inviável contar átomos ou moléculas. Eles geralmente trabalham medindo massas. Há, todavia, casos em que é importante conhecer o número de entidades químicas – sejam átomos, íons ou moléculas – presentes em determinadas quantidades de substância ou material. Por exemplo, nos cálculos de quantidades de substâncias, envolvidas em reações químicas, é fundamental estabelecer as quantidades numéricas dos constituintes que estão reagindo para a determinação da porção dos produtos a serem formados. Você já imaginou como isso seria difícil? Mas não se preocupe, pois os químicos encontraram uma maneira simples de fazer essas contas. Vejamos a seguir. 
Construção do Conhecimento 
Contando entidades pequenas 
Vimos no item de massa atômica como foi estabelecida a relação entre as massas de diferentes substâncias, utilizando uma substância simples como padrão. Entre- tanto, os químicos tinham, ainda, outro desafio a vencer: como saber o número de átomos ou entidades químicas presentes nessas quantidades de substâncias? Cer- tamente, eles não poderiam contá-las da forma como você conta laranjas na feira. Ainda que conseguissem desenvolver uma máquina que contasse mil átomos por segundo, esta gastaria, aproximadamente, 20 trilhões de anos para contar todos os átomos existentes em 12 g de carbono-12! 
Ainda que miçangas possam ser contadas uma por uma, essa não é tarefa fácil de ser efetuada no comércio. Como fazer? 
Diante de tal impossibilidade, os químicos desenvolveram a grandeza numerosidade. Para compreendê-la, vamos esta- belecer a comparação com objetos pequenos manuseáveis, como as miçangas empregadas na confecção de bijuterias (veja a foto acima). 
As unidades mais apropriadas na comercialização de miçangas são aquelas que adotam padrões de medida próximos à quantidade de miçangas, às quais serão comercializadas. Assim, o grama poderia ser uma boa unidade de medida na venda direta de miçangas ao consumidor, o quilograma para vendas a comerciantes e a tonelada para a venda do produto a grandes indústrias. 
Vamos imaginar que uma pessoa muito meticulosa resolvesse comprar a quantidade exata de miçangas para confeccio- nar, por exemplo, certo número de colares. Para essa pessoa, a grandezamais apropriada seria a unidade de medida que estivesse relacionada ao número de miçangas (número de entidades) e não à massa. No entanto, é muito trabalhoso contar miçangas uma a uma. Mas, se não é possível usar a unidade simples, que grandeza devemos usar nesse caso? 
A forma adequada seria estabelecer um padrão de referência que contivesse a quantidade de fácil manuseio. Como a balança é um instrumento de medida preciso e bastante comum, a pessoa poderia escolher, como padrão, de medida uma quantidade de miçangas que pudesse ser determinada com base em sua massa. Que tal escolher 150 g de miçangas de 6 mm de diâmetro como padrão de referência? Essa miçanga não é muito grande, nem muito pequena. Além disso, 150 g correspondem a uma quantidade razoável, fácil de ser medida. 
Adotada essa convenção, poderiam ser determinadas quantas miçangas de 6 mm há em 150 g. De que maneira? Contando uma a uma as miçangas em uma amostra de 150 g. 
Ou, para facilitar, simplesmente medindo a massa de uma dessas miçangas. Bastaria, depois, dividir 150 g pela massa de uma miçanga. Como curiosidade, fizemos essa conta e obtivemos o resultado de 1 359 miçangas. 
Resolvido o problema. Se nosso amigo meticuloso precisasse de 4 077 miçan- gas, bastaria comprar 450 g de miçangas, ou seja, a quantidade contida em 150 g serviria como base para seus cálculos de unidade. Ela poderia facilitar ainda mais os cálculos inventando uma grandeza específica para contar a quantidade de mi- çangas. Essa grandeza poderia se chamar “quantidade de miçangas”, que tal? E, como toda grandeza tem de ter uma unidade, poderia ser batizada de “miçamol”. Assim, esse hipotético consumidor não pediria mais 450 g de miçangas, mas, sim, 3 “miçamols” de miçangas. 
12 
Contar miçangas é muito trabalhoso, mas medir a massa é muito fácil. Se contarmos a quantidade de miçangas em determinada massa, saberemos quantas miçangas há em qualquer outro valor de massa. 
PARE E PENSE 
Qual unidade de medida da gran- deza massa seria mais recomendável na comercialização de miçangas? Jus- tifique a resposta. 
Hely Demutti 
E se quiséssemos expressar a quantidade de água por numerosidade, como iríamos contar as moléculas de água dentro do copo? 
Os constituintes dos materiais (átomos, moléculas, íons etc.) são entidades pequenas demais para serem contadas. Como, então, podemos conhecer a numerosidade de entidades químicas de substâncias e materiais? Fazendo o mesmo que nosso amigo detalhista fez para comprar miçangas: estabelecendo um padrão que seja fácil de manusear. Assim como estabelecemos uma unidade padrão para quantificar as miçangas, os químicos também desenvolveram uma unidade de medida para as entidades constituintes das substâncias. No caso das miçangas, a grandeza usada foi “quantidade de miçangas”. No caso da Química, a numerosidade de espécies químicas (átomos, íons, moléculas, elétrons), além de ser expressa por número, foi adotada uma outra grandeza que facilita a contagem de átomos, como foi usada a grandeza para contar a quantidade de miçangas. Essa grandeza é denominada quantidade de matéria, que é uma grandeza de numerosidade, representada pela letra n, que permite determinar a quantidade de entidades químicas por unidade que contém uma grande quantidade de espécies. 
Quantidade de matéria (n) é a grandeza de numerosidade que tem como unidade de medida a quantidade de entidades de átomos contidos em 0,012 kg de carbono-12. 
Por analogia, considerando-se as diferenças entre átomos e miçangas, podemos relacionar o conceito de quantidade de matéria à quantidade de miçangas. Definimos como padrão de quantidade, o número de miçangas contido em 150 g de miçangas de 6 mm. No caso da Química, o padrão escolhido foi o número de átomos contidos em 12 g de carbono-12 (isótopo de carbono de massa 12). A unidade de medida da grandeza quantidade de matéria é o mol – do latim moles, que significa grande massa compacta. O mol é, portanto, a unidade de numerosidade de entidades químicas. 
Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quantos são os átomos contidos em 0,012 kg de carbono-12. 
Observe que a grandeza quantidade de matéria refere-se ao padrão adotado para a massa atômica. Vejamos seu significado. Se a massa atômica dos átomos foi determinada relativamente à massa entre eles, isso significa, por exemplo, que o carbono-12 é doze vezes mais pesado do que o hidrogênio, que tem massa 1 u; logo, em uma amostra de 12 gramas de carbono-12 teremos a mesma quantidade de átomos de carbono, que se tem de átomos de hidrogênio em uma amostra de 1 g de hidrogênio. Nesse sentido, o carbono-12, que foi adotado como padrão de referência para massa atômica, foi também estabelecido como padrão para contagem de átomos ou de outras espécies químicas. 
Assim, a numerosidade de entidades químicas passou a ser determinada em relação à quantidade de átomos contidos em 12 gramas de carbono-12, representada por N. A grandeza de numerosidade, que mede a quantidade de entidades em relação ao padrão de carbono-12, passou a ser denominada quantidade de matéria e a sua unidade foi convencionada mol. 
Quando se utiliza o mol, as entidades elementares devem ser especificadas, podendo ser átomos, constituintes, íons, elétrons ou outras partículas, bem como agrupamentos especificados dessas partículas. 
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O símbolo dessa unidade de medida é o mol. Como o símbolo é igual ao nome, é preciso ter atenção para evitar confusões, visto que os símbolos não têm plural. Por exemplo, a distância de cem metros é escrita como 100 m. Da mesma forma, a quantidade de matéria correspondente a cem mols deve ser escrita como 100 mol. 
SÍMBOLOS DE ALGUMAS GRANDEZAS GRANDEZA UNIDADE DE MEDIDA 
Nome Nome (plural) Símbolo (não tem plural) 
Massa (m) quilograma (quilogramas) kg 
Comprimento (l) metro (metros) m 
Quantidade de matéria (n) mol (mols) mol 
Se nessa amostra de carvão tivéssemos apenas átomos de carbono-12, obteríamos quantidade igual a um mol. 
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1. Qual é a importância do uso de medidas? 2. Para se preparar uma receita de algum prato, se faz necessário conhecer os ingredientes, o modo de preparo e o domínio de algumas técnicas culinárias. A respeito desse assunto e outros correlatos, considere a alternativa correta: a) Nas embalagens dos ingredientes são informadas medidas para indicar valores relativos do uso da quantidade desses produtos. b) Uma balança pode ser usada como instrumento menos preciso na determinação da quantidade de massa dos ingredientes. c) São indicadas as mesmas unidades para todos os 
alimentos utilizados na receita. d) Na receita, por exemplo, uma grandeza, como a massa, é representada por um número seguido de uma unidade de medida. e) Uma unidade de medida representa quantas vezes uma 
grandeza é igual ao padrão de medida. 3. Que atributo a grandeza numerosidade mede? 4. Para montar um determinado colar, necessita-se de oito dúzias de miçangas de 6,0 mm e um fio de náilon de 0,60 m. Passe o fio de náilon pelos buraquinhos das miçangas e amarre. Já está pronto o seu colar. Agora responda: a) Qual é a grandeza usada para contar miçangas? b) Caso você fique famoso(a) com suas bijuterias e queira produzir 100 000 colares, pulseiras e adornos, utilizaria a mesma grandeza? Qual seria a melhor grandeza? c) Qual é a grandeza e a unidade de medida do fio de náilon? 5. Identifique a(s) grandeza(s) geralmente utilizada(s) na 
comercialização dos seguintes produtos: a) Sabão em pó. d) Combustível. b) Tecidos. e) Cordas. c) Amaciante de roupas. f) Cerâmica. 6. O que mede a grandeza quantidade de matéria e qual é o 
símbolo de sua unidade? 7. Por que os químicos adotaram a grandeza quantidade de matéria para contar as entidades químicas, em vez de simplesmente contá-las numericamente? 8. De acordo com a teoria atômica de Dalton, em 12 g de átomos de oxigênio há a mesma quantidade de entidades existentes em 12 g de carbono-12? Justifique a resposta. 9. Em que amostra há maior quantidade de entidades: em 1 molde grãos de milho ou em 1 mol de átomos de carbono? Justifique a resposta. 10. (PUC-RS) Atualmente, o termo “mol” é definido como: 
a) A quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quantos são os átomos contidos em 0,012 kg de carbono-12. 
b) A massa atômica ou molecular expressa em gramas. c) Um sinônimo de molécula-grama, átomo-grama ou 
íon-grama. d) A massa de qualquer substância que encerra 12 g de 
carbono-12. e) O número de átomos que estão presentes em 1,0 g de qualquer substância elementar, em repouso e no estado fundamental. 
11. (Vunesp) Na tabela periódica atual, a massa atômica de cada elemento aparece como número não inteiro porque: a) Há imprecisão nos métodos experimentais empregados. b) É a média aritmética das massas atômicas dos elementos 
superior e inferior da mesma família. c) É a média aritmética das massas atômicas dos elementos 
com igual número de prótons. d) É a média ponderada das massas atômicas dos isótopos 
naturais do elemento. e) É sempre múltipla da massa atômica do hidrogênio. 
12. (Fuvest-SP-adaptado) A massa atômica do cloro é 35,457. 
O fato de esse número não ser inteiro indica que: a) No núcleo do átomo de cloro devem existir outras 
partículas além de prótons e nêutrons. b) O cloro apresenta-se na natureza como uma mistura de 
isótopos. c) Há um erro experimental na determinação das massas 
atômicas. d) A massa atômica não é uma grandeza. e) A massa atômica leva em conta a massa dos elétrons. 
13. (Uerj) O esquema, a seguir, representa a distribuição média dos elementos químicos presentes no corpo humano. 
126 átomos de hidrogênio 51 átomos de oxigênio 
1 átomo de qualquer outro elemento natural 
19 átomos de carbono 
3 átomos de nitrogênio 
O elemento que contribui com a maior massa para a constituição do corpo humano é: a) Carbono. c) Nitrogênio b) Oxigênio. d) Hidrogênio. 
FAÇA NO CADERNO. NÃO ESCREVA EM SEU LIVRO. Exercícios 
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3 Constante de Avogadro 
O químico quem lida é com um profissional átomos e moléculas. detalhista: Muitas característica vezes, ele necessária precisa saber para 
as quantidades exatas das substâncias com as quais trabalha, isto é, tem de determinar quantas entidades químicas (átomos, moléculas, íons etc.) existem em certa porção de material. 
O número de átomos presentes na amostra de 0,012 kg de carbono-12 não é conhecido com toda precisão, mas corresponde a um determinado valor numérico. Esse valor é expresso em equações matemáticas relacionadas às funções matemáticas vinculadas à quantidade de entidades químicas. Nessas equações, esse valor é uma constante física que recebe o nome constante de 1856], Avogadro que estabeleceu (NA), em homenagem os fundamentos ao químico para sua Amedeo determinação. Avogadro Como [1776- os átomos são entidades muito pequenas, o valor numérico é muito grande. Como determiná-lo? 
Como não podiam precisar o valor da constante de Avogadro, vários químicos e físicos (inclusive Albert Einstein) propuseram métodos indiretos para determiná-lo. Como? Sabendo que muitas propriedades das substâncias dependem da quantidade de entidades químicas (átomos, moléculas, íons etc.), apresentaram técnicas específicas para medir tais propriedades e metodologias de cálculos, as quais fornecem a constante de Avogadro, ou seja, o número de entidades presentes em um mol. 
Existem vários métodos para determinação da constante de Avogadro, como o apresentado na próxima página. Com a evolução tecnológica, as técnicas e os equipamentos foram aperfeiçoados, o que permitiu a determinação de valores mais precisos da constante de Avogadro, conforme se observa na tabela a seguir. 
Por enquanto, o valor da constante de Avogadro é arredondado para 6,02 1023, mas esse valor muda conforme são aperfeiçoados instrumentos para determinar o seu valor. 
PARE E PENSE 
VALORES DA CONSTANTE DE AVOGADRO OBTIDOS DESDE 1917* 
Ano da determinação Constante de Avogadro 
1917 6,062 ⋅ 1023 mol–1 
1928 6,061 ⋅ 1023 mol–1 
1941 6,0245 ⋅ 1023 mol–1 
1949 6,02457 ⋅ 1023 mol–1 
1951 6,02544 ⋅ 1023 mol–1 
1963 6,02278 ⋅ 1023 mol–1 
1976 6,0220941 ⋅ 1023 mol–1 
2004 6,02214179 ⋅ 1023 mol–1 
2015** 6,02214082(11) ⋅ 1023 mol–1 
Fonte: * SOUZA, M. Gerson. O uso de analogias no ensino de Química. Brasília: UnB, 1999. Disponível em: <http://www.iop.org/EJ/ abstract/0026-1394/40/5/010/>. Acesso em: 7 fev 2014. ** Journal of Physical and Chemical Reference. Disponível em: <https://www.aip.org/publishing/journal-highlights more-precise-estimate-avogadros-number-help-redefine- kilogram>. Acesso em: 21 mar. 2016. 
Como pode ser determinada a quantidade de entidades em um mol? 
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Nesse cálice, há 1 mol de água (18 g). Se fôssemos contar as moléculas de água, quantas contaríamos? Essa quantidade (NA) é o que chamamos constante de Avogadro. 
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História da Ciência 
Constante de Avogadro 
Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro, conde de Queregna e de Cerreto, nasceu na cidade de Turim, em 9 de agosto de 1776. O pai, Fi- lippo Avogadro, era advogado rico e famoso, com sólida carreira política. Amedeo seguiu o caminho do pai, formando-se em Direito. Mas, defi- nitivamente, essa não era sua vocação. Tornou-se cientista e desenvolveu preciosos estudos em Química e Física, porém não soube divulgar suas ideias. Isolado em seu laboratório, não viajava e correspondia-se pouco com os colegas. Seus escritos careciam de brilhantismo e simpatia, mes- mo quando reportavam importantes descobertas experimentais e ideias revolucionárias, como a hipótese dos gases, publicada em 1811. Nesse trabalho, ensaio de uma maneira de determinar a massa relativa de molé- culas elementares dos corpos e as proporções entre eles nas combinações, Amedeo Avogadro defendeu a tese de que volumes de diferentes gases, nas mesmas condições de pressão e temperatura, contêm igual número de moléculas. Tal afirmação ficou conhecida como “hipótese de Avogadro”. 
O cientista propôs que muitos gases são formados por moléculas, as quais contêm mais de um áto- mo, por exemplo, os gases hidrogênio (H2), oxigênio (O2) e cloro (Cl2). Sabendo que os gases hidrogê- nio e oxigênio são constituídos por moléculas diatômicas e que a proporção de volumes desses gases para formar a água é de dois para um, ele concluiu que a proporção entre seus átomos também seria essa, ou seja, a fórmula deveria ser H2O e não HO, como era considerada até então. Mesmo com dificuldades para medir a massa dos gases, Avogadro chegou à razão de 15,074 entre as massas dos átomos de oxigênio e hidrogênio, sendo a última considerada igual a uma unidade. Ele não estabeleceu o valor da constante de Avogadro, mas lançou as bases teóricas que possibilitaram a determinação. Por isso, em homenagem a ele, a constante recebeu o seu nome. 
Amedeo Avogadro concluiu que, se volumes iguais contêm o mesmo número de moléculas, é pos- sível determinar as massas moleculares relativas. Dessa forma, tornou possível explicar substâncias como NH3, NO, NO2, HCl, CO2 e SO2, demonstrando como predizer as fórmulas e as massas mo- lares com grande precisão. 
Diversos cientistas desenvolveram métodos para a determinação da constante de Avogadro. Dentre eles podemos citar o físico francês Jean Baptiste Perrin (1870-1942), o físico-químico escocês James Dewar (1842- 1923) e o físico estadunidense Robert Andrews Millikan (1868-1953), cujo famoso experimento da deter- minação da relação entre carga e massa do elétron possibilitou a determinação da constante de Avogadro. Avogadro faleceu em 9 de julho de 1856 e, embora não tenha sido reconhecido pelos cientistas da época, deixou bases importantíssimas para a Química moderna, sendo considerado um dos fundadores da Físico- -Química. Somente dois anos depois de sua morte, os colegas reconheceram o quanto sua hipótese ajudava na resolução de problemas de Química. 
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Embora Avogadro não tenha determinado o valor da constante que recebe o seu nome, ele foi o lançador das bases teóricas para a determinação.Consulte Atividade Experimental 
as normas de segurança no laboratório, na última página deste livro. Como é possível determinar a constante de Avogadro 
Este experimento é para ser feito em grupo, na própria sala de aula, com materiais que você pode conseguir em casa. Observe um pedaço de ferro ou a água contida em um copo. Temos a impressão de que a matéria é toda contínua. Será que é mesmo? Faça a atividade a seguir e verifique tal ideia utilizando o “método científico” clássico: observe, elabore hipóteses, teste essas hipóteses e proponha uma teoria ou um modelo para guiar seu pensamento. 
Materiais 
• Dois eletrodos de fio de cobre (encapado) de 2,5 mm de diâmetro 
• Cronômetro ou relógio 
• Bateria de 9 V (podem ser usadas quatro pilhas grandes ou um eliminador de pilhas) 
• Duas seringas de 5 mL 
• Recipiente plástico transparente (ou o fundo de garrafa de refrigerante) 
• Amperímetro ou multímetro (comprado em loja de ferramentas) 
• Um pedaço de isopor para servir de suporte às seringas 
• Um pouco de silicone ou parafina (vela) 
• Fios finos para as conexões 
• Solução de hidróxido de sódio a 10 g/L 
Procedimento 
1. Tapar as pontas das seringas com silicone ou parafina. 
2. Fixar as seringas no suporte feito com um pedaço de isopor. 
3. Colocar solução de hidróxido de sódio no recipiente até 3/4 de seu volume. 
4. Encher também as seringas com solução e colocá-las no recipiente plástico cuidadosamente, 
segurando-as pelo fundo (use luvas!), de modo que não se formem bolhas de ar. 
5. Colocar os eletrodos de forma que as pontas fiquem sob a parte inferior da seringa. 
6. Montar o circuito como mostrado na figura. 
7. O valor da corrente (que deve ser constante durante todo o procedimento) deve ficar entre 100 e 30 mA. Para ajustá-lo, caso necessário, várias modificações podem ser feitas na montagem, por exemplo, a concentração da solução, o tamanho da parte exposta dos eletrodos, a distância entre eles etc. 
8. Ligar o circuito e disparar o cronômetro no mesmo instante. 
9. Quando o volume de hidrogênio completar 5 mL, interrom- per o cronômetro e desligar o circuito. 
10. Anotar os seguintes dados: temperatura ambiente (T), pres- são atmosférica (P) – que pode ser obtida pelo serviço de meteorologia –, volume de hidrogênio produzido (V) e tempo de eletrólise (t). 
bateria de 6 V 
seringas multímetro 
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isopor 
NaOH 10 g/L 
+ – 
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Destino dos resíduos 
O hidróxido de sódio pode ser guardado para utilização em outras atividades práticas. Para ser descartado, preci- sa, antes, ser neutralizado com algum ácido indicado pelo professor. 
Análise de dados 
Conhecendo o volume de hidrogênio produzido, pode-se, a partir da equação geral dos gases, determinar a quantidade de matéria correspondente. A seguir, é apresentada equação simplificada que fornecerá o valor da cons- tante de Avogadro, utilizando os dados obtidos nesse experimento. 
NA = RT it / 2P e V 
Em que: NA é a constante de Avogadro; t é o tempo em segundos; 
R é a constante dos gases (8,3145 J/K mol); P é a pressão atmosférica em Pa (Pa = Jm–3); T é a temperatura em Kelvin; V é o volume em m3; i é a corrente em ampères; e é a carga do elétron (1,6 ⋅ 10–19 C, C = A.s). 
1. Utilizando os dados obtidos e a equação acima, calcule o valor da constante de Avogadro. Caso não tenha sido possível 
realizar o experimento, use os seguintes dados obtidos em laboratório: 
T = 27 K, P = 88 393 Pa, t = 510 s, V = 5 ⋅ 10–6 m3 (V = 5 mL). 
2. Compare o resultado com os apresentados na tabela da página 16 e levante hipóteses para as possíveis diferenças 
observadas. 
A constante de Avogadro não deve ser comparada a outras medidas, como a dúzia e a centena, porque essas quantidades são definidas como números e não como grandezas físicas. Uma dúzia corresponde a 12 unidades. Uma centena corresponde a 100 unidades. Já a constante de Avogadro é definida como o número de átomos presentes em um mol de carbono-12 (0,012 kg de carbono-12). Quanto é essa grandeza exatamente? Ao longo da História, o valor vem sendo determinado com precisão cada vez maior, mas dificilmente chegaremos ao valor exato, porque a constante de Avogadro é obtida experimentalmente; logo, está sujeito a erros. 
A unidade da constante de Avogadro (NA) é mol–1, ou seja, o número de entidades por mol. Para efeito didático em nossos cálculos nesta obra, não necessitamos ser tão precisos quanto os químicos. Assim, iremos considerar a constante de Avogadro como 6,02 ⋅ 1023 mol–1 em nossos cálculos químicos. Dessa forma, com o tempo, você guardará que: 
1 mol = 6,02 · 1023 entidades (átomos, moléculas etc.). 
Notação científica 
Antes de estudarmos cálculos com a constante de Avogadro, vamos rever como se expressam as medidas em notação científica. 
Qual é a distância existente entre a Terra e a Lua? Qual é o tamanho de uma célula? Você já deve ter percebido que a ciência lida com extremos. Para não manipular números cheios de zeros, é mais prático utilizar a notação científica, uma forma de representação numérica que facilita a indicação de números grandes ou pequenos. Valores como 567 000 000 ou 0,000 002341, por exemplo, podem ser expressos em notação científica por 5,67 ⋅ 108 e 2,341 ⋅ 10–6. 
Em notação científica, os números são escritos com apenas um algarismo antes da vírgula e multiplicados por 10, elevados à potência correspondente. 
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Uma potência positiva indica o número de posições que a vírgula deverá ser deslocada para a direita, a fim de se obter o número em notação comum. Do mesmo modo, a potência negativa indicará o número de vezes que a vírgula deverá ser deslocada para a esquerda, a fim de fornecer o número em notação comum. Desse modo, quanto maior a potência, maior será o número. 
Uma molécula de água tem massa aproximada de 3 ⋅ 10–26 kg. A massa do Sol, estrela mais próxima do planeta Terra, é estimada em 1,99 ⋅ 1030 kg. 
Cálculos com a constante de Avogadro 
A partir da constante de Avogadro, podem-se fazer diversas conversões entre quantidades expressas em número de entidades e em quantidade de matéria. Essas conversões podem ser feitas por meio de regra de três ou por fatores de conversão. Lembre-se que: 
1 mol = 6,02 ⋅ 1023 entidades. 
Dividindo os dois lados da igualdade por 1 mol: 
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mol mol 
= 6 , 02 ⋅ 1023 entidades 
1mol ou por 6,02 ⋅ 1023 entidades: 1mol 
6,02 ⋅ 1023 entidades = 6,02 ⋅ 1023 entidades 6,02 ⋅ 1023 entidades 
teremos os seguintes fatores de conversão: 1mol 
6,02 ⋅ 1023 entidades = 6,02 ⋅ 1023 entidades 
1 mol = 6,02 ⋅ 1023 entidades 6,02 ⋅ 1023 entidades Vejamos alguns exemplos de conversão. 
1. Quantos átomos correspondem a 2 mol de átomos de ferro? 
Para resolver por fator de conversão, basta multiplicar a quantidade fornecida pelo fator que converte quantidade de matéria (mol) em número de entidades. 
Quantidade de átomos de Fe = 2 mols de átomos Fe ⋅ (6,02 1 ⋅ mol 10de 23 átomos átomos de de FeFe 
) = 1,204 ⋅ 1024 átomos de Fe. 
2. Qual é a quantidade n(S) = 18,06 ⋅ 1030 de matéria (n) átomos de S ⋅ correspondente ( 1 mol 6,02 ⋅ 10de 23 átomos átomos a 18,06 de de S 
S1030 ) = átomos de enxofre? 
2,91 107 mol de átomos de S 
Por meio da constante de Avogadro podemos calcular, por exemplo, a quantidade de átomos de ferro em uma panela de ferro. 
3. Qual é o número de moléculas existente em 2,5 mol de hidrogênio? 
N ( H 2 ) = 2,5 mol H 2 
⋅ 6,02 ⋅ 10 moléculas 1 mol H 23 
H 
2 = 15,05.10 moléculasdeH 2 
23 
2, 
em notação científica, 1,505 ⋅ 1024 moléculas H2 4. Qual é a quantidade de matéria correspondente a 1,0 ⋅ 1028 moléculas de H2O? 
N(H2O) = 1,0 ⋅ 1028 moléculas de H2O ⋅ 
1 mol H2O 6,02 ⋅ 1023 moléculas H2O = 0,166 ⋅ 105 mol de H2O = = 0,166 ⋅ 105 em notação científica, 1,66 ⋅ 104 mol H2O 
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Por meio da constante de Avogadro podemos calcular, por exemplo, a quantidade de átomos de ferro em uma panela de ferro. 
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14. Que relação há entre a constante de Avogadro e o mol? 15. Você acha que o valor da constante de Avogadro, no ano 
de2100, será o mesmo de hoje? Por quê? 16. Por que pode haver mudanças no valor da constante de Avogadro, enquanto o valor da dúzia, por exemplo, não varia? 17. Para facilitar a realização de cálculos com números de muitos algarismos utiliza-se a notação científica, uma forma de representação numérica que facilita a indicação de números grandes ou pequenos. Represente os números abaixo em notação científica: 
a) 100 000. b) 945 000 000. c) 5 837 000 000. d) 0,001. e) 0,000 042. f) 0,000 000 003 24. 18. O suplemento vitamínico mineral é um medicamento para uso durante a gravidez e a lactação, períodos de grande atividade fisiológica, com o aumento das necessidades nutricionais diárias. Em certa massa desse suplemento, existem as seguintes quantidades de sais minerais: 
1,5 ⋅ 1022 fórmulas mínimas de carbonato de cálcio (CaCO3) 
2,0 ⋅ 10–3 mol de magnésio (Mg) 
5,4 ⋅ 1017 fórmulas mínimas de iodeto de potássio (KI) 
0,001 mol de ferro (Fe) 
1,35 ⋅ 1017 fórmulas mínimas de óxido de cobre (CuO) 
2,6 ⋅ 10–6 mol de molibdênio (Mo) 
1,8 ⋅ 1020 fórmulas mínimas de óxido de zinco (ZnO) 
3,16 ⋅ 10–5 mol de selênio (Se) 
1,99 · 1019 fórmulas mínimas de sulfato de manganês (MnSO4) 
Para essa quantidade de suplemento, calcule: a) O número de átomos de Mg, Fe, Mo e Se. b) A quantidade de matéria de fórmulas mínimas das seguintes substâncias: CaCO3, KI, CuO, ZnO e MnSO4. 19. Determine o número de átomos presentes nas quan tidades 
de matéria abaixo: a) 0,550 mol de ouro (Au). b) 15,8 mol de cobre (Cu). c) 0,27 mol de alumínio (Al). d) 2,88 ⋅ 1018 mol de gás oxigênio (O2). e) 1,25 ⋅ 1026 mol de ferro (Fe). 20. Calcule o número de átomos, de cada elemento químico existente nas seguintes quantidades de substâncias: a) 0,8 mol de sulfato de alumínio [Al2(SO4)3]. b) 1,5 mol de fosfato de cálcio [Ca3(PO4)2]. c) 1,02 ⋅ 1025 moléculas de álcool etílico (C2H5OH). 
d) 18 ⋅ 1023 fórmulas mínimas de ferrocianeto de potássio 
[K4Fe(CN)6]. 21. Calcule o tempo necessário para nascer um mol de pessoas, considerando que a taxa de natalidade mundial atual está em torno de 3 pessoas por segundo. Compare o valor encontrado com a idade da Terra, que é estimada em 5 000 000 000 de anos. 22. O enxofre (S) é um elemento classificado como não metálico. É, essencialmente, pela presença de seus átomos nos combustíveis que existe o fenômeno das chuvas ácidas. Quantos átomos de enxofre existem em 16 mol de enxofre? 23. A substância peróxido de hidrogênio (H2O2), mais conhecida como água oxigenada, é instável e se decompõe formando água e oxigênio. Esse oxigênio liberado reage com a melanina (pigmento que dá cor aos cabelos), quebrando as moléculas e alterando a cor dos fios. Uma pessoa que deseja descolorir os cabelos utilizou 0,588 ⋅ 10–1 mol de água oxigenada. Determine o número de moléculas que ela aplicou nos cabelos. 24. De acordo com os conceitos de mol e a constante de Avogadro, julgue os itens abaixo, considerando C para os corretos e E para os errados. 1) Um mol de átomos de magnésio contém o mesmo número de átomos que um mol de átomos de sódio. 2) Um mol de água (H2O) contém 6,02 ⋅ 1023 átomos. 3) O padrão de medida para a quantidade de matéria é o oxigênio-16, por ser mais estável e abundante que o carbono. 4) O número de moléculas de gás cloro contidas em 1,75 
mol corresponde a 10,5 ⋅ 1024 moléculas. 5) Em 3,08 ⋅ 10 –1 mol de água estão presentes, 
aproximadamente, 1,85 ⋅ 1023 moléculas. 25. Em 3,0 mol de HCl e 5,0 mol de F2, existem, respectivamente: 
Dado: constante de Avogadro: 6,02 1023 mol-1. a) 1,8 ⋅ 1024 moléculas e 3,01 ⋅ 1024 moléculas. b) 3,0 ⋅ 1023 moléculas e 5,0 ⋅ 1023 moléculas. c) 1,8 ⋅ 1024 moléculas e 3,01 ⋅ 1024 átomos. d) 1,8 ⋅ 1024 átomos e 3,01 ⋅ 1024 moléculas. e) 6,02 ⋅ 1023 moléculas e 12,04 ⋅ 1023 moléculas. 26. (UFU-MG) Assinale a alternativa que contém o maior 
número de átomos. a) 3,5 mol de NO2. c) 4 mol de NO. b) 1,5 mol de N2O3. d) 1 mol de N2O5. 27. Em 250 mL de água de coco, há 20 mg de cálcio, 23 mg de sódio e 156 mg de potássio, além de componentes químicos. A soma do número de átomos de cálcio, sódio e potássio existentes nesse volume de água é: a) 3,3 ⋅ 1024 átomos. d) 3,3 ⋅ 1021 átomos. b) 2,6 ⋅ 1022 átomos. e) 4,0 ⋅ 1023 átomos. c) 1,5 ⋅ 1021 átomos. 
FAÇA NO CADERNO. NÃO ESCREVA EM SEU LIVRO. Exercícios 
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28. Em determinado experimento foi medida a massa contida em três amostras de diferentes substâncias. A este respeito, julgue os itens abaixo, com C para as corretas e E para as erradas:Amostra I II III IV 
Substância H O H O CO CO 
Massa em gramas 18 g 28 g 44 g 28 g 
1) Em 18 g de H2O estão contidos 6,02 . 1023 moléculas 
de água. 2) A amostra I apresenta a mesma quantidade de entidades 
presentes na amostra III. 3) Por apresentarem a mesma massa, as amostras II e IV 
têm a mesma quantidade de moléculas. 4) A constante de Avogadro, determinada experimentalmente, pode ter seu valor alterado em função do avanço tecnológico. 5) Nas amostra I e III existem quantidades de átomos 
diferentes. 29. Uma das medicações mais atuais e eficientes para tratamento de acne severa é a isotretinoína. Essa droga é controlada pelo governo, pois apresenta efeitos colaterais graves, como a deformidade em fetos. O tratamento é longo e depende, também, do peso corporal do paciente. A dose acumulada (soma de todas as cápsulas ingeridas ao longo do tratamento) de 120 – 150 mg/kg (3,99 · 10-4 a 4,99 · 10-4 mol/kg) por tratamento. Qual a quantidade de entidades dessa medicação indicada para o tratamento de um indivíduo que pesa 60 kg, respectivamente? a) 2,4 · 10-23 a 2,39 · 10-23 entidades. b) 2,40 · 10-24 a 2,39 · 10-24 entidades. c) 2,99 · 10-4 a 2,39 · 10-4 entidades. d) 2,99 · 10-5 a 2,39 · 10-5 entidades. e) 2,4 · 10-24 a 3,0 · 10-24 entidades. 30. Em 2015, um grave acidente, o rompimento das barragens em Mariana (MG), contaminou o rio Doce e toda a região com a lama tóxica. “O resultado da análise laboratorial das amostras de água coletadas no rio Doce, em Minas Gerais, apontou níveis acima das concentrações aceitáveis de metais pesados, como mercúrio, arsênio, ferro e chumbo, na lama que es- correu para o rio com o rompimento das barragens em Mariana (MG). O prefeito de Baixo Guandu (ES), confirmou a informação. 
‘Para se ter uma ideia, a quantidade de arsênio encontra- da na amostra foi de 2,6394 miligramas e o aceitável é de no máximo 0,01 miligrama’, afirmou. ‘Encontramos pratica- mente a Tabela Periódica inteira na água’(Estadão, 2015)”. 
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Considerando o elemento arsênio encontrado na lama tó- xica analisada, qual a quantidade desse átomo presentes na amostra analisada? Dados: MA = 75 g/mol. 
a) 0,211. b) 2,11 3 1023. c) 0,211 3 1026. d) 2,11 3 1027. e) 15,8 3 1023. 31. Atualmente é utilizado nos aparelhos de ar condicionado, um tipo de gás refrigerante ecológico. Esse gás é chamado de ecológico porque não possui CFCs (clorofluorcarbonos) – substâncias à base de cloro que são prejudiciais à saúde e ao meio ambiente, causando danos à camada de ozônio. Ele também não é tóxico e nem inflamável. É formado por dois gases, o difluormetano (CH2F2) e o pentafluoretano (CHF2CF3), misturados em uma proporção de 50%/50% comercializado em botijões de 11,3 kg. Qual a quantidade de moléculas desses gases, respectivamente, presentes nesse botijão? Dados: MM(CH2F2) = 52 g/mol, MM(CHF2CF3) = 120 g/mol 
a) 0,65 3 1023 e 2,8 3 1023 b) 6,5 3 1026 e 2,8 3 1026 c) 6,5 3 1027 e 2,8 3 1027 d) 2,8 3 1027 e 6,5 3 1027 e) 2,8 3 1023 e 6,5 3 1023 32. (UFF-RJ) Feromônios são substâncias orgânicas secretadas pelas fêmeas de muitos insetos para determinadas funções, dentre as quais a de acasalamento. Um determinado feromônio, utilizado com essa finalidade, tem fórmula molecular C19H38O e, normalmente, a quantidade secretada é cerca de 1,0 3 10-12g. Pode-se afirmar que o número de moléculas existentes nessa massa é: Dados: C = 12; H = 1; O = 16 a) 6,0 3 10-23. b) 1,7 3 10-17. c) 2,1 3 109. d) 4,3 3 1015. e) 1,7 3 1020. 33. (PUCPR) Em 100 g de alumínio, quantos átomos desse elemento estão presentes?Dados: M(Al) = 27 g/mol; 1 mol = 6,02 · 1023 átomos. a) 2,22 · 1024. b) 27,31 · 1023. c) 3,7 · 1023. d) 27 · 1022. e) 3,7 · 1022. 34. (UFG) O corpo humano necessita diariamente de 12 mg de ferro. Uma colher de feijão contém cerca de 2,5 . 1019 átomos de ferro. Quantas colheres de feijão, no mínimo, serão necessárias para que se atinja a dose diária de ferro no organismo? Dado M(Fe) = 56 g/mol. a) 1. b) 3. c) 5. d) 7. e) 9. 
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4 Massa molar e volume molar 
1 mol de diferentes substâncias terá massas diferentes, mas o volume no estado gasoso será o mesmo se estiver nas mesmas condições de temperatura pressão. 
Vamos entender a que corresponde a massa molar. Obseve os recipientes nas fotos abaixo, determine a massa molecular das substâncias a partir dos valores da tabela periódica ao final do livro e identifique o que existe em comum entre os recipientes. 
1 mol de diferentes sais. Para cada substância, temos igual número de constituintes, mas diferentes massas. 
P ara que lidar se refere com quantidades à massa de macroscópicas, um mol de entidades, utilizamos pois a massa não é possível molar, 
Sulfato de cobre 249,7 g 
Nitrato de cobalto 291 g 
Nitrato de cobalto 291 g 
Iodeto de potássio 166 g 
Iodeto de potássio 166 g 
Iodeto de potássio 166 g 
manusear átomos e moléculas isoladas. As entidades das substâncias poderão ser (57,5 átomos g/mol (55,8 NaCl). g/mol A massa Fe), moléculas de um mol (18 de g/mol entidades H2O) ou representa grupamento a massa de íons da numerosidade igual ao número de átomos presentes em 12 g de carbono-12, ou seja, em um mol. Sua definição é: 
Cloreto de ferro (III) 270,3 g 
Permanganato de potássio 158 g 
Cloreto de sódio 58,5 g 
Cloreto de sódio 58,5 g 
Como você já sabe, o padrão utilizado para a determinação das massas dos átomos dos diferentes elementos químicos é o carbono-12. As substâncias mostradas aqui, embora em volume e massa diferentes, apresentam algo em comum: a quantidade de matéria é igual a um mol. 
Veja que mol foi definido a partir do valor da massa atômica do carbono-12 expresso em gramas. Nesse sentido, as massas atômicas são relativas, entre átomos de elementos químicos. Sempre ao se tomar uma quantidade de substância correspondente ao valor de sua massa molar, teremos aí um mol de substância. 
Massa molar (M) de uma substância é a massa de um mol dela. 
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A massa molar de uma substância é numericamente igual à sua massa molecular, mas difere em unidade: a massa molar é dada em gramas por mol (g/mol) e a massa molecular é dada em unidade de massa atômica (u). A partir da definição de massa molar, podemos determinar a massa em gramas dos átomos. O valor da massa, em gramas, de um átomo de qualquer elemento químico poderá ser obtido pela divisão da massa molar (massa de um mol da substância) pela constante de Avogadro, que corresponde ao número de entidades existentes em um mol (veja a tabela a seguir). 
Atualmente, para determinar a massa molar de uma substância, os químicos utilizam equipamentos chamados espectrômetros de massas. No passado, os valores de massa das substâncias foram calculados com base nas quantidades que reagiam com uma massa conhecida de carbono ou outra substância, cuja massa molar já foi determinada. 
Analisando as reações químicas e tendo conhecimento da estrutura atômica da matéria, é possível encontrar a relação entre as quantidades de massa das substâncias envolvidas nas reações. Como exemplo, podemos citar a do dióxido de carbono: 
C(s) + O2(g) → CO2(g) 
Se conhecermos os valores de massa molar do carbono e a massa molar do gás oxigênio, a massa molar do dióxido de carbono será a soma da massa molar do carbono com a do gás oxigênio. Foi a partir de dados quantitativos de reações químicas, que se foi obtendo a massa molar de várias substâncias e dessas, a massa molar dos átomos de outros elementos químicos. Por exemplo, se análises químicas demonstram que o óxido de magnésio tem como fórmula química MgO e já sabe-se que a sua massa molar é de 40,30 g e que a massa molar dos átomos de oxigênio é 16 g, logo, deduz-se que a massa molar dos átomos de magnésio é 24,30 g (40,30 g - 16 g). 
VALORES DE MASSA ATÔMICA DE ALGUNS ELEMENTOS QUÍMICOS 
Elemento químico 
Massa de 6,02 · 1023 
átomos Massa de um átomo 
Carbono (C) 12,0 g 19,9 ⋅ 10–24 g 
Hidrogênio (H) 1,0 g 1,66 ⋅ 10–24 g 
Hélio (He) 4,0 g 6,6 ⋅ 10–24 g 
Magnésio (Mg) 24,3 g 40,3 ⋅ 10–24 g 
Mercúrio (Hg) 200,6 g 332 ⋅ 10–24 g 
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No passado, alguns enganos foram cometidos por não serem conhecidas as fórmulas exatas de muitas substâncias. Hoje, com o avanço da Química e a tecnologia existente, é possível estabelecer a massa molar das substâncias com grande precisão. 
A partir de dados experimentais, os valores de massas atômicas dos átomos dos elementos químicos foram determinados e estão disponíveis nas tabelas periódicas. A partir desses valores e conhecendo-se a fórmula química das substâncias, podemos calcular a sua massa molar. Veja como: 
A massa molar dos átomos de hidrogênio é 1 g/mol e a dos átomos de oxigênio é 16 g/mol; logo, pode-se determinar a massa molar do gás hidrogênio (H2), do gás oxigênio (O2) e da água (H2O). 
A massa molar da substância hidrogênio (H2) é igual à massa molar do hidrogênio multiplicada por dois, visto que as moléculas possuem dois átomos de hidrogênio: 
M(H2) = 2 ⋅ 1 g/mol M(H2) = 2 g/mol A massa molar da substância oxigênio (O2) é igual à massa molar do oxigênio multiplicada por dois, visto que as moléculas possuem dois átomos de oxigênio: 
M(O2) = 2 ⋅ 16 g/mol M(O2) = 32 g/mol A água (H2O) é formada por moléculas que possuem dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio (H2O); logo, a sua massa molar será: 
M(H2O) = 2M(H) + M(O) M(H2O) = 2 ⋅ 1 g/mol + 16 g/mol M(H2O) = 18 g/mol 
Volume molar 
Conforme estudamos, Amedeo Avogadro postulou a hipótese de que volumes iguais de gases, sob as mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de constituintes, ou seja, o mesmo número de moléculas. Essa hipótese de Avogadro tem sido confirmada pelos estudos desenvolvidos até hoje e, a partir dela, conclui-se que um mol de qualquer gás vai ocupar sempre o mesmo volume sob as mesmas condições de temperatura e pressão. É daí que se tem o conceito de volume molar, que corresponde ao volume ocupado por 1 mol de entidades elementares (átomo, íons ou moléculas) da substância. 
Volume molar (Vm) é o volume ocupado por um mol de entidades elementares de uma substância. 
O volume molar pode se referir também ao volume da substância no estado sólido, mas, em geral, o interesse nos cálculos químicos está no volume molar dos gases, por isso, trataremos do volume molar dos gases. Como já visto, o volume de qualquer gás depende das condições em que ele se encontra. Assim, é muito importante, quando nos referirmos ao volume molar, especificarmos a temperatura e a pressão em questão, variáveis que afetam o volume do gás. 
Atualmente, foram definidas como referência a temperatura de 273,15 kelvin (0 °C) e a pressão de 100 000 Pa (0,9869 atm), valores denominados condições normais de temperatura e pressão (CNTP). 
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Condições Normais de Temperatura e Pressão – CNTP T = 273,15 K ou t = 0 °C P = 100 000 Pa Pa = 1 bar = 0,9869 atm = 750,06 mmHg 
A determinação experimental, reconhecida atualmente, para o volume molar de qualquer gás, nas CNTP, é de aproximadamente 22,71 L/mol (22,710 953 ± 0,000 021 L ⋅ mol−1). 
O volume molar a 22,71 L/mol. 
(Vm) de qualquer gás nas CNTP é igual 
Observe que o valor de 22,71 L, para volume molar, é obtido considerando-se as CNTP, como a pressão de cem mil pascals (100 000 Pa) e a temperatura igual a 273,15 kelvin (0°C). Você encontrará livros e questões de vestibulares antigos que, no entanto, apresentam o volume molar como 22,4 L, por considerar a antiga definição de pressão-padrão nas CNTP igual a 1 atm (101 325 Pa). 
Conversões de unidades relacionadas à quantidadede matéria 
Os químicos normalmente utilizam as grandezas massa, quantidade de matéria e volume para medir os materiais. Vejamos as principais relações que, em geral, são estabelecidas entre essas grandezas. 
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Relação entre quantidade de matéria e massa 
A conversão de quantidade de matéria (n) para massa (m) é feita pela massa molar (M). Assim, por exemplo, a massa molar da água é 18 g/mol, o que significa: 
18 g de H2O = 1 mol de H2O 
Dessa igualdade podemos obter outras duas: 
a. dividindo-se os dois termos por 1 mol de H2O; ou b. dividindo-se os dois termos por 18 g de H2O. 
Assim, teremos os seguintes fatores de conversão: 
a. 18 g H2O 
1 mol H2O = 1 b. 1 mol H2O 
18 g H2O = 1 
O primeiro fator de conversão transforma quantidade de matéria em massa. O segundo transforma massa em quanti- dade de matéria. Para isso, basta multiplicar a grandeza que se quer converter pelo respectivo fator de conversão. Veja os exemplos a seguir: 1. Qual é a massa de 1,5 mol de água? 
m ( H 2 O ) = 1 , 5 mol H 2 
O ⋅ 1 18mol gHO 
H O = 27 gHO 2 2. Qual é a quantidade de matéria (n) existente em 63 g de água? 
nHO 2 gHO 2 
mol H O gHO 22 ( ) = 63 ⋅ 118 2= 3 , 5 molHO2 
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FAÇA Exercícios NO CADERNO. NÃO ESCREVA EM SEU LIVRO. Para responder às questões, caso necessário, consulte os dados de massa atômica na tabela periódica no final do livro. 35. Qual é a diferença entre massa molecular e massa molar? 36. (EE Mauá-SP) Uma vez que as massas atômicas do oxigênio e do sódio são, respectivamente, 16 u e 23 u, então a massa de 23 átomos de oxigênio é a mesma que a de 16 átomos de sódio. Essa afirmativa é verdadeira ou falsa? Justifique. 37. Quais são os fatores que interferem no volume molar de 
um gás? 38. Anfetamina que provoca ou dependência benzedrina química. (C9H11NHA partir 2) é uma droga da fórmula molecular, dê a massa molecular e a massa molar. 39. O vital açúcar para usado as necessidades em casa contém básicas sacarose humanas. (C12H22É Ometabolizada 11), substância 
pelo organismo rapidamente e é muito energética. No entanto, por ser muito calórica, algumas pessoas, por motivos estéticos ou de saúde, devem evitar sua ingestão. a) Calcule a massa molecular e molar da sacarose. b) A sacarose e outros açúcares são substituídos por adoçantes artificiais. Pesquise o nome de alguns adoçantes mais comuns e quais são as consequências do uso desses produtos. 40. O a Antiguidade, sulfato de alumínio usada [Alpara 2(SOo 4)3tratamento ] é uma substância, da desde água. Essa substância provoca a aglutinação da matéria suspensa, formando flocos mais densos que a água e que se sedimentam no fundo dos tanques de tratamento. Calcule a massa molecular e a massa molar dessa substância. 41. Certos minerais têm resistência ao serem riscados por outro material. Essa propriedade é chamada dureza. O mineral de menor dureza tem o valor 1 e o de maior dureza tem o valor 10. Observe, em alguns minerais, a dureza e a fórmula molecular. 
Dureza Mineral Fórmula 
1 Talco Mg3Si4O10(OH)2 
2 Gipsita CaSO4 · 2 H2O 
5 Apatita Ca5(PO4)3 
9 Coríndon Al2O3 
a) Consultando a tabela periódica, como você representaria a massa atômica de cada elemento, a massa molecular e a massa molar de cada substância encontrada no quadro acima? b) Se riscarmos o talco com a gipsita, qual deixará o traço 
sobre o outro? c) Qual mineral não deixa o traço em nenhum dos outros 
minerais citados acima? 42. Se a escala de massa atômica tivesse sido definida diferentemente, em que 1 (um) átomo de 126C tivesse massa 
no valor de 100 u, isso teria algum efeito sobre a constante de Avogadro? Explique. 43. Conservantes são substâncias que impedem ou retardam as alterações dos alimentos, provocadas por microrganismos ou enzimas. Como conservantes antimicrobianos são utilizadas de potássio conservantes potássio (KNOas (KNOsubstâncias: é 3). de Por 2), 0,20% nitrato lei, no nitrito em de Brasil, massa. 
sódio de o sódio (NaNOlimite (NaNOmáximo 3) ou nitrato 2), desses nitrito de 
a) Com a tabela periódica em mãos, calcule as massas 
molares desses conservantes. b) Quantos gramas de cada tipo de conservante podem 
ser adicionados a 1 quilograma de salsicha? c) A que quantidade de matéria de cada sal corresponde 
essa massa? 44. Clostridium botulinum é a bactéria que provoca intoxicação alimentar, o botulismo. Ela produz a toxina chamada botulina, muito utilizada com o nome Botox em tratamentos estéticos, para minimizar rugas e linhas de expressão da face. Para evitar intoxicação, não consuma conservas alimentícias vindas de lata estufada ou que tenham odor de ranço, característico da informações formação e do seus ácido conhecimentos, butírico (H8C4Oresponda: 
2). Considerando essas 
a) Se a toxina botulina é tão grave para a saúde, como se 
explica a utilização em tratamento estético? b) Para o botulina homem, é cerca de a 1 dose mg. A letal que (DLquantidade 50) da ingestão de de matéria de ácido butírico corresponde essa dose? 45. Consultando a tabela de valores de massa atômica, calcule 
a massa molecular das seguintes substâncias: a) b) Ácido Hidróxido sulfúrico de cálcio (H2SO[Ca(OH)4). c) d) e) Fosfato Álcool Ferrocianeto etílico de cálcio de (C2potássio H[Ca5OH). 3(POf) Cloreto de bário di-hidratado 4)2]. 2]. 
[K4Fe(CN)(BaCl62 ]. 
⋅ 2H2O). 46. As medidas são necessárias à sociedade. No caso de átomos e moléculas, julgue os itens em C para os corretos e E para os errados: 1) Sabendo que a massa atômica da prata é igual a 108 u, podemos afirmar que um átomo de prata pesa 108 vezes mais que o átomo de 12C. 2) A massa molecular é numericamente igual à soma das 
massas atômicas de todos os átomos da molécula. 3) Para lidar com quantidades mais significativas, utiliza-se a massa molecular, que se refere à massa de um mol de entidades. 4) O volume molar de um gás é o volume ocupado por um mol desse gás, a uma determinada pressão e temperatura, ou seja, o volume é diretamente proporcional à quantidade de matéria de um gás. 5) Para sólidos e líquidos, o volume molar depende, entre outras coisas, da natureza da substância, mas para gases ele só dependerá das condições da temperatura, qualquer que seja a natureza do gás. 
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47. A benzedrina é um remédio utilizado por pacientes que sofrem de depressão. A dose diária indicada é de 10 mg de benzedrina (C9H13N). Empregando os dados da tabela periódica, calcule: a) A massa molar da benzedrina. b) A quantidade de matéria de benzedrina que se encontra nos 10 mg. 48. A cafeína é um excitante do sistema nervoso, portanto, beber café é desaconselhável a pessoas nervosas e excitáveis. O Comitê Olímpico Internacional (COI) proíbe altas doses de cafeína. Atletas olímpicos com mais de 12 mg de cafeína por mL de urina podem ser desqualificados da competição. Agora responda às questões a seguir, sabendo que a fórmula molecular da cafeína é C8H10O2N4. a) Calcule a massa molar da cafeína. b) Qual seria a quantidade de matéria de cafeína encontrada 
em 12 mg de cafeína? c) Em quais produtos podemos encontrar a cafeína? d) Pesquise os pontos positivos e negativos da cafeína na 
alimentação diária do ser humano. 49. O boro (B) é encontrado em alimentos, como frutas, verduras e legumes em quantidades muito pequenas. É ótimo para a prevenção contra a osteoporose. São recomendados 3 mg diariamente. Mas deve-se tomar cuidado ao ingerir cápsulas de 3 mg de borato de sódio (Na3BO3), pois podem aumentar a produção de estrogênio e testosterona (hormônios sexuais feminino e masculino). a) Em que situações é aconselhada a ingestão de cápsulas 
de borato de sódio? b) Qual seria a quantidade de matéria de boro em 3 mg? 50. O óxido de zinco (ZnO) é muito útil em preparados cosméticos, pois tem propriedades antimicrobianas e cicatrizantes, além de servir como bloqueador solar. Se prepararmos bloqueador caseiro e acrescentarmos 10 g de óxido de zinco pulverizado, qual seria a quantidade dessa matéria encontrada nesse bloqueador solar? 51. Algumas pessoas usam produtos que dão à pele a tonalidade bronzeada,