AULA 7 -MASSAS E MOL

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QUÍMICA, 1ºano 
Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
• Introdução 
 Os átomos, como já sabemos, são uma das menores 
divisões da matéria. Logo, sendo uma partícula tão 
pequena, é muito difícil de ser observada. Foi 
pensando nisso que os primeiros cientistas tentaram 
melhorar a maneira de se trabalhar com essas 
partículas. 
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Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
• Introdução 
 Inicialmente para medir essas partículas era utilizada 
uma unidade denominada unidade de massa 
atômica. 
 Essa unidade era referenciada no tamanho do átomo 
do carbono e uma massa tão pequena quanto 1,99 x 
10-23 era quase que imperceptível nos cálculos. 
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Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
• Introdução 
 Veja que se formos trabalhar com 
0,000000000000000000000199 seria muito difícil de 
fazer os cálculos químicos. Então pensemos: 
 1 dúzia = 12 
 1 dezena = 10 
 1 centena = 100 
 
QUÍMICA, 1ºano 
Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
• Introdução 
 Foi a partir deste pensamento que se fizeram 
sugestões de unidades de medidas para a 
quantidade de átomos que fosse unitário, ou seja, 
criou-se um múltiplo que tivesse uma referência 
significativa em unidade de massa (gramas). 
 
 VAMOS OBSERVAR ESTE DESENVOLVIMENTO!!! 
QUÍMICA, 1ºano 
Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
• A MASSA DO ÁTOMO DE CARBONO 
 O átomo de carbono foi dividido em doze partes e a 
partir disso se fez o seguinte conceito: 
 “a massa de um átomo (massa atômica) é o número 
que indica quantas vezes esse átomo é mais pesado 
do que 1/12 avos do átomo de carbono”; 
 o número doze vem da quantidade de prótons 
existentes no núcleo do átomo de carbono mais 
abundante. Criou-se então a unidade u.m.a, ou seja, 
unidade de massa atômica. 
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Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
• A MASSA DO ÁTOMO DE CARBONO 
 1 uma = 1/12 avos da massa do carbono 
 A partir desse padrão todos os outros átomos foram 
então submetidos a medida de sua massa com 
referência ao uma. 
1 u (unidade de 
massa atômica) = 1/12 do átomo de ¹²C 
QUÍMICA, 1ºano 
Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
• A MASSA DOS OUTROS ELEMENTOS 
 os outros elementos foram medidos comparando-se 
suas massas com a u.m.a., vamos ver um exemplo: 
 
 
 
 
 
 Podemos ver que na balança a massa do urânio é de 
238 u.m.a. 
 
238 
Átomo de Urânio 
u U 238 MA 
QUÍMICA, 1ºano 
Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
• Então como se mediria as massas de uma molécula 
qualquer?!!!! 
 muito simples: é só somar as massas dos elementos 
contidos nesta molécula exemplo: 
 
 
 
 
 
 
Logo a molécula de glicose é 180 vezes mais pesada 
que a 1/12 parte do átomo de carbono. 
 
 
 
180 
Molécula de Glicose 
6126 OHC
180u 16u 6x 1u 12x 12u 6x MM 6126 OHC 
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Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
 COMO QUE SE RELACIONOU U.M.A. COM 
GRAMAS??? 
 Para se relacionar a unidade de massa atômica foi 
necessário que um cientista chamado Amedeo 
Avogadro, fizesse um experimento para descobrir 
uma propriedade muito importante da matéria. Ele 
colocou diferentes gases na mesma pressão e 
temperatura dentro de um recipiente que tinha um 
volume definido. 
 
 
 COMO SE RELACIONOU U.M.A. COM GRAMAS??? 
 O resultado foi que quando colocado a mesma 
quantidade de substâncias diferentes, o volume que 
era obtido dentro deste recipiente era o mesmo. 
Como poderia ser explicado essa propriedade da 
matéria? O fato é que com essa descoberta muita 
coisa mudou na química. Criou-se uma nova 
grandeza química. 
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Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
• HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADRO 
 quando o gás hidrogênio reage com o oxigênio 
para produzir água 
 H2 + O2  H2O 
 ele sempre reage na mesma proporção, de 
modo que essa quantidade de hidrogênio que 
se relaciona ao oxigênio é devida às ligações 
que um tipo de átomo faz com o outro. 
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Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
• HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADRO 
 Esse tipo de observação feita por Avogadro 
quebrou os conceitos da época que acreditava 
ser todas as substâncias formadas por um 
único átomo e não por uma ligação entre tipos 
diferentes deles, isso afirmou depois do 
experimento. 
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Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
• HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADRO 
 A resposta de Amedeo Avogadro foi: “volumes iguais 
de gases quaisquer, quando medidos na mesma 
pressão e temperatura, encerram o mesmo número 
de moléculas”, ou seja, se nós medirmos um 
determinado volume de um recipiente e ele for 
cheio, por exemplo, de oxigênio, então a quantidade 
de moléculas de oxigênio será a mesma se o volume 
for cheio de hidrogênio. 
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Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
• SE A QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA PERMANECE A MESMA, 
QUAL É ESSA QUANTIDADE? 
 Para decidir sobre essa quantidade é preciso saber que outros 
grandes cientistas contribuíram, como por exemplo: 
 Lavoisier: “a massa total de um sistema fechado não varia, 
qualquer que seja a reação química que aí venha a ocorrer”; 
 Proust: “uma determinada substância, qualquer que seja sua 
origem, sempre será formada pelos mesmos elementos 
químicos, combinados na mesma proporção em massa”; 
 
 
QUÍMICA, 1ºano 
Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
• O CONCEITO DE MOL 
 Considerando então estes conceitos 
introdutórios vistos até agora podemos 
afirmar que Mol é a quantidade de matéria de 
um sistema, que contém a mesma quantidade 
de átomos ou moléculas que existem em 0,012 
kg de carbono; 
QUÍMICA, 1ºano 
Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
• CONCEITO DE MOL 
 Então, Amedeo Avogadro realizou seu ensaio que 
provou que em uma quantidade de 12 gramas de 
carbono continham 6,02 x 1023 átomos de carbono. 
Avaliando que os outros átomos foram medidos em 
comparação com o átomo de carbono, pode-se 
expandir essa medida para os outros, ou seja a 
quantidade de átomos equivalente à quantidade que 
se tem em doze gramas de carbono é um MOL. 
 
QUÍMICA, 1ºano 
Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
• CONCEITO DE MOL 
 Considerando o que já foi visto anteriormente, sobre a u.m.a., 
podemos agora reforçar dizendo que a massa do carbono é de 
12 u.m.a., e que como esse átomo possui 6 prótons, 6 
nêutrons e 6 elétrons, somente nêutrons e prótons contam 
para a massa, então para qualquer átomo podemos dizer que 
sua massa é igual a soma de seus prótons e nêutrons. 
 Com essa medida para o átomo de oxigênio podemos então 
afirmar que ele possui 16 u.m.a., e se medirmos então a 
quantidade de massa contida no recipiente de LAVOISIER. O 
que poderíamos descobrir? 
 
QUÍMICA, 1ºano 
Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
• CONCEITO DE MOL 
 descobriríamos que a massa do recipiente 
pesaria uma quantidade de 16 gramas de 
oxigênio, então: 
 1 u.m.a. é equivalente a 1 (um) grama. 
 descobrindo a massa dessa quantidade de 
oxigênio para o recipiente de Lavoisier, 
encontramos o valor da massa molar do 
oxigênio. 
QUÍMICA, 1ºano 
Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
• CONCEITO DE MOL 
 Constante de Avogadro. 
 1 mol de qualquer substância, seja ela 
molecular ou atômica, tem sempre 6,02 x 1023 
átomos ou moléculas. 
 1 MOL=6,02x1023 átomos ou moléculas. 
QUÍMICA, 1ºano 
Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
21 
1 mol de qualquer substância contém 
 
6,022 x 1023 
 
partículas desta substância. 
22 
A massa atômica, em gramas, 
 
de qualquer elemento 
 
contém 1 mol de átomos. 
Química Geral - Estequiometria 
Mol 
• medida conveniente de quantidades químicas. 
 
Massa molar 
• Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de 
substância (unidades g/mol, g.mol-1).• A massa de 1 mol de 12C = 12 g. 
Química Geral - Estequiometria 
Massa molar 
 
Massa molecular = MM (H2SO4) = 98,1 u 
 
Para 1 mol de H2SO4 = 98,1 g 
Massa de 1 mol de átomos ou substâncias 
 
Massa atômica = MA (Fe) = 55,85 u 
 
Para 1 mol de Fe(s) = 55,85 g 
Química Geral - Estequiometria 
Massa molar 
Química Geral - Estequiometria 
Massa molar 
Química Geral - Estequiometria 
Massa molar 
Química Geral - Estequiometria 
Exemplos 
Quantos mol de S (enxofre) estão contidos em 23,5g de uma amostra 
de S? 
 
 
Exercícios Práticos 
1) Quantos mols de Al (alumínio) estão contidos em uma folha de 
alumínio de 3,47g usada para embrulhar um sanduíche? 
 
2) Sua balança de laboratório pode pesar amostras com uma precisão 
de três casas decimais. Se a incerteza pesada é de +/- 0,002g qual 
é a incerteza no n. de mols se a amostra a ser pesada for de Si 
(silício puro). 
 
 
 
 
 
29 
A massa molecular, em gramas, 
 
de qualquer substância molecular 
 
contém 1 mol de moléculas. 
Química Geral - Estequiometria 
Massa molecular 
 
MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O) 
 = 2(1,0 u) + (32,1 u) + 4(16,0 u) = 98,1 u 
 
MM de (C6H12O6) = 6(12,0 u) + 12(1,0 u) + 6(16,0 u) = 180,0 u 
 
31 
 
 
Este é o mesmo número de partículas 
6,022 x 1023 
que existem em exatamente 12 gramas de 
C126
32 
Exemplos 
33 
 Espécie 
 
 
Quantidade 
 
 
Número de 
átomos de H 
H 
1 mole 
6.022 x 1023 
34 
 Espécie 
 
 
Quantidade 
 
 
Número de 
moléculas 
de H2 
H2 
1 mole 
6.022 x 1023 
35 
 Espécie 
 
 
Quantidade 
 
 
Número de 
átomos de Na 
Na 
1 mole 
6.022 x 1023 
36 
 Espécie 
 
 
Quantidade 
 
 
Número de 
átomos de Fe 
Fe 
1 mole 
6.022 x 1023 
37 
Espécie 
 
 
Quantidade 
 
 
Número de 
moléculas 
de C6H6 
C6H6 
1 mole 
6.022 x 1023 
38 
1 mol de átomos = 6,022 x 1023 átomos 
6,022 x 1023 moléculas 
6,022 x 1023 íons 
1 mol de moléculas = 
1 mol de íons = 
39 
• A massa molar de um elemento é sua 
massa atômica em gramas. 
 • Ela contém 6,022 x 1023 átomos 
(número de Avogadro) deste elemento. 
40 
Elemento 
Massa 
Atômica 
Massa 
Molar 
Número de 
átomos 
H 1,008 u 1,008 g 6,022 x 1023 
Mg 24,31 u 24,31 g 6,022 x 1023 
Na 22,99 u 22,99 g 6,022 x 1023 
41 
Problemas 
 Um cientista dispõe de 19,2 g de átomos oxigênio (O 
= 16). Qual o número de mols que este cientista 
pode contar? 
 Sabendo que um mol de oxigênio é igual a 16 
gramas, e que em um mol temos 6,02 x 1023 
moléculas ou átomos, então podemos afirmar que: 
 16g de O ------------ 6,02 x 1023 
 19,2g de O---------- x 
 
 x= 0,6 mol de O. 
 
QUÍMICA, 1ºano 
Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
EXERCÍCIOS 
 Determine o número de moléculas existente em 160 g de 
hidróxido de sódio ( NaOH). (H=1, O=16, NA=23): 
 para resolvermos esta questão é necessário calcularmos a 
massa da molécula: 
 massa de H= 1 x 1(número de hidrogênios na molécula)= 1 g 
por mol de moléculas de NaOH 
 massa de O=16 x 1= 16 g por mol de moléculas de NaOH. 
 massa de Na= 23 x 1= 23 g por mol de moléculas de NaOH 
 
 
 
QUÍMICA, 1ºano 
Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
EXERCÍCIOS 
 totalizando um valor de massa da molécula de 
40 g por mol, sabendo que nesse valor existe 
6,02 x 1023 moléculas, então: 
 40g ---------- 6,02 x 1023 
 160g -------- x 
 
 x= 2,4×1024 moléculas de NaOH. 
 
 
 
QUÍMICA, 1ºano 
Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
EXERCÍCIOS 
 Uma lâmina de Zinco é formada por 2,5 mols de 
átomos. Ache a sua massa, em gramas. ( Dados: MZn 
= 65 g/mol) 
 Neste caso, a questão quer encontrar o valor em 
quantidade de massa da placa de zinco, temos como 
dado para cálculo a massa molar do zinco metálico, 
então: 
 65g de zinco ------------ 1 mol 
 x de zinco ----------- 2,5 mol 
 x = 162,5 g de zinco. 
 
 
 
 
QUÍMICA, 1ºano 
Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 
46 
Massa atômica do ferro = 55.85 
Quantos moles de ferro existem em 25.0 g deste metal? 
Sequência de conversão: gramas Fe → moles Fe 
1 mol Fe
(grams Fe)
55.85 g Fe
 
 
 
1 mol Fe
(25.0 g Fe)
55.85 g Fe
 
 
 
0.448 mol Fe
Prepare o cálculo usando um fator de 
conversão entre moles e gramas. 
47 
Sequência de conversão : gramas Fe → átomos Fe 
236.022 x 10 atoms Fe
(grams Fe)
55.85 g Fe
 
 
 
Quantos átomos de ferro existem em 25.0 g deste 
metal? 
236.022 x 10 atoms Fe
(25.0 g Fe)
55.85 g Fe
 
 
 
232.70 x 10 atoms Fe
Prepare o cálculo usando um fator de 
conversão entre átomos e gramas. 
Massa atômica do ferro = 55.85 
48 
Massa Molar Na = 22.99 g 
Sequência de conversão: átomos Na → gramas Na 
23
22.99 g Na
(atoms Na)
6.022 x 10 atoms Na
 
 
 
Qual a massa de 3.01 x 1023 átomos de sódio (Na)? 
23
23
22.99 g Na
(3.01 x 10 atoms Na)
6.022 x 10 atoms Na
 
 
 
11.5 g Na
Prepare o cálculo usando um fator de 
conversão entre gramas e átomos. 
49 
Massa atômica do estanho = 118.7 
Qual a massa de 0.365 moles de estanho? 
Sequência de conversão : moles Sn → gramas Sn 
1 molar mass Sn
(moles Sn)
1 mole Sn
 
 
 
118.7 g Sn
(0.365 moles Sn)
1 mole Sn
 
 
 
43.3 g Sn 
Prepare o cálculo usando um fator de 
conversão entre gramas e moles. 
50 
2(2.00 mol O )
23
2
2
6.022 x 10 molecules O
1 mol O
 
 
  2
2 atoms O
1 molecule O
 
 
 
Sequência de conversão: 
 moles O2 → moléculas O → átomos O 
23
2
2
6.022 x 10 molecules O
1 mol O
 
 
 
Quantos átomos de oxigênio estão presentes em 2.00 
moles de moléculas de oxigênio? 
Dois fatores de conversão são necesários: 
2
2 atoms O
1 mol O
 
 
 
24= 2.41 x10 atoms O
51 
Massa Molar dos 
Compostos 
52 
A massa molar de um composto pode ser 
determinada pela soma das massas molares 
de todos os átomos presentes em sua 
fórmula. 
53 
2 C = 2(12.01 g) = 24.02 g 
6 H = 6(1.01 g) = 6.06 g 
1 O = 1(16.00 g) = 16.00 g 
 46.08 g 
Calcule a massa molar do C2H6O. 
54 
1 Li = 1(6.94 g) = 6.94 g 
1 Cl = 1(35.45 g) = 35.45 g 
4 O = 4(16.00 g) = 64.00 g 
106.39 g 
Calcule a massa molar do LiClO4. 
55 
Calcule a massa molar do (NH4)3PO4 . 
3 N = 3(14.01 g) = 42.03 g 
12 H = 12(1.01 g) = 12.12 g 
1 P = 1(30.97 g) = 30.97 g 
4 O = 4(16.00 g) = 64.00 g 
149.12 g 
56 
Número de 
Avogadro de 
Partículas 
6 x 1023 
Partículas 
Massa Molar 
1 MOL 
57 
1 MOL Ca 
Número de 
Avogadro de 
átomos de Ca 
6 x 1023 
átomos Ca 
40.078 g Ca 
58 
1 MOL H2O 
Número de 
Avogadro de 
moléculas de H2O 
6 x 1023 
moléculas
H2O 
18.02 g H2O 
59 
H Cl HCl 
6.022 x 1023 H 
átomos 
6.022 x 1023 Cl 
átomos 
6.022 x 1023 HCl 
moléculas 
1 mol átomos H 
1 mol átomos 
Cl 
1 mol moléculas 
HCl 
1.008 g H 35.45 g Cl 36.46 g HCl 
1 massa molar 
átomos H 
1 massa molar 
átomos Cl 
1 massa molar 
moléculas HCl 
Estas relações estão presentes quando 
hidrogênio se combina com cloro. 
60 
Considerando elementos diatômicos (H2, O2, N2, 
F2, Cl2, Br2, and I2), distinguir entre um mol de 
átomos e um mol de moléculas. 
61 
Calcule a massa molar de 1 mol de átomos H. 
1 H = 1(1.01 g) = 1.01 g 
Calcule a massa molar de 1 mol de moléculas H2. 
2 H = 2(1.01 g) = 2.02 g 
62 
Problemas 
63 
Quantos moles de benzeno, C6H6, estão presentes em 
390.0 gramas de benzeno? 
Sequência de conversão: gramas C6H6 → moles C6H6 
 
6 6
6 6
78.12 grams C H
Use the conversion factor: 
1 mole C H
6 6
6 6
1 mole C H 
78.12 g C H
 
 
 
6 6(390.0 g C H ) 6 6= 5.000 moles C H
Massa molar do C6H6 é 78.12 g. 
64 
Quantasgramas de (NH4)3PO4 estão contidas em2.52 
moles de (NH4)3PO4? 
Sequência de conversão: moles (NH4)3PO4 
 → grams (NH4)3PO4 
4 3 4
4 3 4
149.12 grams (NH ) PO
Use the conversion factor: 
1 mole (NH ) PO
4 3 4(2.52 mol (NH ) PO )
4 3 4
4 3 4
149.12 g (NH ) PO
1 mol (NH ) PO
 
 
 
4 3 4= 376g (NH ) PO
Massa molar do (NH4)3PO4 é 149.12 g. 
65 
2(56.04 g N )
2
2
1 mol N
28.02 g N
 
 
 
23
2
2
6.022 x 10 molecules N
 
1 mol N
 
 
 
56.04 g de N2 contem quantas moléculas de N2? 
Massa molar do N2 é 28.02 g. 
Sequência de conversão: g N2 → moles N2 
 → molecules N2 
Usando os fatores de conversão 
2
2
1 mol N
 
28.02 g N
23
2
2
6.022 x 10 molecules N
 
1 mol N
24
2= 1.204 x 10 molecules N
66 
2
2
1 mol N
28.02 g N
 
 
 
2(56.04 g N )
23
2
2
6.022 x 10 molecules N
 
1 mol N
 
 
 
56.04 g de N2 contém quantos átomos de nitrogênio? 
Massa molar do N2 é 28.02 g. 
Sequência de conversão: g N2 → moles N2 
 → molecules N2 
 → atoms N Use the conversion factor 
2
2
1 mol N
 
28.02 g N
23
2
2
6.022 x 10 molecules N
 
1 mol N 2
2 atoms N
 
1 molecule N
24= 2.409 x 10 atoms N
2
2 atoms N
1 molecule N
 
 
 
67 
Composição Percentual 
dos 
Compostos 
68 
Composição percentual de um composto é a 
percetagem de massa de cada elemento neste 
composto. 
H2O 
11.19% H de massa 88.79% O de massa 
69 
Composição Percentual 
 da Fórmula 
70 
Se a fórmual de um composto é conhecida, um 
proceso em duas etapas é necesário para 
calcular a composição percentual. 
Etapa 1 Calcule a massa molar da 
fórmula. 
Etapa 2 Divida a massa total de cada 
elemento na fórmula pela 
massa molar e multiplique 
por 100. 
71 
total mass of the element
 x 100 = percent of the element 
molar mass
72 
Etapa 1 Calcule a massa molar do H2S. 
2 H = 2 x 1.01g = 2.02 g 
1 S = 1 x 32.07 g = 32.07 g 
34.09 g 
Calcule a composição percentual do ácido sulfídrico 
H2S. 
73 
Calcule a composição percentual do ácido sulfídrico 
H2S. 
Etapa 2 Divida a massa total de cada 
elemento na fórmula pela 
massa molar e multiplique por 
100. 
H 
5.93% 
S 
94.07% 
32.07g S
S: (100) 94.07%
34.09g
 
 
 
2.02 g H
H: (100) = 5.93%
34.09 g
 
 
 
74 
Composição Percentual 
a partir de 
dados experimentais 
75 
A composição percentual pode ser calculada 
de dados experimentais sem se conhecer a 
composição do composto. 
Etapa 1 Calcule a massa do composto 
formado. 
Etapa 2 Divida a massa de cada 
elemento pela massa total do 
composto e multiplique por 
100. 
76 
Etapa 1 Calcule a massa total do composto 
1.52 g N 
3.47 g O 
4.99 g 
Um composto contendo nitrogênio and oxigênio é 
analisado e contém 1,52 g de nitrogênio e 3,47 g de 
oxigênio. Determine sua composição percentual. 
= massa total do produto 
77 
Etapa 2 Divida a massa de cada elemento 
pela massa total do composto. 
3.47g O
(100) = 69.5%
4.99g
 
 
 
1.52 g N
(100) = 30.5%
4.99 g
 
 
  N 
30.5% 
O 
69.5% 
Um composto contendo nitrogênio and oxigênio é 
analisado e contém 1,52 g de nitrogênio e 3,47 g de 
oxigênio. Determine sua composição percentual. 
78 
Fórmula Empirica versus 
Fórmula Molecular 
79 
Exemplos 
80 
 
 
 
 
 
C2H4 Fórmula Molecular 
CH2 Fórmula Empirica 
C:H 1:2 
Razão molar 
81 
 
 
 
 
 
C6H6 Fórmula Molecular 
CH Fórmula Empirica 
C:H 1:1 
Razão molar 
82 
 
 
 
 
 
H2O2 Fórmula Molecular 
HO Fórmula Empirica 
H:O 1:1 
Razão molar 
83 
84 
Dois compostos podem ter fórmulas empíricas 
semelhantes e diferentes fórmulas moleculares. 
85 
86 
Calculando 
Fórmulas Empíricas 
87 
Etapa 1 Assuma uma quantidade inicial 
definida (usualmente 100.0 g) de 
composto, caso a quantidade atual 
não seja dada, e expresse a massa 
de cada elemento em gramas. 
Etapa 2 Converta a massa em gramas de 
cada elemento em número de 
moles de cada elemento usando a 
massa molar de cada elemento. 
88 
Etapa 3 Divida o número de moles de cada 
elemento pelo número de moles do 
elemento com o menor valor. 
– Se os números obtidos forem 
inteiros, use-os como os indíces 
de cada elemento na fórmula 
empírica. 
– Se os números obtidos não forem 
inteiros, vá para a etapa 4. 
89 
Etapa 4 Multiplique os valores obtidos na 
Etapa 3 pelo menor número que 
converta os valores em números 
inteiros. 
Use estes números inteiros 
como índices da fórmula 
em´pírica. 
FeO1.5 
Fe1 x 2O1.5 x 2 Fe2O3 
90 
• Estes resultados de cálculo podem ser 
diferentes de um número inteiro. 
 
– Se eles diferem de ±0.1, arredonde este 
valor para o número inteiro mais próximo. 
2.9  3 
– Desvios maiores que 0.1 de um número 
inteiro usualmente significam que as 
razões calculadas podem ser 
multiplicadas por um número inteiro para 
alcançar um valor inteiro. 
91 
Algumas frações comuns e seus equivalentes decimais 
Fração comum 
Equivalente 
Decimal 
1
4
1
3
2
3
1
2
3
4
0.333… 
0.25 
0.5 
0.75 
0.666… 
Número inteiro 
 resultante 
1 
1 
2 
1 
3 
Multiplique o 
equivalente 
decimal pela 
número no 
denominador da 
fração para 
alcançar o número 
inteiro. 
92 
Problemas 
93 
A analysis of a salt shows that it contains 56.58% 
potassium (K); 8.68% carbon (C); and 34.73% oxygen 
(O). Calculate the empirical formula for this 
substance. 
Step 1 Express each element in grams. Assume 100 
grams of compound. 
K = 56.58 g 
C = 8.68 g 
O = 34.73 g 
94 
The analysis of a salt shows that it contains 56.58% 
potassium (K); 8.68% carbon (C); and 34.73% oxygen 
(O). Calculate the empirical formula for this 
substance. 
Step 2 Convert the grams of each element to moles. 
 K: 56.58 g K
1 mol K atoms
39.10 g K
 
 
 
1.447 mol K atoms
 C: 8.68 g C
1 mol C atoms
12.01 g C
 
 
 
0.723 mol C atoms
 O: 34.73 g O
1 mol O atoms
16.00 g O
 
 
 
2.171 mol O atoms
C has the smallest number 
of moles 
0.723 mol C atoms
95 
The analysis of a salt shows that it contains 56.58% 
potassium (K); 8.68% carbon (C); and 34.73% oxygen 
(O). Calculate the empirical formula for this 
substance. 
Step 3 Divide each number of moles by the smallest 
value. 
1.447 mol
K = = 2.00
0.723 mol
0.723 mol
C: = 1.00
0.723 mol
2.171 mol
O = = 3.00
0.723 mol
The simplest ratio of K:C:O is 2:1:3 
Empirical formula K2CO3 
C has the smallest number 
of moles 
0.723 mol C atoms
96 
The percent composition of a compound is 25.94% 
nitrogen (N), and 74.06% oxygen (O). Calculate the 
empirical formula for this substance. 
The percent composition of a compound is 25.94% 
nitrogen (N), and 74.06% oxygen (O). Calculate the 
empirical formula for this substance. 
Step 1 Express each element in grams. Assume 100 
grams of compound. 
N = 25.94 g 
O = 74.06 g 
97 
Step 2 Convert the grams of each element to moles. 
 N: 25.94 g N
1 mol N atoms
14.01 g N
 
 
 
1.852 mol N atoms
 O: 74.06 g O
1 mol O atoms
16.00 g O
 
 
 
4.629 mol C atoms
The percent composition of a compound is 25.94% 
nitrogen (N), and 74.06% oxygen (O). Calculate the 
empirical formula for this substance. 
98 
Step 3 Divide each number of moles by the smallest 
value. 
1.852 mol
N = = 1.000
1.852 mol
4.629 mol
O: = 2.500
1.852 mol
The percent composition of a compound is 25.94% 
nitrogen (N), and 74.06% oxygen (O). Calculate the 
empirical formula for this substance. 
This is not a ratio of whole numbers. 
99 
Step 4 Multiply each of the values by 2. 
The percent composition of a compound is 25.94% 
nitrogen (N), and 74.06% oxygen (O). Calculate the 
empirical formula for this substance. 
Empirical formula N2O5 
N: (1.000)2 = 2.000 O: (2.500)2 = 5.000 
100 
Calculando a Fórmula Moleculara 
partir da Fórmula Empírica 
101 
• A fórmula molecular pode ser calculada a partir 
da fórmula empírica se a massa molar é 
conhecida. 
• A fórmula molecular será igual a fórmual 
empírica ou algum multiplo, n, dela. 
• Para determinar a fórmula molecular avalie o 
valor de n. 
• n é o número de unidades da fórmula 
empírica contidas na fórmula molecular. 
molar mass
n = = 
massof empirical formula formula units 
number of empirical 
102 
What is the molecular formula of a compound which 
has an empirical formula of CH2 and a molar mass of 
126.2 g? 
The molecular formula is (CH2)9 = C9H18 
Let n = the number of formula units of CH2. 
Calculate the mass of each CH2 unit 
 1 C = 1(12.01 g) = 12.01g 
 2 H = 2(1.01 g) = 2.02g 
 14.03g 
126.2 g
n 9 (empirical formula units)
14.03 g
 