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RESPOSTA AD1
Questão 1
 Para uma reação de formação de sulfeto de cobre (CuS), realizada com quantidades estequiométricas, combinou-se 63,5 g de cobre sólido com 32,1 g de enxofre elementar, com a formação de 95,6 g do produto. Outros diferentes experimentos foram realizados contendo as seguintes massas de reagentes: 
I) 127,0 g de S + 64,2 g de Cu 
II) 31,8 g de S + 16,05 g de Cu 
III) 21,2 g de S + 8,5 g de Cu 
A partir dos dados apresentados, realize o que se propõe: 
a) Obtenha as razões entre os reagentes em cada experimento. 
M.M Cu 63,5 g /mol M.M S 32,1 g /mol 
Cu + S= Cus
n= m / MM
Reação do enunciado; 63,5 g Cu + 32,1 g S------> 95,6 g CuS
 1 mol + 1 mol 
Razões entre reagentes 1: 1 
Razões entre reagentes de cada experimento:
I)- 127,0 g de enxofre são combinados com 64,2 g de cobre
127,0 /64,2 = 2
 Cu+ S+ CuS
64,2 g Cu + 127,0 g S = 191,2 g CuS
Proporção das massas 127,0:64,2 a formação será de 191,2 g do produto.
II)- 31,8 g de enxofre são combinados com 16,05 g de cobre
31,8/ 16,05= 2
Proporção das massas 31,8:16,05 a formação será de 47,85 g do produto
III)- 21,2 g de enxofre combinados com 8,5 g de cobre
21,2/8,5= 2
Proporção das massas 21,2 :8,5 a formação será de 29,7 g de produto
b) A partir dos dados apresentados no item a, conclua se os experimentos seguem a lei de Proust, justificando sua resposta. .
A Lei de Proust ou a Lei das proporções definidas diz que dois ou mais elementos, ao se combinarem para formar substâncias, conservam entre si proporções definidas. Os experimentos acima, seguem a lei de Proust., pois conservam entre si proporções definidas.
Para confirmar se a Lei de Proust estava sendo utilizada, foi dividir os números das massas dos elementos envolvidos:
 Questão 2 (2,0 pontos) - Na ocasião das comemorações oficiais dos 500 anos do descobrimento do Brasil, o Banco Central lançou uma série de moedas comemorativas em ouro e prata. Uma delas, cujo valor facial é de R$ 20,00, foi cunhada com 8,00 g de “ouro 900”, uma liga metálica que contém 90% em massa de ouro. (Massa: Au = 197) Determine: 
a) o número de mol de átomos de ouro existente em uma dessas moedas. 
A moeda tem 8g, mas como 90% da massa é ouro de verdade, temos: 
Cálculo de número de átomos 
Vamos calcular a massa de ouro em uma moeda
8 g --- 100% 
x g ---- 90% 
x = 8.90/100 
x = 7,2 g 
Cálculo de número de átomos 
197 g -------- 1 mol -------- 6x10^23 átomos 
7,2 g -------- x mol -------- x átomos 
197 g -------- 6x10^23 átomos 
7,2 g -------- x átomos 
x = 7,2 . 6x10^23 / 197 
x = 4,32x10^24/197 
x ~ 2,2x10^22 átomos de Au em cada moeda 
b) o número de átomos de ouro presente em 100 moedas comemorativas
1 moeda-----------------2,2 x 10^22 átomos de Au
100 moedas------------ Y
Y= 1^24
 Questão 3 (2,0 pontos) - Em festas de crianças é muito comum a utilização de balões cheios com gás Hélio (He). O gás Helio (He) é normalmente fornecido como gás comprimido em cilindros de aços. Supondo que o cilindro contém um volume de 40L a uma pressão 100 atm. Considerando-se a temperatura constante e levando-se 
em consideração que cada balão de festa de aniversário pode conter 2,5 L de gás Hélio, a uma pressão de 1,0 atm, quantos balões poderiam ser cheios com um cilindro?
Questão 4 (2,0 pontos) - O calcário é uma rocha sedimentar que contém minerais com quantidades acima de 30% de carbonato de cálcio. Quando o calcário é aquecido produz-se cal viva e dióxido de carbono. Calcule a massa e o número de mol de gás carbônico que será produzido a partir de 128,2 g de carbonato de cálcio considerando que a reação aconteça em sua totalidade. 
CaCO3 → CaO + CO2 
 Δ
Questão 5 (2,0 pontos) - Um professor de Química realizou a seguinte experiência no laboratório: em um reator, introduziu uma amostra de dióxido de manganês e, em seguida, adicionou ácido clorídrico em excesso. Dentre os produtos formados, houve um gás que, ao ser desprendido, foi borbulhado em uma solução de hidróxido de sódio concentrado a quente, produzindo 21,3 g de clorato de sódio. 
reações que se passam ao longo de todas as etapas do experimento. 
MnO2(s) + 4HCl(aq) ----------------> Cl2(g) + MnCl2(aq) + 2H2O(l) (1) 
6NaOH(aq)+ 3Cl2(g) ---------------> 5NaCl(aq) + NaClO3(s) + 3H2O(l) (2) 
a) Calcule a massa da amostra de dióxido de manganês que foi introduzida no reator inicialmente.
 Esse -1 e só usado pra designar que a unidade está no denominador. É a mesma coisa escrever 
197g/mol(dividido) e 197g.mol-1 (multiplicado) 
Agora vamos a questão :) 
A moeda tem 8g, mas como 90% da massa é ouro de verdade, temos: 
8g ----- 100% 
x g ------- 90% 
x = 7,2g de ouro 
A massa molar do ouro foi dada no exercício: 197g/mol, e ela é usada pra calcular a quantidade de matéria (mol) de ouro presente em 7,2g 
1 mol ------- 197g 
x mol ------- 7,2g 
x = 0,0365 mol 
Como 1 mol tem 6.10^23 átomos (número de Avogadro), temos: 
1mol ---------------- 6.10^23 átomos 
0,0365 mol ------- x 
x = 2,19.10^23 átomos 
R: aproximadamente 2,2.10^23 átomos de ouro 
Vamos calcular a massa de ouro 
8 g --- 100% 
x g ---- 90% 
x = 8.90/100 
x = 7,2 g 
Cálculo de número de átomos 
197 g -------- 1 mol -------- 6x10^23 átomos 
7,2 g -------- x mol -------- x átomos 
197 g -------- 6x10^23 átomos 
7,2 g -------- x átomos 
x = 7,2 . 6x10^23 / 197 
x = 4,32x10^24/197 
x ~ 2,2x10^22 átomos. 
Por ocasião das comemorações oficiais dos quinhentos anos do descobrimento do Brasil, o Banco Central lançou uma série de moedas comemorativas em ouro e prata. Uma delas, cujo valor facial é de R$ 20,00, foi cunhada com 8,00 g de “ouro 900”, uma liga metálica que contém 90% em massa de ouro. Conhecendo o número de Avogadro – NA = 6,0·1023 – e sabendo que a massa molar do ouro é 197 g·mol–1, pode-se afirmar que numa dessas moedas existem
 a) 22,4 átomos de ouro.
 b) 7,2·103 átomos de ouro.
 c) 6,0·1023 átomos de ouro. 
Xd) 2,2·1022 átomos de ouro.
 e) 7,2 átomos de ouro.
 Resolução Cálculo da massa real de ouro em 8,00g de “ouro 900”
 8,00g –––––– 100% x –––––– 90% x = 7,20g de ouro Cálculo do número de átomos de ouro: 1 mol de Au ↓ 197g –––––––––––– 6,0 . 1023 átomos 7,20g –––––––––––– y y = 2,2 . 1022 átomos de ouro
Lei de Proust, pelo químico francês Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794).
Ela postula que: “A soma das massas das substâncias reagentes é igual à soma das massas dos produtos da reação” e ficou largamente conhecida pela frase: “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.
Para entender melhor a aplicação da Lei de Proust, observe o exemplo abaixo da formação do gás carbônico (CO2):
1. Experiência 1: 6g de Carbono (C) são combinados com 16g de Oxigênio (O) formando 22g de Gás Carbônico (CO2)
2. Experiência 2: 12g de Carbono (C) são combinados com 32g de Oxigênio (O) formando 44g de Gás Carbônico (CO2)
Embora os números da segunda experiência sejam o dobro da primeira, eles são proporcionais, ou seja, a proporção das massas na primeira experiência é de 6:16:22, enquanto na segunda, a proporção é de 12:32:44. Para confirmar se a Lei de Proust está sendo utilizada, basta dividir os números das massas dos elementos envolvidos:
Logo,
Experiência 1: 6/16=0,375
Experiência 2: 12/32=0,375
(Massas atômicas: H = 1,0 g/mol; O = 16,0 g/mol) RESPOSTA: a) Primeiramente, determinar a massa molar da água: massa massa massa g mol H O H O 2 1 2 1 1 16 18 / 2 Para determinar o número de mol de moléculas de água em 90 g, considera-se o conceito de mol: n g mol H O g mol 90 1 18 / 2 então: n = 5 mol b) Para determinar o número de moléculas de água, considera-se que: 90 moléculas 1 18 / 6,022 10 moléculas 23 2 g x mol H O g mol x 3,011 10 moléculas de água 24 c) e d) Para determinar o número de átomos de H e O, é necessário considerar a fórmula da água: H2O - determinação do número de átomos de H H O x tomos H molécula H O átomos H 3,011 10 moléculas á 1 2 2 24 2 x 6,022 10 átomos de H 24 - determinação do número de átomos de O H O y tomos O moléculaH O átomo O 3,011 10 moléculas á 1 1 2 24 2 y 3,011 10 átomos de O 24 e) Para determinar o número total de átomos, considerar que: 1 molécula de H2O tem 3 átomos (2 átomos de H + 1 átomo de O)
e) Para determinar o número total de átomos, considerar que: 1 molécula de H2O tem 3 átomos (2 átomos de H + 1 átomo de O) n total átomos tomos n total átomos tomos d e H tomos d e O n total átomos n total átomos n total átomos o o o o o 9,033 1 0 á 6,022 1 0 á 3,011 1 0 á H O 24 24 24 
Para descrever então números grandes de átomos, íons ou moléculas em uma amostra de tamanho normal é usado o conceito de mol. Assim, um mol seria a quantidade de matéria que contem tantos átomos, íons, moléculas, ou qualquer outro objeto, em 12 g de C 12 6 isotopicamente puro. Dessa forma, a partir de inúmeros experimentos, vários cientistas determinaram que esse número seria 6,0221421x1023 e o denominaram de número de Avogrado em homenagem ao físico italiano Lorenzo Romano Amadeo Carlo Avogadro. Em 1881, Avogadro elaborou uma hipótese em que estabelecia que volumes iguais de gases diferentes, a mesma temperatura e pressão, tem o mesmo número de partículas. Portanto, um mol de átomos, um mol de íons ou um mol de moléculas contem o número de Avogrado desses objetos. Assim: 1 mol de átomos de C 12 6 = 6,0221421x1023 átomos de C 12 6 1 mol de íons de Cl-1 = 6,0221421x1023 íons de Cl-1 1 mol de moléculas de O2 = 6,0221421x1023moléculas de O2 Um mol é sempre o mesmo número (6,0221421x1023), porém um mol de diferentes substâncias terá diferentes valores de massa. Assim, a massa de um único átomo de um
elemento (em u.m.a.) é numericamente igual à massa (em gramas) de 1 mol daquele elemento. Essa afirmação é verdadeira independentemente do elemento, como pode ser observado abaixo. 1 átomo de C 12 6 tem massa de 12 u.m.a. 1 mol de C 12 6 tem massa de 12 g 1 átomo de Cl tem massa de 35,5 u.m.a. 1 mol de Cl tem massa de 35,5 g Sabendo-se que a massa molecular (u.m.a.) é igual a soma dos átomos que formam a molécula, a obtenção da massa molecular é feita então a partir da soma das massas de todos os átomos contidos na fórmula do composto molecular. Assim, para determinar a massa molecular da água (H2O), por exemplo, se faz o seguinte cálculo: 2 1 2 1 . . . 1 16 . . . 18 . . . 2 massaH O massaH massaO u m a u m a u m a Outro exemplo é a determinação da massa molecular do cloreto de bário (BaCl2): 1 137,2 . . . 2 35,5 . . . 208,2 . . . 1 2 2 2 massa u m a u m a u m a massa massa massa BaCl BaCl Ba C l Assim, para determinar a massa de 1 mol de um composto molecular, é necessário determinar a massa molecular desse composto. Assim: 1 molécula de H2O tem massa de 18,0 u.m.a. 1 mol de H2O tem massa de 18,0 g 1 molécula de NaCl tem massa de 58,5 u.m.a. 1 mol de NaCl tem massa de 58,5 g
Massa molar é então a massa em gramas de 1 mol de certo composto. A massa molar, dada em g/mol, de um composto é sempre numericamente igual a sua massa molecular em u.m.a.. Dessa forma, a massa molar da H2O, por exemplo, é 18,0 g/mol
cOMO FAZER: Considere um copo contendo 90 g de água (H2O). Determine: a) número de mol de moléculas de água; b) número de moléculas de água; c) número de átomos de oxigênio; d) número de átomos de hidrogênio; e) número total de átomos.
Cada bexiga tem: 1,04. 2,5 = nRT , ou seja, n = 2,6/RT 
Assim, o numero de mols de 300 bexigas são n = 300.2,6/RT = 780/RT 
Agora vamos analisar o cilindro: 30.25 = nRT, ou seja, o numero de mols do cilindro é n = 750/RT 
Sabendo que R e T são constantes (a questao deveria ter falado que a temperatura é constante... eu só consegui fazer a questao porque considerar a temperatura constante é a única forma de fazê-la!), vê-se que um unico cilindro não seria suficiente para encher todas as bexigas!!! 
750/RT - 780/RT = -30/RT, ou seja, faltam mols de Hélio
V= RnT
n=750
1,04.2,5=n
n=2,6
2,6-----------1
750-----------x
x=288 balões