2. Massas Atômicas
Massas Moleculares
Constante de Avogadro
Mol
Massa Molar

3. Introdução
 A Quimica é uma ciência que estuda a matéria
 A materia é formada por átomos
 Os átomos tem massa (concentrada no núcleo)
 Vamos estudar os aspectos quantitativos
relacionados a massa dos átomos e moléculas

4. GRANDEZAS FÍSICAS E UNIDADES E UNIDADES DE MEDIDA
Qualquer medida de uma grandeza
consiste sempre numa comparação
da magnitude da grandeza com
uma usada como unidade de
medida
Veja os exemplos

6. MEDIDA DAS MASSAS ATÔMICAS
Como os químicos Através de reações químicas entre
fizeram para medir substâncias simples para formar uma
massa tão pequena substância composta na proporção
como a do átomo? 1:1
Amedeo Avogadro
Assim, um átomo de
Consegui-se oxigênio continha
medir a massa aproximadamente 16
relativa dos vezes mais massa que um
átomos átomo de hidrogênio

7. Campo eletro-magnético
ionização
injeção
acelerador
Detector de íons

8. UNIDADE DE MASSA ATÔMICA(u)
Mas, era necessário a
introdução de uma
unidade unificada de
massa atômica

9. MASSAS ATÔMICAS
Massa atômica de um átomo é a massa desse átomo
expressa em u. Indica quantas vezes a massa do
átomo é maior que 1/12 da massa de 12C.
As massas atômicas dos elementos químicos
constam na Tabela periódica.
 A massa dos átomos é uma medida relativa,
assim, pode-se omitir a unidade (u);
Exemplo:
Massa Atômica do Na = 23u ou 23.

10. Massa atômica

11. MASSA ATÔMICA DE
UM ELEMENTO QUÍMICO
O QUE É ELEMENTO QUÍMICO?
Um elemento Massa atômica de um elemento
químico é É igual a média ponderada das massas
constituído por uma Logo, a massa atômica de
atômicas dos isótopos constituintes do é uma média
mistura de isótopos um elemento
elemento levando em conta a
porcentagem em massa de
cada isótopo
Veja o exemplo

12. MASSA ATÔMICA DO ELEMENTO
QUÍMICO CLORO
Isótopos Massa atômica Ocorrência na
(u) natureza (%)
17 Cl35 34,977 75
17 Cl37 36,975 25
MACl = 34,977. 75 + 36,975. 25 = 35,476u (massa atômica do cloro)
100

14. Observação
• Para facilitar os cálculos não usaremos esses valores
exatos; faremos um “arredondamento” para o
número inteiro mais próximo
• Os valores arredondados das massas atômicas são
iguais aos números de massa (A) dos átomos; por
esse motivo, usamos o “A” como se fosse o “MA”.

15. EXERCÍCIOS SOBRE MASSA ATÔMICA DO ELEMENTO:
(Cesesp - PE) O elemento Lítio, tal como ocorre na natureza, consiste em
dois isòtopos, 3Li7 e 3Li6, sendo que 92,6% são do isótopo 3Li7. Qual é a
massa atômica média do Lítio natural, em unidades de massa atômica?
a) 6,45 b) 6,39 c) 6,57 d) 6,93 e)6,88
RESOLUÇÃO:
DADOS:
ISÓTOPOS DO LÍTIO COM SUAS RESPECTIVAS PORCENTAGENS DE
OCORRÊNCIA
Li6 100 – 92,6 = 7,4%
3Li 92,6%
7 3

16. PERGUNTA:
MASSA ATÔMICA DO ELEMENTO QUÍMICO
LÍTIO?
RESPOSTA: LETRA D

17. 2) (FEI-SP) Na natureza, encontramos em qualquer amostra
de cloro os isótopos de números de massa 35 e 37. Sabendo
que a massa atômica média do cloro e´ igual a 35,5u, calcule a
porcentagem de cada isótopo nessa mistura.
Sugestão: Considere x a porcentagem de um deles e (100 – x)
a do outro, e substitua esses dados na fórmula da média
ponderada.
DADOS
35
Cl Massa atômica = 35 porcentagem = X%
Cl
37
Massa atômica = 37 porcentagem = 100 – X%
Massa atômica média = 35,5

18. AGORA, BASTA APLICAR A
FÓRMULA:
3550 = 35X + 3700 – 37X
Colocando os valores de X no 1º membro e
os valores independentes no 2º, temos:
37X – 35X = 3700 – 3550 2X = 150, logo X = 75%
Porcentagem do 35Cl = 75% e Porcentagem do 37Cl = 25%

19. Massa molecular de uma substância
A massa molecular de uma substância é numericamente
igual à soma das massas atômicas de todos os átomos da
molécula dessa substância.
Massa molecular de uma substância é a massa da
molécula dessa substância expressa em u. Indica quantas
vezes a massa da molécula dessa substância é maior que a
massa de 1/12 do átomo de 12C.
Veja os
exemplos

20. Cálculo de Massa Molecular
R.1- Massa molecular do ácido nítrico: HNO3
Sendo H= 1u, N= 14u e O = 16u, vem:
1H = 1u
1N= 14u
3O = 3.16 = 48u
MM = 63u

21. Cálculo de Massa Molecular
Massa Molecular do Sulfato de Cobre Penta - hidratado
CuSO4.5H2O
1Cu = 1. 63,5u = 63,5
1S = 1.32,0u = 32,0
4 O = 4.16u = 64,0
10 H = 10.1u = 10,0
5 O = 5. 16u = 80,0
MM = 249,5

22. Quantidade de
matéria
Uma dada massa ou volume de
substância está associada a
Essas entidades podem ser
números(extremamente
moléculas, átomos ou íons
grandes!) das entidades a
constituem..... Criaram a
grandeza:
quantidade de
matéria
Para expressar
essas
quantidades, os
químicos... Cuja unidade
é o MOL

23. Quantidade de Substância ou de Matéria
Mol é a quantidade de matéria (ou de substância) de um
sistema que contém tantas entidades elementares, quantos
forem os átomos de 12C contidos em 0,012 kg(12g) de
Carbono - 12.

24. E quantos são os átomos contidos
em 0,012 kg(12g) de Carbono – 12?
Sabendo que:
Massa de um átomo de Carbono = 12u
1 átomo de C 12 X 1,66. 10 -24 g
X átomos de C 12g
X = 6,02 X 1023 átomos

25. Mol é a quantidade correspondente a 6,02.1023
unidades de qualquer coisa.
Assim:
1 mol de átomos são 6,02.1023 átomos.
1 mol de moléculas são 6,02.1023 moléculas.
0,5 mol de íons = 0,5. 6,02.1023 = 3,01. 10 23 íons.

26. Para que serve o MOL?
1. Determinar o número de unidades elementares(átomos,
moléculas, íons, elétrons, etc.) contidos numa certa
quantidade de matéria;
2. Converter quantidades de entidades químicas para a
unidade usual de massa, o grama – através de relações
simples;
3. Facilitar os cálculos das quantidades de substâncias
utilizadas nos processos químicos industriais.

27. Constante de Avogadro
Quando desejamos saber o número de unidades
elementares(átomos, moléculas, íons, elétrons, etc.)
contidos numa certa quantidade de matéria. Qual o
fator de proporcionalidade usaremos?
N= nº de unidades elementares
Nαn
n = Quantidade de matéria(mol)
NA = Constante de Avogadro
N = NA . n
NA = 6,02 1023 mol -1

28. Qual é o número de átomos contidos
numa amostra de 5 mols de sódio?
Nº de átomos de sódio (N) = n x NA
Nº de átomos de sódio = 5 mol X 6,02 . 1023 mol -1
Nº de átomos de sódio = 30,10. 1023 ou 3,010. 1024

29. Qual é o número de átomos contidos numa
amostra de 5 mols de sódio?
VOCÊ PODE USAR UMA REGRA
DE TRÊS SIMPLES
1 MOL 6,O2 . 1023 ÁTOMOS DE SÓDIO
5 MOLS X
X = 5 . 6,O2 . 1023 = 30,10. 1023 ou
3,010. 1024 ÁTOMOS DE SÓDIO

30. Constante de Avogadro
6,02 .1023 mol -1
6,0.10 mol
23 -1

31. Massa Molar de um elemento (M):
 É a massa correspondente a 6,02. 1023 (1 mol) de átomos
qualquer elemento químico, sendo numericamente igual à
massa atômica, embora a unidade seja g/mol.
Qual a Massa Molar do Cálcio (Ca)?
Massa Atômica do Ca = 40u;
Massa Molar do Ca = 40g/mol

32. EXEMPLOS
Elemento Massa atômica(u) Massa de 6,02 . 1023 Massa Molar
átomos
Ferro(Fe) 56 56g 56 g/mol
Sódio(Na) 23 23g 23 g/mol
Cálcio(Ca) 40 40g 40g/mol

33. Aplicação
 Quala quantidade de matéria (em mol) e o número de
átomos existente em 120g de Cálcio ?
Massa Atômica de Ca = 40u
Massa Molar = 40g/mol
40g de Ca 1 mol de átomos de Ca 6,0 . 1023 átomos de Ca
120g de Ca X mol de átomos de Ca Y átomos de Ca
X= 3 mols de átomos Y = 3 . 6,0.1023 =18. 1023 ou 1,8. 1024 átomos

34. VOCÊ TAMBÉM PODE CALCULAR A QUANTIDADE DE
MATÉRIA( EM MOL) UTILIZANDO A SEGUINTE
FÓRMULA
n = quantidade de matéria em mol
m = massa de substância em gramas
M = Massa molar em gramas/mol

35. Então o problema anterior poderia ser resolvido
da seguinte maneira:
Massa de cálcio = 120g
Massa molar de cálcio = 40g/mol
1 mol 6,0 . 1023 átomos
3 mol X
X = 3 . 6,0.1023 =18. 1023 ou 1,8. 1024 átomos

36. Massa Molar de uma substância (M):
É a massa correspondente a 6,02. 1023
moléculas (1 mol de moléculas) de qualquer
substância, sendo numericamente igual à
massa molecular, embora a unidade seja
g/mol.

37. EXEMPLOS
Substância Massa Massa de 6,02 . 1023 Massa Molar
Molecular(u) moléculas
Água(H2O) 18 18g 18 g/mol
Ácido
sulfúrico 98 98g 98 g/mol
(H2SO4)

38. Aplicação
Determine a quantidade de matéria( em mol) e o
número de moléculas em 90 gramas de água.
MM H2O = 18u
Massa Molar de H2O = 18g/mol
18g de H2O 1 mol de moléculas de H2O 6,0 . 1023 moléculas de H2O
90 g de H2O X Y
X = 5 mols Y = 5. 6,0 . 1023 Y = 3,0 . 1024 moléculas

39. OUTRA FORMA DE RESOLVER:
1 mol 6,0 . 1023 moléculas
5 mol y
y = 3,0 . 1024 moléculas

40. Questões
Questão 01: São feitas as seguintes afirmações sobre o
conceito de mol:
I. Mol é a unidade de quantidade de substância;
II. A quantidade de partículas em 1 mol pode variar a
depender do tipo de entidade química;
III. 2 mols de átomos de sódio contém 1,204. 1024 átomos de
sódio.
IV. 1 mol de átomos de sódio possui a mesma massa em
gramas, que 1 mol de átomos de cálcio;
V. A massa em gramas de 1 mol de átomos de oxigênio é
16g.
São corretas as afirmações:
a) I e III;
b) I, II e III;
c) II e IV;
d) I, III e V;
e) III e V.

41. • Afirmação correta;
• Errado. A quantidade mol é igual para qualquer entidade química;
• Correto. 2 mols de átomos = 2 X 6,02.1023 = 1,204.1024 átomos;
• 1 mol de átomos de sódio = 23g ; 1 mol de átomos de cálcio = 40g ;
• Afirmação correta. 1 mol de átomos de oxigênio = 16g.
Resposta: D

42. Questão 02: (UEL-PR) Quantas vezes a massa da
molécula de glicose, C6H12O6, é maior que a da molécula de
água?
*Consulte a tabela periódica para obter as massas
atômicas.
a) 2 c) 6 e) 10
b) 4 d) 8
MM (C6H12O6) = 6X12 + 12X1 + 6X16 = 180
MM (H2O) = 2X1 + 1X16 = 18;
MM (Glicose)/ MM (Água) 180/18 = 10
Resposta: E

43. Questão 03: (CESGRANRIO-RJ) O efeito estufa é um
fenômeno de graves conseqüências climáticas que se deve a
altas concentrações de CO2 no ar. Considere que, num dado
período, uma indústria “contribuiu” para o efeito estufa,
lançando 88 toneladas de CO2 na atmosfera. O número de
moléculas do gás lançado ao ar, naquele período, foi
aproximadamente:
Dados: Massas atômicas; C= 12, O=16.
Constante de Avogadro= 6,0. 1023.
1 tonelada= 106 gramas.

44. a) 1030
b) 1027
c) 1026
d) 1024
e) 1023.
Veja a resolução

45. Dado 88 toneladas de CO2 = 88. 106 g
Pergunta: Nº de moléculas em 88 toneladas de CO2 ?
Resolução: 44 g 1mol
88. 106g X
MM CO2 = 12 + 2(16) = 44
X = 2. 106 mol
M CO2 = 44g/mol
Nº de moléculas = n . NA
N = 2. 106 mol X 6,0. 1023mol-1 = 12.1029 = 1,2 . 1030 moléculas.
Resposta: A

46. Questão 04: A massa molar da Sacarose é:
Dados: C= 12; H=1; O=16.
Fórmula da sacarose: C12H22O11
a) 180 u c) 180 g/mol
b)342 u d) 342 g/mol
e)340 g/mol
MM = 12(12) + 22(1) + 11(16) = 342
Resposta: D

47. Questão 05: (FEI-SP) Se a sua assinatura, escrita com grafite do lápis,
pesa 1mg, o número de átomos de carbono em sua assinatura é:
Dados: C= 12.
Constante de Avogadro: 6,0. 1023.
1g = 1000mg.
• 6,0. 1023 d) 5,0. 1019
b) 72,24. 1023 e) 1,2. 1022
c) 12
MA de C= 12
M = 12 g/mol
12 g ________ 6,0 . 1023 X = 6,0 .1023 . 10-3/12 = 0,5 . 1020 = 5.1019
10-3g _______ X
Resposta: D

48. Questão 06: (UFRGS-RS) O elemento cloro apresenta
massa atômica igual a 35,45 u. Esta informação
significa que:
d) O átomo de cloro apresenta massa 35,45 vezes maior
que a massa do átomo de hidrogênio.
b) A massa de um átomo de cloro é 35,45 vezes maior que
a massa do isótopo 12 do carbono.
c) A relação entre as massas dos átomos de cloro e de
carbono é 35,45 ÷ 12.

49. d) Qualquer átomo de cloro apresenta massa 35,45 vezes
maior que 1/12 do isótopo 12 do carbono.
e) A média ponderada das massas dos isótopos do cloro é
35,45 vezes maior que 1/12 da massa do isótopo 12 do
carbono.
Resposta E

50. Questão 07: (PUC - MG) O ácido tereftálico (C8H6O4) é
utilizado na fabricação de fibras sintéticas, do tipo
poliéster. A massa do oxigênio existente em 0,5 mols
de moléculas desse ácido é, em gramas, igual a:
Dados: Massas molares (g/mol)
C= 12; H=1; O=16.
a) 8,0 c) 32,0
b) 16,0 d) 48,0. e)64
1 Mol de C8H6O4 4 mols de oxigênio = 64 g
0,5 mol de C8H6O4 X
X = 0,5 . 64 = 32g Resposta C

51. Questão 08: (UNIFOR – CE) Um recipiente contém 2,0 mols
de cloro(Cl2) gasoso. O número de moléculas desse gás é:
a) 2,4. 1023 c) 1,2. 1023 e) 2,0.
b) 1,2. 1024 d) 4,0
Nº de moléculas = 2 X 6,0 .1023 = 1,2 . 1024 moléculas
Resposta: B

52. Questão 09: (UEPB) O número de Avogadro corresponde
ao número de “espécies” (6,02. 1023 átomos, moléculas,
fórmulas, íons etc.) existentes, quando a massa atômica,
a massa molecular e a massa fórmula da espécie
considerada são expressas em gramas. Baseado nisso,
quantas moléculas existem em 0,196 Kg de ácido
sulfúrico( H2SO4)? (Dados: H=1; S=32; O=16)
• 12,04. 1023 c) 10,04.1024
b) 8,42.1024 d) 12,04.1025
e) 6,02.1024

53. MM (H2SO4) = 2(1) + 1(32) + 4(16) = 98
M = 98g/mol
98 g _______ 1mol
196g _____ X X = 196/98 = 2 mols
Nº = 2(6,02. 1023) = 12,04 . 1023
Resposta : A

54. Questão 10: (UCS - RS) Após uma partida de futebol,
foi coletado 1,4kg de latinhas de alumínio no estádio.
A massa molar desse metal é 27g/mol. Em valores
arredondados, quantos mols de átomos desse metal
foram coletados?
a) 6,02.1023 c) 13 e) 0,27.
b) 1.400 d) 52
27 g de Al ____________ 1 mol
1400 g de Al _________ X
X = 1400gX 1 mol/ 27g = 51,85 ~ 52 mols
Resposta: D

55. EXERCÍCIO RESOLVIDO
1. Considere um copo contendo 90 mL de água. Determine:
a) nº de mol de moléculas de água;
b) nº de moléculas de água; e) nº total de átomos.
c) nº de átomos de oxigênio;
d) nº de átomos de hidrogênio.
(Massas atômicas: H = 1,0; O = 16; N = 6,0 · 1023; dH2O = 1,0 g/mL)
DETERMINAÇÃO DA MASSA DE ÁGUA EM 90mL
dH2O = 1,0 g/mL 1,0g ------------- 1mL
X ------------ 90mL
X = 90g de H2O

56. a) Determinação do nº de mol de moléculas de água:
Massa molar da água = 18 g /mol
1 mol de moléculas de H2O --------------- 18 g
n(mol) de moléculas de H2O -------------- 90 g
n = 5 mol
ou, pela expressão:

57. b) Determinação do nº de moléculas de água:
1 mol de moléculas de H2O — 18 g — 6,0 · 1023 moléculas
90 g — x moléculas
X = 3,0 . 1024 moléculas de água

58. c) e d) Determinação do número de átomos de oxigênio e hidrogênio:
2 átomos de Hidrogênio
1 molécula de H2O
1 átomo de Oxigênio
Sabendo que o número de moléculas na amostra é 3,0.1024
1 molécula de H2O 1 átomo de oxigênio(O)
3,0.1024 moléculas de H2O X
X = 3,0.1024 átomos de oxigênio(O)

59. e) Determinação do nº total de átomos:
Essa determinação pode ser feita de duas maneiras
nº total de átomos = nº de átomos de oxigênio (O) + nº de átomos de hidrogênio (H)
ou
1 molécula de H2O ----------- 3 átomos
3,0 · 1024 moléculas --------- x
X = 9,0 . 1024 moléculas

60. Exercício 17 da Apostila:
(Unicamp-SP) Um medicamento contém 90 mg de ácido acetil-salicílico
(C9H8O4) por comprimido.Quantas moléculas dessa substância há em
cada comprimido? (Número de Avogadro = 6,0 · 1023 mol–1; massas
atômicas relativas: C = 12, O = 16, H = 1).
RESOLUÇÃO
DADOS DO PROBLEMA:
Massa de ácido acetilsalicílico( C9H8O4) = 90mg
Conversão da massa de mg para g
X = 9. 1O-2 g

61. PERGUNTA:
Número de moléculas de ácido
acetilsalicílico( C9H8O4) por comprimido
MM de C9H8O4 = 9(12) + 8(1) + 4(16) = 180
M = 180g/mol
180g -------------- 6,0 . 1023
9. 10-2g ------------- X
X = 9. 10-2 X 6,0 . 1023 X = 3.1020 MOLÉCULAS
180

62. RELAÇÕES IMPORTANTES
Para resolver problemas envolvendo elementos químicos
corresponde contém
Massa molar(g) 1 mol de átomos 6,0 . 1023 átomos
Lembre-se o valor da Massa molar do elemento é igual
ao da massa atômica, porém a unidade é g/mol
Para calcular a quantidade de matéria
em mol, você pode utilizar a expressão:
m
n= M
Para calcular quantidade de átomos
N = n . NA ou N = n . 6,0 . 1023

63. RELAÇÕES IMPORTANTES
Para resolver problemas envolvendo substâncias químicas
corresponde contém
Massa molar(g) 1 mol de moléculas 6,0 . 1023 moléculas
Lembre-se o valor da Massa molar da substância é
igual ao da massa molecular, porém a unidade é g/mol
Para calcular a quantidade de matéria
em mol, você pode utilizar a expressão:
m
n= M
Para calcular quantidade de moléculas
N = n . NA ou N = n . 6,0 . 1023

64. Qual a massa em gramas de uma molécula de hidrogênio?
Dados:
Massa atômica do H = 1
Constante de Avogadro: 6,0. 1023 mol -1
Resolução
Como a substância hidrogênio é formada por moléculas de H2
MM H2 = 1.2 = 2
M H2 = 2g/mol
2g de H2 6,0. 1023 moléculas
X(g) 1 molécula
2
X= g
6,0. 1023 X = 3,3 . 10 –24 g

65. EXERCÍCIO PROPOSTO 08 :
(Unicamp-SP) A banca de Química constatou que um certo número de candidatos
não têm(ou não tinham) idéia de grandeza representada pela unidade mol, de
fundamental importância em Química. Respostas do tipo 210 mol de arroz
apareceram com certa freqüência.
a) Calcule a massa, em toneladas, correspondente a 210 mol de arroz, admitindo
que a massa de um grão de arroz seja 20 mg (miligramas).
b) Considerando que o consumo mundial de arroz seja de 3 · 108 toneladas/ano,
por quantos anos seria possível alimentar a população mundial com 210 mol de
arroz? Expresse, também, o número de anos em palavras.
(Dados: Avogadro = 6 · 1023 mol–1;
1 tonelada = 1 · 109 mg)

66. Pergunta:
a) Massa em Toneladas de 210 mol de arroz
Dado: 1 grão de arroz tem massa de 20mg
1 grão de arroz ---------------------- 20.10-9 T
6,0 .1023 grãos de arroz( 1 mol) ---------------- X
X = 6,0 .1023 x 20. 10-9
X = 120. 1014 T
X = 12. 1015 T

67. 1 mol ---------------- 12. 1015 T
210 mol --------------- Y
Y = 210 mol. 12. 1015 T Y = 2520 . 1015 T
1 mol
Y = 2,52 . 1018 T

68. b) Consumo mundial de arroz seja de 3 · 108 toneladas/ano
Por quantos anos seria possível alimentar a população
mundial com 210 mol de arroz?
Sabendo que 210 mol de arroz tem massa de 2,52 . 1018 T , temos:
3 · 108 toneladas ----------------- 1 ano
2,52 . 1018 T(210 mol) ---------- X
X = 84. 108 ou 8,4 . 109 anos
8,4 • 109 = 8 bilhões e 400 milhões de anos

69. EXERCÍCIO PROPOSTO 09
9. (Vunesp-SP) O mercúrio, na forma iônica, é tóxico porque inibe certas
enzimas. Uma amostra de 25 gramas de atum de uma grande remessa foi
analisada e constatou-se que continha 2,1 · 10–7 mol de Hg2+.Considerando-se
que os alimentos com conteúdo de mercúrio acima de 0,50 · 10–3 gramas
por quilograma de alimento não podem ser comercializados, demonstre se a
remessa de atum deve ou não ser confiscada.
(Massa atômica do Hg = 200)

70. EXERCÍCIO PROPOSTO 09
RESOLUÇÃO
Limite da quantidade de íons Hg2+ por quilo de atum
0,50. 10-3 g de Hg2+ / Kg de atum
Remessa de atum analisada:
25 g de atum contém 2,1 . 10 –7 mol de Hg2+
Linha de raciocínio:
Determinar a massa de íons Hg2+ em 2,1 . 10 –7 mol de Hg2+
Calcular a massa de Hg2+ por quilo de atum na remessa analisada e
comparar com o limite

71. MA do Hg = 200
M = 200 g/mol
1mol de Hg 2+ -------------------- 200g
2,1 . 10 –7 mol de Hg2+ ------------------------- X
420. 10 –7 = 4,2. 10 –5 g de íons Hg2+
25g de atum -------- 4,2. 10 –5
g de íons Hg2+
1,68. 10-3g de Hg2+
103g de atum --------- Y
Limite
0,50.10-3 g de Hg2+ / Kg de
atum
A amostra deve ser confiscada

72. Exercício proposto 10
10. (Fuvest-SP) Linus Pauling, prêmio Nobel de Química e da Paz, faleceu
recentemente aos 93 anos. Era um ferrenho defensor das propriedades
terapêuticas da vitamina C. Ingeria diariamente cerca de 2,1 · 10–2 mol dessa
vitamina. Dose diária recomendada de vitamina
(C6H8O6) ---------------------------------- 62 mg
Quantas vezes, aproximadamente, a dose ingerida por Pauling é maior que a
recomendada?
(Dados: H = 1, C = 12, O = 16)

73. Exercício proposto 10
Dados:
2,1. 10-2 mol de vitamina C
MM C6H8O6 = 6.(12) + 1.(8) + 6.(16) = 72 + 8 + 96 = 176
M C6H8O6 = 176g/mol
Dose diária de vitamina C recomendada: 62 mg
Cálculo da massa de vitamina C
correspondente a 2,1. 10-2 mol:
1 mol ---------- 176
2,1. 10-2 mol --------- X 3700mg
= 59,67 = 60 vezes
62mg
X = 3,7g

74. EXERCÍCIO PROPOSTO 11
(UNESP – SP) Na fabricação de chapas para circuitos eletrônicos, uma
superfície foi recoberta por uma camada de ouro, por meio de deposição
a vácuo.
Sabendo que para recobrir esta chapa foram necessários 2. 1020 átomos
de ouro, determine o custo do ouro usado nesta etapa do processo de
fabricação.
Dados: N = 6 . 1023 ;
Massa molar do ouro = 197g/mol;
1g de ouro = R$ 17,00
RESOLUÇÃO
1° PASSO: DETERMINAR A MASSA DE OURO EM 2. 1020 ÁTOMOS
2° PASSO: RELACIONAR A MASSA DE OURO COM O CUSTO EM REAIS

75. 1° PASSO: CÁLCULO DA MASSA DE OURO EM 2. 1020 ÁTOMOS
MAu = 197g/mol
197g -------------------- 6 . 1023 átomos X = 197g . 2 . 1020 átomos
X -------------------- 2 . 1020 átomos 6 . 1023 átomos
X = 197g . 1020 átomos X = 197 .10-3 g
3 . 1023 átomos 3
X = 65,7 . 10-3 = 0,0657g

76. 2° PASSO:
RELACIONAR A MASSA DE OURO
COM O CUSTO EM REAIS
1g de ouro ----------------- R$ 17
0,065 g de ouro --------- Y
Y = R$ 1,12

77. Bom, por hoje acabou!
Espero que tenham gostado da aula.
Um abraço do Prof. Augusto Sérgio