Aula_02_-_Teoria_Atômico-molecular_-_UNICAMP_2024

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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNICAMP 
Prof. Guilherme Alves 
Aula 02 - Teoria Atômico-molecular 
 
Trataremos, nesta aula, sobre as diferentes formas de trabalhar com as 
proporcionalidades. É aqui que falaremos sobre o Mol e as Leis Ponderais, algo 
extensamente usado durante todo o curso. 
 
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EXTENSIVO 
2024 
Exasi
u 
Trataremos, nesta aula, sobre as diferentes formas de trabalhar 
com as proporcionalidades. É aqui que falaremos sobre o Mol e as 
Leis Ponderais, algo extensamente usado durante todo o curso. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 2 
 
SUMÁRIO 
1. INTRODUÇÃO 3 
2. ASPECTOS QUANTITATIVOS DAS TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS 4 
MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO 7 
DETERMINAÇÃO MODERNA DAS MASSAS ATÔMICAS 11 
MASSA MOLECULAR 12 
3. LEIS PONDERAIS 16 
LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS OU LEI DE LAVOISIER 17 
LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS (FIXAS OU CONSTANTES) OU LEI DE PROUST 21 
4. MASSA MOLAR DE ÁTOMOS E MOLÉCULAS 26 
5. LEI VOLUMÉTRICA E VOLUME MOLAR 34 
LEI DE GAY-LUSSAC 34 
VOLUME MOLAR 35 
6. FÓRMULAS QUÍMICAS 37 
FÓRMULA MOLECULAR OU FÓRMULA IÔNICA 37 
FÓRMULA MÍNIMA OU EMPÍRICA 38 
FÓRMULA PERCENTUAL OU CENTESIMAL 38 
7. MAPA METAL 43 
8. CONSIDERAÇÕES FINAIS DAS AULAS 44 
9. VERSÕES DAS AULAS ERRO! INDICADOR NÃO DEFINIDO. 
 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 3 
1. INTRODUÇÃO 
Nós Químicos, fazemos várias coisas. Uma delas é produzir novas substâncias em um 
processo chamado de Síntese (que, aliás, falaremos mais sobre, na aula sobre Reações 
Inorgânicas). E algumas perguntas lógicas que sempre fazemos são: 
Quanto? Quanto desse reagente eu preciso pra obter tal produto? Quanto desse produto 
posso obter com essa quantidade de reagente? 
Para responder a essas e a outras questões desse naipe, nós precisamos ser capazes de 
utilizar (e entender, claro) uma equação química balanceada, expressa em termos de átomos e 
moléculas, e convertida para gramas, toneladas, litros, metros cúbicos... enfim, algum tipo de 
unidade que possa ser medida no laboratório. 
 
E como faremos isso, fera? Você se pergunta... 
Aprendendo, primeiramente, a trabalhar com as proporções, algo que será baseado nas 
leis ponderais e no entendimento lógico de um conceito superimportante: o MOL ( eeeiii, 
calma, não precisa se assustar, é só uma palavrinha supervalorizada demais)!!! 
O “MOL” nos capacita a navegar entre o mundo microscópico dos átomos e moléculas e 
o mundo real de gramas e quilogramas, sendo um dos mais importantes e centrais conceitos na 
química (ok, supervalorizada, mas superimportante também ). 
 
Então venha de peito aberto, sem medo e despido de qualquer conceito previamente (e, 
as vezes, erroneamente) colocado em sua cabeça sobre o assunto de hoje. 
Tem muita conta? Tem muita conta! 
É banal? Não é banal! 
Mas a partir do momento que você se familiariza com o assunto, ele se torna tão mecânico 
e previsível que chega a dar até um soninho... (mentira!) 
De qualquer forma, te desejo uma excelente aula! 
Estou aqui sempre! 
Grande abraço! 
Professor Guilherme Alves 
 
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AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 4 
2. ASPECTOS QUANTITATIVOS DAS TRANSFORMAÇÕES 
QUÍMICAS 
Vamos, a partir de agora, fazer uma abordagem mais numérica das reações química, 
abordando um conjunto de conceitos e leis chamado Teoria Atômico-molecular. Ressalto a 
importância dessa teoria já que ela servirá de alicerce para vários assuntos da química que 
estudaremos no decorrer de todo o nosso curso. 
Na indústria, na agricultura, na pesquisa científica, no tratamento de água e em outros 
campos, nos quais são utilizados produtos químicos, é necessário calcular as quantidades dos 
diferentes insumos que são equacionados por meio de reações químicas. A adição de um 
produto químico a um meio pode ter diferentes objetivos: precipitar um dado contaminante 
presente na água; aumentar a produtividade agrícola; identificar a presença de outra substância 
por meio da formação de uma coloração, dentre outros. 
Nesse sentido, a Teoria Atômico Molecular é um conjunto de Leis e postulados utilizados 
nos cálculos estequiométricos. Nesses cálculos, as quantidades são expressas em massa, 
número de íons, átomos e/ou moléculas e número de mols. Vamos ao primeiro tópico da teoria. 
 
Massa Atômica 
Como podemos presumir pelo nome, massa atômica é a massa de um átomo. Esse tipo 
de massa corresponde à soma das massas individuais das partículas que compõe um 
átomo, as quais são basicamente prótons e nêutrons, presentes no núcleo, e elétrons, 
presentes na eletrosfera do átomo. A massa do próton ou do nêutron é cerca de 1836 vezes a 
massa do elétron, por isso vamos considerar (aproximar) a massa atômica (A) como sendo a 
soma dos prótons (Z) e nêutrons (N), desconsiderando a massa do elétron por ser desprezível 
perto da massa do átomo. 
𝐀 = 𝐙 + 𝐍 
Nesse raciocínio, podemos concluir que: 
 
Praticamente toda a massa de um átomo está concentrada em seus núcleos, onde estão 
situados os prótons e nêutrons. 
Antes de prosseguirmos, fica a pergunta: o que significa medir? Medir é comparar algo 
com um padrão fundamental previamente estabelecido. O padrão escolhido para massa foi 
o quilograma (kg), seus múltiplos e submúltiplos. Porém, para medirmos a massa das espécies 
químicas, esse padrão revela-se incompatível, uma vez que é infinitas vezes maior que o objeto 
a ser analisado. Por isso, iremos definir um novo padrão de comparação para determinar a 
massa no “micromundo atômico”. 
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AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 5 
Os átomos são invisíveis a olho nu e possuem uma massa muitíssimo pequena, o que 
nos impede de pesá-los individualmente. A alternativa encontrada foi convencionar uma unidade 
medida relativa, ou seja, determinar a massa de um átomo em relação a outro átomo que teve 
sua massa previamente convencionada como padrão. 
Na prática, adotou-se a massa atômica do isótopo 12 do Carbono (12C) como padrão e 
convencionou-se que sua massa seria exatamente 12,0 unidades de massa atômica. Isso 
significa que 1 unidade de massa atômica (1 u) corresponde a 
𝟏
𝟐
 da massa do 12C. A figura 
abaixo ilustra essas relações. 
 
A unidade de massa atômica corresponde a 1,66·10‒24 g que é a massa aproximada 
de um próton ou de um nêutron. A partir da convenção a unidade “u” passou a ser utilizada para 
todos os outros elementos. Por exemplo, a massa atômica do Oxigênio é aproximadamente 16u, 
sendo mais pesada que o átomo de Carbono que tem massa 12u. Podemos dizer ainda que o 
Oxigênio pesa 16 vezes 
1
2
 da massa do 12C. 
 
Observe abaixo como localizar na tabela periódica o número atômico (Z) e a massa 
atômica (A), tendo como exemplo o átomo de ouro. Para encontrar o número de nêutrons (N) é 
bem fácil, basta subtrair o número atômico Z do valor arredondado de A. No caso do ouro, temos 
𝑨 = 𝒁 + 𝑵 
197 = 79 + 𝑁 
𝑁 = 197 − 79 
𝑁 = 118 
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AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 6 
Por fim, vale destacar que se a massa do ouro é 197 u, então esse átomo é mais pesado 
que a 12ª parte da massa do Carbono de massa 12 u (197 𝑣𝑒𝑧𝑒𝑠 𝑚𝑎𝑖𝑜𝑟 𝑞𝑢𝑒 
1
12
 𝑑𝑒 𝐶12 ). Reforço 
isso para demonstrar que a unidade “u” foi criada para facilitar a discussão de massas tão 
pequenas e, também, para compararmos os diferentes elementos. 
 
 
 
 
 
 
Um esclarecimento óbvio: 
 
É claro e evidente que não ficaremos a todo momento falando que “um determinado átomo 
é tantas vezes maior que ‘um sobre doze avos da massa do carbono-12’”. Da mesma forma 
que não ficamos,a todo momento, falando que somos “tantas vezes maior que o padrão 
estabelecido, em 2019, para o metro, pelo Sistema Internacional de Unidades.” 
Absolutamente, não!! Senão precisaríamos de uma cama para dormir a cada vez que isso 
fosse repetido... Meu Deus!! 🤦🏻‍♂️ 
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AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 7 
Quero destacar aqui que essa constatação é apenas a título de conhecimento e para que 
consigamos ter a exata noção do tamanho daquilo que estamos trabalhando: algo tão 
pequeno quanto “um sobre doze avos da massa do carb...” 😴 
MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO 
Na tabela periódica, repare que a massa atômica tabelada geralmente não é um número 
inteiro em unidades de massa atômica (u). Tomemos como exemplo o elemento Carbono, cuja 
massa atômica é 12,01u. Esse valor de massa atômica tabelado corresponde à média 
ponderada da massa atômica de todos os seus isótopos, que são átomos com o mesmo 
número de prótons ou número atômico (Z), mas com diferente massa atômica (A), também 
conhecida por número de massa (A) e diferentes números de nêutrons (N). 
A abundância do isótopo [de massa atômica] 12 u do carbono é de aproximadamente 
99%, enquanto a do isótopo 13 u é de apenas 1%, calculando a média ponderada como segue, 
obtém-se a massa atômica de 12,01u apresentada na tabela periódica. 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 =
∑(𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑖𝑠ó𝑡𝑜𝑝𝑜 · 𝑜𝑐𝑜𝑟𝑟ê𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑑𝑜 𝑖𝑠ó𝑡𝑜𝑝𝑜)
𝑂𝑐𝑜𝑟𝑟ê𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑡𝑜𝑑𝑜𝑠 𝑜𝑠 𝑖𝑠ó𝑡𝑜𝑝𝑜𝑠 𝑠𝑜𝑚𝑎𝑑𝑜𝑠 (100%)
 
 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑜 =
(12 · 99%) + (13 · 1%)
(99% + 1%)
 
 
𝑴𝒂𝒔𝒔𝒂𝒄𝒂𝒓𝒃𝒐𝒏𝒐 ≅ 𝟏𝟐, 𝟎𝟏 𝒖. 𝒎. 𝒂. 
 
Quase todos os outros elementos possuem isótopos e, por isso, suas massas tabeladas 
também são calculadas pela média ponderada da massa de seus isótopos. 
Vamos analisar outro elemento, o Cloro (Cl), o qual possui dois isótopos: o de massa 35 
e o de massa 37, os quais apresentam abundância de 75,4% e 24,6%, respectivamente. 
Realizando o mesmo cálculo de média ponderada, encontramos a massa atômica (A) indicada 
na tabela periódica, conforme apresentado abaixo: 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 =
∑(𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑖𝑠ó𝑡𝑜𝑝𝑜 · 𝑜𝑐𝑜𝑟𝑟ê𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑑𝑜 𝑖𝑠ó𝑡𝑜𝑝𝑜)
𝑂𝑐𝑜𝑟𝑟ê𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑡𝑜𝑑𝑜𝑠 𝑜𝑠 𝑖𝑠ó𝑡𝑜𝑝𝑜𝑠 𝑠𝑜𝑚𝑎𝑑𝑜𝑠 (100%)
 
 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎𝑐𝑙𝑜𝑟𝑜 =
(35 · 75,4%) + (37 · 24,6%)
(75,4% + 24,6%)
 
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AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 8 
 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎𝑐𝑙𝑜𝑟𝑜 ≅ 35,45 𝑢. 𝑚. 𝑎. 
 
 
(UFAM/2015) 
Grande parte dos elementos químicos ocorre na natureza como mistura de isótopos. Sabendo 
que um elemento hipotético X possui massa atômica igual a 69,8 u e dois isótopos com as 
características descritas no quadro a seguir: 
71X
69X
)u( M assaIsotopo
71
69
 
As abundâncias relativas dos isótopos 69X e 71X, são respectivamente: 
 
a) 35% e 75% 
b) 45% e 65% 
c) 50% e 50% 
d) 60% e 40% 
e) 70% e 30% 
 
Comentários: 
A massa de um elemento químico é determinada pela média ponderada das massas atômicas 
de seus isótopos. Sabendo que o somatório das porcentagens de 69X e 71X é igual a 100% e que a 
massa do elemento é igual 69,8 u, temos: 
𝑋69 − − − − 𝑥 %
𝑋71 − − − − 100 − 𝑥 %
 
 
69,8 =
69 𝑢∙x%+71𝑢∙(100−x)% 
100 %
 
 
𝑥 = 60 % , portanto o outro isótopo apresenta 40 %. 
Gabarito: D 
 
(VUNESP - 2014) 
Considere as seguintes representações para átomos: 
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AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 9 
 
O número de nêutrons de cada átomo é, respectivamente. 
a) 1, 2, 3, 4. 
b) 2, 2, 3, 5. 
c) 0, 0, 0, 0. 
d) 1, 1, 2, 4. 
e) 3, 4, 6, 9. 
 
Comentários: 
Questão de resolução simples, basta aplicar a fórmula abaixo: 
𝐴 = 𝑍 + 𝑁 
Na representação dos elementos, o índice superior de cada elemento corresponde à massa 
atômica (A), e o índice inferior é o número atômico ou número de prótons (Z). Os resultados 
encontrados para o número de nêutrons (N) são 2, 2, 3 e 5, respectivamente para os elementos H, 
He, Li e Be. 
Gabarito: B 
 
(FGV - 2012) 
Considere os átomos a seguir: 
I. Um átomo com 17 prótons e 18 nêutrons. 
II. Um átomo com um número atômico 16 e uma massa atômica 32. 
III. Um átomo com um número atômico 16 e 18 nêutrons. 
IV. Um átomo com 16 prótons e 18 nêutrons. 
V. Um átomo com 17 prótons e 20 nêutrons. 
VI. Um átomo com um número atômico 16 e uma massa atômica 33. 
VII. Um átomo com 15 prótons e 16 nêutrons. 
 
Indique, dentre as alternativas a seguir aquela que indica o(s) par(es) isotópico(s). 
a) 2 e 6 
b) 2 e 7 
c) 2 e 3; 2 e 6 
d) 1 e 3, 1 e 4; 2 e 7 
e) 1 e 5; 2 e 3; 2 e 4; 2 e 6; 3 e 6; 4 e 6 
 
Comentários: 
Para a resolução dessa questão, o candidato deve se lembrar das três informações básicas: 
Isótopos são átomos com mesmo número de prótons. 
Número atômico (Z) é o número de prótons de um átomo. 
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AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 10 
A massa atômica ou número de massa (A) é a soma de Z e número de nêutrons (N), conforme 
fórmula abaixo: 
𝐴 = 𝑍 + 𝑁 
Uma maneira de evitar confusão na resolução dessa questão é montar uma tabela com as 
informações fornecidas e completando as informações faltantes, utilizando a equação, como 
segue: 
 
Como o enunciado pede os pares de isótopos, devemos buscar todas as combinações 2 a 2 de 
isótopos (mesmo valor de Z) que são (1 e 5), (2 e 3), (2 e 4), (2 e 6), (3 e 6) e (4 e 6). 
Cuidado com as “pegadinhas”, 3 e 4 possuem o mesmo valor de Z, mas também possuem o 
mesmo valor de N, portanto, correspondem a mesma espécie atômica, por isso não são um par de 
isótopos. 
Gabarito: E 
 
(UERJ/2015) 
Em 1815, o médico inglês William Prout formulou a hipótese de que as massas atômicas de todos 
os elementos químicos corresponderiam a um múltiplo inteiro da massa atômica do hidrogênio. Já 
está comprovado, porém, que o cloro possui apenas dois isótopos e que sua massa atômica é 
fracionária. 
Os isótopos do cloro, de massas atômicas 35 e 37, estão presentes na natureza, 
respectivamente, nas porcentagens de: 
 
a) 55% e 45% 
b) 65% e 35% 
c) 75% e 25% 
d) 85% e 15% 
 
Comentários: 
A massa de um elemento químico é determinada pela média ponderada das massas atômicas 
de seus isótopos. A prova da UERJ fornece a tabela periódica ao final da prova, portanto a massa 
atômica do elemento químico cloro é igual a 35,5, assim temos: 
𝑀𝐶𝑙 =
35 𝑢∙x %+37 u∙(100−x)% 
100 %
 
35,5 𝑢 =
35x+37(100−x) 
100 
 
𝑥 = 75 %, portanto o outro isótopo apresenta 25 %. 
 
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Gabarito: C 
 
DETERMINAÇÃO MODERNA DAS MASSAS ATÔMICAS 
O método mais moderno e preciso para determinar as massas atômicas é o do 
espectrômetro de massas, como mostrado na figura abaixo. É um aparelho onde os átomos 
são ionizados, acelerados e desviados por um campo eletromagnético. Pelo maior ou menor 
desvio, pode-se calcular a massa atômica de isótopo por isótopo. Com esse aparelho, obtemos 
massas atômicas com precisão de até cinco casas decimais, além da abundância de cada 
isótopo na natureza. 
 
Por exemplo, o elemento cromo é formado por quatro isótopos: cromo-50, cromo-52, 
cromo-53 e cromo-54. Extraindo os dados do espectro de massa para o cromo, mostrado no 
gráfico abaixo, temos: 
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AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 12 
 
Que, como já vimos, a partir da média ponderada das massas dos isótopos desse 
elemento exemplificado acima, obteríamos uma massa atômica igual a 52,06 u. 
 
MASSA MOLECULAR 
Os átomos podem se ligar formando moléculas. A massa molecular é a soma das 
massas atômicas (A) dos átomos que a constituem. 
Tomemos como exemplo a molécula de oxigênio O2 o subíndice “2” indica que há dois 
átomos e oxigênio compondoessa molécula. Sendo assim, a massa da molécula será a soma 
da massa de dois átomos de oxigênio. 
Abaixo apresento o cálculo dessa massa molecular de algumas substâncias: 
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AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 13 
 
Vale lembrar que nem todas as substâncias se apresentam como moléculas, temos, 
também, os compostos iônicos. A diferença principal é que, em compostos iônicos, há espécies 
iônicas (carregadas eletronicamente) compondo sua estrutura. Não se desespere, falaremos 
melhor sobre os compostos iônicos em outro momento. Por enquanto, apenas saiba que 
podemos ter substâncias moleculares e substâncias iônicas, beleza? 
 
Quando se trata de compostos iônicos, deve-se utilizar o termo massa fórmula em 
substituição ao termo massa molecular. Por exemplo, o NaCl (Na+Cl-) apresenta massa 
fórmula = 58,5u, que é a soma das massas atômicas do sódio e do cloro (Note que a forma 
de calcular é a mesma da massa molecular). Entretanto, em muitas literaturas e questões de 
química, por conveniência, acaba-se utilizando somente o termo massa molecular para 
moléculas e compostos iônicos. 
 
 
(ESCS DF/2014 - adaptado) 
Há muitos séculos, a humanidade aprendeu a utilizar as propriedades biológicas de substâncias 
presentes nas plantas. Por exemplo, no século V a.C., o médico grego Hipócrates relatou que a 
casca do salgueiro branco (Salix alba) aliviava dores e diminuía a febre. O responsável por essas 
atividades terapêuticas é o ácido salicílico, [...]. A seguir, são apresentadas as estruturas 
moleculares da salicilina, do ácido salicílico e do ácido acetilsalicílico. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 14 
 
 
 
A partir da estrutura molecular apresentada, infere-se que a salicilina tem massa molecular igual 
a 
a) 286 u. 
b) 292 u. 
c) 258 u. 
d) 273 u. 
 
Comentários: 
Contando a quantidade de átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio do composto, temos: 
 
C13H18O7 : 13·12 u + 18·1 u + 7·16 u = 286 u 
 
Gabarito: A 
 
(Enem 2009) 
OH
O
O
OH
OH
OH
OH
OH
OHO
salicilina ácido salicílico
 
 
O
OHO
CH3
O
ácido acetilsalicílico
 
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AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 15 
O ácido acetilsalicílico (AAS) é uma substância utilizada como fármaco analgésico no alívio das 
dores de cabeça. A figura abaixo é a representação estrutural da molécula do AAS. 
 
Considerando-se essa representação, é correto afirmar que a fórmula molecular do AAS é 
A) C7O2H3COOH. 
B) C7O2H7COOH. 
C) C8O2H3COOH. 
D) C8O2H7COOH. 
E) C8O2H16COOH. 
 
Comentários: 
A fórmula molecular indica a composição da molécula. A partir dela é possível saber 
quais elementos compõe a molécula, o número de átomos presentes em sua constituição e, 
também, as proporções entre eles. 
Como ainda não estudamos química orgânica (química dos compostos orgânicos). Adianto aqui 
algumas informações úteis para um melhor entendimento do exercício: 
1) O carbono é tetravalente, ou seja, realiza 4 ligações. Note o exemplo abaixo, hidrocarboneto 
eteno, em que há uma dupla ligação entre carbonos, sendo as demais ligações completadas por 
átomos de hidrogênios que são monovalente via de regra. 
 
2) A estrutura dos compostos orgânicos podem ser representados de três maneiras principais. 
Tomemos como exemplo o hidrocarboneto pentano: 
 
 
- A estrutura da esquerda apresenta todos os átomos de carbono (C) e de hidrogênio (H), bem 
como todas as ligações que os mantém unidos na forma de uma molécula (lembre-se: via de regra, 
o CARBONO faz 4 ligações e o HIDROGÊNIO faz apenas 1); 
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AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 16 
- Na representação do meio, embora sejam apresentados todos os átomos envolvidos, simplifica-
se ao omitir a ligações entre C e H; 
- Na da direita, a mais simples delas, temos a notação em bastão, na qual a ligação entre 
carbonos é representada por traços, e cada ponto de inflexão e as extremidades correspondem a 
um carbono. Destaco ainda que os hidrogênios são omitidos (ficam subentendidos). 
Dito isso, voltemos à interpretação do enunciado, no qual é apresentado a fórmula estrutural da 
molécula do ASS. Na estrutura é possível identificar o grupo funcional ácido carboxílico [o qual 
estudaremos melhor em química orgânica], comumente representado nas fórmulas moleculares 
como -COOH. 
As arestas representam as ligações químicas C-C e C-O e cada vértice representa um carbono. 
Os átomos de hidrogênio ficam subentendidos, conforme já mencionado, nessa representação 
estrutural. 
Conforme estudaremos em química orgânica, o hexágono com um círculo no meio corresponde 
a um anel aromático, que na prática é uma estrutura cíclica com ligações simples e duplas 
alternadas entre carbonos. Unindo todas essas informações, podemos reescrever a estrutura da 
molécula conforme ilustrado abaixo, evidenciando todos os átomos presentes na estrutura. Por fim, 
é só contar o número de carbonos, oxigênios e hidrogênios e montar a fórmula molecular. 
 
Fórmula molecular: C8O2H7COOH 
Gabarito: D 
 
3. LEIS PONDERAIS 
Como visto na aula anterior, com base em estudos e leis científicas passadas, Dalton, em 
1808, elaborou sua hipótese que é resumida nos seguintes postulados: 
1º Postulado: Os elementos químicos consistem em partículas de matéria, ou átomos, 
que não se subdividem e que preservam sua individualidade nas transformações químicas. 
2º Postulado: Todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos e, em particular, 
têm a mesma massa, caracterizando-se, cada elemento, pela massa de seu átomo. 
3º Postulado: Os compostos químicos são formados pela união de átomos de diferentes 
elementos em proporções numéricas simples e determinadas, por exemplo, 1:1, 1:2, 2:3 
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AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 17 
 
Nada de se desesperar e decorar postulados!!! 
Perceba que: 
 
O primeiro postulado apenas propõe o conceito de átomo como uma unidade indivisível 
da matéria. Sabemos hoje que o átomo é divisível e que existem partículas menores 
(subatômicas) como os prótons, nêutrons e elétrons. Mesmo assim, a noção de átomo 
associada à ideia de individualidade ainda é útil atualmente. 
O segundo postulado aborda a massa atômica (A) como propriedade que caracteriza ou 
individualiza cada elemento da tabela periódica, já até falamos disso, nenóm?! 
Finalmente, o terceiro postulado apresenta a formação de moléculas a partir da união de 
átomos, ideia também já introduzida nesta aula. 
Continuemos! 
A proposição dos postulados de Dalton visava explicar as leis de Lavoisier e de Proust, 
também um pouco discutida na aula anterior, e que será estudada novamente em aulas a frente 
(lembrando que o entendimento das Leis Ponderais vai te ajudar e muito em muita coisa, confia!). 
 
LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS OU LEI DE 
LAVOISIER 
A Lei de Lavoisier, também conhecida como Lei da Conservação das Massas, foi 
enunciada da seguinte maneira: 
“Podemos estabelecer, como um axioma incontestável, que, em todas as operações da arte e 
da natureza, nada é criado; existe uma quantidade igual de matéria antes e depois dos 
experimentos; a qualidade e a quantidade dos átomos permanecem precisamente as mesmas 
e nada acontece além de mudanças e modificações nas combinações desses átomos.” 
Antoine Laurent de Lavoisier 
 
 
Parafraseando e simplificando por mim, Professor Guilherme, ficaria assim: 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 18 
 
“A massa daquilo que é formado ao final de uma reação, ou seja, os produtos, é igual à 
soma das massas de tudo que reagiu, ou seja, dos reagentes” 
 
Você deve se lembrar da frase de Lavoisier que, também simplificada por mim, diz: 
 
“Na natureza nada é criado do nada, tipo: ‘Vai, apareceaí, átomo!’; nada é destruído e 
desaparece como se fosse magia, tipo: ‘ué, cadê?! Pra onde foi?!’; na natureza, tudo é 
transformado, rearranjado, reorganizado, recombinado.” 
 
Entende? 
Para melhor entendimento dessa lei, lembre-se que uma reação química consiste em um 
rearranjo dos átomos originais e que nada é perdido, mas sim transformado. Ligações são 
quebradas para que outras sejam refeitas (fato que estudaremos de forma bem profunda e 
detalhada em Termoquímica). 
 
 
(MACKENZIE) 
Adicionando-se 4,5 g de gás hidrogênio a 31,5 g de gás nitrogênio, originam-se 25,5 g de amônia, 
sobrando ainda nitrogênio que não reagiu. Para se obterem 85 g de amônia, qual será a quantidade 
de hidrogênio e de nitrogênio necessária? 
 
Resolução: 
𝑵𝟐 + 𝟑 𝑯𝟐 → 𝟐 𝑵𝑯𝟑 
 
𝑁2 𝐻2 𝑁𝐻3
31,5 𝑔 4,5 𝑔 25,5 𝑔 +
 
nitrogênio que sobrou 
 
Então, a soma da massa dos produtos = soma dos reagentes: 
25,5 g de NH3 = 4,5 g de H2 + x g de N2 
x = 21 g de N2. 
 
Calculando quanto se precisa de cada um: 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 19 
𝑁2 𝐻2 𝑁𝐻3
21,5 𝑔 4,5 𝑔 25,5 𝑔
𝑥 𝑦 85 𝑔 
 
𝑥 =
21 · 85
25,5
 = 70 𝑔 𝑑𝑒 𝑁2 
 𝑦 = 85 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝐻3 − 70 𝑔 𝑑𝑒 𝑁2 = 15 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2 
 
Exercício Resolvido 1 
Foram realizados dois experimentos envolvendo a queima de uma esponja de aço. O primeiro 
consistiu em queimar uma determinada quantidade de esponja de aço em um ambiente aberto. No 
segundo, tomou-se medidas para que a queima de uma outra esponja de aço, com a mesma massa 
da anterior, fosse realizada em um ambiente fechado. 
Contraste os experimentos realizados e identifique em qual dos dois é possível que a lei de 
Lavoisier seja aplicada, justificando sua resposta. 
 
Resolução: 
A lei de Lavoisier pode ser aplicada apenas em sistemas fechados, uma vez que se a reação 
envolver gases, dessa forma, eles não serão dispersos no ambiente e suas massas serão 
desconsideradas. Toda reação de queima envolve a liberação de gás, sendo assim, em um 
ambiente aberto, como no primeiro experimento, não haveria como ser aplicada a lei de Lavoisier. 
 
Exercício Resolvido 2 
Foram realizados três experimentos envolvendo a síntese de cloreto de amônio a partir de ácido 
clorídrico e amônia, que estão descritos na tabela abaixo: 
𝐻𝐶𝑙 + 𝑁𝐻3 → 𝑁𝐻4𝐶𝑙 
 
Analise os dados obtidos no experimento e identifique os valores de x, y, w e z. 
 
Resolução: 
No experimento I, o valor de x, que é a massa de amônia, pode ser determinado diretamente pela 
lei de Lavoisier de conservação das massas, uma vez que não há excesso: 
73 + 𝑥 = 107 
𝑥 = 34 𝑔. 
No experimento II, há excesso de 2 g de amônia, portanto, antes de aplicar a lei de Lavoisier, é 
preciso subtrair o excesso de amônia do valor utilizado para reagir, ou seja: 10,5 g – 2 g = 8,5 g. 
Agora, é possível aplicar a lei de Lavoisier: 
18,25 𝑔 + 8,5 𝑔 = 26,75 𝑔. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 20 
No experimento III, é possível aplicar diretamente a lei de Lavoisier, mas, ao final, é preciso 
adicionar as 4 g de amônia em excesso. 
Sendo assim: 
9,125 𝑔 + 𝑧 = 13,375 𝑔 
𝑧 = 4,25 + 4 𝑔 𝑑𝑒 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑠𝑜 = 8,25 𝑔. 
 
Exercício Resolvido 3 
Em um laboratório foram realizadas reações entre ferro (Fe) e bromo (Br2), produzindo brometo 
de ferro. Os dados obtidos estão resumidos na tabela a seguir: 
 
Assinale a alternativa que indica corretamente o valor de x: 
a) x = 15 g. 
b) x = 10 g. 
c) x = 20 g. 
d) x = 5 g. 
e) x = 30 g. 
 
Comentários: 
 
Gabarito: B 
 
(CEFET-MG) 
O óxido de cálcio (CaO), cal virgem, reage com o dióxido de carbono (CO2) produzindo o 
carbonato de cálcio (CaCO3). Em um laboratório de química, foram realizados vários experimentos 
cujos resultados estão expressos na tabela a seguir: 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 21 
 
Com base na lei de Lavoisier e nos experimentos realizados, conclui-se que: 
a) 𝑌 𝑋⁄ = 5 
b) 𝑋 · 𝑌 < 𝑍 
c) 𝑍 5,6⁄ = 𝑋 · 3,5 
d) (56 𝑌⁄ ) · (
22
44⁄ ) = 1 
 
Comentários: 
Pela lei de Lavoisier, pode-se determinar as massas de x, y e z nos experimentos I, II e III. 
Experimento I: massa de gás carbônico = 5,6 𝑔 + 𝒙 = 10 ∴ 𝒙 = 4,4 𝑔. 
Experimento II: massa de óxido de cálcio = 𝒚 + 22 = 50 ∴ 𝒚 = 28 𝑔. 
Experimento III: massa de carbonato de cálcio = 56 + 44 = 100 𝑔 = 𝒛. 
Sendo assim, tem-se que (56 28⁄ · (
22
44⁄ ) = 1. 
Gabarito: D 
 
 
LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS (FIXAS OU 
CONSTANTES) OU LEI DE PROUST 
 
A Lei de Proust, também conhecida como Lei das proporções definidas, diz que uma 
substância composta (moléculas, compostos iônicos ou ligas metálicas) é formada por átomos 
sempre unidos em uma mesma proporção em massa. Esse conceito, inclusive, pode ser 
expandido para o completo entendimento sobre a proporcionalidade das reações químicas. 
Ou seja, toda reação química possui uma proporção em massa que é SEMPRE 
CONSTANTE entre os participantes. 
Tomemos como exemplo a molécula de água (H2O), 2g de hidrogênio (H) se une com 16g 
de oxigênio (O) para formar 18g de H2O. Se aumentarmos para 4g de hidrogênio [ou seja, 
dobrarmos], a massa de Oxigênio aumentará proporcionalmente para 32g [que também dobra], 
formando 36g de H2O, respeitando, desta forma, a proporção inicial definida. Na próxima aula 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 22 
aplicaremos esses conceitos em cálculos estequiométricos, em que elas parecerão mais úteis, 
como já mencionado. 
Veja: 
 
Ao analisar a tabela, pode-se perceber uma proporção entre as massas de água, 
hidrogênio e oxigênio, e essa proporção se repete independentemente da massa utilizada 
inicialmente. 
 
Sendo assim: 
 
 
 
Toda substância apresenta uma proporção constante em massa na sua composição, e a 
proporção na qual as substâncias reagem e se formam é constante. 
Verifica-se experimentalmente que, qualquer que seja a massa de água decomposta, as 
massas de hidrogênio e oxigênio obtidas se encontram sempre numa proporção 
constante e igual a 1 : 8, conforme mostram os dados experimentais da tabela a seguir: 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 23 
 
 
Logo, a reação inversa - de síntese entre hidrogênio e oxigênio para formar água - ocorre 
exatamente nessa proporção, de 1 para 8. 
Se um dos gases for colocado em quantidade superior a essa proporção definida para a água, 
a diferença sobrará como excesso do gás. Apenas a massa que estiver dentro da proporção 
1 de hidrogênio para 8 de oxigênio formará água. 
 
 
Exercício Resolvido 1 
Objetivando estudar a Lei Ponderal de Lavoisier, um estudante realizou o experimento 
esquematizado a seguir, em que o líquido do frasco A corresponde a uma solução aquosa de ácido 
sulfúrico (H2SO4), e o sólido contido no frasco B representa uma amostra de carbonato de sódio 
(Na2CO3). 
 
 
Ao final do processo o estudante notou, pela leitura no visor da balança, que a massa resultante 
era diferente da massa inicial. No contexto do experimento, essa situação foi verificada por que 
a) houve excesso de um dos reagentes empregados, o que não é previsto pela Lei de Lavoisier; 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 24 
b) é necessário que o sistema seja fechado, o que não ocorreu no experimento realizado pelo 
estudante; 
c) os reagentes devem se encontrar na mesma fase de agregação, o que não ocorreu no 
experimento realizado pelo estudante; 
d) a Lei de Lavoisier não é válida para reações efetuadas em soluções aquosas; 
e) a Lei de Lavoisier só é válida nas condições padrão de temperatura e pressão. 
 
Comentários: 
Excelente exercício para complementar nosso estudo teórico. Como se vê, os dois erlenmeyers(frascos) foram mantidos sobre as balanças após a mistura de seus conteúdos. Portanto, era 
esperado, segundo a Lei de Lavoisier, também conhecida como Lei da Conservação das 
Massas, que a massa permanecesse constante, uma vez que a massa dos produtos é igual a soma 
das massas dos reagentes. Então, por que a massa se alterou após a reação? 
Estudaremos com mais detalhes o que são ácidos, bases, sais e óxidos em nossa aula sobre 
funções inorgânicas. Por enquanto, adianto-lhe que o carbonato de sódio (Na2CO3) é um sal básico, 
portanto, reage com o ácido sulfúrico (H2SO4), que é um ácido forte, segundo a equação química 
abaixo: 
H2SO4 + Na2CO3 → H2CO3 + Na2SO4 
O ácido carbônico (H2CO3), por sua vez, é um ácido fraco, que se decompõe em água (H2O) e 
gás carbônico (CO2), como mostrado na equação a seguir: 
H2CO3 → H2O e CO2(g) 
Como os frascos estavam abertos, o gás carbônico (CO2) formado foi perdido. Portanto, para 
que a massa fosse conservada, concordando com a Lei de Lavoisier, os frascos deveriam estar 
fechados. Isso faz com que a alternativa B esteja correta, pois afirma que o sistema deveria ser 
(estar) fechado para manutenção da massa. 
Você pode estar perguntando: Professor, então a Lei de Lavoisier não funciona em alguns casos? 
ERRADO. Ela sempre funciona. Vale lembrar que tudo depende do referencial, assim, poderíamos 
considerar o universo como sendo nosso sistema. Desta forma, a massa teria sido conservada, pois 
o gás carbônico (CO2) apenas migrou de dentro do recipiente para a parte externa, a atmosfera. 
 
Vamos entender o porquê das demais alternativas estarem incorretas: 
Alternativa A: Errada. O excesso de reagente não é limitante para aplicação da Lei de Lavoisier. 
Imagine uma situação hipotética em que 10g de A reaja com 5g de B para formar 15g de AB. Caso 
adicionássemos 15g de A e mantivéssemos 5g de B [ou seja, haveria 5g de A em excesso], 
teríamos, após a reação, 15g de AB e 5g de A, que foi adicionado em excesso. Isso significa que a 
massa foi conservada, 20g antes e após a reação. 
Alternativa B: Certa, conforme já explicado. 
Alternativa C: Errada. A Lei de Lavoisier é sempre aplicável, independente das fases de cada 
reagente. 
Alternativa D: Errada, conforme explicação da Alternativa C. 
Alternativa D: Errada. A Lei de Lavoisier não faz restrições quanto à temperatura e pressão, 
sendo válida em diferentes condições ambientais. 
Gabarito: B 
 
Exercício Resolvido 2 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 25 
Atribui-se ao químico francês Joseph Louis Proust (1754- 1826) a investigação sistemática sobre 
a composição de numerosas substâncias. Os resultados de suas pesquisas levaram-no à 
formulação da Lei das Proporções Definidas, também chamada Lei de Proust. Essa Lei é 
traduzida por qual enunciado? 
a) Os volumes de duas substâncias gasosas que reagem entre si, para dar origem a um 
determinado produto, guardam uma razão constante de números inteiros e pequenos para o produto 
em questão. 
b) Há uma razão constante entre as massas de duas ou mais substâncias que reagem entre si, 
para dar origem a um determinado produto. 
c) Há uma razão de números inteiros e pequenos entre as diferentes massas de uma substância 
S1 que, separadamente, reagem com a mesma massa de outra substância S2. 
d) Quando duas substâncias gasosas reagem entre si para originar um produto também gasoso, 
o volume do produto guarda sempre uma razão simples com os volumes dos gases reagentes. 
e) Em um sistema fechado, a massa total permanece constante, independente das reações 
químicas nele processadas. 
 
Comentários: 
Exercício de simples aplicação da nossa discussão sobre a referida lei. Estudamos que a Lei das 
Proporções Definidas, também chamada Lei de Proust, diz que uma substância composta 
(moléculas, compostos iônicos ou ligas metálicas) é formada por átomos sempre unidos em uma 
mesma proporção em massa. Tomemos como exemplo a molécula de água (H2O), 2g de hidrogênio 
(H) se une com 16g de oxigênio (O) para formar 18g de H2O. Se aumentarmos para 4g de 
hidrogênio, a massa de O aumentará para 32g, formando 36g de H2O, respeitando, desta forma, a 
proporção inicial definida. Nosso enunciado da lei não é idêntico à alternativa B, mas o teor das 
ideias principais é o mesmo. Por isso, reforço que o mais importante é o entendimento de cada lei. 
Gabarito: B 
 
Exercício Resolvido 3 
É dada a seguinte reação: 
2 𝐹𝑒𝑂 +
1
2
 𝑂2 → 𝐹𝑒2𝑂3 
Sabendo que são necessários 144 g de óxido de ferro (FeO) para formar 320 g de hematita 
(Fe2O3), calcule a quantidade de óxido de ferro, em quilogramas, necessária para produzir 3,2 kg 
de hematita. 
 
Resolução: 
Segundo a equação: 
2 𝐹𝑒𝑂 𝐹𝑒2𝑂3
2 · 72𝑔 − − − − 320 𝑔
𝑥 − − − − 3,2𝑘𝑔
 
Como de 320 g para 3200 multiplicou-se por 10, é preciso manter essa proporção para determinar 
a massa de FeO a ser utilizada, segundo a lei de Proust. Sendo assim, 
𝑥 = 144 · 10 = 1440 𝑔 = 1,44 𝑘𝑔. 
 
Exercício Resolvido 4 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 26 
Para produzir hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, reage-se óxido de cálcio (CaO) com água, conforme 
expresso na reação abaixo: 
𝐶𝑎𝑂 + 𝐻2𝑂 → 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 
Reagiu-se 32 g de óxido de cálcio com determinada quantidade de água, produzindo 37 g de 
hidróxido de cálcio, obtendo um excesso de óxido de cálcio ao final da reação. Em um segundo 
experimento, reagiu-se 112 g de óxido de cálcio e obteve-se 148 g de hidróxido de cálcio, sem 
sobrar excesso de reagente. 
Calcule o excesso de hidróxido de cálcio utilizado no primeiro experimento. 
 
Resolução: 
O produto formado, em ambos os experimentos, é um valor confiável, bem como a quantidade 
de óxido de cálcio utilizada no segundo experimento. Então, é preciso determinar a quantidade de 
óxido de cálcio que deveria ser utilizada no experimento I: 
𝐶𝑎𝑂 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2
𝑥 − − − − 37 𝑔
112 𝑔 − − − − 148 𝑔
 
Observe que ao dividir 148 por 37 tem-se que a proporção entre estes é 4. Sendo assim, a mesma 
proporção deve ser respeitada para o óxido de cálcio, segundo a lei de Proust. Dessa maneira, a 
quantidade de óxido de cálcio que deveria ter sido utilizada era 
112 𝑔
4
 = 28 𝑔. 
Portanto, o excesso é de 32 g – 28 g = 4 g. 
 
 
4. MASSA MOLAR DE ÁTOMOS E MOLÉCULAS 
Quando nós humanos lidamos com objetos, frequentemente pensamos em uma 
quantidade conveniente. Por exemplo, quando alguém compra brincos, normalmente compra um 
par deles. Quando um homem vai ao supermercado, ele compra ovos em dúzias. E eu, quando 
vou à padaria, compro um cento de coxinhas de frango (aquele salgadinho maravilhoso!!). 
Nós utilizamos palavras que representam números a toda hora: Um par é 2, uma dúzia 
é 12 e uma resma é 500. Todas essas palavras são unidades de medida e são adequadas aos 
objetos que medem. Raramente você irá querer comprar uma resma de brincos ou um par de 
papéis. 
Igualmente, os químicos quando lidam com os átomos e moléculas necessitam de uma 
unidade conveniente que leve em consideração o diminuto tamanho dos átomos e moléculas. 
Existe essa unidade e é conhecida como MOL! 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 27 
 
https://tenor.com/ 
A palavra Mol representa um número – 6,022·1023. É comumente chamado de constante 
de Avogadro em homenagem a Amadeo Avogadro, o cientista que estabeleceu as bases do 
princípio molar. 
Agora, o Mol, 6,022·1023, é realmente um número muito grande que, quando escrito 
convencionalmente é: 
𝟔𝟎𝟐. 𝟐𝟎𝟎. 𝟎𝟎𝟎. 𝟎𝟎𝟎. 𝟎𝟎𝟎. 𝟎𝟎𝟎. 𝟎𝟎𝟎. 𝟎𝟎𝟎 
É por isso que eu amo a notação científica! 
 
 
 
Se você tivesse um mol de marshmallow, essa quantidade seria capaz de cobrir todo o 
território dos Estados Unidos com uma camada de 965562 metros. Um mol de grãos de arroz 
cobriria a mesma área com uma camada de 75 metros. Doido, né!!A constante de Avogadro representam certo número de coisas. normalmente essas coisas 
são átomos e moléculas, com as quais o mol se relaciona. Mas e o nosso mundo macroscópico, 
onde a gente trabalha e estuda? Como ele se relaciona aqui? 
A resposta é que um mol é, também, o número de partículas em exatamente 12 gramas 
de um particular isótopo do carbono, o carbono-12. Então se você possuir exatamente 12 gramas 
de carbono-12, você terá 6,022·1023 átomos de carbono o que, também, representa um mol de 
átomos de carbono. Para qualquer outro elemento, um mol é o peso atômico expresso em 
gramas. E, para um composto, um mol é o peso da fórmula (ou molecular) em gramas. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 28 
A massa correspondente a 1 mol de um dado átomo, molécula ou composto é denominada 
massa molar. Na prática, se reunirmos 6,022.1023 de alguma coisa, a exemplo de ovos, e 
pesarmos, vamos obter a massa molar de ovos. Reunindo 6,022.1023 de átomos de carbono e 
levarmos a uma balança, obteremos a massa de 12 gramas. Por isso, a massa molar é 12 g para 
o carbono. 
 
 
A massa de um átomo de carbono-12 foi determinada, por uma técnica chamada espectrometria de 
massas, como sendo igual a 1,99265·10-23 g. Isso significa que o número de átomos em precisamente 12 
g de carbono-12 é: 
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑜 − 12 =
12 𝑔
1,9926 · 10−23
= 𝟔, 𝟎𝟐𝟐𝟏 · 𝟏𝟎𝟐𝟑 á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 
 
Lembra que calculamos a massa molecular da glicose (C6H12O6) como sendo 180,156 
u? Para obter sua massa molar, basta substituir “u” por “g·mol-1”, ou seja, 1 mol (6,022.1023 
moléculas) de glicose tem peso 180,156 g. A massa molar é 12 g para o átomo Carbono, 
enquanto a massa molar é 18 g para a molécula de água (H2O). 
Reforçando: se pesarmos 18 g de água pura, obteremos 6,022.1023 moléculas. O número 
de mols (n) presentes, também conhecido como quantidade de matéria, em uma dada massa 
(m), pode ser calculado por meio da seguinte relação: 
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙 (𝑜𝑢 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑚𝑎𝑡é𝑟𝑖𝑎) =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 (𝑒𝑚 𝒈𝒓𝒂𝒎𝒂𝒔)
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑒𝑚 
𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠
𝑚𝑜𝑙
) 
 
 
 
 
Por exemplo: quantos mols estão presentes em 100g de gás carbônico (CO2)? 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 29 
Primeiro passo (calcular a massa molar): 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 = 12,01 𝑔 · 𝑚𝑜𝑙−1 + (2 · 16 𝑔 · 𝑚𝑜𝑙−1) = 44,01 𝑔 · 𝑚𝑜𝑙−1 
 
Segundo passo (aplicar na fórmula): 
𝑛 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟
=
100 𝑔
44,01 𝑔·𝑚𝑜𝑙−1
= 2,27 𝑚𝑜𝑙 
 
Há quem prefira, em substituição ao segundo passo, estruturar uma regra de três simples. 
 
O resultado será o mesmo. Veja como fica: 
1 mol de CO2 − − − − 44,01 g (leia − se: 1 mol de CO2 está para 44,01g)
𝑥 − − − − 100,0g
 
Em seguida, multiplica-se cruzado e isola o X, obtendo como resultado 2,27mol. Isto significa 
que 100 g de gás carbônico corresponde a 2,27 mol dessa substância. 
 
 
Antes de passarmos para o próximo item, gostaria de dar uma ênfase maior na 
importância que é entender o significado da massa molar, tanto para essa aula quanto para o 
restante dos conteúdos que ainda virão. Tudo é uma questão de compreender o significado da 
unidade “g·mol-1”. Se você levar em consideração que trabalharemos com proporções (uma 
consequência direta da Lei de Proust), “abrir” a massa molar na forma de uma linha lógica, 
teremos ali as relações necessárias para construir quaisquer cálculos que sejam pedidos em 
quaisquer questões. 
Lembrando (e correndo o risco de ser prolixo na explicação), a primeira linha lógica será 
a base para qualquer relação de proporcionalidade que seja exigida. Veja no esquema abaixo: 
 
 
 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 30 
 
 
 
 
 
 
Número de Avogadro: 
6,02·1023
Mol é uma unidade de 
medida que reúne 6,02·1023
unidades (unitárias) de 
qualquer coisa
Número de mols = 
quantidade de matéria
Massa molar é a massa que 
reúne 6,02·1023 átomos, 
moléculas ou compostos. É 
expresso em g·mol-1
O valor numérico de massa 
molecular e massa molar são 
idênticos. A diferença é que 
aquela é medida em "u" e 
esta em "g·mol-1"
1 mol ou 6,02·1023 moléculas 
de qualquer gás sempre 
apresenta o mesmo volume 
de 22,4 L, chamado volume 
molar, nas CNTP
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 31 
 
(UFRGS RS/2016) 
O sal rosa do Himalaia é um sal rochoso muito apreciado em gastronomia, sendo obtido 
diretamente de uma reserva natural aos pés da cordilheira. Apresenta baixo teor de sódio e é muito 
rico em sais minerais, alguns dos quais lhe conferem a cor característica. 
Considere uma amostra de 100 g de sal rosa que contenha em sua composição, além de sódio 
e outros minerais, os seguintes elementos nas quantidades especificadas: 
 
Magnésio = 36 mg 
Potássio = 39 mg 
Cálcio = 48 mg 
 
Os elementos, colocados na ordem crescente de número de mols presentes na amostra, são 
 
a) K, Ca, Mg. 
b) K, Mg, Ca. 
c) Mg, K, Ca. 
d) Ca, Mg, K. 
e) Ca, K, Mg. 
 
Comentário: 
A fim de calcular o número de mols a partir da massa, precisa-se dos dados das massas 
molares dos elementos magnésio, potássio, e cálcio que são, respectivamente, 24, 39 e 40 g/mol. 
 
Portanto, a ordem crescente, em mol, dos elementos é: potássio, cálcio e magnésio. 
Gabarito: A 
 
(UNIUBE MG/2017) 
A sulfacrisoidina (uma sulfa) foi o primeiro agente antimicrobiano utilizado clinicamente, em 
1935, marcando o início da moderna era da quimioterapia antimicrobiana. As sulfas são uma classe 
de agentes bacteriostáticos derivados da sulfanilamida, que têm estrutura similar à do ácido p-amino 
benzoico. O grupo das sulfonamidas compreende seis drogas principais: sulfanilamida, sulfisoxazol, 
sulfacetamida, ácido p-amino benzoico, sulfadiazina e sulfametoxazol, sendo as duas últimas de 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 32 
maior importância clínica. A seguir, estão representadas as estruturas químicas da sulfadiazina e 
do sulfametoxazol. 
 
 
A sulfadiazina é um agente bacteriostático derivado da sulfanilamida, eficiente no tratamento 
das infecções gonocócicas, estafilocócicas, estreptocócicas e meningocócicas. Para adultos, a 
dose diária prescrita no combate à infecção é de 4 · 750 mg do medicamento, de 6 em 6 h. 
Analisando a estrutura química do fármaco, o número aproximado de mols do medicamento ingerido 
diariamente por um adulto no combate à infecção, considerando a dose diária recomendada, é de: 
a) 0,042 mol 
b) 0,083 mol 
c) 0,012 mol 
d) 0,066 mol 
e) 0,050 mol 
 
Comentário: 
Dose diária = 4·750 mg = 3000 mg = 3 g de sulfadiazina. 
A fórmula molecular da sulfadiazina é C10H10O2N4S, portanto a sua massa molar é calculada 
por 10·10 g/mol + 10·1 g/mol + 2·16 g/mol + 4·14 g/mol + 32 g/mol = 250 g/mol. 
Assim, tem-se: 
 
250 𝑔 − − − − 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑠𝑢𝑙𝑓𝑎𝑑𝑖𝑎𝑧𝑖𝑛𝑎
3 𝑔 − − − − 𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑠𝑢𝑙𝑓𝑎𝑑𝑖𝑎𝑧𝑖𝑛𝑎
 
x = 0,012 mol 
 
Gabarito: C 
 
(UNESP SP/2017) 
O gluconato de cálcio (massa molar = 430 g/mol) é um medicamento destinado principalmente 
ao tratamento da deficiência de cálcio. Na forma de solução injetável 10%, ou seja, 100 mg/mL, 
este medicamento é destinado ao tratamento da hipocalcemia aguda. 
(www.medicinanet.com.br. Adaptado.) 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 33 
 
(www.hospitalardistribuidora.com.br) 
 
 
 
Considere que a constante de Avogadro seja 6,0 1023 mol–1 e que uma pessoa receba uma dose 
de 10 mL de uma solução injetável de gluconato de cálcio a 10%. O número total de íons Ca2+ que 
entrará no organismo dessa pessoa após ela receber essa dose será 
a) 7,1 · 1022. 
b) 1,0 · 10
23. 
c) 5,5 · 10
25. 
d) 1,4· 1021. 
e) 4,3 · 1024. 
 
Comentário: 
Uma pessoa recebe um medicamento na porção de 100 mg/mL, ou seja, 100 mg a cada 1 mL 
do medicamento. Administrou-se à pessoa 10 mL, logo: 
100 𝑚𝑔
𝑚𝐿
· 10 𝑚𝐿 = 1000 𝑚𝑔 = 1 𝑔 de medicamento 
O medicamento apresenta em sua fórmula 1 íon de cálcio, portanto 1 mol de moléculas 
apresenta 1 mol de íons de cálcio. Sabendo que a massa de 1 mol do medicamento apresenta 430 
gramas e que 1 mol de cálcio é o mesmo que 6·1023 íons de cálcio, temos: 
 
430 𝑔 𝑑𝑒 𝑚𝑒𝑑𝑖𝑐𝑎𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 − − − − 6 · 1023 íons de cálcio
1 𝑔 𝑑𝑒 𝑚𝑒𝑑𝑖𝑐𝑎𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 − − − − x íons de cálcio
 
x = 1,39·1021 íons de cálcio 
Gabarito: D 
 

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 34 
(UFAM/2015) 
Dados recentes publicados pelo Ministério de Minas e Energia no Balanço Energético Nacional 
(BEN 2014 - Ano base 2013, http://www.epe.gov.br) revelam que em 2013, cada brasileiro, 
consumindo e produzindo energia, emitiu em média 2,3 t de CO2. Considerando que a população 
brasileira em 2013 era de aproximadamente 200 milhões de habitantes, quantas moléculas de CO2 
foram produzidas, aproximadamente, pela população brasileira? 
 
a) 3 · 1028 moléculas 
b) 3 · 1036 moléculas 
c) 6 · 1023 moléculas 
d) 6 · 1030 moléculas 
e) 6 · 1036 moléculas 
 
Comentário: 
Primeiramente, calcula-se a massa de CO2 liberada por 200 milhões de pessoas: 
 
Sabendo que 1 mol é igual a 6· 1023 e que a massa molar do CO2 é igual a 44 g/mol, calcula-
se o número de moléculas de CO2 presentes em 460·1012 g: 
 
44 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 − − − − 6 · 10
23 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
460 · 1012 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 − − − − x 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
 
x = 6,2·1036 moléculas de CO2 
Gabarito: E 
 
5. LEI VOLUMÉTRICA E VOLUME MOLAR 
LEI DE GAY-LUSSAC 
Joseph Lous Gay-Lussac (1778-1850) foi um cientista que realizou estudos importantes 
sobre os gases. Ele produziu água a partir da reação entre os gases hidrogênio e oxigênio e 
verificou que eles sempre reagiam na proporção de dois volumes de hidrogênio para um volume 
de oxigênio, produzindo dois volumes de água. 
Observe que em todos os experimentos a proporção para a reação gasosa: 2 H2(g) + O2(g) 
→ 2H2O(g) é sempre a mesma: 2 : 1 : 2. 
 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g) 
Experimento 1: 2 L 1 L 2L 
Experimento 2: 4 mL 2 mL 4 mL 
Experimento 3: 10 L 5 L 10 L 
Experimento 4 32 m3 16 m3 32 m3 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 35 
 
Lei de Gay-Lussac ou lei volumétrica: em uma reação química, nas mesmas condições de 
temperatura e pressão, os volumes dos reagentes e produtos, no estado gasoso, tem sempre 
entre si uma proporção constante, isto é, uma relação fixa de números inteiros e pequenos. 
 
VOLUME MOLAR 
Nas mesmas condições de pressão e de temperatura, o volume molar de qualquer gás é 
sempre o mesmo. Particularmente nas CNTP (condições normais de temperatura e pressão: 0 
oC e 1 atm ou 1,01325x105 Pa), 1 mol de qualquer gás ocupa um volume de 22,4 L (o que 
provaremos na aula sobre gases, por enquanto aceite. ) 
Para quaisquer valores de temperatura e de pressão, podemos calcular o valor do volume molar por meio 
da equação de Clapeyron para os gases ideais (assunto da nossa aula sobre gases): 
𝑃 · 𝑉 = 𝑛 · 𝑅 · 𝑇 
 
Volume molar: é o volume ocupado por 1 mol de partículas no estado gasoso, a uma dada 
pressão e temperatura. 
Simplificadamente, o volume molar não depende da natureza do gás (atômica ou 
molecular), somente das condições de temperatura e pressão. 
 
 
Exemplos: 
As Condições Normais de 
Temperatura e Pressão 
(CNTP) são 0 °C e 1 atm.
Volume molar 
nas CNTP é 
22,4 L/mol.
As Condições Ambientes de 
Temperatura e Pressão 
(CNTP) são 25 °C e 1 atm.
Volume molar 
nas CATP é 25 
L/mol.
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 36 
 
 
 
Exercícios Resolvido 1: 
Verifique se obedecem às leis volumétricas de Gay-Lussac os seguintes volumes que participam 
de uma reação química e que foram medidos em condições idênticas de pressão e de temperatura: 
1,36 L de N2 + 4,08 L de H2 → 2,72 L de NH3 
 
Resolução 
Dada a proporção 1,36 : 4,08 : 2,72, vamos dividir todos os valores pelo menor deles (1,36) e 
teremos 1 : 3 : 2. 
Como essa proporção é de números inteiros e pequenos, estão comprovadas as leis volumétricas 
de Gay-Lussac. 
 
Exercícios Resolvido 2: 
Dada a equação química: N2 + 3 H2 → 2 NH3, pedem-se: 
a) a proporção volumétrica; 
b) o volume de NH3 obtido a partir de 25 L de N2, supondo ambos nas mesmas condições de 
pressão e temperatura. 
 
Resolução 
a) A proporção volumétrica é 1 : 3 : 2 , pois coincide com a proporção dos coeficientes da equação. 
b) Da equação dada, tiramos: 
1 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑒 𝑁2 − − − − − 2 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑁𝐻3 
25 𝐿 𝑑𝑒 𝑁2 − − − − − 𝑥
 
 
22,4 L de O2 nas CNTP 
equivalem a 1,0 mol de 
O2 e 2,0 mol de 
átomos de O.
3,0 mol de CO2 nas 
CNTP ocupam um 
volume de 67,2 L e 
apresentam 3,0 mol de 
átomos de C e 6,0 mol 
de átomos de O.
92,0 gramas de NO2
contêm 2,0 mol de 
NO2 (massa molar 46 
g·mol-1) e, portanto, 
nas CNTP ocupam um 
volume de 44,8 L.
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 37 
𝑥 = 50 𝐿 𝑑𝑒 𝑁𝐻3 
 
Exercícios Resolvido 3: 
Qual é o número de moléculas existentes em 5,6 L de um gás qualquer, medido nas condições 
normais de pressão e temperatura? 
 
Resolução 
Podemos estabelecer a seguinte regra de três: 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑜𝑐𝑢𝑝𝑎 22,4 𝐿 (𝐶𝑁𝑇𝑃) − − − − − 6,02 · 1023𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 
5,6 𝐿 (𝐶𝑁𝑇𝑃) − − − − − 𝑥
 
 
𝒙 = 𝟏, 𝟓 · 𝟏𝟎𝟐𝟑 𝒎𝒐𝒍é𝒄𝒖𝒍𝒂𝒔 
 
6. FÓRMULAS QUÍMICAS 
Nos capítulos anteriores, vimos cálculos importantes, como os que envolvem a massa 
atômica, o mol, a massa molar e uma série de outros envolvendo os gases. Agora, vamos estudar 
o cálculo das fórmulas das substâncias. Sem dúvida, as fórmulas são muito importantes, pois 
ajudam na identificação de cada substância. Falaremos das fórmulas molecular (ou iônica), 
mínima e centesimal. 
FÓRMULA MOLECULAR OU FÓRMULA IÔNICA 
Por definição, fórmula molecular é a que indica os elementos formadores da 
substância e o número exato de átomos de cada elemento na molécula dessa substância, 
enquanto a fórmula iônica indica a quantidade real de íons na fórmula iônica. 
 
• 2 átomos de carbono.
• 6 átomos de hidrogênio.
• 1 átomo de oxigênio.
C2H6O
(fórmula molecular)
• 2 átomos de nitrogênio.
• 8 átomos de hidrogênio.
• 1 átomo de enxofre.
• 4 átomos de oxigênio.
(NH4)2SO4
(fórmula iônica)
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 38 
FÓRMULA MÍNIMA OU EMPÍRICA 
Fórmula mínima (ou empírica, ou estequiométrica) é a fórmula que indica os elementos 
formadores da substância, bem como a proporção em número de átomos desses elementos 
expressa em números inteiros e os menores possíveis. 
 
FÓRMULA PERCENTUAL OU CENTESIMAL 
Em nosso dia a dia, encontramos porcentagens com grande frequência. Ouvimos 
diariamente frases do tipo: “A inflação do mês foi de 1,2%”; “No último ano, a população 
aumentou 1,3%”; “O preço da gasolina subiu 2,3%” etc. 
Na Química, acontece fato semelhante. Dizemos, por exemplo, que a composição 
centesimal do metano (CH4) é 75% de carbono e 25% de hidrogênio. Isso significa que, em 
cada 100 g de metano, encontramos 75 g de carbono e 25 g de hidrogênio. 
Então, por definição, a fórmula centesimal (ou composição centesimal ou composição 
percentual) refere-se às porcentagens em massa dos elementos formadores da substância 
considerada. 
Exemplo: o etanol apresenta fórmula molecular C2H6O. Para calcular a fórmula percentual 
desse composto deve-se determinar a contribuição em massa de cada elemento químico e fazer 
a proporção percentual pela massa da substância. 
 
ESTRATÉGIAVESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 39 
Portanto, a fórmula percentual do etanol é C52%H13%O35%. 
 
 
(PUC-Campinas-SP) 
Na formação de um óxido de nitrogênio, verificou-se que, para cada 9,03x1022 átomos de 
nitrogênio, são necessários 4,80 g de oxigênio. Determinar 
Dados: N = 14 g·mol–1; O = 16 g·mol–1 
 
a) a fórmula mínima desse óxido. 
b) sua fórmula molecular, sendo 92 a sua massa molecular. 
 
Resolução: 
a) Determinação da fórmula mínima 
De acordo com a constante de Avogadro, sabemos que 1,00 mol de átomos apresenta 6,02x1023 
átomos. 
Assim, 
1,00 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 − − − − 6,02 · 1023 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠
𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 − − − − 9,03 · 1022 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠
 
x = 0,15 mol de átomos 
 
Como a massa molar do oxigênio é 16,0 g·mol–1, a quantidade, em mol, presente em 4,80 gramas 
será: 
1,00 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑔ê𝑛𝑖𝑜 − − − − 16,0 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠
𝑦 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑔ê𝑛𝑖𝑜 − − − − 4,80 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠
 
y = 0,30 mol de oxigênio 
 
Como indicado anteriormente, temos 0,15 mol de átomos de nitrogênio para cada 0,30 mol de 
átomos de oxigênio. Logo, a fórmula mínima do óxido é: NO2. 
 
b) Determinação da fórmula molecular 
A massa molar do NO2 é: (14 g·mol–1)+ (2·16 g·mol–1) = 46 g·mol–1 
 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑎 𝑓ó𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑎 𝑓ó𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎 𝑚í𝑛𝑖𝑚𝑎
=
92
46
= 2 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 40 
Assim, para encontrarmos a fórmula molecular, devemos multiplicar a fórmula mínima por 2, 
resultando em: N2O4. 
 
Exercícios Resolvido 2: 
A análise elementar de um composto orgânico identificou a seguinte composição percentual: 
52,18% em carbono; 13,04% em hidrogênio. Determinar a fórmula mínima do composto em 
questão. 
 
Resolução: 
Interpretação dos dados 
A inspeção da composição percentual revela 52,18% em C e 13,04% em H. Isso não equivale a 
100%. É muito comum essa representação para compostos orgânicos e, o restante, ou seja, o que 
falta para completar 100%, refere-se ao percentual de oxigênio. Assim, o composto apresenta: 
100,00 – 52,18 – 13,04 = 34,78% 𝑒𝑚 𝑜𝑥𝑖𝑔ê𝑛𝑖𝑜 
 
Conversão da proporção em massa para proporção em mol 
Para o Carbono: 
1,0 mol de C − − − − 12,0 gramas
x mol de C − − − − 52,18 gramas
 
𝑥 =
52,18
12,00
= 4,35 𝑚𝑜𝑙 
 
Para o Hidrogênio: 
1,0 mol de H − − − − 1,0 gramas
y mol de C − − − − 13,04 gramas
 
𝑦 =
13,04
1,00
= 13,04 𝑚𝑜𝑙 
 
Para o Oxigênio: 
1,0 mol de O − − − − 16,0 gramas
z mol de C − − − − 34,78 gramas
 
𝑧 =
34,78
16,00
= 2,17 𝑚𝑜𝑙 
 
A proporção, em mol, obtida é: C4,35H13,04O2,17. 
 
A fórmula mínima 
Na fórmula mínima, a proporção entre os átomos dos elementos é dada por números inteiros. 
Assim, dividimos os números obtidos pelo menor deles: 
𝐶4,35
2,17
𝐻13,04
2,17
𝑂2,17
2,17
= 𝐶2𝐻6𝑂1 
 
(UFPA) 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 41 
A limonina é uma substância de massa molecular 470 u. Ela está presente em alguns frutos 
cítricos e é também responsável pelo sabor amargo desses frutos. 
Sabendo-se que sua fórmula centesimal é C (66,38%), H (6,38%), O (27,23%), sua fórmula 
molecular será 
a) C30H46O4. 
b) C28H54O5. 
c) C26H30O8. 
d) C23H50O9. 
e) C20H38O12. 
 
Resolução: 
Interpretação dos dados 
Cada 100,0 gramas de limonina apresentam 66,38 gramas de carbono, 6,38 gramas de 
hidrogênio e 27,23 gramas de oxigênio. 
 
Conversão da proporção em massa para proporção em mol 
Para o Carbono: 
1,0 mol de C − − − − 12,0 gramas
x mol de C − − − − 66,38 gramas
 
𝑥 =
66,38
12,00
= 5,53 𝑚𝑜𝑙 
 
Para o Hidrogênio: 
1,0 mol de H − − − − 1,0 gramas
y mol de C − − − − 6,38 gramas
 
𝑦 =
6,38
1,00
= 6,38 𝑚𝑜𝑙 
 
Para o Oxigênio: 
1,0 mol de O − − − − 16,0 gramas
z mol de C − − − − 27,23 gramas
 
𝑧 =
27,23
16,00
= 1,70 𝑚𝑜𝑙 
 
A proporção, em mol, obtida é: C5,53H6,38O1,70. 
 
A fórmula mínima 
Na fórmula mínima, a proporção entre os átomos dos elementos é dada por números inteiros. 
Assim, dividimos os números obtidos pelo menor deles: 
𝐶5,53
1,70
𝐻6,38
1,70
𝑂1,70
1,70
= 𝐶3,25𝐻3,75𝑂1,00 = 𝐶13𝐻15𝑂4 
Observe que os números obtidos pela divisão por 1,70 não eram inteiros. Assim, eles foram 
multiplicados por 4, a fim de obtermos números inteiros. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 42 
 
A fórmula molecular 
A massa molar de C13H15O4 é: 
(13 · 12 g·mol–1) + (15 · 1 g·mol–1)+ (4 · 16 g·mol–1) = 235 g·mol–1 
 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑎 𝑓ó𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑎 𝑓ó𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎 𝑚í𝑛𝑖𝑚𝑎
=
470
235
= 2 
 
Para encontrarmos a fórmula molecular, devemos multiplicar a fórmula mínima por 2, resultando 
em: C26H30O8. 
Gabarito: C 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 43 
7. MAPA METAL 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TEORIA ATÔMICO MOLECULAR 
 
AULA 02 – TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 44 
8. CONSIDERAÇÕES FINAIS DAS AULAS 
Muito que bemmmm!!!!! 
“Mais uma aula a menos!!!” Parabéns! 
Teoria Atômico-molecular é um dos conteúdos mais safadinhos da química porque ele 
está embrenhado em tudo que envolve proporções: reações químicas (orgânicas e inorgânicas), 
estequiometria, termoquímica, cinética, equilíbrio e todo o resto do nosso cronograma de aulas.. 
Hahahaha 
Juro! 
Conseguir trabalhar e, principalmente, entender essas relações faz tooooda a diferença 
entre quem “gosta de química” e quem “odeia química”. Geralmente esses últimos desgostam 
da química por empacarem justamente aqui. Mas só descobre isso lá na frente, quando todas 
essas relações são colocadas em prática de uma maneira abundante, pra não dizer outra coisa. 
Por isso eu digo que estamos em um divisor de águas: 
- Entendeu? Vá para os exercícios (arquivo em anexo) e seja feliz!!! 
- Não entendeu (ainda)? Volte, releia, refaça os exemplos resolvidos, anote suas dúvidas 
e me procure. Você não pode passar para a próxima aula com dúvidas aqui!!!! 
 
Estamos combinados? 
Vou repetir: ESTAMOS ENTENDIDOS??? 
Ótimo! 
Confie em quem passou por isso com muita dificuldade por negar, na época, a confiar em 
meu professor que me disse as mesmas coisas que estou dizendo a você! 
Bom, de resto, não deixe de revisar esse capítulo, posteriormente também, ok? 
 
Sugestão: daqui 1 mês, coloque em seu calendário para refazer de 5 a 10 questões 
aleatórias deste material. Após terminar a resolução, confira o Gabarito e compare com a sua 
primeira resolução. Observe evoluções e reforce apontamentos nessa comparação. Esse passo 
é muito importante para o seu aprendizado. Aprender é um processo contínuo e gradual. 
 
@prof.guialves