Considere um copo que contém 180ml de água determine respectivamente

Considere um copo que contém 180 mL de água. Determine, respectivamente, o número de mol de moléculas de água, o número de moléculas de água e o número total de átomos.
(Massas atômicas: H= 1,0 ; O=16)

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fabiofbq Como a densidade da água é de 1g/mL então teremos uma massa de 180 gramas.

se a massa molar da água é de 18 gramas (1mol) então em 180 g teremos 10 mols de moléculas.se 1 mol tem 6 . 10 23 moléculas de água em 10 mols teremos 60 . 10 23 ou 6 . 10 24 moléculas.cada molécula de água é formada por 3 átomos, então é só multiplicar 3 por 6 . 10 24, que dará 18 . 10 24 átomos ou 1,8 . 10 25 átomos.

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ou 42,11% de C. Substância      massa de H 342 g -------- 22 g de H 100 g --------- x x = 6,43 g de H em 100 g de amostra ou 6,43% de H. Substância     massa de O 342 g -------- 176 g de O 100 g --------- x x = 51,46 g de O em 100 g de amostra ou 51,46% de O. · Assim, a fórmula percentual da sacarose é C42,11%H6,43%O51,46%.   3. Considere um copo que contém 180 mL de água. Determine, respectivamente, o número de mol de moléculas de água, o número de moléculas de água e o número total de átomos (Massas atômicas = H = 1,0; O = 16; Número de Avogadro = 6,0 . 1023; densidade da água =1,0 g/mL). 18 mol, 6,0 . 1024 moléculas de água e 18 . 1024 átomos. 10 mol, 6,0 . 1024 moléculas de água e 18 . 1024 átomos. 10 mol, 5,0 . 1023 moléculas de água e 15 . 1024 átomos. 20 mol, 12 . 1024 moléculas de água e 36 . 1024 átomos. 5 mol, 6,0 . 1024 moléculas de água e 18 . 1024 átomos. Explicação: Alternativa ¿a¿. A massa molar da água é igual a 18 g/mol. Visto que a densidade da água é igual a 1,0 g/mL, em 180 mL de água, temos 180 g: d = m       v m = d . v m = (1,0 g/mL) . 180 mL m = 180 g Assim, temos: 1 mol de moléculas de água ------ 18 g/mol                         n --------------------- 180 g n = 180/18 n = 10 mol de moléculas de água * Agora vamos determinar o número de moléculas de água: 18 g/mol ------- 6,0 . 1023 moléculas/mol     180 g----------- x x = 180 . 6,0 . 1023                   18 x = 60 . 1023 = 6,0 . 1024 moléculas de água. * Determinação da quantidade total de átomos: 1 molécula de água (H2O) ----- 3 átomos  6,0 . 1024 moléculas/mol ------ y y = (6,0 . 1024 ) . 3 y = 18,0 . 1024 átomos   4. Uma das alternativas para diminuir a quantidade de dióxido de carbono liberada para a atmosfera consiste em borbulhar esse gás em solução aquosa de hidróxido de sódio. A reação que ocorre é mostrada a seguir: CO2 + NaOH → Na2CO3 + H2O. Sabendo que 44 g de dióxido de carbono (CO2) reagem com o hidróxido de sódio (NaOH), formando 106 g de carbonato de sódio (Na2CO3) e 18 g de água, qual é a massa de hidróxido de sódio necessária para que o gás carbônico seja totalmente consumido? 200g 75g 80g 180g 120g Explicação: Dada a equação CO2 + NaOH → Na2CO3 + H2O e os dados do enunciado é possível montar a seguinte equação (Lei de Lavoisier ou de conservação das massas):   44 (CO2) + x = 106 (Na2CO3) + 18 (H2O) x = 106 + 18 ¿ 44 x = 80.   5. Sabendo que a massa atômica do magnésio é igual a 24 u, determine a massa, em gramas, de um átomo desse elemento. (Dado: Número de Avogadro = 6,0 . 1023). 24 g. 4,0 . 10-23 g. 24 . 10-23 g. 4,0 . 1023 g. 4,0 g. Explicação: Alternativa ¿e¿. 1 mol de átomos de Mg ↔ 24 g/mol ↔ 6,0 . 1023 átomos/mol x = 1 átomo . 24 g/mol      6,0 . 1023 átomos/mol x = 4,0 . 10-23 g.   6. A fotossíntese é um processo fotoquímico que consiste na produção de energia através da luz solar e fixação de carbono proveniente da atmosfera. A grande maioria do carbono fixado é convertida em C6H12O6. Considerando as massas dos átomos: C=12u, H=1u e O=16u, a massa molecular da molécula produzida na fotossínte é: 100u 29u 180u 168 u 200u Explicação: Dados os valores de massa dos átomos de C, H e O tem-se que: Massa Molecular (MM)=(12x6)+(1x12)+(16x6)=180u. Quantas moléculas de água, H2O(v), são obtidas na queima completa do acetileno C2H2(g), ao serem consumidas 3,0 . 1024 moléculas de gás oxigênio? 0,12 . 1023 1,2 . 1023 120 . 1024 1,2 . 1024 12 . 1024 Explicação:  Alternativa ¿e¿. * Escrevendo a equação balanceada da reação para ver a proporção estequiométrica: 2 C2H2(g) +5 O2(g) → 4 CO2(g) + 2 H2O(v) * Sabe-se que 1 mol ↔ 6. 1023 moléculas, então: 5 . 6. 1023 moléculas de O2(g)------- 2 . 6. 1023 moléculas de H2O(v) 3,0 . 1024 moléculas de O2(g)------- x x = 3,0 . 1024 . 2 . 6. 1023 5 . 6. 1023 x = 1,2 . 1024 de H2O(v)    2. Considerando a reação FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S qual é a massa de FeCl2 obtida quando 1100g de FeS de 80% de pureza reagem com excesso de ácido nítrico? Dados: FeCl2 = 127g/mol; FeS = 88g/mol. 1,270g 127g 12700g 12,7g 1270g Explicação: Quando o problema não faz referência, consideramos a pureza de 100%. Quando ela é dada, é necessário converter a quantidade de substância impura na quantidade correspondente da substância pura. 1100g ¿¿¿¿¿¿ 100% x ¿¿¿¿¿¿ 80% x = 880g a) Proporção em mol 1 mol de FeS ¿¿¿¿¿ 1 mol de FeCl2 b) Regra de três 88g ¿¿¿¿¿¿ 127g 880g ¿¿¿¿¿¿ y y = 1270g   3. O consumo de ácido sulfúrico pode ser utilizado como um indicador do desenvolvimento de um país. Industrialmente, esse ácido pode ser obtido a partir da pirita de ferro, que consiste basicamente em sulfeto ferroso (FeS). Classifique as equações de obtenção industrial do ácido sulfúrico mostradas a seguir: I. FeS + O2 → Fe + SO2 II. 2 SO2 + 2 O2 → 2 SO3 III. SO3 + H2O → H2SO4 Dupla troca, síntese, síntese. Dupla troca, análise, análise. Simples troca, síntese, síntese. Simples troca, análise, análise. Síntese, simples troca, dupla troca. Explicação: Alternativa ¿e¿. I. FeS + O2 → Fe + SO2 = reação de simples troca ou deslocamento (uma substância composta (FeS) reage com uma substância simples (O2) e produz uma nova substância simples (Fe) e uma nova substância composta ( SO2) pelo deslocamento entre seus elementos). II. 2 SO2 + 2 O2 → 2 SO3 = reação de síntese ou adição (duas substâncias reagem e produzem uma única substância mais complexa). III. SO3 + H2O → H2SO4 = reação de síntese ou adição.   4. O hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO3) é utilizado em fármacos denominados antiácidos que ajudam a diminuir a acidez estomacal causada pelo excesso de ácido clorídrico (HCl). Qual das alternativas a seguir indica corretamente a reação que ocorre entre esses dois compostos? NaHCO3 + HCl → NaH2CClO3 NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O NaHCO3 + HCl → NaCl +H2CO3 NaHCO3 + HCl → NaH2CO3 + Cl2 NaHCO3 + HCl → NaCClO2+ H2O Explicação: Alternativa ¿a¿. O NaHCO3 neutraliza o HCl presente no suco gástrico. O CO2 formado é o responsável pela eructação (arroto).   5. Considere as equações que representam as reações utilizadas na obtenção do ácido nítrico: I) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6 H2O II) 2NO + O2 → 2NO2 III) 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO Calcule a massa de amônia necessária para a preparação de 6,3g de ácido nítrico. Dado: NH3: 17g/mol, HNO3: 63g/mol, NO2: 46g/mol, NO: 30g/mol. 2,55g de NH3 0,25g de NH3 25,5g de NH3 2550g de NH3 255g de NH3 Explicação: Devemos primeiramente ajustar os coeficientes para que haja a proporcionalidade. Multiplicando a equação II por 2 e a equação III por 4/3, temos: 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 3 H2O 4 NO + 2 O2 → 4 NO2 4 NO2 + 4/3 H2O → 8/3 HNO3 + 4/3 NO Portanto, a partir de 4 mols de NH3 são obtidos 8/3 mols de HNO3. 4 . 17g de NH3 -------8/3 . 63g de HNO3 x ------------------------- 6,3g x = 51/20 = 2,55g de NH3   6. CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) O volume de CO2, medido a 27ºC e 1atm., produzido na combustão de 960,0 g de metano, é: Dados: · massa molar do CH4 = 16,0 g/mol · constante universal dos gases: R = 0,082 atm.L/mol.K 1476,0 L 960,0 L 60,0 L 1620,0 L 1344,0 L Explicação: Alternativa ¿d¿. * Passo 1: determinar o número de mol de CO2 produzido a partir da massa de 960 gramas de CH4  16 g ----- 1 mol de CO2 960 g ---- nCO2 16.nCO2 = 960 nCO2 = 960/16 nCO2 = 60 mol  * Passo 2: determinar o volume CO2 utilizando as codições de tempertura e pressão, além do número