1 Química Geral - 2 semestre-2

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A molécula de água tem massa 18u 
A molécula de água tem massa 18 vezes maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C 
A molécula de água tem massa 1,5 vezes maior que a massa do 12C 
 
Uma molécula de H2O pesa 18 vezes mais que 1/12 do átomo de 12C, isto é, uma molécula 
de água pesa 1,5 vezes mais que o átomo de 12C. 
 
A massa atômica do Cl é igual a 35,5u e a massa molecular do Cl2 é igual a 2 . 35,5 = 71,0u. 
 
 
 
Assim como não existe átomo de Cl com massa igual a 35,5u, não existe molécula de Cl2 com 
massa igual a 71,0u; este é o valor médio da massa das moléculas de Cl2. A substância Cl2 é 
formada por uma mistura das moléculas: 
 
Existem moléculas de Cl2 com massas moleculares 70u, 72u e 74u, em proporção tal que a massa 
média das moléculas de Cl2 é igual a 71,0u. Conhecendo a massa molecular do Cl2, podemos 
afirmar que: 
 
Massa média da molécula Cl2 = 71u 
Massa média da molécula Cl2 = 71 x massa de 1/12 do átomo de 12C 
Massa média da molécula Cl2 = 71 / 12 x massa do átomo 12C 
 
A rigor, no caso de substâncias iônicas, o termo massa molecular deve ser substituído por 
fórmula-massa, pois não existe molécula de substância iônica. Entretanto, na prática, costuma-se 
usar a expressão massa molecular também nesses casos. 
 
Embora seja mais correto indicar a unidade (u) nos valores das massas moleculares, na prática, por 
uma questão de simplicidade, omite-se a unidade (u). 
 
3. Mol e constante de Avogadro 
 
De acordo com resolução recente da IUPAC: Mol é a quantidade de matéria que contém 
tantas entidades elementares quantos são os átomos de 12C contidos em 0,0 12kg de 12C. 
 
Constante de Avogadro é o número de átomos de 12C contidos em 0,012kg de 12C. Seu valor 
é: 6,02.1023 mol–1. 
 
Assim como uma dúzia são 12 unidades e uma centena são 100 unidades, um mol são 
6,02.1023 unidades. 
 
 
 
 
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Exemplos: 
• Um mol de carbono (C) significa um mol de átomos de C, ou seja, 6,02 . 1023 átomos de C. 
• Um mol de cloro (Cl2) significa um mol de moléculas de Cl2, ou seja, 6,02 . 1023 
moléculas de Cl2. 
• Um mol de cloreto de sódio (Na+Cl–) significa um mol de aglomerados iônicos (Na+Cl–), 
portanto, 6,02.1023 íons Na+ e 6,02.1023 íons Cl–. 
 
4. Massa molar 
 
Massa molar é a massa que contém 6,02.1023 entidades representadas pela 
respectiva fórmula. A unidade mais usada para a massa molar é g.mol–1. 
 
Massa molar de um elemento é a massa de um mol de átomos, ou seja, 6,02.1023 átomos desse 
elemento. É numericamente igual à sua massa atômica. 
 
Massa atômica do Cl = 35,5u 
Massa molar do Cl = 35,5 g . Mol–1 
 
Interpretação: Um mol de átomos do elemento Cl, ou seja, 6,02 . 1023 átomos do elemento Cl, 
pesa 35,5g. 
 
Massa atômica do C = 12,011u 
Massa molar do C = 12,011 g . mol–1 
 
Interpretação: Um mol de átomos do elemento C, ou seja, 6,02.1023 átomos de C, pesa 12,011g. 
 
Massa molar de um isótopo é a massa de um mol de átomos desse isótopo, ou seja, 6,02.1023 
átomos desse isótopo. A massa molar de um isótopo é numericamente igual à sua massa atômica. 
 
Massa atômica do 35Cl = 34,997u Massa molar do 35Cl = 34,997 g.mol–1 
 
Interpretação: Um mol de átomos, ou seja, 6,02.1023 átomos do isótopo 35Cl, pesa 
34,997g. 
 
Massa atômica do 12C = 12,0000 
Massa molar do 12C = 12,0000 g.mol–1 
 
Interpretação: Um mol de átomos, ou seja, 6,02.1023 átomos do isótopo 12C, pesa 
12,0000g. 
 
 
Massa molar de uma substância é a massa de um mol de entidades representadas pela sua 
fórmula. A massa molar de uma substância é numericamente igual à sua massa molecular. 
 
 
 
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Massa molecular do H2O = 18,0u 
Massa molar do H2O = 18,0 g.mol–1 
 
Interpretação: Um mol de moléculas, ou seja, 6,02.1023 moléculas de H2O, pesa 18,0g. 
 
Fórmula-massa do Na+Cl– = 58,5u 
Massa molar do Na+Cl– = 58,5 g.mol–1 
 
Interpretação: Um mol de aglomerados iônicos (Na+Cl–), ou seja, 6.02.1023 aglomerados iônicos 
de (Na+Cl–), pesa 58,5g. 
 
Massa molar de um íon é a massa de um mol de íons, ou seja, 6,02.1023 íons. 
Massa molar do Cl– = 35,5g.mol–1 
 
Interpretação: Um mol de íons Cl–, ou seja, 6,02.1023 íons Cl–, pesa 35,5g. 
Massa molar do SO42-= 96,0 g.mol–1 
Interpretação: Um mol de íons SO42-, ou seja, 6,02.1023 íons SO42-pesa 96,0g. 
 
4.1. Conversão de massa em quantidade de matéria (ou de substância) 
Sendo m a massa de uma substância, expressa em gramas, e sendo M a sua massa molar, 
expressa em g/mol, podemos escrever a seguinte proporção: 
 
Massa Quantidade de substância 
mg –––––––––– n mol 
Mg –––––––––– 1 mol 
 
 
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑚𝑎𝑡é𝑟𝑖𝑎 (𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎) = 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 (𝑔)
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1) 
 
 
 
Observação 
Em uma molécula (se o composto for molecular) ou íon-fórmula (se o composto for iônico), 
o índice de cada elemento pode indicar tanto o número de átomos, como também o número de mol. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. Cálculo de fórmulas 
 
Quando um químico obtém uma nova substância, uma das primeiras providências que ele 
toma é a determinação de sua composição percentual ou centesimal. 
 
5.1. Composição percentual ou centesimal (composição mássica) 
 
Entre as atividades experimentais mais empolgantes da Química estão a manufatura de um 
composto inteiramente novo ou o isolamento de uma nova substância a partir de uma fonte natural. 
2 átomos de C 
4 átomos de H 
1 molécula de C2H4 
2 mols de C = 2 x 6,02.1023 átomos de C 
4 mols de H = 4 x 6,02.1023 átomos de H 
1 mol de C2H4 
4 mols de C = 4 x 6,02.1023 átomos de C 
8 mols de H = 8 x 6,02.1023 átomos de H 
2 mols de C2H4 
 
 
 
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Imediatamente aparecem questões do tipo: O que é isto? Qual a sua fórmula? A pesquisa para 
encontrar as respostas começa pela análise qualitativa, uma série de procedimentos destinada a 
identificar todos os elementos que constituem a substância. Em seguida vêm os procedimentos de 
análise quantitativa, a qual determina a massa de cada elemento em uma amostra da substância 
de massa conhecida. 
As massas relativas dos elementos em um composto são, em geral, dadas na forma de 
percentagem por massa, que é denominada composição percentual (ou composição centesimal) 
do composto. A percentagem por massa de um elemento é o número de gramas deste elemento 
presente em 100 g do composto. Esta percentagem é obtida, em geral, com o uso da seguinte 
equação 
%por massa Massadeelemento
100%
de elemento Massa totaldaamostra
  
 
A composição percentual de uma substância indica a percentagem em massa de cada elemento 
para cada 100g da amostra. 
 
Exemplo 1 
Determine a composição percentual para a glicose (C6H12O6) 
 
Dados: MA(C) = 12u; MA(H) = 1u; MA(O) = 16u. 
Solução: C6H12O6 
Massa molar = 6. (12) + 12. (1) + 6. (16) 
Massa molar = 72 + 12 + 96 = 180 g/mol 
 
 
 
 
 
Composição percentual da glicose: C = 40%; H = 6,7%; O = 53,3% 
 
A partir da composição percentual, podemos representar a fração em massa dos componentes de 
um composto; basta dividir as porcentagens por 100. 
 
 
 
A soma das frações em massa dos componentes de uma substância é igual a 1. 
 
0,400 + 0,067 + 0,533 = 1,000 
 
5.2. Fórmula percentual ou centesimal 
 
Indica a percentagem de cada elemento em uma amostra dada. 
 
 
 
 
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Para o exemplo anterior a fórmula percentual seria dada por: 
 
Fórmula percentual da glicose: C40% H6,7% O53,3% 
 
 
6. Fórmula mínima, empírica ou estequiométrica 
 
É a fórmula do composto que tem os menores índices inteiros possíveis. 
 
 
 
Não existe a fórmula molecular do Al2O3 nem a do NaCl, pois esses compostos são iônicos e, por 
isso, não formam moléculas.Os compostos iônicos geralmente são escritos na sua fórmula mínima. 
A substância formada quando o fósforo entra em combustão (combinando-se com o 
oxigênio) é constituída por moléculas fórmula P4O10. Quando uma fórmula representa a composição 
de uma molécula, ela é denominada fórmula molecular. Observe, no entanto, que os subscritos 4 
e 10 são ambos divisíveis por 2, e assim os menores números que indicam a razão entra as 
quantidades de P e O são 2 e 5. Uma fórmula mais simples (porém menos informativa) que expressa 
a mesma razão é P2O5. Ela é algumas vezes chamada de fórmula simplificada da substância. 
Também é conhecida como fórmula empírica, porque pode ser obtida a partir de uma análise 
experimental do composto. 
Para obter uma fórmula empírica experimentalmente, precisamos determinar o número de 
gramas de cada elemento na amostra do composto. Convertemos então gramas em mols, de onde 
obtemos as razões entre os números de cada elemento. Como a razão entre o número de mols é 
idêntica à razão entre o número de átomos, podemos então construir a fórmula empírica. 
 
6.1. Cálculo da fórmula mínima 
 
Para determinar a fórmula mínima de um composto, devemos estabelecer, através da 
análise química, as proporções em massa entre os elementos que formam o composto. 
 
 
 
Procedimento: 
I. transformar os dados do problema em quantidade de matéria (No de mol)