Química na Abordagem do Cotidiano Tito e Canto Vol 1-289-291

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A nter ior men-
te, a gran deza 
quantidade de 
matéria era de-
nominada nú-
mero de mols.
Enfim,	 uma	 grandeza	 que	 possibilita	 aos	 químicos	 trabalharem	 com	 um	 número	 fixo	 de	
entidades!
A unidade SI para a grandeza quantidade de matéria é o mol.
Lembre-se	que	o	quilograma	é	o	padrão	da	grandeza	massa.	Já	o	mol	é	o	padrão	da	grandeza	
quantidade de matéria.
O mol é definido como “a quantidade de matéria de um sistema que contém 
tantas	unidades	elementares	quantos	forem	os	átomos	contidos	em	0,012	kg	(12	g)	
de carbono-12”.
E	quantos	são	os	átomos	contidos	em	0,012	kg	de	carbono-12?
Observe neste exemplo que utiliza o elemento carbono a importância de relacionar u com g:
1 g 5 6 ? 1023 u
12	g	de	C	é	a	massa	de	quantos	átomos	de	carbono?
massa atômica do C 5 12	u	(1	átomo)
12 ? g 5 12 ? 6 ? 1023 ? u (substituímos g por 6 ? 1023 ? u)
 12 ? 6 ? 1023 ? u 5 6 ? 1023 ? 12 ? u
6 ? 1023 ? 12 ? u 5 massa de 6 ? 1023	átomos	de	C
 Esta é a massa de um único átomo de carbono
Resposta: 12 g (ou 0,012 kg) correspondem à massa de 6 ? 1023	átomos	de	C.
Quantidade de matéria é expressa na unidade mol
O mol é definido como “a quantidade de matéria de um sistema que contém 6 ? l023 uni-
dades elementares”.
Pela	definição,	qualquer	quantidade	de	matéria	que	contenha	6	? 1023 entidades elemen-
tares	é	1	mol.	Assim,	pode-se	ter	1	mol	de	átomos,	de	moléculas,	de	íons,	de	prótons,	de	
elétrons, de outras partículas etc.
O emprego dessa definição de mol tornou obsoletos e colocou em desuso diversos termos, como 
número de mols, número de moléculas-grama, número de átomos-grama (todos substituídos pela 
denominação quantidade de matéria).
 5.1 O que acontece quando substituímos u por grama?
Considere	a	massa	de	um	átomo	de	carbono,	de	uma	molécula	de	água	e	de	um	íon	sódio:
Massa	de	um	átomo	de	carbono	5 12 u
Massa	de	uma	molécula	de	água	5	18	u
Massa de um íon sódio 5 23 u
Vamos	manter	esses	números	(12,	18	e	23),	mas	substituir	a	unidade	de	massa	atômica	(u)	
pela unidade grama (g). 
Deixaremos	de	ter	a	massa	de	um	átomo	de	carbono,	de	uma	molécula	de	água	e	de	um	íon	
sódio, certo? 
Então pense por um momento antes de prosseguir sua leitura:
12	g	é	a	massa	de	quantos	átomos	de	carbono?
18	g	é	a	massa	de	quantas	moléculas	de	água?
23 g é a massa de quantos íons sódio?
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Capítulo 13Mol
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Para responder a essas perguntas, podemos repetir algo semelhante ao 
que	fizemos	na	página	anterior.
Comecemos com os 12 g de carbono. Lembre-se de que 1 g 5 6 z 1023 u.
12 z g 5 12 z 6 z 1023 z u Substituímos g por 6 z 1023 z u
12 z 6 z 1023 z u 5 6 z 1023 z 12 z u Apenas alteramos a ordem dos fatores
6 z 1023 z 12 z u 5 massa de 6 z 1023	átomos	de	carbono
 Esta é a massa de um único átomo de carbono
Concluímos, portanto, que 12 g é a massa de 6 z 1023	átomos	de	carbono.
Analogamente,	no	caso	de	18	g	de	água:
18	z g 5	18	z 6 z 1023 z u Substituímos g por 6 z 1023 z u
18	z 6 z 1023 z u 5 6 z 1023 z	18	z u Apenas alteramos a ordem dos fatores
6 z 1023 z	18	z u 5 massa de 6 z 1023	moléculas	de	água
 Esta é a massa de uma única molécula de água
Concluímos,	portanto,	que	18	g	é	a	massa	de	6	z 1023	moléculas	de	água.
E, finalmente, considerando 23 g de íons sódio:
23 z g 5 23 z 6 z 1023 . u Substituímos g por 6 z 1023 z u
23 z 6 z 1023 z u 5 6 z 1023 z 23 z u Apenas alteramos a ordem dos fatores
6 z 1023 z 23 z u 5 massa de 6 z 1023 íons sódio
 Esta é a massa de um único íon sódio
Concluímos, portanto, que 23 g é a massa de 6 z 1023 íons sódio.
Para	os	químicos,	existe	uma	importante	generalização	decorrente	do	que	
acabamos de mostrar. 
m Para o perfeito entendimento 
deste capítulo, convém lembrar, 
do capítulo 8, que os átomos de 
gases nobres não têm tendência a se 
combinar quimicamente. Já os átomos 
dos demais elementos tendem a 
unir-se formando substâncias iônicas, 
moleculares ou metálicas, conforme 
o caso. O hélio, A, é um exemplo de 
gás nobre. No sal de cozinha, B, há 
íons sódio e íons cloreto formando um 
retículo cristalino iônico. Na água, , 
há átomos de hidrogênio e oxigênio 
unidos por ligação covalente formando 
moléculas. E na prata, , os átomos 
de prata se unem por ligação metálica, 
formando um retículo cristalino 
metálico. (Átomos e íons representados 
esquematicamente por esferas, fora de 
proporção e em cores fantasiosas.)
PrataPrata
HidrogênioÁgua
Oxigênio
Íon cloreto
Sal de
cozinha
Íon sódio
Hélio
Hélio
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�
�
�
Se,	partindo	da	massa	de	um	átomo,	uma	molécula	ou	um	íon	expressa	
em unidades de massa atômica, substituirmos u por g, mantendo o 
mesmo	número,	passaremos	a	ter	não	mais	a	massa	de	um	só	átomo,	
molécula ou íon, mas sim de 6 . 1023	átomos,	moléculas	ou	íons.	
Vejamos	mais	alguns	exemplos	para	reforçar	essa	ideia:
	 •	 A	massa	de	um	único	átomo	de	alumínio	 (A,) é 27 u e a massa de
 6 z 1023	átomos	de	alumínio	é	27	g.
	 •	 A	massa	de	uma	única	molécula	de	amônia	(NH3) é 17 u e a massa de 
6 z 1023 moléculas de amônia é 17 g.
	 •	 A	massa	de	um	único	íon	sulfeto	(S2–) é 32 u e a massa de 6 z 1023 íons 
sulfeto é 32 g.
	 •	 A	massa	de	um	par	de	íons	[Na][C,–]	é	58,5	u	e	a	massa	de	6	 z 1023 
pares	de	íons	[Na][C,–]	é	58,5	g.
 5.2 Do nível atômico ao nível macroscópico
Vamos	usar	como	exemplo	a	substância	água,	constituída	de	moléculas	
H2O.	Por	exemplo,	uma	molécula	de	água,	H2O,	é	formada	por	dois	átomos	
de	hidrogênio	e	um	átomo	de	oxigênio.	Em	nível	laboratorial	(macroscópico)	
pode-se trabalhar com 1 mol de moléculas H2O	(18	g),	que	é	constituído	de	
2	mol	de	átomos	de	hidrogênio	(2	g)	e	1	mol	de	átomos	de	oxigênio	(16	g).	
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Observe	a	comparação	no	esquema	abaixo:
 Fórmula química H2O consiste em 2 H e 1 O
 nível atômico	 1	molécula	 	 2	átomos	de		H	 	 1	átomo	de	O
	 	 (18	u)	 	 2	z (1 u) (16 u)
  6 z 1023  6 z 1023  6 z 1023
 Amostra em 6 ? 1023 moléculas H2O 2(6 z 1023)	átomos	de	H	 	 6	z 1023	átomos	de	O
 escala de 1 mol de moléculas H2O	 	 2	mol	de	átomos	H	 	 1	mol	de	átomos	O
 laboratório		 18	g	de	H2O 2 g de H 16 g de O
 (em gramas)
 19. Calcule o número de átomos presentes nas seguintes 
amostras:
 a) 5,4 g de alumínio;
 b) 197 ? 102 g de ouro;
 c) 9,2 ? 102 g de sódio.
 20. Calcule a quantidade de matéria, expressa em mol, pre­
sente em cada um dos casos do exercício anterior.
 21. Sabendo­se que a massa atômica do magnésio é igual a 
24 u, determine a massa, expressa em gramas, de um 
único átomo de magnésio.
 22. Um balão infantil foi preenchido com 0,8 g de gás 
hélio. No interior desse balão há quantos:
 a) mols de átomos de hélio? 
 b) átomos de hélio?
 23. A palha de aço é constituída essencialmente de 
ferro metálico. Num pedaço de palha de aço há 
0,15 mol de ferro. Faça uma estimativa da massa 
dessa amostra.
 24. Que massa do metal prata contém a mesma quan­
tidade em mols de átomos que existe em 19,7 g 
de ouro?
 25. Há mais átomos em 5 g de crômio ou em 15 g 
de chumbo?
Exercício Resolvido
 26. Imagine que um copo contenha 252 g de água 
e esse conteúdo seja bebido por uma pessoa em 
7 goles.
 a) Qual a massa de água ingerida, em média, em 
cada gole, admitindo­se que todos os goles se­
jam “iguais”?
 b) Quantas moléculas são engolidas em um único 
gole?
 b) Grandezas: Massa Número de moléculas
 18 g 6 ? 1023 moléculas
 36 g x
	 	 	⇒ x 5 1,2 ? 1024 moléculas
⇒
Resolução
 a) Dividindo 252 por 7, chegamos a 36 g como a 
massa média do gole.
Exercícios essenciais A critério do(a) professor(a) esta lista de exercícios 
poderá ser realizadaem classe ou em casa.Resolva em seu caderno
 
 27. Calcule o número de moléculas presentes nas seguin­
tes amostras:
 a) 3,6 g de água (H2O);
 b) 98 ? 103 g de ácido sulfúrico (H2SO4);
 c) 180 ? 102 g de glicose (C6H12O6).
 28. Sabendo­se que a massa molecular da água é igual a 
18 u, determine a massa expressa em gramas de uma 
única molécula H2O.
Exercício Resolvido
 29. (Furg­RS) Qual a quantidade de matéria em átomos 
de hidrogênio que está presente em um mol do 
composto benzoato de amônio (NH4C7H5O2)?
 a) 4 mol d) 5,4 ? 1024 mol
 b) 5 mol e) 11 mol 
 c) 9 mol
Resolução
NH4C7H5O2
 Em um mol do composto há nove 
mols de hidrogênio.
Alternativa c.
 
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