Relações de Massas e Massas Atômicas

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Relações de Massas,
Massa Atômica e 
Massa Molecular
Profª. Drª. Gisele R. Paim
→ Lei da Conservação da Massa ou Lei de Lavoisier
RELAÇÃO DE MASSAS
Em uma reação química feita em recipiente fechado, a soma das massas dos
reagentes é igual à soma das massas dos produtos.
“ Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.”
→ Lei das Proporções Constantes ou Lei de Proust
A proporção em massa das substâncias que reagem e que são produzidas numa
reação é fixa, constante e invariável.
Obs.: se para um dado material não ocorrer a verificação da lei das proporções constantes,
Então esse material não é uma substância, mas sim uma mistura.
Os volumes das substâncias gasosas que reagem e que são produzidas nas
mesmas condições de temperatura e pressão guardam entre si uma relação de
números inteiros e pequenos.
→ Lei Volumétrica de Gay - Lussac
MASSA DOS ÁTOMOS
É muito importante, tanto nas atividades em laboratório como nas indústrias, saber
antecipadamente as quantidades de reagentes que devemos usar para obter a quantidade
desejada de produtos.
A previsão das quantidades só é possível através de cálculos das massas e dos volumes
das substâncias envolvidas nas reações químicas. No entanto, muitas vezes é necessário
determinar também o número de átomos ou de moléculas das substâncias que reagem ou são
produzidas. Para isso, um primeiro passo é conhecer a massa dos átomos.
Como átomos ou moléculas são entidades muito pequenas para serem “pesadas”
isoladamente, foi estabelecido um padrão para comparar massas.
Unidade de massa atômica (u)
Toda medida de massa é sempre uma comparação com um padrão escolhido
adequadamente.
E o que pode ser mais adequado para tomar como padrão de medida de massa de
átomos e de moléculas do que um “pedaço de átomo”? O padrão de massa atômica e massa
molecular determinado oficialmente pelo SI (Sistema Internacional de Unidades) é
denominado unidade unificada de massa atômica, sendo simbolizado pela letra u.
• O 12C foi escolhido em 1962 e é usado atualmente em todos os países do mundo.
• 1 u = 1,66054. 10 -24 g.
Os valores das massas atômicas (MA) dos elementos são expressos na unidade u, ou
seja, são valores que indicam quanto a massa de 1 átomo de determinado elemento químico
é maior que a massa de 1u.
→ Massa atômica de 1 átomo de hidrogênio: 1u
→ Massa atômica de 1 átomo de oxigênio: 16 u
→ Massa atômica de 1 átomo de enxofre: 32 u
Da mesma maneira, a massa molecular das substâncias deve ser expressa em u e indica a
massa de 1 molécula da substância.
→ Massa molecular de 1 molécula de gás oxigênio: 32 u
→ Massa molecular de 1 molécula de gás carbônico: 44 u
→ Massa molecular de 1 molécula de água: 18 u
Deve ficar claro, também que:
Massa atômica é a massa de um átomo. Por questão de conveniência, ela
costuma ser expressa em unidades de massa atômica (u).
Número de massa é a soma do número de prótons e nêutrons, é um
número inteiro e desprovido de unidade.
Massa atômica ≠ Número de massa
Ex. Alumínio 26,981538 u 27
Para facilitar nossos cálculos não usaremos esses valores exatos, faremos um
“arredondamento” para o número inteiro mais próximo:
Observação: Os valores arredondados das massas atômicas são iguais aos números de
massa (A) dos átomos; por esse motivo, usaremos o A como se fosse MA.
Massa atômica de um elemento
A massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas de seus
isótopos. Vejamos como se calcula a massa atômica do elemento neônio, que é constituído
de três isótopos:
Massa Molecular
Como todos os elementos já tiveram a sua massa atômica determinada, atualmente a
massa molecular das substâncias é obtida diretamente pela soma das massas atômicas
dos átomos dos elementos que constituem uma molécula da substância. Os valores
devem ser consultados na tabela periódica.
→ Fórmula molecular da água: H2O
Hidrogênio: 2. 1 u = 2 u
Oxigênio: 1 . 16 u = 16 u
Massa molecular da água = 18 u
→ Fórmula molecular da ureia: CO(NH2) 2
Carbono: 1 . 12 u = 12 u
Oxigênio: 1 . 16 u = 16 u
Nitrogênio: 2 . 14 u =28 u
Hidrogênio: 4 . 1 u = 4 u
Massa molecular da ureia: 12 u + 16 u + 28 u + 4 u = 60 u
Quantidade de matéria e massa molar
Relacionando u com grama
u: medida de massa para entidades individuais →micro
g: medida de massa para um grande número de entidades →macro
1 g = 6 . 1023 u
Mol: é 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 de massa 12.
Constante de Avogadro: é o número de entidades por unidade de quantidade de
matéria.
Constante de Avogadro e quantidade de matéria
Assim, um mol de entidades corresponde a um número de entidades igual à 
Constante de Avogadro:
• Um mol de átomos de carbono são 6 . 1023 átomos de carbono.
• Um mol de átomos de alumínio são 6 . 1023 átomos de alumínio.
• Um mol de moléculas de água são 6 . 1023 moléculas de água.
• Um mol de íons de sódio são 6 . 1023 íons de sódio.
• Um mol de elétrons são 6 . 1023 elétrons.
A Constante de Avogadro (NA) é o número de entidades (N) por unidade de 
quantidade de matéria (n).
NA = N
n
MASSA MOLAR
Massa molar (M) é a massa, em gramas, de um mol da substância (ou elemento ou íon).
Veja os exemplos abaixo, lembrando que a massa atômica do Ca é 40 u, a do Na é 
23 u, e a massa molecular do CO2 é 44 u.
→massa molar do Ca: M = 40 g/mol
→massa molar do CO2: M = 44 g/mol
→massa molar do Na+: 23 g/mol
Usualmente as quantidades das substâncias, dos elementos, dos íons etc. são dadas
em gramas. Entretanto, todos os cálculos químicos se simplificam se usamos as quantidades
de matéria na sua unidade – mol. Torna-se muito importante aprendermos a transformação
de gramas em mols. Vejamos, então alguns exemplos desse cálculo da quantidade de mols
(n).
1o exemplo:
Quantos mols correspondem a 88 g de dióxido de carbono (CO2)?
Resolução:
44 g de CO2 1 mol de moléculas de CO2
88 g de CO2 n
n = 88
44
n = 2 mols de moléculas de CO2
2o exemplo:
Quantos mols correspondem a 100 g de cálcio (Ca)?
Resolução:
40 g de Ca 1 mol de átomos de Ca
100 g de Ca n
n = 100
40
n = 2,5 mols de átomos de Ca
Veja que nos dois exemplos anteriores aparece a mesma fórmula matemática. 
Generalizando-a temos:
n = quantidade de matéria em mols
n = m , sendo m = massa dada (em gramas)
M M = massa molar (em g/mol)
A massa molar pode se referir a moléculas, átomos, íons, elétrons etc.:
Para elemento químico: é a massa de um mol de átomos desse elemento.
M(C) = 12 g/mol M(Al) = 27 g/mol
Para substância molecular : é a massa de um mol de moléculas dessa substância.
M(H20) = 18 g/mol M(NH3) = 17 g/mol
Para íon: é a massa de um mol desse íon.
M(Na+) = 23 g/mol M(Cl-) = 35,5 g/mol
Para substância iônica: é a massa de um mol de fórmulas, ou seja, o conjuntode íons
que figura na fórmula usada para representar a substância.
M(Na+) (Cl-) = 58,5 g/mol M(Ca2+) (F-) = 78,1 g/mol
Para substância metálica: é a massa de um mol de átomos do elemento metálico na
forma de substância.
M(Al) = 27 g/mol
K
39,1
ma(K) = 39,1 u é a massa
média de 1 átomo de K
Pb
207,2
ma(Pb) = 207,2 u é a massa
média de 1 átomo de Pb
M(K) = 39,1 g/mol
39,1 é a massa de 
6 . 1023 átomos, ou seja, 1 mol
M(Pb) = 207,2 g/mol
207,2 é a massa de 
6 . 1023 átomos, ou seja, 1 mol
Ne
20,2
ma(Ne) = 
20,2 u é a 
massa
média de 1 
átomo de Ne
M(Ne) = 20,2 
g/mol
20,2 é a massa
de 6 . 1023
átomos, ou seja, 
1 mol
O Volume Molar (V)
O volume molar corresponde ao volume ocupado por um mol de qualquer gás.
Considerando que nas CNTP (condições normais de temperatura e pressão –
temperatura de 0oC e pressão de 1 atm).
O volume molar nas CNTP é de 22,4 litros.
Utilidade da Constante de Avogadro (NA) e da Massa Molar (M)
Um dos problemas enfrentados por alguns químicos do passado foi a determinação
de quantos átomos existem numa certa amostra de matéria.
Coma determinação experimental da Constante de Avogadro (ou, de modo
equivalente, da relação numérica entre grama e unidade de massa atômica), esse problema
pôde ser resolvido.
Conhecendo-se a Constante de Avogadro e as massas atômicas (ou, alternativamente,
as massas molares), é possível calcular não apenas o número de átomos em uma amostra,
mas também o número de moléculas ou de íons, quando for o caso (substância molecular
ou susbtância iônica).
IMPORTANTE
Mol: corresponde a uma massa definida de determinada substância. Essa massa
é chamada massa molar.
Massa molar (M): a massa molar de uma substância corresponde a quantidade de
matéria, medida em gramas, contida em um mol desta substância.
Para fazer o cálculo da massa molar (M) é necessário:
→ Ter a fórmula da substância;
→ Ter a tabela periódica dos elementos para poder retirar a massa atômica.
H2 S O4
Massa atômica (g): é a massa 
de um mol de átomos
1g 32g 16g
M = 2g 32g 64g = 98g 
........g de H
........g de S
........g de O
1 mol de H2 S O4 tem ................ g 0,5 mol de H2 S O4 tem .........g
9,8g de H2 S O4 tem ............ Mol 4,9 g de H2 S O4 tem ..........mol
Exercícios:
Calcule a massa molar das seguintes substâncias:
Fe O2 CH4 CO2 SO3 Na2CO3
HNO3 NaHCO3 CaSO4 Ca3(PO4) 2 Mg(NO3) 2 Al2 (SO4) 3
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