Aula 1 - Grandezas Qu-micas

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Grandezas Químicas
Grandezas Químicas
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 do volumes 
das substâncias envolvidas nas reações químicas. Para tanto, precisamos conhecer 
grandezas e unidades de medidas específicas como: 
❑ Massa atômica
❑ Massa molecular
❑ Mol
❑ Massa molar
Medida da massa de um átomo
O átomo de carbono foi dividido em doze partes e a partir disso se fez o seguinte 
conceito:
“A massa de um átomo (massa atômica) é o número que indica quantas vezes esse 
átomo é mais pesado do que 1/12 avos do átomo de carbono”;
Este padrão é chamado de unidade de massa atômica
C12
6
6 prótons
6 nêutrons
6 elétrons
Z = 6
A = 12
Por exemplo, quando dizemos que a massa do átomo 23Na é igual a 23u, 
concluímos que:
A massa de um átomo de Na é 23 vezes maior que a massa de um doze avos do 
átomo de 12C.
Medida da massa de um átomo
Massa Atômica de um elemento (M.A)
Elemento químico é o conjunto de átomos de mesmo número atômico;
A massa atômica de um elemento químico é a massa média de seus átomos.
Massa média: a maioria dos elementos químicos apresentam-se na natureza sob a forma de 
dois ou mais isótopos diferentes;
Isótopos são átomos que possuem a mesma quantidade de prótons, mas diferenciam-se 
pelo número de massa (A) e propriedades físicas diferentes.
Representação geral
p= 92
n=142
p= 92
n=143
p= 92
n=146
Massas Atômica 
na tabela periódica 
 
A massa atômica como o 
número atômico dos 
elementos são apresentados 
na tabela periódica e podem 
ser consultados sempre que 
necessário.
Massas molecular de substâncias (MM)
Massa molecular de uma substância corresponde à massa da molécula expressa em 
unidade de massa atômica (u).
Numericamente, a massa molecular é igual à soma das massas atômicas 
(encontradas na Tabela Periódica) de todos os átomos constituintes da molécula.
Massa molecular = ෍ massas atômicas
Obs: Para os compostos iônicos formados por íons- 
fórmula, o termo correto é massa fórmula (MF), mas para 
facilitar generaliza-se o uso da expressão massa molecular 
para compostos iônicos.
Massas molecular de substâncias
Exemplo 1: Calcular a massa molecular da 
água (H2O):
Como a molécula de água é constituída por 
2 átomos de H e 1 átomo de oxigênio, tem-
se, somando as massas atômicas:
H = 1u x 2 = 2u
O= 16u = 16u
M = 18 u
A molécula da água tem massa molecular 
igual a 18 u.
Exemplo 2: Calcular a massa molecular do 
etanol (C2H6O):
2 átomos de C, 6 átomos de hidrogênio e 1 
átomo de oxigênio, somando as massas 
tem-se:
C= 12u x 2 = 24u
H= 1u x 6 = 6u
O= 16u
M = 46u
A molécula do etanol tem massa molecular 
igual a 46 u.
Quantidade de matéria 
Os químicos precisam de uma unidade de contagem que possa expressar um
grande número de átomos com números simples.
Sendo assim foi criada uma grandeza denominada quantidade de matéria, cuja 
unidade SI é o mol;
 
O mol é definido como sendo a quantidade de matéria de um sistema que contém 
tantas entidades elementares quantos são os átomos contidos em 0,012 kg de 
carbono-12 ( há um mol de átomos de carbono-12 em 0,012kg de carbono); 
MOL
Mol
Mas quantos átomos existem em 0,012kg de carbono-12?
Experimentalmente os químicos determinaram que a quantidade de átomos presentes 
em 0,012kg de carbono-12 contém 6,02 x 1023 átomos
Assim, 1 mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém 6,02x1023 
entidades elementares.
1 dúzia de bananas = 12 bananas
1 mol de bananas = 6,02 x 1023 bananas
O número 6,023 x 1023 é conhecido como constante de Avogadro.
Amadeo Avogadro
(1776 – 1856) 
1 mol = 602213673600000000000000
or 6,022 x 1023
thousands
millionsbillionstrillions
quadrillions
?
Mol (n) e Constante de Avogadro
Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro, ou 
simplesmente Avogadro, foi o criador de um 
princípio que determina o número de partículas 
em uma molécula de qualquer substância
Mol (n) e Constante de Avogadro
Dessa forma podemos concluir que:
Por exemplo:
➢ 1 mol de átomos = 6,023 x 1023 átomos
➢ 1 mol de moléculas = 6,023 x 1023 moléculas
➢ 1 mol de íons = 6,023 x 1023 íons
.
Um mol de qualquer espécie química contém 6,023 x 1023 
entidades elementares da referida espécie química.
Massa molar (M)
Massa molar de um elemento ou de uma molécula é a massa atômica ou massa
molecular em gramas de qualquer elemento
Por exemplo:
❑ massa atômica do Ca = 40 u
❑ massa molar do Ca = 40 g/mol
❑ massa molecular de H2O = 18 u
❑ massa molar de H2O = 18 g/mol
1mol de átomos de Ca = 6,02 x 1023 átomos = 40 g
1mol de moléculas de H2O = 6,02 x 1023 moléculas 
de H2O = 18 g
Conclusão
14
Elemento
Massa
Atômica
Massa
Molar
Número de 
átomos
H 1,008 u 1,008 g 6,022 x 1023
Mg 24,31 u 24,31 g 6,022 x 1023
Na 22,99 u 22,99 g 6,022 x 1023
Exercícios
1. Calcular as massas moleculares das espécies abaixo:
NaCl - BaBr2 - 
C12H22O11 - C6H12O6 -
Na2SO4 - H3PO4 – 
Al2(SO4)3 - Ca(NO3)2 – 
Exercícios
2. Calcular a quantidade em mol presente em 50 gramas de água. R: 2,78mol 
3. Calcular a massa presente em 0,15 mol de gás carbônico. R: 6,6g
Exercícios
4. Calcular a quantidade em mol presente em 1 quilogramas de glicose. R: 5,56 mol
5. Calcular a massa presente em 2,30 mol de cloreto de sódio. R: 134,55g
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