Massas Atômicas e Moleculares
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Massas Atômicas e Moleculares


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MASSA ATÔMICA, MOLECULAR, 
MOLAR , NÚMERO DE AVOGADRO 
E VOLUME MOLAR. 
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA
\ufffd Em 1961, na Conferência da União Internacional 
de Química Pura e Aplicada estabeleceu-se:
DEFINIÇÃO DE MASSA ATÔMICA
\ufffd É o número que indica quantas vezes a massa de 
um átomo de um determinado elemento é mais 
pesada que 1u, ou seja, 1/12 do átomo de 12C.
MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO 
QUÍMICO
Grande parte dos elementos químicos são 
formados por uma mistura de dois ou mais 
isótopos, ou seja, de átomos que apresentam 
o mesmo número atômico (Z), mas diversos 
números de massa (A).
EXEMPLO:
O oxigênio possui três isótopos estáveis:
- 16O \u2013 MA = 16u , equivale à 99,7% de todos 
os átomos de oxigênio do universo
- 17O \u2013 MA = 17u , são apenas 0,03% dos 
átomos de O
- 18O \u2013 MA = 18u , abundância de 0,2%
FAZENDO A MÉDIA PONDERADA:
MASSA MOLECULAR
A massa molecular (MM) é a soma das massas 
atômicas dos átomos que compõem 
uma molécula. Por exemplo, numa molécula de 
água (H2O) , teremos:
- H = 1u , como são dois hidrogênios = 2u
- O = 16u
- H2O = 2u + 16u = 18u
CONSTANTE DE AVOGADRO
A constante de Avogadro, ou antigamente
conhecida como número de Avogadro (em
homenagem a Amedeo Avogadro, é
uma constante física fundamental que
representa um mol de entidades elementares
(significando átomos, moléculas, íons,
elétrons, outras partículas, ou grupos
específicos de tais partículas).
Formalmente, a constante de Avogadro é
definida como o número de átomos
de carbono-12 em 12 gramas (0,012 kg)
de carbono-12, o que é aproximadamente igual
a 6,02 × 1023 .
Historicamente, o carbono-12 foi escolhido
como substância de referência porque
sua massa atômica podia ser medida de
maneira bastante precisa.
LEMBRANDO ( aulas anteriores):
\ufffd Molécula: pelo menos dois átomos.
\ufffd Substâncias simples: átomos iguais.
\ufffd Substâncias compostas: átomos diferentes.
\ufffd As moléculas podem ser divididas. Os átomos não 
podem ser divididos.
DEFINIÇÃO DE MOL (n)
\ufffd É a quantidade de matéria ( ou de substância) d
um sistema que contém tantas entidades
elementares, quantos forem os átomos de 12C
contidos em 0,012 kg (12 g) de Carbono-12.
RESUMINDO:
\ufffd Constante de Avogadro
\ufffd Logo: Mol é uma quantidade de
partículas quaisquer.
ENTÃO:
\ufffd 1 mol d átomos são átomos.
\ufffd 1 mol de moléculas são moléculas.
\ufffd 1 mol de íons são íons. 
FÓRMULA PARA CALCULAR O MOL
\ufffd n = quantidade de matéria em mol
\ufffd m = massa de uma substância em gramas
\ufffd M = massa molar em gramas/mol
MASSA MOLAR DE UM ELEMENTO
\ufffd A massa molar é a massa em gramas de um mol 
de entidades elementares \u2013 átomos, moléculas, íons, 
elétrons, outras partículas ou outros grupos 
específicos de tais partículas. É representada pela 
letra "M" e expressa na unidade g/mol.
A massa molar de um elemento químico ou de
uma substância é numericamente igual a massa
atômica desse elemento ou do total das massas
atômicas componentes da substância em unidades
de massa atômica. Desta forma, conhecendo-se a
massa atômica de um elemento (expressa em
unidades de massa atômica, u.m.a.) ou dos
elementos constituintes da substância, sabe-se
também a sua massa molar \u2013 expressa em g/mol.
RESUMINDO:
VOLUME MOLAR
\ufffd O volume ocupado por um gás é diretamente 
proporcional à sua quantidade de moléculas 
(número de mol), considerando as mesmas condições 
de temperatura e pressão.
\ufffd Volume molar = 22,4 L/mol
\ufffd Obs.: Esse valor é resultado de experimentos feitos 
em Condições Normais de Temperatura e Pressão.
CNTP - 1 atm \u2013 273 K 
VAMOS CANTAR? 
MACARENA DO MOL
\ufffd Em um mol de moléculas tem
6,0 vezes10 na 23 moléculas
e a massa em gramas dela é a
a massa molecular
E o volume das moléculas é
sendo gás nas CNTP
22,4 litros
só na *CNTP (2x)
\ufffd Em um mol de átomos tem
6,0 vezes10 na 23 átomos
e a massa em gramas deles é a
a massa atômica
E o volume dos átomos é
sendo gás nas CNTP
22,4 litros
só na *CNTP (2x)
EXERCICIOS...
1) Calcule as massas molares das substâncias abaixo:
a) K2O 
Primeiramente calcular a massa molecular do óxido de potássio.
K -> 2 x 39 = 78
O -> 1 x 16 = 16 +
94 u (unidades), a massa molar é 
matematicamente o mesmo valor, mas com unidade de medida 
diferente, g/mol.
Resposta: 94 g/mol ou 94 g.mol-1.
\u2022
b) Na2CO3 , separando os elementos químicos 
diferentes.
Na = 2 x 23 = 46
C = 1 x 12 = 12
O = 3 x 16 = 48 +
106 u
Massa molar do carbonato de sódio = 106 g/mol.
2) Determine a quantidade de matéria, em mols, presente em 100 g de monóxido de 
carbono (CO).
Inicialmente devemos calcular a massa molar do monóxido de carbono, a partir do 
cálculo da massa molecular.
C = 1 x 12 = 12
O = 1 x 16 = 16 +
28 u, conforme sabemos o valor da massa molar é 28 g/mol.
Através de uma regra de três simples:
1 mol de CO......................28 g
X.......................................100g
28 x = 100
X = 100/28
X = 3,57 mol
3) Calcule a quantidade de matéria, em mol, e o número de moléculas presentes 
em 30 g de água.
Calculando a massa molar da água.
H = 2 x 1 = 2
O = 1 x 16 = 16 +
18 u, então: 18 g/mol.
1 mol de água................18 g
X ....................................30g
18 x = 30
X = 30/18
X = 1,66 mol de água
Logo,
Se em 1 mol de moléculas de água temos, 6,02.1023 moléculas de 
água.
Em 18 g de água teremos 6,02.1023 moléculas de água. 
Resolvendo:
18 g .............................. 6,02.1023
30 g................................x
18. x = 30. 6,02.1023
X = 180,6. 1023/18
X = 10,0.1023 moléculas.
\ufffdAULA DADA! 
\ufffdAULA ESTUDADA!