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Aula 06 Mol

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Química Geral
Mol
Massa atômica
Os cientistas do século XIX desenvolveram um equipamento denominado espectrômetro de massa que é capaz de comparar a massa de átomos, moléculas ou íons com uma unidade de massa atômica (u) que corresponde a um doze avos da massa do carbono de número de massa 12.
A unidade de massa atômica, cujo símbolo é u, é definida como sendo igual a 1/12 da massa de um átomo do isótopo 12C.
Átomo
Massa Atômica (u)
Massa Atômica Aproximada (u)
Berílio
9,012182
9
Alumínio
26,981538
27
Manganês
54,935080
55
Ítrio
88,905848
89
Massa atômica
Massa atômica – é a massa de um átomo. Por questão de conveniência ela costuma ser expressa em unidades de massa atômica (u)
Quando dizemos que um átomo de fósforo possui massa atômica igual a 31 significa que seus átomos tem massa 31 vezes maior que 1/12 da massa do 12C.
Massa atômica
Número de massa X Massa atômica
O número de massa é inteiro, maior que zero e não possuem unidade.
A = Z + N
A massa atômica é a massa de um átomo que geralmente não é inteiro e vem acompanhado da unidade, que por conveniência é u.
Exemplo: Cobalto, 27Co59 
Número de massa = 59
Massa atômica = 58,933200 u
Massa atômica
A massa atômica pode ser obtida através de um equipamento denominada espectrômetro de massas ou ainda pela regra de Dulong-Petit:
Onde:
M.A. = Massa atômica
c = Capacidade calorífica
Massa atômica e Massa molecular
Apenas 20 dos elementos que ocorrem naturalmente não possuem isótopos naturais, portanto a maior parte surgem com dois ou mais isótopos na natureza.
A massa atômica de um elemento químico é a massa média de seus átomos. Por conveniência, essa grandeza é geralmente expressa em unidades de massa atômica (u).
Exemplo: Cloro [17Cl35 (75,78%) ; 17Cl37 (24,22%)]
Exercite: Neônio [10Ne20 (90,48%); 10Ne21 (0,27%); 10Ne22(9,25%)]
Massa Molecular
Massa molecular de uma substância é o nome dado à massa de uma molécula dessa substância. Por conveniência, essa grandeza geralmente é expressa em unidades de massa atômica (u).
Exemplos: H2O; SO2
Exercite: CuNO3 FeCl2
Massa do íon é igual a massa de um átomo neutro, uma vez que a amassa do elétron é desprezível diante da massa de um átomo.
Exemplo: Na e Na+ ; Cl e Cl-
Massa fórmula é a massa de um aglomerado iônico, vistto que não são moléculas a massa é dada pela soma das massas dos cátion e do ânion que formam determinada substância.
Exercícios
Um elemento M apresenta os isótopos 79M e 81M. Sabendo que a massa atômica do elemento M é 79,9 u, determine os percentuais de cada isótopo do elemento M.
Consultando as massas atômicas na tabela periódica, quais das afirmações seguintes são corretas com relação a glicose (C6H12O6)
Uma molécula de glicose pesa 180 g.
Uma molécula de glicose pesa 180 u.
Uma molécula de glicose pesa 180 vezes mais que um átomo de 12C.
Uma molécula de glicose pesa 180 vezes mais que 1/12 do átomo de 12C.
Uma molécula de glicose pesa 15 vezes mais que um átomo de 12C.
Exercícios
Consulte a tabela periódica e determine a massa molecular do ácido fosfórico, H3PO4, e a massa fórmula do sulfato de alumínio, Al2(SO4)3, isto é a massa do conjunto de íons [Al3+]2 e [SO42-]3.
Calcule a massa molecular dos seguintes compostos:
Fe4[Fe(CN)6]3
Na2CO3 · 10 H2O
CO(NH2)2
Qual é o valor aproximado da massa atômica de um elemento químico de calor específico igual a 0,26 cal/g °C?
Relação entre u e g
A través de medidas experimentais cientistas descobriram que a unidade grama é:
1g = 6*1023
Quantidade de matéria (n) - é uma grandeza química que especifica o número de átomos em forma de pacotes contendo um determinado número de átomos. A unidade desta grandeza é o mol e o símbolo que o representa é o mol.
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 (12g) de carbono-12.
Mol
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 não ter mais a massa de um só átomo, molécula ou íon, mas sim 6*1023 átomos, moléculas ou íons, ou seja, a massa de um mol de átomos, moléculas ou íons.
Exemplo: H2O ; NH3
Exercícios
Determine o número de átomos presentes nas seguintes amostras:
 5,4 g de alumínio
197*10-2 g de ouro
9,2*102 g de sódio
Sabendo que a massa atômica do magnésio é igual a 24 u, determine a massa, expressa em gramas, de um único átomo de magnésio.
Quantos mols de hidrogênio há em 300 g de hidreto de alumínio (AlH3)?
a) 3		b) 6	c) 10	d) 15	e) 30
Número de Avogadro
A constante de Avogadro (NA) é o número de entidades por unidade de quantidade de matéria, o número de entidades em um mol.
(NA) = 6,02214 13 · 1023 mol-1
1 mol de moléculas contém 6,02214 13 · 1023 moléculas
1 mol de átomos contém 6,02214 13 · 1023 átomos
1 mol de íons contém 6,02214 13 · 1023 íons
1 mol de elétrons contém 6,02214 13 · 1023 elétrons
Massa Molar
Massa molar é a massa que contém 6,02 · 1023 entidades. Sua unidade é grama mol–1 g/mol.
Exemplo: Quantas moléculas existem em 88 g de dióxido de carbono (CO2)? (Massas atômicas: C = 12; O = 16; constante de Avogadro = 6,02 · 1023 )
Exercite: Determine o número de átomos de hidrogênio contidos em 100,0 g de álcool etílico (C2H6O).
Exercícios
O carbonato de sódio, Na2CO3, é um produto industrial muito importante e usado na manufatura do vidro. Quantos mols de Na2CO3 existem em 132 g de carbonato de sódio?
A quantos gramas correspondem 3 · 1024 átomos de alumínio?
Determine a massa em gramas de:
a) 0,15 mol de H2SO4 (MM = 98);
b) 2,0 mol de N2 (MM = 28);
c) 2 moléculas de N2 (MM = 28);
d) 7,2 · 1023 moléculas de H2O (MM = 18);
e) 6,0 · 1022 moléculas de NH3 (MM = 17).
Deve-se encontrar maior número de moléculas em 1 kg de:
a) N2 (nitrogênio) 		d) C6H6 (benzeno)
b) CH4 (metano) 			e) C6H12O6 (glicose)
c) H2O (água)

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