Física 2 Uma Abordagem Estratégica Termodinamica, Optica Randall D. Knight (2009, Bookman)

Física 2 Uma Abordagem Estratégica Termodinamica, Optica Randall D. Knight (2009, Bookman)


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Por exemplo, 
experimentos cuidadosos com hidrogênio constataram que a razão de massa mc1H)/m('2C) 
é de 1,0078/12. Assim, a massa atômica do hidrogênio é m(1H) = 1,0078 u. 
O valor numérico da massa atômica do 1H é aproximadamente, mas não igual, ao seu 
número de massa atômica A = 1. A pequena diferença deve-se à massa do elétron e a 
vários efeitos relativísticos. Para nossos propósitos, bastará descartar essa pequena dife-
rença e usar os números inteiros de massa atômica como sendo os valores da massa 
atômica, ou seja, usaremos m(1H) = 1 u, mêHe) = 4 u e m('60 ) = 16 u. No caso de uma 
molécula, a massa molecular será a soma das massas atômicas dos átomos que a cons-
tituem. Sendo assim, a massa molecular da molécula diatômica 0 2, o principal compo-
nente do gás oxigênio, é m(02) = 32 u. 
NOTA ~ O número de massa atômica de um elemento não é o mesmo que seu núme-
ro· atômico. O número atômico, a posição do elemento 'na tabela periódica, é igual ao 
número de prótons contidos no núcleo. ~ 
A Tabela 16.2 mostra os números de massa atômica de alguns elementos que usa-
remos nos exemplos e ·nos exercícios. Uma tabela periódica completa dos elementos, 
incluindo suas massas atômicas, pode ser encontrada no Apêndice B. 
Mols e massa molar 
Uma maneira de especificar a quantidade de substância de um sistema macroscópico é 
fornecer sua massa. Outra forma, relacionada ao número de átomos, é medir a quantida-
Um quarto de 100 ro3 tem 10.000 bolas de tênis 
quicando. A concentração de bolas de tênis no 
quarto é NIV = 10,000/100 m) = 100 m-). 
·· .\u2022. 
·. 
· ..... 
·. 
Se ~xarninarmos somente uma metade\ 
do quarto, encontraremos lá 5000 bolas \ 
em 50 m1, do que resulia novamente l 
queN!V= 5000/SOm) = lOOm-1. / 
Em um décimo do quarto, enconaaremos 
1000 bolas em 10 m3, novamente resultando 
em NIV = 1000110 m1 = 100 m- 3. 
FIGURA 16.1 A concentração de um sistema 
homogêneo independe do seu volume. 
TABELA 16.2 Alguns números de massa 
atômica 
Elemento A 
IH Hidrogênio 
4He Hélio 4 
12c Carbono 12 
1\u2022N Nitrogênio 14 
160 Oxigênio 16 
'°Ne Neônio 20 
27 Al Alumínio 27 
40Ar Argônio 40 
207i>b Chumbo 207 
484 Física: Uma Abordagem Estratégica 
Um mol de hélio, enxofre, cobre e 
mercúrio. 
TABELA 16.3 Gases rnonoatórnicos e 
diatômicos 
Monoatômico Diatômico 
He Hélio H2 Hidrogênio 
Ne Neônio N1 Nitrogênio 
Ar Argônio 0 1 Oxigênio 
de de substância em mols. Por definição, um mol de matéria, seja ela sólida, líquida ou 
ga<;osa, é a quantidade de substância que contém um número de partículas básicas igual 
ao número de átomos existentes em 12 g de 12C. Após muitas década<> de experimentos 
engenhosos, determinou-se que há 6,02 X 102.l átomos em 12 g de 12C; logo, podemos 
dizer que 1 mo! de substância é fonnado por 6,02 X 1023 partículas básicas. 
A partícula básica depende da substância. O hélio é um gás monoatômico, o que . 
significa que a partícula básica é o átomo de hélio. Logo, 6,02 X 1023 átomos de hélio 
constituem 1 mol de hélio. Contudo, o gás oxigênio é um gás diatômico, pois a partícu-
la básica correspondente é a molécula diatômica 0 2, com dois átomos. Assim, l molde 
gás oxigênio contém 6,02 X 1023 moléculas de 0 2 e, portanto, 2 X 6,02 X 1023 átomos de 
oxigênio. A Tabela 16.3 lista os gases monoatômicos e diatômicos que usaremos em 
exemplos e exercícios. 
O número de partícula<> básicas por molde qualquer substância é chamado de núme-
ro de Avogadro, NA' O valor do número de Avogadro é 
NA= 6,02 x 1023 moC1 
O número de Avogadro, assim como a constante gravitacional G, é uma das constantes 
básicas da natureza. 
Apesar do nome, o número de Avogadro não é &quot;um número&quot; simplesmente; ele pos-
sui unidade. Uma vez que existem NA partículas em cada mol, o número de mols em uma 
substância que contém N partículas básicas é 
(16.3) 
onde n é o símbolo para o número de mols. 
O número de Avogadro nos permite determinar as massas atômicas em quilogramas. 
11 Sabendo que NA átomos de -e possuem uma massa total de 12 g, sabemos que a massa 
12 . de um átomo e deve ser 
m ( 12C) = 12 g = 1.993 X 10-23 o = 1 993 X 10- 26 kg 6,02 X lQZ3 . 0 ' 
Definimos a escala de massa atômica de forma que m(12C) = 12 u. Desta forma, o fator 
de conversão entre a unidade de massa atômica e o quilograma é 
m(12q 
1 u = - - - = 1 66 X 10-27 ko 12 ' o 
Tal fator de conversão nos permite calcular a massa em kg de qualquer átomo. Por exemplo, 
um átomo de 20Ne tem massa atômica m(2°Ne) = 20 u. Multiplicando por 1,66 X 10 27 kg/u, 
obtemos m(2°Ne) = 3,32 X I0-26 kg. Se a massa atômica for expressa em quilogramas, o 
número de átomos de um sistema de ma~a M poderá ser determinado a partir de 
M N =-
m 
( 16.4) 
A massa molar de uma substância é a massa de l mol daquela substância expressa 
em gramas. A massa molar, ~ue iremos denotar por Mmo1, tem por unidade o g/mol. Por 
definição, a massa molar de 1 C é 12 g/mol. Para outras substâncias. cujas massas atômi-
cas ou moleculares são dadas em relação a 12C, o valor numérico da massa molar é igual 
ao valor numérico da massa atômica ou molecular. Por exemplo, a massa molar de He, 
com m = 4 u, é Mmo/He) = 4 g/mol, e a do 0 2 diatômico é M ,,,01(02) = 32 g/mol. 
A Equação 16.4 usa a massa atômica para encontrar o número de átomos de um siste-
ma. Analogamente, podemos us.ar a massa molar para detenninar o número de mols. Para 
um sistema de massa M consistindo de átomos ou de moléculas com massa molar M0 >01, 
M (em gramas) 
n= (16.5) 
NOTA .,.. A Equação 16.5 é um dos poucos exemplos em que a unidade adequada é 
grama, em vez de quilograma . ..,. 
\u2022 
CAPÍTULO 16 \u2022 Uma Descrição Macroscópica da Matéria 485 
EXEMPLO 16.2 Mols de oxigênio M 0,100 kg 
N = - = - = 1 88 X 1024 Uma amostra de 100 g de gás oxigênio equivale a quantos mols de 
oxigênio? 
m 5,31 X 10- 26 kg ' 
RESOLUÇÀO Podemos fazer o cálculo de duas maneirns. Primeiro. va-
mos detenninar o número de moléculas contidas em 100 g de oxigê-
nio. A molécula 0 2 do oxigênio diacômico tem massa molecular m = 
32 u. Convertendo isso para kg. obtemos a massa de uma molécula: 
Sabendo o número de moléculas. podemos obter o número de mols: 
N 
n = - = 313mol NA \u2022 
1,66 X 10-27 kg 
Alternativamente, podemos usar a Equação 16.5 para obter 
m = 32 u X l u = 5,31 X 10-2~ kg M(cm gramas) 100 g 
n = Mmc1 32 g/mol = 
3
\u2022
13 mo! 
Logo, o número ?e moléculas em 100 g = O. 10 kg é 
PARE E PENSE 16.2 Que sistema contém mais átomos: 5 mols de hélio (A 5 4) ou l mo! de 
neônio (A 5 20)? 
a. Hélio. b. Neônio. c. Eles têm o mesmo número de átomos. 
16.3 Temperatura 
Todos estamos familiarizados com a idéia de temperatura. Você ouve esta palavra quase 
diariamente. Mas, afinal, a temperatura é exatamente a medida de quê? A massa é uma 
medida da quant!dade de substância de um sistema. A velocidade é uma medida da rapi-
dez com que um sistema se movimenta. Que propriedade física do sistema você determi-
na ao medir sua temperatura? 
Começaremos com a idéia de senso comum de que a temperatura seja uma medida 
do quão &quot;quente&quot; ou &quot;frio&quot; está um sistema. Essas são propriedades que podemos calcu-
lar sem a necessidade de uma teoria elaborada. Conforme desenvolvermos essas idéias, 
constataremos que a temperatura Testá relac· · ·a Térmica deu 
Definimos energia termica, no a ítulo 10 como sendo a energia ci 
vimentam em um gas . Quan o csuver ·'quente''. um siste a is energia 
~a o que quan o es ver· 10 . gtidarcmos a temperatura com mais atenção no 
Capítulo 18 e su0shtu1Temos essas noções vagas de quente e frio por uma relação precisa 
entre temperatura e energia térmica. 
Para começar, precisamos de uma maneira de medir a temperatura de um sistema. 
Isso é o que faz um termômetro. Um termômetro pode ser qualquer sistema macroscó-
pico que sofra uma alteração mensurável ao trocar energia