Grandezas Químicas: Massa Atômica, Massa Molecular e Constante de Avogadro

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AULA GRANDEZAS 
 QUÍMICAS 
 
 
 
 
Profª Camila Greff Passos 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
• QUESTÕES PROBLEMATIZADORAS: 
 
• Qual a diferença entre número de massa (A) e 
massa atômica (u)? 
 
• Qual a origem do valor 6,02.1023 da constante 
de Avogadro? 
 
• Quais são as relações estequiométricas 
utilizadas para as reações químicas? 
 
• Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley descobriu 
que o número de prótons no núcleo de um determinado 
átomo, era sempre o mesmo. 
 
• Moseley usou essa ideia para o número atômico (Z) de 
cada átomo. Quando os átomos foram ordenados por 
ordem crescente do seu número atômico, os problemas 
existentes na tabela de Mendeleev (pesos atômicos 
em 1869) desapareceram. 
 
• Devido ao trabalho de Moseley, a tabela periódica 
moderna está baseada no número atômico dos 
elementos químicos. A tabela atual é bastante 
diferente da de Mendeleev. 
 
• O número atômico sempre é crescente, a Massa 
Atômica não! 
• Ex.: 7º período 
 
 
 
 
 
• Ex.: Actinídeos 
 
 
 
 
• Em 1913 Soddy que trabalhou com Rutherford, 
percebeu que existem átomos que possuem as mesmas 
propriedades, mas pesos atômicos e estabilidades 
nucleares diferentes. A estes átomos chamou de 
isótopos que quer dizer “mesmo lugar”, ou seja, 
deveriam ocupar o mesmo lugar na Tabela de 
Mendeleev. 
 
• Para medir as massas dos átomos, em 1962, durante o 
Congresso Internacional de Química, os químicos 
escolheram como padrão o átomo de carbono-12 (12C). 
• A massa de 1 átomo de carbono-12 foi determinada por 
espectrometria de massas como sendo 1,99265.10-23g. 
 
• Logo, em 12g de carbono-12 teremos: 
 
 1 átomo - 1,99265.10-23g 
 X - 12 g 
 
 1 átomo - 1,99265.10-23g 
 X - 12g 
 
 1,99265.10-23g . X = 12g . 1 átomo 
 
 X = 12g . 1 átomo = 6,0221.1023 átomos 
 1,99265.10-23g (Constante de Avogadro) 
• O carbono-12 apresenta 6 prótons e 6 nêutrons. Como a 
massa de um próton é praticamente igual a massa de 
um nêutron, esse carbono é constituído por 12 
unidades, praticamente iguais em massa, que 
constituem sua massa total (lembre-se de que a massa 
dos elétrons é desprezível). 
 
• Por isso a unidade usada na medida das massas 
atômicas passou a ser a massa de 1/12 do átomo de 
carbono-12. Este padrão é chamado de unidade de 
massa atômica (u). 
 
Assim, a unidade de massa atômica (u) representa a 
massa de um próton ou de um nêutron: 
1u = 1/12 do carbono-12 
• Na Tabela Periódica encontramos a Massa Atômica (u) e 
não o número de massa (A). 
 
• Massa Atômica é a massa de um átomo expressa em u. 
Ela indica quantas vezes a massa do átomo é maior que 
1/12 da massa do carbono 12. 
 
• A Massa Atômica dos elementos expressa na TP é a 
média aritmética ponderada das massas atômicas dos 
diferentes isótopos de um elemento químico. 
• Exemplo: o elemento químico cloro é formado pelos 
isótopos: Cl35 (com 75% de abundância) e Cl37 = (com 
25% de abundância): 
 
 Massa Atômica do elemento Cl = 
 
 [(35 x 75) + (37 x 25)] = 35,5 u 
 100 
 
• Massa Molecular: corresponde à soma das massas 
atômicas em u dos átomos que compõem a molécula. 
• Numericamente, a Massa Molecular é igual a soma das 
massas atômicas (encontradas na Tabela Periódica) de 
todos os átomos constituintes da molécula. 
 
• Ex. Massa Atômica H = 1 u e O = 16 u 
 
• Logo, a Massa Molecular da H2O = (2x1u) + 16u = 18u 
 
• CuSO4.5H2O = [63,5u + 32u + (4x16u) + (5.18u)] = 
249,5u 
 
• IMPORTANTE: no caso de substâncias iônicas, o termo 
massa molecular deve ser substituído por fórmula-massa 
(ou massa-fórmula). Entretanto, na prática costuma-se 
usar a expressão massa molecular também nesses 
casos. 
 
Mol e Constante de Avogadro 
 
Observe a massa atômica dos seguintes elementos 
químicos: 
 
 He = 4u  massa de 1 átomo de hélio 
 
 C = 12u  massa de 1 átomo de carbono 
 
 Ca = 40u  massa de 1 átomo de cálcio 
 
Para considerarmos os mesmos valores de Massa 
Atômica ou Molecular, mas em uma grandeza 
macroscópica, teremos que usar a constante de 
Avogadro para fazer a conversão de u para g. 
 
Experimentalmente os químicos determinaram que a 
quantidade de átomos presentes nos três casos é 
exatamente a mesma: 
 
 4g de He contém 6,02 x 1023 átomos de He 
 
 12g de C contém 6,02 x 1023 átomos de C 
 
 40g de Ca contém 6,02 x 1023 átomos de Ca 
 
Assim como 12 unidades é a referência para a 
determinação das Massas Atômicas, a quantidade 
6,02x1023 unidades é considerada 1 mol. 
 
Dessa forma podemos concluir que: 
 
Um mol de qualquer espécie química = 6,02x1023 (íons, 
moléculas, átomos). Logo, 1 mol é a forma de representar 
a massa de 6,02x1023 entidades elementares 
 
Por exemplo: 
 
 1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos 
 
 1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas 
 
 1 mol de íons = 6,02 x 1023 íons 
 
O número 6,02x1023 mol-1 é conhecido como constante de 
Avogadro. 
 
Massa Molar 
 
 
Massa molar é a massa contida em 1 mol (que contém 
6,02 x 1023 unidades) de qualquer espécie química. A 
unidade mais usada para a massa molar é g/mol, 
g.mol1- ou g mol1- 
 
Massa molar de um elemento é a massa de um mol 
de átomos, ou seja, 6,02 x 1023 átomos desse elemento. 
É numericamente igual a sua massa atômica. 
 
Por exemplo: 
 
 massa atômica do Ca = 40u 
 
 massa molar do Ca = 40g/mol 
 
Conclusão: 
 
1mol de átomos de Ca = 6,02 x 1023 átomos = 40g 
 
Massa molar de uma substância é a massa de 1 mol de 
entidades representadas pela fórmula da substância. A massa 
molar de uma substância é numericamente igual a sua massa 
molecular (ou fórmula-massa, no caso de substância iônica). 
 
Exemplo 1: 
 
 massa molecular de H2O = 18u 
 
 massa molar de H2O = 18g/mol 
 
Conclusão: 
 
1mol de moléculas de H2O = 6,02 x 10
23 moléculas = 18g 
 
Exemplo 2: 
 
 fórmula-massa de NaCl (Na+Cl –) = 58,5u 
 
 massa molar do NaCl (Na+Cl –) = 58,5g/mol 
 
Conclusão: 
 
1mol de entidades de NaCl (Na+Cl –) = 6,02 x 1023 
entidades de NaCl (Na+Cl –) = 58,5g 
 
Assim, podemos considerar a seguinte relação 
estequiométrica: 
 
1mol = 6,02 x 1023 entidades = Massa Molar (g/mol) 
CNTP: Condições Normais de Temperatura e 
Pressão: T= 0°C ou 273K e P = 1 bar ~ 1atm 
 
Condições Padrão de Temperatura e Pressão: 
T= 25°C ou 298K e P = 1 bar ~ 1atm