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Conteúdo: QUÍMICA GERAL ORGÂNICA Andressa Christiane Habekost Weber Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro Objetivos de aprendizagem Ao final deste texto, você deve apresentar os seguintes aprendizados: � Definir massa atômica. � Identificar número de Avogadro. � Reconhecer a massa molar. Introdução A massa de um corpo pode ser determinada pela comparação com uma massa padrão conveniente. Para determinar, por exemplo, a massa do corpo de uma pessoa, normalmente se utiliza como padrão o quilograma (kg). Se a balança indicar 80 kg, isso quer dizer que a massa dessa pessoa é 80 vezes maior que o padrão escolhido: 1 kg. Por esse motivo é importante escolher um padrão conveniente para a medida que se quer efetuar. Seria inconveniente, por exemplo, utilizar o quilograma como padrão para determinar a massa de uma formiga, pois, nesse caso, o adequado seria a medida de miligrama (mg). Assim como nas atividades do dia a dia, a medida de massa também é muito importante nas atividades em laboratório, como nas indústrias. Essa atividade é utilizada para saber antecipadamente as quantidades de reagentes que devemos usar para obter a quantidade desejada de pro- dutos. A previsão das quantidades só é possível por meio de cálculos das massas e dos volumes das substâncias envolvidas nas reações químicas. Muitas vezes é necessário determinar também o número de átomos ou de moléculas das substâncias que reagem ou são produzidas. Para isso, um primeiro passo é conhecer a massa dos átomos. Como átomos e moléculas são entidades muito pequenas para serem quantificadas em massa isoladamente utilizando uma balança, foi estabelecido um padrão para comparar sua massa. Neste capítulo, você conhecerá os padrões de massa utilizados no estudo da matéria, bem como suas relações. Você acompanhará o de- senvolvimento dos conceitos de massa atômica, número de Avogadro e massa molecular. Massa atômica A massa de objetos macroscópicos é uma grandeza que pode ser medida com o auxílio de uma balança. O resultado da medida pode ser expresso em uma unidade conveniente, tal como miligrama (mg), grama (g), o quilograma (kg) ou a tonelada (t). Essas unidades de medida representam uma relação entre si: 1 kg = 10³ g 1 mg = 10–3 g 1 t = 10³ kg Quando você expressa a massa de um corpo, ou objeto, algumas medidas são mais convenientes que outras. Assim, por exemplo, não é muito sensato expressar a massa de um caminhão em miligramas, a massa de uma pessoa em toneladas ou a massa de um grão de areia em quilogramas. Para expressar a massa dos átomos, entidades muitíssimo menores que o grão de areia, os cientistas escolheram uma unidade mais adequada que o grama ou que seus múltiplos e submúltiplos: a unidade de massa atômica (u) (ATKINS; JONES, 2018). Átomos são pequenos demais para serem manipulados individualmente e, portanto, para ter sua massa determinada em balanças comuns. No final do século XIX, os cientistas começaram a desenvolver um aparelho denominado espectrômetro de massas, que permite a comparação da massa de átomos (e também de íons e de moléculas) com unidade previamente estabelecida. As unidades utilizadas no dia a dia para realizar medições não são as mais adequadas para a massa de átomos, pois são unidades grandes demais para expressar tais grandezas. Os cientistas escolheram um dos isótopos do elemento químico carbono e atribuíram a ele o valor 12 (exato) para comparar a massa dos átomos. Como podemos constatar, foi escolhido algo inerente ao universo macroscópico, algo da mesma ordem de grandeza da massa dos áto- mos. Por uma simples questão de conveniência, que tem a ver com o complexo Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro2 funcionamento dos espectrômetros de massa, se escolheu como unidade de massa atômica (u) um doze avos da massa do isótopo do carbono número de massa 12, isto é, da massa do ¹²C. Essa unidade de medida para a massa de átomos é denominada unidade de massa atômica. A unidade de massa atômica é definida como sendo igual a da massa de um átomo do isótopo ¹²C (CHANG; GOLDSBY, 2013). Você sabe que os átomos de um elemento químico apresentam o mesmo número atômico, isto é, mesmo número de prótons. Entretanto, alguns elemen- tos químicos existem na natureza sob forma de mais um isótopo, sendo que os isótopos de um elemento químico têm o mesmo número de prótons (pois são do mesmo elemento), mas diferentes números de nêutrons, o que acarreta diferentes números de massa. De todos os elementos químicos conhecidos, apenas 20 existem na natureza sob a forma de um único tipo de átomo, ou seja, esses 20 elementos apresentam dois ou mais isótopos naturais. Dentre eles estão o flúor, o sódio, o alumínio, o fósforo, o manganês, o cobalto, o iodo e o ouro. Em um espectrômetro de massa, pode-se determinar experimental- mente a massa dos átomos desses elementos e ainda de outros elementos que têm isótopos (ATKINS; JONES, 2018). Os resultados das medidas de alguns elementos são mostrados no Quadro 1. Fonte: Adaptado de Lide (2003). Átomo Massa atômica (u) Flúor 18,998403 Sódio 22,989769 Alumínio 26,981538 Fósforo 30,973762 Manganês 54,938050 Cobalto 58,933200 Iodo 126,904468 Ouro 196,966552 Quadro 1. Massa atômica de elementos químicos que são encontrados na natureza 3Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro O fato de a massa de um átomo de flúor ser 19 u significa que seus átomos têm massa 19 vezes maior que da massa de um átomo de ¹²C. Analogamente, um átomo de sódio tem massa 23 vezes maior que da massa de um átomo de ¹²C, e assim por diante. Portanto, a massa atômica é a massa de um átomo. Por conveniência, ela costuma ser expressa em unidade de massa atômica (CHANG; GOLDSBY, 2013). É importante, contudo, não confundir o conceito de número de massa com o de massa do átomo. O número de massa não tem unidade, pois se trata da soma dos números de prótons e de nêutrons presentes em determinado átomo. A massa do próton é definida experimentalmente, constituindo uma propriedade física de determinado corpo. Entretanto, você deve estar se perguntando se há alguma diferença no tratamento dos elementos que existem na natureza sob forma de dois ou mais isótopos dos que não têm. Vamos à resposta para essa pergunta. Os elementos químicos que apresentam apenas um isótopo natural têm a massa atômica igual ao seu único isótopo natural. Por exemplo, o ouro tem massa atômica de 197. Esse número é o arredondamento do valor experimental de 196,966552 u. Os isótopos de um mesmo elemento apresentam comporta- mento químico semelhante, o qual depende unicamente do número atômico. Cada substância é formada por elementos que contam com certa composição de isótopos. Como os isótopos têm reatividades muito semelhantes, ou a maioria apresenta reatividade muito próxima ou equivalente, a composição isotópica geralmente se mantém em diversos materiais. Desse modo, quando se avalia a massa atômica de determinado elemento químico, considera-se a média ponderada da massa de cada isótopo natural proporcionalmente à sua abundância (BRADY; RUSSEL; HOLUM, 2002). Veja um exemplo: a massa atômica do boro (18 u) é dada pela média da ocorrência de seus isótopos na natureza, em que temos aproximadamente 20% de 10B e 80% de ¹¹B. Matematicamente temos o seguinte raciocínio: Massa atômica = (0,2 × 10) + (0,8 × 11) = 10,8 u ou Massa atômica = = 10,8 u Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro4 Você pode observar que, conhecendo a massa atômica, é possível deter- minar a abundância relativa de alguns isótopos. É o que mostra o exemplo a seguir. Logo após, veja mais um exemplo da determinação da massa atômica do neônio a partir de seus isótopos. Determine a abundância relativa de cada isótopo (porcentagem isotópica) do ele- mento gálio, cuja massa atômica é de 69,7 u. Os isótopos naturais desse elemento são, respectivamente, 69Gae 71Ga. Solução: 69x + 71y = 69,7 u (x e y correspondem as abundâncias relativas). x + y = 100 (a soma correspondente a 100%); logo, x = 100 – y. Resolvendo o sistema, encontramos: Assim, x = 65% de 69Ga e y = 35% de 71Ga. Determine a massa atômica do neônio a partir dos isótopos 20Ne, 21Ne e ²²Ne. Suas massas atômicas são 20,00; 21,00 e 22,00 u, respectivamente, e sua abundancia é: isótopos 20Ne = 90,92%, 21Ne = 0,26 e ²²Ne = 8,82%. 5Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro Solução: Como o elemento químico neônio (Ne) é constituído de três isótopos, sua massa atômica é determinada calculando-se a média ponderada das massas atômicas dos seus isótopos. Assim, temos: Como a massa atômica dos elementos químicos é um valor que já foi descoberto cientificamente, ele pode ser consultado na tabela periódica. A Figura 1 mostra a localização deste para alguns elementos químicos. Figura 1. Na tabela periódica, você encontra o número atômico e a massa atômica dos elementos. Fonte: Adaptado de Chang e Goldsby (2013) e Paul Stringer/Shutterstock.com. 6 7 8 C Carbono 12.011 N Nitrogênio 14.007 O Oxigênio 15.999 Número atômico do elemento Massa atômica do elemento (u) Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro6 Massa molecular As moléculas são formadas por átomos unidos por meio de ligações covalentes. Dessa maneira, a massa da molécula é numericamente igual à soma das massas dos átomos que a constituem. Veja o exemplo da molécula de água e do ciclopentano. Massas atômicas: H = 1 u; O = 16 u; C = 12 u Utilize a tabela periódica para consultar os valores de massas atômicas. Número de Avogadro e mol Boa parte das explicações para fenômenos químicos envolvem conhecer o número das entidades microscópicas (nível atômico) participantes, tais como átomos, moléculas, íons e fórmulas unitárias. Nem sempre a massa é a grandeza que nos informa de modo direto o número de entidades microscópicas presen- tes em uma amostra (BRADY; RUSSEL; HOLUM, 2002). Preste atenção no exemplo a seguir: duas amostras, ambas de massa 414 g dos líquidos incolores água e álcool comum (C2H6O), representadas na Figura 2. 7Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro Figura 2. Diferença entre volumes de substâncias de mesma massa. Fonte: Adaptado de Brady, Russel e Holum (2002) e Fedorov Ivan Sergeevich/Shutterstock.com. 414.0 414.0 Água Álcool Como a densidade da água é 1,0 g/cm³ e a do álcool é 0,8g/cm³, o volume da amostra de água é menor. O fato de essas amostras terem a mesma massa não garante que o número de entidades (neste caso, moléculas) em ambas seja o mesmo. Cálculos mostram que no caso da água existem 13,8 · 1024 moléculas no interior do frasco, enquanto no caso do álcool existem 5,4 · 1024 moléculas. Em geral, a uma mesma massa de cada uma das diferentes substâncias estão associados números distintos de entidades que compõem essas diferentes substâncias. Isso porque cada uma dessas entidades (átomos, moléculas, íons, fórmulas unitárias, entre outras) tem massas distintas (BETTELHEIM et al., 2012). Neste momento, você deve estar se perguntando por que é tão importante em química conhecer o número de entidades presentes em uma amostra. Se faz importante porque permite comparar amostras, interpretar fenômenos e fazer previsões acerca de fenômenos. Qualquer amostra de uma substância contém um número extremamente grande de entidades da qual a substância é feita. Essa amostra está associada a uma determinada massa, expressa em gramas. Torna-se então necessário um fator de conversão que relacione unidade de massa atômica (medida de Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro8 massa para entidades individuais → micro) com o grama (medida de massa para um grande número de entidades → macro). O número 6,022 · 10²³ (obtido experimentalmente por meio de numerosos experimentos com gases, cristais e processos de galvanoplastia) é o fator de conversão entre o grama, que corresponde ao nível macroscópico, e a unidade de massa atômica, que corresponde ao nível microscópico (CHANG; GOLDSBY, 2013). Assim, podemos dizer que: 1 g = 6,022 · 10²³ u Esse número foi descoberto por Lorenzo R. A. C. Avogadro e foi denomi- nado número de Avogadro (constante de Avogadro) em homenagem ao cientista. Ele foi o primeiro a conceber a ideia de que uma amostra de um elemento, com massa em gramas numericamente igual a sua massa atômica, apresenta sempre o mesmo número de átomos (ATKINS; JONES, 2018). Generalizando, temos que, em uma massa em gramas numericamente igual à massa atômica, para qualquer elemento, existem 6,022 · 10²³ átomos. Generalizando para substâncias moleculares, temos que: Em uma massa em gramas numericamente igual à massa molecular, para qualquer substância molecular existem 6,022 · 10²³ moléculas. Veja os exemplos: Dentre as grandezas mencionadas, a química tem particular interesse na grandeza quantidade de matéria. O Quadro 2 mostra as sete Unidades de Base do Sistema Internacional de Medidas (SI). 9Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro Fonte: Adaptado de Chang e Goldsby (2013). Grandeza Unidade Símbolo Comprimento Metro m Massa Quilograma kg Tempo Segundo s Corrente elétrica Ampère A Temperatura Kelvin K Intensidade luminosa Candela Cd Quantidade de matéria Mol mol Quadro 2. Unidades de Base do Sistema Internacional de Medidas (SI) A maioria dessas unidades de medida já são familiares a você. Entretanto, perceba que a grandeza de quantidade de matéria, ou seja, o mol, não é utili- zada no dia a dia, a não ser que você seja químico. O mol é definido como a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas unidades elementares quanto forem os átomos contidos em 0,012 kg (12 g) de carbono-12. Como em 12 g de ¹²C existem 6,022 · 10²³ u, podemos generalizar que mol é a quantidade de matéria que contém 6,022 · 10²³ u (KOTZ et al., 2016). Assim: 1 mol = 6, 022 · 10²³ u Essa relação vale para átomos, moléculas, íons e outros, ou seja, quantidades de mols contêm um número idêntico de unidades, sejam elas átomos, moléculas, íons, etc. Essa ideia tão simples constitui o cerne de toda a estequiometria e é a base de todo raciocínio quantitativo em química. 1 mol de átomos = 6, 022 · 10²³ átomos 1 mol de moléculas = 6, 022 · 10²³ moléculas 1 mol de íons = 6, 022 · 10²³ íons Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro10 Sempre que nos referimos a mol, devemos indicar ao que de mols se quer referir. Quando se diz “um mol de oxigênio”, por exemplo, temos uma ambi- guidade, pois pode se interpretar como um mol de átomos de oxigênio ou de moléculas de oxigênio. Para evitar essa confusão, costuma-se associar a fór- mula química com a unidade mol. Assim não há ambiguidade de escrevermos 1 mol O2 para representar um mol de moléculas de oxigênio. A definição SI do mol diz que a massa de exatamente 1 mol de carbono-12 é exatamente 12 g. O carbono natural, no entanto, não é carbono-12 puro, mas uma mistura de isótopos com 98,90% de ¹²C e 1,10 de ¹³C. A massa atômica média na mistura é 12,011 u, que é a massa atômica do carbono apresentada nas tabelas periódicas. A massa de um número de Avogadro desta massa atômica média será assim 12,011 g. Em outras palavras, para o carbono natural, 1 mol de C equivale a 12,011 g de C. Vale a pena enfatizar a generalização desse raciocínio para todos os elementos da tabela periódica (CHANG; GOLDSBY, 2013). Assim, um mol de qualquer elemento tem a massa em gramas nume- ricamente igual à massa atômica do elemento. Como o conhecimento da massa atômica de um elemento nos permite determinar a massa de um mol dessa mesma substância, ficamos com um procedimento conveniente para obter, em laboratório, qualquer quantidade desejada de mols de um elemento. O instrumento necessário é, nesse caso, uma balança. Suponha você, por exemplo, que necessite de 1 mol de átomos demagnésio (Mg) para realizar um experimento. A massa atômica do magnésio é 24,305 u. Logo, a massa de um mol de Mg é 24, 305 g. Da mesma forma você pode obter, consultando na tabela periódica as massas atômicas, a massa de 1 mol de enxofre (S), que é 32,066 g. O conceito de mol é fundamental na química quantitativa. É essencial para que possamos converter mols para massa e massa para mols. A análise dimensional mostra que isso pode ser feito da seguinte forma: Acompanhe a seguir alguns exemplos de conversões, utilizando o número de Avogadro e mol. 11Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro Qual massa em gramas é representada por 0,35 mol de alumínio (Al)? Solução: Usando a massa atômica de alumínio, em que u equivale a g, você pode determinar que 0,35 mol de Al tem uma massa de 9,5 g. Não esqueça que um mol de qualquer elemento tem a massa em gramas numericamente igual à massa atômica do elemento. Além da aplicação da fórmula, pode-se resolver este problema por uma regra de três simples. Teríamos: 27,0 g de Al ― 1 mol de Al x g de Al ― 0,35 mol de Al x = 9,5 g de Al Se você medir a massa de 16,5 g de carbono, qual é a quantidade em mol presente nessa amostra? Solução: Na massa de 16,5 g de C teremos a quantidade de 1,37 mol de C. Aplicando a regra de três, temos: 12,01 g de C ― 1mol de C 16,5 g de C ― x mols de C x = 1,37 mols de C Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro12 Considere dois elementos da mesma coluna vertical da tabela periódica: chumbo e estanho. Responda: a) Qual massa do chumbo, em gramas, é equivalente a 2,50 mols de chumbo (Pb, número atômico = 82)? b) Que quantidade de matéria de estanho (Sn), em mols, é representada por 36,6 g de Sn? Quantos átomos de estanho há na amostra? Solução: Você sabe a quantidade de chumbo e a massa do estanho. Você também conhece, a partir da tabela periódica, as massas atômicas do chumbo (207,2 u) e do estanho (118,7 u). Os valores de massa atômica podem ser convertidos em gramas, que correspondem à massa de 1 mol de cada substância, assim temos 207,2 g de Pb e 118,7 g de Sn. Para responder o segundo problema (b), vamos necessitar do número de Avogadro (6,022 · 10²³ átomos). Mais uma vez não esqueça que um mol de qualquer elemento tem a massa em gramas numericamente igual à massa atômica do elemento. a) Converta a quantidade de chumbo em mols para massa em gramas. Assim, 2,5 mols de Pb são equivalentes a 518 g de Pb. b) Converta a massa de estanho em mols. Para isso também podemos utilizar uma regra de três simples. Assim, 36,6 mols de Sn são equivalentes a 0,308 mols de Sn. Para resolver a segunda questão, utilize o número de Avogadro para encontrar o número de átomos na amostra em mais uma regra de três. Assim, na amostra de 0,308 mols há a quantidade de 1,86 · 10²³ átomos. 13Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro Massa molar A massa molar de qualquer substância (a massa de um mol da substância) é a massa molecular da substância expressa em gramas (BETTELHEIM et al., 2012). Veja um exemplo para compreender melhor esse conceito. A massa molecular da glicose, tem possui a fórmula molecular C6H12O6, é 180 u, portanto, 180 g de glicose equivalem a 1 mol de glicose. Do mesmo modo, a massa molecular da ureia, (NH2)2CO, é 60,0 u e, portanto, um mol de ureia equivale a 60,0 g de ureia. Para átomos, um mol é a massa atômica expressa em gramas; 12 g de carbono (C) equivalem a um mol de átomos de carbono, 32,1 g de enxofre (S) equivalem a 1 mol de átomos de enxofre, e assim por diante. Como você pode perceber, o importante é que, para falar sobre a massa de um mol, precisamos conhecer a fórmula química da substância que estamos considerando. A forma mais usual de expressar a relação entre gramas e mol de uma substância é g/mol (KOTZ et al., 2016). Isso quer dizer que determinada quantidade em gramas está presente em um mol, como já visto nos exemplos anteriores. Como a massa molar de determinada entidade química é a massa de um mol de unidades dessa entidade química, ela pode se referir a moléculas, átomos, íons, entre outros. Analise os exemplos: � Para elemento químico – é a massa de um mol de átomos desse elemento. Massa molar do oxigênio (O) = 16 g/mol � Para substância molecular – é a massa de um mol de moléculas dessa substância. Massa molar da água (H2O) = 18 g/mol Massa molar amônia (NH3) = 17 g/mol � Para íons – é a massa de um mol desse íon. Massa molar do íon sódio (Na+) = 23 g/mol � Para substância iônica – é a massa de um mol de fórmulas, ou seja, o conjunto de íons que compõem a fórmula usada para representar a substância. Massa molecular do cloreto de sódio (NaCl) [Na+] [Cl-] = 58,5 g/mol Massa molecular do fluoreto de cálcio (CaF2) [Ca +] [F-]2 = 78,1 g/mol � Para substâncias metálicas – é a massa de um mol de átomos do elemento metálico na forma de substância. Massa molar do Alumínio (Al) = 27 g/mol Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro14 Dessa forma, a expressão correta para se referir à massa de uma porção de substância cuja quantidade de matéria é um mol é a massa molar. Como vimos, na tabela periódica encontram-se os valores de massas atô- micas dos elementos. Para converter esses valores na respectiva massa molar, basta substituir u (1 entidade) por g/mol (1 mol de entidades). A Figura 3 mostra como é possível realizar essa conversão. Figura 3. Massas atômicas e massas moleculares usando a tabela periódica. Fonte: Adaptado de Bettelheim et al. (2012) e attaphong/Shutterstock.com. 2 He Hélio 4.003 82 Pb Chumbo 207.2 19 K Potássio 39.098 Massa atômica (Pb) = ↓ Massa molar (Pb) = 207,2 g/mol Massa atômica (He) = ↓ Massa molar (He) = 4,003 g/mol Massa atômica (k) = ↓ Massa molar (k) = 39,098 g/mol A partir de uma amostra que representa determinada massa de um elemento químico ou substância química e conhecendo sua massa molar, podemos de- terminar quantos mols e quantas entidades químicas constituem essa amostra. Acompanhe o exemplo a seguir. Considere uma amostra igual à massa (m) em gramas de uma espécie química cuja massa molar seja igual à massa molar (M) (g/mol). Com esses dados, pode-se determinar o número de mol (n) que constitui essa espécie química, utilizando a seguinte relação matemática: 15Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro Resumindo: Os exemplos a seguir ilustram algumas das inúmeras possibilidades de cálculos viabilizados pelos conhecimentos das grandezas estudadas neste capítulo. O acetileno, C2H2, é um gás usado como combustível em maçaricos para soldar metal. Um mecânico comprou um bujão de acetileno, no qual há 13 kg dessa substância. Responda: a) Qual é a massa molar do acetileno? b) Quantas moléculas do gás o mecânico comprou? Solução: a) Consultando a tabela periódica, você encontra a massa atômica do carbono, que é 12 u, e do hidrogênio, que é 1 u. Assim, a massa molecular do C2H2 é 26 u, o que implica uma massa molar de 26 g em 1 mol, ou seja, 26 g/mol. b) Em 26 g de C2H2 (1 mol) há 6,022 · 10²³ moléculas. Assim, com a aplicação de uma regra de três, temos: Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro16 Temos 27,5 g de fluoreto de sódio, NaF, que é a forma de íons fluoreto mais usada em pastas e géis dentais. Como converter essa quantidade de NaF em mols? Solução: Massa do NaF = 23,0 (Na) + 19,0 (F) = 42 u. Assim, cada mol de NaF tem massa de 42,0 g, o que nos permite usar o fator de conversão 1 mol NaF = 42,0 g de NaF. Assim, teremos: Quantos mols de átomos de nitrogênio e oxigênio há em 21,4 mols do explosivo trinitrotolueno (TNT), que tem a fórmula química C7H5N3O6? Solução: A fórmula molecular C7H5N3O6 nos diz que cada molécula de TNT contém três átomos de nitrogênio e seis átomos de oxigênio. Também nos diz que cada mol de TNT contém três mols de átomos de N e seis mols de átomos de O. Portanto, temosos seguintes fatores de conversão: 1 mol de TNT = 3 mols de átomos de N e 1 mol de TNT = 6 mols de O. Vamos à solução do problema. O número de mols de átomos de N em 21,4 mols de TNT é: O número de mols de átomos de O em 21,4 mols de TNT é: Observe que a resposta é com três algarismos significativos porque o número de mols é para três algarismos significativos. A proporção de mols de átomos de O para mols de TNT é um número exato. 17Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro Um estudante fez as preparações necessárias para uma experiência que utilizará como matéria-prima 0,115 mol de fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2. Quantos gramas de Ca3(PO4)2 ele mediu? Solução: O problema pode ser expresso alternativamente como: 0,115 mol Ca3(PO4)2 ↔ ? g Ca3(PO4)2 Você precisa utilizar aqui a razão de mols para gramas implicada pela fórmula química do Ca3(PO4)2, cujo valor é 310,18 g, logo: 1 mol de Ca3(PO4)2 ↔ 310,18 g de Ca3(PO4)2 Multiplicamos o valor dado 0,115 mol de Ca3(PO4)2 pela razão g/mols obtida pela fórmula química de Ca3(PO4)2. Assim, temos: Ou seja: 0,115 mol Ca3(PO4)2 ↔ 35,7 g Ca3(PO4)2 O estudante vai necessitar de um pouco mais de um décimo de 310 g. Você tem 16,5 g de ácido oxálico, H2C2O4. a) Qual quantidade de matéria em mol é representada por 16,5 g de ácido oxálico? b) Quantas moléculas de ácido oxálico estão em 16,5 g de ácido? c) Quantos átomos de carbono estão em 16,5 g de ácido oxálico? Solução: Você sabe a massa e a fórmula do ácido oxálico. A massa molar do composto pode ser calculada com base na fórmula. Para resolver o problema, utilize as seguintes informações. Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro18 � A massa molar de um composto é a soma dos átomos constituintes. � Parte (a): use a massa molar para converter massa para quantidade de matéria em mol. � Parte (b): utilize o número de Avogadro para calcular o número de moléculas em 16,5 g. � Parte (c): a partir da fórmula você sabe que há dois átomos de carbono em cada molécula. Vamos à solução do problema. a) Mols representados por 16,5 g. Calculemos primeiro a massa molar do ácido oxálico: Massa molecular do H2C2O4 = 90,04 g/mol. Agora calculemos a quantidade de matéria em mols. A massa molar é utilizada em todas as conversões de massa para mols. Assim, temos: b) Número de moléculas. Utilize o número de Avogadro para encontrar o número de moléculas do ácido oxálico em 0,183 mol de ácido. c) Número de átomos de carbono. Uma vez que cada molécula contém dois átomos de carbono, o número de átomos de carbono em 16,5 g do ácido é: Uma forma de analisar se sua resposta está correta é analisando a massa do ácido oxálico e comparando-o com a sua massa molecular. Como a massa do ácido oxálico é de 16,5 g, muito menor que a massa de um mol, certifique-se de que sua resposta reflete isso. O número de moléculas do ácido deve ser muito menor que um mol de moléculas. 19Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. BETTELHEIM, F. A. et al. Introdução à química geral. Rio de Janeiro: Cengage Learning, 2012. BRADY, J. E.; RUSSEL, J. W.; HOLUM, J. R. Química: a matéria e suas transformações. 3. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002. v. 1. CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. 11. ed. Porto Alegre: AMGH, 2013. KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas. 3. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2016. LIDE, D. R. CRC Handbook of chemistry and physics. 84. ed. Boca Raton: CRC Press, 2003. Estequiometria, massa atômica, massa molar e número de Avogadro20 Encerra aqui o trecho do livro disponibilizado para esta Unidade de Aprendizagem. Na Biblioteca Virtual da Instituição, você encontra a obra na íntegra. Conteúdo: Página em branco
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