RELAÇÕES NUMÉRICAS – MA, MM, MOL, MOLÉCULAS, CNTP, GASES FORA DAS CNTP

Aprenda sobre Massa Atômica Peso Atômico, Massa Molecular, Constante de Avogadro e Massa Molar. 

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MASSA ATÔMICA PESO ATÔMICO

É medida em U ou U.M.A.

A unidade de massa atômica (u) esta baseada no isótopo do carbono, logo é igual a 1/12 da massa de um átomo de carbono (C12).

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O C12 foi  escolhido como referência em 1962 e é usado em todos os países do mundo.

As massas atômicas são medidas experimentalmente em um aparelho denominado espectrômetro de massa e é o número que indica quantas vezes a massa de um átomo de um elemento químico é maior que 1u.

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ELEMENTO

M.A.

Nitrogênio

Oxigênio

Flúor

14u

16u

19u

As massas atômicas de todos os elementos químicos são encontrados na tabela periódica.

CÁLCULO DE MASSA ATÔMICA

Sabemos que praticamente todos os elementos químicos têm isótopos (átomos com o mesmo número de prótons). Sendo assim, a determinação da massa atômica de um elemento químico é dada pela média ponderada das massas atômicas de seus isótopos. Exemplo, o elemento químico cloro. Encontramos na natureza, os isótopos Cl35 e Cl 37 .

Assim para calcular a massa atômica do Cloro:

 

Calculando:  

Resumindo:  

MASSA MOLECULAR

As moléculas são formadas pela união de átomos através de ligações químicas. Dessa maneira, a massa da molécula é dada numericamente pelo somatório das massas dos átomos.

Resumindo:

M.M.= Σ M.A.

Exemplo 1: Cl2

MM = 2 · MA (Cl)

MM = 2 · 35,5 = 71u

Exemplo 2: H2SO3

MM = 2 · MA (H) + MA (S) + 3 · MA (O)

MM = 2 · 1 + 32 + 3 · 16 = 82u

Exemplo 3: Substâncias hidratadas

MM = MA (Cu) + MA (S) + 4 · MA (O) + 5 · (2· MA (H) + MA (O))

MM = 63,5 + 32 + 4 · 16 + 5 · (2·1+16) = 249,5u

CONSTANTE DE AVOGADRO

Uma quantidade em gramas de massa numericamente igual a massa atômica, apresenta sempre o mesmo número de átomos (N). Este número foi chamado de Número de Avogadro ou Constante de Avogadro.

Hoje, o valor aceito de N = 6,02 x 1023

Logo:

Em uma massa, numericamente igual à massa atômica, temos 6,02 x 1023 átomos.

Em uma massa, numericamente igual à massa molecular, para qualquer molécula, temos 6,02 x 1023 moléculas.

Exemplo:

Água (H2O)

MA=18 u

Em 18 g, temos 6,02 x 1023 moléculas e 6,02 x 1023 átomos de Oxigênio, e 2 x (6,02 x 1023) átomos de hidrogênio.

MOL: QUANTIDADE DE MATÉRIA

Mol é a quantidade de matéria que contém 6,02 x 1023  entidades.

Modernamente, o conceito de mol é ampliado a qualquer coisa. Assim sendo, mol é uma indicação de quantidade da mesma forma que, por exemplo:

1 dúzia = 12 objetos

1 milheiro = 1000 objetos

Logo,

1mol de moléculas = 6,02 · 1023 moléculas

1mol de íons = 6,02 · 1023 íons

1mol de elétrons = 6,02 · 1023 elétrons

Exemplo geral:

1 mol de H2O apresenta: 6,02 x 1023 átomos e 6,02 x 1023 moléculas

Podemos relacionar átomos e moléculas respeitando a proporção observada na respectiva molécula.

Observe:

1 molécula de H2SO4 ––––––––––––– 7 átomos

Podemos também relacionar átomos de um determinado elemento químico e moléculas de uma substância.

Observe:

1 molécula de H2SO4 ––––––––––––– 2 átomos de H

1 molécula de H2SO4 ––––––––––––– 1 átomo de S

1 molécula de H2SO4 ––––––––––––– 4 átomos O

Qual o número de mols de átomos existentes em 3,5mols de H2SO4?

1mol de H2SO4 ––––––––– 7mols de átomos

3,5mols de H2SO4 ––––––––– X

X = 3,5 · 7 = 24,5mols de átomos

MASSA MOLAR

É a massa de um mol. É a massa atômica ou molecular de um elemento ou substância química expressa em gramas por mol.

Observe:

Espécie

M.A. ou M.M.

Massa Molar

CO2

C12H22O11

H

S

44u

342u

1u

32u

44g/Mol

342g/Mol

1g/Mol

32g/Mol

Devemos observar que 1 mol não é equivalente a 1 molécula ou a um átomo.

Veja:

MM (SO3) = 80u

1 molécula de SO3 ––––––––––– 80 · 1,66 · 10 – 24g

X moléculas ––––––––––– 80g

X = 6,02 . 1023 moléculas

VOLUME MOLAR

É o volume ocupado por 1mol de qualquer gás ou vapor a uma dada temperatura e pressão.

Experimentalmente, verificou-se que nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), o volume molar de qualquer gás é 22,4 litros. Sendo assim:

1mol de qualquer gás = 22,4L

Resumindo:

Para gases nas CNTP: 1mol ____ x g ____ 6,02 · 10 23 moléculas ____ 22,4L

Qual o volume ocupado nas CNTP por 96g de oxigênio?

Gás oxigênio = O2

32g de O2 ———- 22,4 litros

96g de O2 ———- X

X = 96 · 22,4 = 67,2 litros

VOLUME MOLAR DE GASES FORA DAS CNTP

Quando o gás não está nas CNTP toma-se a Equação de estado dos gases perfeitos, ou equação de Clapeyron.

Quaisquer que sejam as transformações sofridas por uma massa fixa de gás, a relação PV/T apresenta sempre um valor constante que depende do número de mol do gás. Quando essa quantidade for igual a 1 mol, a constante será representada por R, e vale 0,082atm/L/mol/K.

Para 1 mol de qualquer gás, .

Genericamente, para um número qualquer de mol (n), temos:

PV = nRT

Onde T= °C +273 = K

R = 0,082atm/L/mol/K

P = pressão medida em  1atm=760mmHg= 101,325kPa

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