PROFESSOR

PAULO CESAR

PORTAL DE ESTUDOS EM QUÍMICA

 

DICAS PARA O SUCESSO NO VESTIBULAR: AULA ASSISTIDA É AULA ESTUDADA - MANTER O EQUILÍBRIO EMOCIONAL E O CONDICIONAMENTO FÍSICO - FIXAR O APRENDIZADO TEÓRICO ATRAVÉS DA RESOLUÇÃO DE EXERCÍCIOS.

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GRANDEZAS QUÍMICAS

GRANDEZAS - CONCEITO

Grandeza pode ser definido com tudo aquilo que pode ser medido, como por exemplo:

tempo → segundos, minutos, horas, dias, etc.

volume → litros, metros cúbicos, mililitros, etc.

massa → gramas, toneladas, quilogramas, etc.

A medida de uma grandeza é feita por comparação com uma grandeza padrão convenientemente escolhida. Desta forma, a medida de massa de um corpo é feita comparando-se a massa de um determinado corpo com a massa de um padrão adequadamente escolhido.

Quando se diz que uma determinada pessoa possui uma massa de 65 kg, podemos interpretar este resultado como da seguinte maneira:  a pessoa possui uma massa 65 vezes maior do que o padrão utilizado para medir a sua massa, ou seja, 1 kg.

Dependendo da quantidade de matéria utilizamos uma determinada grandeza para medir a sua massa.

Por exemplo:

Matéria Grandeza utilizada para medir a massa
comprimido mg
pessoa Kg
automóvel ton

E para medir a massa de um átomo ou uma molécula qual será a grandeza utilizada?

 

UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (U)

Átomos individuais são muito pequenos para serem vistos e muito menos pesados. Porém, é possível determinar as massas relativas de átomos diferentes, quer dizer, podemos determinar a massa de um átomo comparando com um átomo de outro elemento utilizado como padrão.

Em 1961, na Conferência da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), adotou-se como padrão de massas atômicas o isótopo 12 do elemento carbono (12C), ao qual se convencionou atribuir o valor exato de 12 unidades de massa atômica.

Uma unidade de massa atômica (1 u) corresponde desta forma a de massa de um átomo de isótopo 12 do carbono.

Portanto:

Obs.: O valor de 1 u é de 1,66 · 10–24 g, o que corresponde aproximada-mente à massa de um próton ou de um nêutron.

 

Massa Atômica (MA)

Massa atômica é o número que indica quantas vezes a massa de um átomo de um determinado elemento é maior que 1u, ou seja, do átomo de 12C.

Comparando-se a massa de um átomo de um determinado elemento com a unidade de massa atômica (1u), obtém-se a massa desse átomo.

Exemplo

Quando dizemos que a massa atômica do átomo de 32S é igual a 32 u, concluímos que:

– a massa atômica de um átomo de 32S é igual a 32 u;

– a massa atômica de um átomo de 32S é igual a 32 vezes a massa de do átomo de C-12;

– a massa de um átomo de 32S é igual a 2,7 vezes a massa de um átomo de C-12.

Observação

O aparelho utilizado na determinação da massa atômica chama-se espectrômetro de massa. A medida é feita com grande precisão e o processo de determinação da massa do átomo é comparativo com o padrão, ou seja, o átomo de carbono-12.

Massa Atômica de um Elemento

A maioria dos elementos apresenta isótopos. O cloro, por exemplo, é constituído por uma mistura de 2 isótopos de massas atômicas, respectivamente, 35 e 37.

A massa atômica do cloro é dada pela média ponderada das massas isotópicas:

Portanto:

Sendo assim, a massa atômica de um elemento hipotético A, constituído dos isótopos naturais A1, A2, ...., An, pode ser calculada por:

Exemplo

Quando dizemos que a massa atômica do elemento cloro é 35,5 u, concluímos que:

– cada átomo do elemento cloro possui massa, em média, de 35,5 u;

– cada átomo do elemento cloro possui massa, em média, 35,5 vezes maior que da massa do C-12.

 

Massa Molecular (MM)

Os átomos reúnem-se para formar moléculas. A massa dessas moléculas é a soma das massas atômicas dos átomos constituintes.

Como as moléculas são formadas por um grupo de átomos ligados entre si, o padrão usado como base para relacionar as massas dessas moléculas é o mesmo usado para os átomos: a unidade de massa atômica (u).

Exemplo:

C6H12O6 (C=12, H=1, O=16)

MM = 6 . 12 + 12 . 1 + 6 . 16

MM = 72 + 12 + 96

MM = 180 u

Significado:

Cada molécula de C6H12O6 possui massa de 180 u, ou seja, 180 vezes maior que 1/12 do carbono-12.

Portanto:

ou ainda...

Vejamos outro exemplo:

Quando dizemos que a massa molecular da água H2O é 18 u, concluímos que:

• a massa de uma molécula H2O é igual a 18 u;

a massa de uma molécula H2O é 18 vezes mais pesada que do átomo de carbono-12;

• a massa de uma molécula de água é 1,5 vezes mais pesada que um átomo de C-12.

Constante de Avogadro (N)

Sejam as seguintes amostras: 12 g de carbono, 27 g de alumínio e 40 g de cálcio. Experimentalmente verifica-se que o número de átomos N, existentes em cada uma das amostras, é o mesmo, embora elas possuam massas diferentes. Porém, quantos átomos existem em cada uma dessas amostras? Várias experiências foram realizadas para determinar esse número conhecido como número de Avogadro (N) e o valor encontrado é igual a:

Assim, o número de Avogadro é o número de átomos em x gramas de qualquer elemento, sendo x a massa atômica do elemento, portanto existem:

• 6,02 · 1023 átomos de C em 12 g de C (MAC = 12 u);

• 6,02 · 1023 átomos de Al em 27 g de Al (MAAl = 27 u);

• 6,02 · 1023 átomos de Ca em 40 g de Ca (MACa = 40 u).

 

Saiba mais sobre.....

Como foi determinado o Número de Avogadro

Rutherford determinou o número de Avogadro contando as partículas α (alfa) emitidas pelo rádio. Cada partícula α se transforma em um átomo de hélio e elas são emitidas com tanta energia que cada uma produz um sinal visível, numa placa de sulfeto de zinco (ZnS). Isso permite contá-las e, portanto, saber quantos átomos de hélio a amostra de rádio produz em um determinado intervalo de tempo.

Rutherford encontrou que 1 g de rádio produz cerca de 7,7 · 10–6 g de hélio em um ano e calculou que, nesse tempo, 1 g de rádio emitiria 11,6 · 1017 partículas α (e, portanto, 11,6 · 1017 átomos de hélio).

Sendo assim ficamos com:

7,7 . 10-6 g de He 11,6 . 1017 átomos de He

    4 g (He)                      N

Onde:

N = 6,02 . 1023 átomos

 

Conceito de Mol

Segundo a União Internacional da Química Pura e Aplicada (IUPAC), mol é a quantidade de matéria que contém tantas entidades elementares quantos são os átomos de carbono-12 contidos em 0,012 kg do C-12.

Constante de Avogadro é o número de átomos de C-12 contidos em 0,012 kg de C-12 e seu valor é
6,02 · 1023mol -1.

Portanto:

Sendo que, por exemplo:

• 1 mol de laranjas contém 6,02 · 1023 laranjas;

• 1 mol de grãos de areia contém 6,02 · 1023 grãos de areia;

• 1 mol de átomos contém 6,02 · 1023 átomos;

• 1 mol de moléculas contém 6,02 · 1023 moléculas;

• 1 mol de íons contém 6,02 · 1023 íons;

• 1 mol de elétrons contém 6,02 · 1023 elétrons, etc.

 

Massa Molar (M)

Massa Molar de um Elemento

A massa molar de um elemento é a massa em gramas de 1 mol de átomos, ou seja, 6,02 · 1023 átomos desse elemento. A massa molar de um elemento é numericamente igual à sua massa atômica expressa em gramas.

Exemplo:

Al (MA = 27 u)

Massa Molar de uma Substância

A massa molar de uma substância é a massa em gramas de 1 mol de moléculas da referida substância. A massa molar de uma substância é numericamente igual à sua massa molecular expressa em gramas.

Exemplos

a)  CO2 (C = 12 u ; O = 16 u)

MM = 1 · 12 + 2 · 16
MM = 12 + 32 = 44 u

Logo, ficamos com:

b)  NaCl (Na = 23; Cl = 35,5)

MM = 1 · 23 + 1 · 35,5
MM = 23 + 35,5 = 58,5 u

Logo, ficamos com:

Massa Molar de um Íon

A massa molar de um íon é a massa de 1 mol de íons em gramas que é numericamente igual à massa de íon expressa em gramas.

Exemplo:

Logo, ficamos com:

Quantidade de Matéria ou Quantidade em Mols (n)

Exemplo 1

Quantos mols de átomos correspondem a 280 g de ferro? (Fe = 56 u)

Resolução:

Quantos mols de moléculas correspondem a 88 g de dióxido de carbono (CO2)? (C = 12u, O = 16 u)

Resolução:

Concluímos, portanto, que estes cálculos podem ser generalizados pela fórmula:

Onde temos:

• n = quantidade em mols
• m = massa em gramas
• massa molar em gramas/mol

 

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Este site foi atualizado em 30/03/09