RELAÇÕES DE MASSA E MOL

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1 RELAÇÃO DE MASSA E MOL

2 A relação entre massa e quantidade Em uma gota de água de 0,05 ml há 1,67 sextilhão (1,67 x ) de moléculas de água.

3 A relação entre massa e quantidade A unidade de massa atômica Foi escolhida como unidade de massa atômica (cujo símbolo é u) um doze avos da massa do isótopo do carbono de número de massa 12, isto é, 1/12 da massa do 12 C. Padrão em 12 partes iguais 1 u 12 6C 1 u = 1 / C

4 A relação entre massa e quantidade Em um espectrômetro de massa, pode-se determinar experimentalmente a massa dos átomos. Átomo Massa atômica (u) Átomo Massa atômica (u) 9 Berílio, 4 Be 9, Flúor, 9 F 18, Sódio, 11 Na 22, Nióbio, 41 Nb 92, Ródio, 45 Rh 102, Iodo, 53 I 126, Massa atômica é a massa de um átomo expressa em unidades de massa atômica (u).

5 A relação entre massa e quantidade De modo aproximado, esses valores podem ser escritos assim: 9 4Be 9 u 93 41Nb 93 u 19 9F 19 u Rh 103 u 23 11Na 23 u I 127 u O fato de a massa de um átomo de flúor ser 19 u significa que seus átomos têm massa 19 vezes maior que 1/12 da massa de um átomo de 12 C.

6 A relação entre massa e quantidade Não confunda número de massa com massa atômica No caso do 27 Al, por exemplo, seu número de massa é 27 e sua massa atômica é 26, u. A massa atômica não é exatamente igual ao número de massa porque as massas de prótons e nêutrons não são iguais entre si e porque existe a ligeira contribuição dos elétrons.

7 A relação entre massa e quantidade Não confunda número de massa com massa atômica Além disso, quando prótons e nêutrons tomam parte do núcleo de um átomo, a massa total do conjunto é ligeiramente inferior à massa que esses prótons e nêutrons teriam se estivessem separados. Isso se deve a um complexo fenômeno denominado efeito do empacotamento.

8 Massa atômica de um elemento com dois ou mais isótopos naturais Massa atômica e abundância dos isótopos naturais do elemento químico cloro: 35 Cl = 34, u (75%) 37 Cl = 36, u (25%) No caso do elemento cloro, ele existe sob a forma de dois isótopos naturais, o 35 Cl e o 37 Cl. O primeiro tem massa 35 u e abundância 75%, e o segundo tem massa 37 u e abundância 25%.

9 Massa atômica de um elemento com dois ou mais isótopos naturais Consideremos uma amostra de 100 átomos desse elemento, na qual há 75 átomos de 35 Cl (75%) e 25 átomos de 37 Cl (25%). Massa média do átomo de cloro = u u 100 = 35,5 u Interpretação: Cada átomo do elemento cloro tem, em média, massa igual a 35,5 u.

10 Massa molecular Massa molecular de uma substância é o nome dado à massa de uma molécula dessa substância. Ela é numericamente igual à soma das massas atômicas dos átomos dos elementos que formam a molécula, sendo geralmente expressa em unidades de massa atômica (u). H = 1 u; N = 14 u NH 3 NH 3 = 3 1 u u NH 3 = 17 u H = 1 u; O = 16 u; S = 32 u H 2 SO 4 H 2 SO 4 = 2 1 u u u H 2 SO 4 = 98 u

11 Massas atômicas e massas moleculares usando a tabela periódica A massa de um átomo do elemento potássio é de aproximadamente 39 u. A massa de um átomo do elemento carbono é de aproximadamente 12 u. A massa de um átomo do elemento oxigênio é de aproximadamente 16 u.

12 silício fósforo enxofre carbono nitrogênio oxigênio Massas atômicas e massas moleculares usando a tabela periódica Número atômico do elemento Massa atômica do elemento (u) 6 C 12,0 14 Si 28,1 7 N 14,0 15 P 31 8 O 16,0 16 S 32,1 A massa de uma molécula da substância oxigênio é de aproximadamente 32 u. Na tabela periódica, encontramos o número atômico e a massa atômica dos elementos. A massa de uma molécula da substância gás carbônico é de aproximadamente 44 u.

13 Massa de íons e massa fórmula A massa de um íon (cátion ou ânion) é igual à do átomo neutro correspondente. Na = 23 u; Na + = 23 u S = 32 u; S 2 = 32 u NaCl Na = 23 u; Cl = 35,5 u NaCl = 1 23 u ,5 u NaCl = 58,5 u Massa fórmula do NaCl Ca = 40 u; P = 31 u; O = 16 u Ca 3 (PO 4 ) 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 = 3 40 u u u Ca 3 (PO 4 ) 2 = 310 u Massa fórmula do Ca 3 (PO 4 ) 2

14 Quantidade de matéria (n) Para que os químicos pudessem especificar o número de átomos em uma amostra não como átomos individuais, mas preferencialmente em termos de pacotes contendo um determinado número de átomos, foi criada uma grandeza denominada quantidade de matéria. A unidade no SI para a grandeza quantidade de matéria é o mol.

15 Quantidade de matéria (n) O mol é definido como "a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas unidades elementares quantos forem os átomos contidos em 0,012 kg (12 g) de carbono-12". Pela definição, qualquer quantidade de matéria que contenha entidades elementares é 1 mol. Assim, pode-se ter 1 mol de átomos, de moléculas, de íons, de prótons, de elétrons e de outras partículas etc.

16 Quantidade de matéria (n) As 7 unidades fundamentais do Sistema Internacional de Unidades (SI) 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

17 Quantidade de matéria (n) Quantos são os átomos contidos em 0,012 kg (12 g) de carbono-12? Relação entre u e grama: (1 g = u) 12 g = u (substituímos g por u) u = u u = massa de átomos de C Esta é a massa de um único átomo de carbono 0,012 kg (12 g) correspondem à massa de átomos de C.

18 Quantidade de matéria (n) O que acontece quando substituímos u por grama? Considere que a massa de uma molécula de água é 18 u. Vamos manter esse número (18) e substituir a unidade de massa atômica (u) pela unidade grama (1 g = u). 18 g de H 2 O =? moléculas H 2 O = 18 u (1 molécula) 18 g = u (substituímos g por u) u = u u = massa de moléculas de H 2 O Esta é a massa de uma única molécula de água 18 g correspondem à massa de moléculas de água.

19 Quantidade de matéria (n) O que acontece quando substituímos u por grama? Considere que a massa de um íon sódio é 23 u. Vamos manter esse número (23) e substituir a unidade de massa atômica (u) pela unidade grama (1 g = u). 23 g de Na + =? íons Na + = 23 u (1 íon) 23 g = u (substituímos g por u) u = u u = massa de íons Na + Esta é a massa de um único íon Na + 23 g correspondem à massa de íons Na +.

20 Quantidade de matéria (n) Do nível atômico ao nível macroscópico Se, partindo da massa de um átomo, molécula ou íon expressa em unidades de massa atômica, substituirmos u por g, mantendo o mesmo número, passaremos a ter não mais a massa de um só átomo, molécula ou íon, mas sim de átomos, moléculas ou íons.

21 Quantidade de matéria (n) Do nível atômico ao nível macroscópico Fórmula química H 2 O consiste em 2H e 1O Nível atômico 1 molécula (18 u) 2 átomos de H 2 (1 u) 1 átomo de O (16 u) X X X Amostra em escala de laboratório (em gramas) moléculas de H 2 O 1 mol de moléculas de H 2 O 18 g de H 2 O 2( ) átomos de H 2 mol de átomos de H 2 g de H átomos de O 1 mol de átomos de O 16 g de O

22 Constante de Avogadro (N A ) A Constante de Avogadro (N A ) é o número de entidades (N) por unidade de quantidade de matéria (n). Seu valor, que pode ser medido experimentalmente, é 6, mol 1. Ele é frequentemente aproximado para

23 Constante de Avogadro (N A ) Conhecendo-se a Constante de Avogadro e as massas atômicas, é possível calcular o número de átomos em uma amostra e também o número de moléculas ou de íons, quando for o caso (substância molecular ou substância iônica). A Constante de Avogadro é uma constante com unidade. Seu valor é igual a 6, mol 1.

24 Constante de Avogadro e quantidade de matéria Assim, um mol de entidades corresponde a um número de entidades igual à Constante de Avogadro: Um mol de átomos de carbono são átomos de carbono. Um mol de moléculas de água são moléculas de água. Um mol de íons sódio são íons sódio. Um mol de elétrons são elétrons. Uma quantidade de substância com um número de partículas unitárias igual à Constante de Avogadro contém uma quantidade de matéria de partículas unitárias correspondente a 1 mol.

25 Massa molar (M) Para qualquer amostra de substância, sua massa (m) é diretamente proporcional a sua quantidade de matéria (n), isto é: m n ou m = M n A constante de proporcionalidade que permite a passagem de quantidade de matéria para massa, conhecida como massa molar (M), nada mais é que a massa da substância (m) por unidade de quantidade de matéria (n). Assim, m = M n n = m / M

26 Massa molar (M) Exemplo: CO 2 = 44,0 u Para n = 1 mol, m = 44 g M = m(gramas)/n(mol) M(CO 2 ) = 44,0 g/mol 1 mol de CO 2 tem massa de 44,0 g.

27 Massa molar (M) Massa molar de determinada entidade química é a massa de um mol de unidades dessa entidade química. Para elemento químico: é a massa de um mol de átomos desse elemento. M(C) = 12 g/mol M(Al) = 27 g/mol Para substância molecular: é a massa de um mol de moléculas dessa substância. M(H 2 O) = 18 g/mol M(NH 3 ) = 17 g/mol Para íon: é a massa de um mol desse íon. M(Na + ) = 23 g/mol

28 Massa molar (M) Para substância iônica: é a massa de um mol de fórmulas, ou seja, o conjunto de íons que figura na fórmula usada para representar a substância. M [Na + ] [Cl ] = 58,5 g/mol M [Ca 2+ ] [F ] 2 = 78,1 g/mol Para substância metálica: é a massa de um mol de átomos do elemento metálico na forma de substância. M(Al) = 27 g/mol

29 Massa molar (M) De massas atômicas a massas molares usando a tabela periódica ma(k) = 39,1 u é a massa média de 1 átomo de K ma(pb) = 207,2 u é a massa média de 1 átomo de Pb ma(ne) = 20,2 u é a massa média de 1 átomo de Ne M(K) = 39,1 g mol -1 39,1 g é a massa de átomos, ou seja, de 1 mol M(Pb) = 207,2 g mol ,2 g é a massa de átomos, ou seja, de 1 mol M(Ne) = 20,2 g mol -1 20,2 g é a massa de átomos, ou seja, de 1 mol

30 FIM

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