Aula 15 Relações de Massa

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1 Aula 15 Relações de Massa Na Química, é muito importante, saber antecipadamente as quantidades de reagentes que devemos usar para obter as quantidades de produtos desejadas. Entretanto, essas previsões só são possíveis por meio de cálculos das massas e dos volumes das substâncias envolvidas nas reações químicas. Muitas vezes, é necessário também determinarmos o número de átomos ou de moléculas das substâncias que reagem ou são produzidas. Para isso, é necessário saber a massa dos átomos. Como átomos e moléculas são entidades muito pequenas para serem pesadas isoladamente, foi estabelecido um padrão para comparar essa massa. Esse padrão é chamado de unidade de massa atômica (u). É a unidade utilizada para caracterizarmos a massa atômica e é baseada no isótopo mais comum do carbono ( 12 C). Mas primeiramente, devemos entender o que é a massa atômica de um átomo MASSA ATÔMICA A massa atômica de um átomo é sua massa determinada em u, ou seja, sua massa comparada com 1/12 da massa do 12 C. As massas atômicas de quaisquer átomos podem ser determinadas experimentalmente, mas para nossa sorte, as massas atômicas dos elementos químicos já foram determinadas e são representadas na tabela periódica, sendo esse valor correspondente ao número de massa, representado normalmente pela letra A. MASSA MOLECULAR (MM) Vimos anteriormente que moléculas são formadas por átomos unidos por ligações covalentes. Desse modo, são ainda pequenas e igualmente difíceis de medirmos a massa. Entretanto, sabendo os átomos que compõe a molécula podemos determinar sua massa molecular SOMANDO a massa de TODOS os átomos que constituírem a molécula. Por exemplo, imagine uma molécula X2Z3*. Para calcularmos a massa molecular desse composto faremos: *Não existem os elementos X e Z na tabela periódica. Como temos 2 átomos de X e 3 átomos de Y, a equação fica:

2 Aplicando esse exemplo para a molécula de água, cuja fórmula é H2O, temos: Se a Massa atômica aproximada do Hidrogênio é 1 e a do oxigênio 16, substituindo os valores, temos: A diferença entre a massa de um átomo e seu íon é desprezível, pois a massa do elétron é muito pequena em relação a massa do átomo. Assim, a massa de um íon, seja um cátion ou ânion, é considerada igual à do átomo. Como os compostos formados por ligações iônicas não são constituídos por moléculas, não podemos usar para eles a expressão massa molecular. Para os compostos iônicos, usaremos a expressão massa-fórmula (MF). Veja, como exemplo, o caso do sulfeto de potássio (K2S). Na Figura 1 podemos verificar a representação do retículo cristalino formado por esses íons. Note que o conjunto circundado na figura 1 representa a fórmula do composto. Desse modo, calculando a massa-fórmula, temos: Massas atômicas: [ K + ] [S 2- ] K: 39,1 u S: 32,1 u MFK2S = [2 * (32,1)] + [1 * (39,1)] MFK2S = 103,3 u Figura 1 - Representação de um sólido de K 2S CONSTANTE DE AVOGADRO (OU NÚMERO DE AVOGADRO) Embora as comparações entre os mundos macroscópico e microscópico (nível atômico) nem sempre sejam apropriadas, apresentaremos a seguir uma analogia para facilitar o entendimento de um dos conceitos mais importantes de química. Como saber a quantidade de grãos de arroz existentes em um saco de 5 kg? Existe uma maneira mais prática do que contar os grãos um por um. Inicialmente, contamos certa quantidade de grãos e determinamos sua massa. A seguir, estabelecemos uma relação entre a massa dessa quantidade fixa e a massa do arroz contida no saco.

3 Vamos supor que 100 grãos de arroz tenham massa de 2 g. Usando a relação entre massa e número de grãos, temos: 100 grãos 2 g X grãos g Resolvendo a regra de três, temos: 2x = 5000 * 100 X = grãos. Utilizando um processo semelhante a esse podemos descobrir o número de partículas em uma amostra. Ao longo do século XX, utilizando-se de experimentos muito engenhosos, cientistas descobriram que uma amostra de um elemento químico, com massa em gramas numericamente igual a sua massa atômica, apresenta sempre o mesmo número de átomos (N). Esse número N tem como valor aceito atualmente: 6, Ou 6, Ou ainda 6, Esse número é chamado de número de Avogadro, em homenagem ao cientista Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro ( ), que foi o primeiro a conceber essa idéia. Para entender melhor a relação entre o Número de Avogadro e a massa atômica, considere o elemento químico Cobalto. Cobalto (Co) MACo = 58,9 u De acordo com a teoria proposta, temos que em uma massa numericamente igual a massa atômica desse átomo, ou seja, 58,9 g de cobalto puro, há exatamente 6, átomos. Veja outros exemplos: H (hidrogênio) M H = 1 u U (Urânio) M U = 238 u Ca (Cálcio) M Ca = 40 u 1 g de hidrogênio 6, átomos de H 238 g de urânio 6, átomos de U 40 g de cálcio 6, átomos de Ca O número de Avogadro se aplica a todos os elementos químicos da tabela e também as moléculas formadas por esses elementos. Por exemplo, anteriormente nesse capítulo vimos que a massa molecular da água são 18 u. Sendo assim, sabemos que em 18 g de água pura há exatamente 6, moléculas de água. MOL: A UNIDADE DE QUANTIDADE DE MATÉRIA No nosso cotidiano, compramos, vendemos e contamos coisas indicando sua massa (1 kg de açúcar), seu volume (1 litro de leite) ou sua quantidade (1 dezena de livros, 1 dúzia de ovos, etc). Nos cálculos relaxionados com as substâncias químicas envolvidas em uma reação química, trabalhamos com quantidades de

4 massa e de volume. A partir da determinação do Número de Avogadro, podemos também determinar as quantidades de átomos ou moléculas, só que para isso devemos estabelecer uma nova unidade. Como trabalhamos com átomos e moléculas, que são extremamente pequenos, vamos tomar, como unidade, os conjuntos formados por 6, partículas (átomos, moléculas, íons, etc.). Essa unidade recebe o nome de MOL. Desse modo, podemos definir: Logo, Mol: Quantidade de matéria que contém 6, entidades 1 mol de átomos 6, átomos 1 mol de moléculas 6, moléculas É a quantidade de 1 mol de fórmulas 6,02.10 matéria que contém 23 fórmulas 1 mol de íons 6, íons 1 mól de elétrons 6, elétrons MASSA MOLAR (M) Massa molar (M) é o nome dado para a massa que contém 6, entidades. Sua unidade é g mol -1. Veja alguns exemplos: Mercúrio (Hg): MHg = 201 u 201 g 6, átomos 1 mol de átomos de Hg. Logo: MHg= 201 g mol -1 Cloreto de sódio (NaCl): MFNaCl = 58,5 u 58,5 g 6, fórmulas 1 mol de fórmulas de NaCl. Logo: MNaCl= 58,5 g mol -1 Sacarose (C12H22O11): MMC12H22O11 = 342 u 342 g 6, moléculas 1 mol de moléculas de C12H22O11. Logo: MC12H22O11= 342 mol -1 Íon Nitrato (NO3 - ): MMNO3- = 62 u 62 g 6, íons 1 mol de íons de NO3 - Logo: MNO3- = 62 mol -1

5 DETERMINAÇÃO DA QUANTIDADE DE MATÉRIA = NÚMERO DE MOL A partir de uma amostra que apresenta determinada massa de um elemento químico ou substância e conhecendo sua massa molar, podemos determinar quantos mol e quantas entidades químicas constituem essa amostra. Considere uma amostra de massa igual a m gramas de uma espécie química cuja massa molar é igual a M g mol -1. Com esses dados, pode-se determinar o número de mol (n) que constituem essa espécie química, utilizando a relação matemática: n = Massa Massa molar = m M = g g mol 1 n = m M mol Desse modo, conhecendo o número de mol (n) de uma dada amostra (X), podemos também determinar o número de partículas (átomos, moléculas, fórmulas, íons) existentes nessa amostra. Veja um exemplo: Imagine que temos um frasco cheio de gás amônia (NH3). Ao pesar esse frasco verificamos que ele possui 47g. Determine quantos mols de amônia temos no frasco. MMNH3 = (1*Massa do nitrogênio)+(3*massa do Hidrogênio) MMNH3 = MMNH3 = 17 u Se a massa molecular é numericamente igual a massa molar, temos: MMNH3 = 17u MNH3 = 17 g mol -1 Com esses dados podemos estabelecer a relação: 1 mol de moléculas de NH3 17 g X 47 g 17x = 47 1 x = x = 2, 76 mols de moléculas de NH 3 Ficou com dúvidas dos conteúdos das últimas aulas? Pratique nos exercícios abaixo. 1) (UCS-RS) Após uma partida de futebol, foi coletado 1,4 kg de latinhas de alumínio no estádio. A massa molar desse metal é 26,98 g.mol -1. Em valores arredondados, quantos mols de átomos desse metal foram coletados? a) 6,02x10 23 b) c) 13 d) 52 e) 0,27

6 2) Carbonato de lítio (Li 2CO 3) é um composto químico de lítio e ânion carbonato que é usado como um estabilizador do humor no tratamento psiquiátrico de estados de mania e distúrbio bipolar. Um comprimido do medicamento possui aproximadamente 450mg deste composto. Com base nisso determine a quantidade aproximada de moléculas de carbonato de lítio presente em um comprimido: (Dados: Li = 7; C = 12, O = 16) a) 2,7 x b) 3,65 x c) 3,65 x d) 2,7 x e) 365 x ) (UFAC) Três mols de benzeno (C 6H 6) contém uma massa de: (Dados: C = 12, H = 1) a) 78g b) 39g c) 156g d) 72g e) 234g 5) (Mackenzie-SP) Em 600g de H 2O, existem: (Dados: H = 1 e O = 2) a) 3 moléculas b) 2,0x moléculas c) 18 moléculas d) 6,0x moléculas e) 6,0 x moléculas 6) Qual a quantidade em mol contida em 4900g de H 2SO 4, ácido sulfúrico? Massas molares (g/mol): O = 16; H = 1; S = 32. (Valor: 1,5) O gabarito será passado na aula que vem! Responda os exercícios em seu caderno e compare depois! Se ainda assim ficaste com dúvidas, mande um para a prof. Em: Bons estudos! Referências SALVADOR, E.; USBERCO, J.; Conecte Química - 1º Ano - Ensino Médio. Ed. Saraiva PERUZZO, F.M.; DO CANTO, E.L.; Química na Abordagem do Cotidiano - Volume 1. Ed. Moderna, 2010.

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