Disciplina: Química (Turmas T e R); Data: 10/06/16 Aula: Relações de massa Professora Ana RELAÇÕES DE MASSA

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1 Disciplina: Química (Turmas T e R); Data: 10/06/16 Aula: Relações de massa Professora Ana (anaflaviasuzana@yahoo.com.br) RELAÇÕES DE MASSA A química possibilitou a humanidade uma melhora substancial em sua qualidade de vida, pois a partir de seus princípios foram criados medicamentos, combustíveis, alimentos, tecidos, polímeros, etc. No entanto, para que a Química fosse economicamente viável, tivemos que aprender a manuseá-la e quantificála. A quantificação nos permitiu saber exatamente o quanto gastar de reagentes e o quando produzir. Muitas vezes é preciso 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. 1.1 Unidade de massa atômica (u) Átomos são pequenos demais para poder ser manipulados individualmente e, portanto, para ter sua massa determinada em balanças comuns. O grama e seus múltiplos não são as unidades mais adequadas para a massa dos átomos, pois são unidades grandes demais para expressar tais grandezas. 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 ( 12 C), ao qual se convencionou atribuir o valor exato de 12 unidades de massa atômica. Uma unidade de massa atômica (1 u) corresponde a 1/12 de massa de um átomo de isótopo 12 do carbono. A unidade de massa atômica, cujo símolo é u, é definida como sendo igual a 1/12 da massa de um átomo de 12 C. 1.2 Massa Atômica Massa atômica é o número que indica quantas vezes a massa de um átomo de um determinado elemento é mais pesada que 1 u, ou seja, 1/12 do átomo de 12 C. Exemplo: o oxigênio tem massa atômica de 16 u, portanto é mais pesado 16 vezes em relação à 1/12 de um átomo de carbono-12. Observação: Os elementos químicos consistem em dois ou mais isótopos. Por isso, as massas atômicas dos elementos que vemos nas tabelas periódicas são médias ponderadas das massas dos seus respectivos isótopos.

2 Por exemplo, o oxigênio possui três isótopos estáveis: - 16 O - massa atômica = 16u, equivale à 99,7% de todos os átomos de oxigênio - 17 O - massa atômica = 17u, são apenas 0,03% dos átomos de O - 18 O - massa atômica = 18u, abundância de 0,2% Fazendo a média ponderada: (16 x 99,7) + (17 x 0,03) + (18 x 0,2) = 15,994 ~ 16u 100 Como era previsto, a média ponderada deu um valor próximo à 16, já que 99,7% dos átomos de oxigênio possuem essa MA. Agora veremos o exemplo do cloro. Isótopos estáveis de cloro: - 35 Cl - MA = 35u, representa 75,4% dos átomos de cloro - 37 Cl - MA = 37u, é 24,6% dos átomos de cloro (35 x 75,4) + (37 x 24,7) = 35,453 ~ 35,5u 100 Massa atômica é a massa de um átomo. Por questão de conveniência, ela costuma ser expressa em unidades de massa atômica (u). Massa atômica de um elemento químico é a massa média de seus átomos. Também por uma questão de conveniência, ela é expressa em u. Não confunda número de massa com massa atômica!!! O número de massa (A) corresponde à soma dos números de prótons e de nêutrons de um átomo. Já a massa atômica é a massa média de seus átomos expressa em u. Na tabela periódica, as massas atômicas aparecem na parte inferior dos elementos: 1.3 Massa Molecular Se conhecermos as massas atômicas dos átomos constituintes de uma molécula, podemos calcular a massa dessa molécula. A massa molecular (às vezes chamada de peso molecular) é a soma das massas atômicas (em u) dos átomos da molécula. Temos de multiplicar a massa atômica de cada elemento pelo

3 número de átomos desse elemento presente na molécula e, depois, somar as contribuições de todos os elementos. Para a água, por exemplo, temos que ela é formada por dois átomos de hidrogênio (de 1 u cada) e um átomo de oxigênio (de 16 u). Assim, a massa molecular da água é 18 u. Para a amônia, cada uma de suas moléculas é formada por um átomo de nitrogênio (de 14 u) e três átomos de hidrogênio (de 1 u cada). Assim, a massa molecular da amônia é 17 u. Massa molecular de uma substância é o nome dado à massa de uma molécula dessa substância. Por conveniência, essa grandeza é geralmente expressa em unidades de massa atômica (u). 1.4 Quantidade de matéria e Constante de Avogadro - Relacionando u com grama 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 u com grama. O número (obtido experimentalmente através de uma série de experimentos) é o fator de conversão entre o grama (g), que corresponde ao nível macroscópico, e a unidade de massa atômica (u), que corresponde ao nível microscópico. 1 g = u Ele será bastante útil para relacionar massas de entidades microscópicas com massas medidas macroscopicamente. 1.5 Quantidade de matéria (n) A tabela abaixo mostra as 7 Unidades de base do Sistema Internacional de Medidas (SI). Dentre as grandezas mencionadas, a química tem particular interesse na grandeza quantidade de matéria. Vimos anteriormente que o número será bastante útil para relacionar massas de entidades microscópicas com massas medidas macroscopicamente. Qual será então a importância da grandeza quantidade de matéria nesse contexto? Para que os químicos possam 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. Enfim, uma grandeza que possibilita aos químicos trabalharem com um número fixo de entidades! A unidade SI para a grandeza quantidade de matéria é o mol. Lembre-se de que o quilograma é uma quantidade padrão da grandeza massa. Já o mol é quantidade padrão da grandeza quantidade de matéria.

4 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 Constante de Avogadro Por menores que sejam, amostras de substâncias são formadas por um número extremamente grande de entidades. A essas amostras está associada uma determinada quantidade de matéria. Existe uma relação de proporcionalidade entre o número de entidades na amostra e sua quantidade de matéria. Dessa forma podemos afirmar que, para qualquer amostra de uma determinada substância, seu número de entidades (N) é diretamente proporcional a sua quantidade de matéria (n), ou seja: N α n A constante de proporcionalidade que permite a passagem de quantidade de matéria para número de entidades é conhecida como Constante de Avogadro. Seu valor pode ser medido experimentalmente e o valor obtido é 6, mol -1, que pode ser aproximado por Como em química a quantidade expressa pela constante de Avogadro aparece com muita frequência, podemos dizer que uma quantidade de substância que contenha um número igual à Constante de Avogadro de partículas unitárias contém uma quantidade de matéria de partículas unitárias correspondentes a 1 mol. 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 átomos de alumínio são átomos de alumínio. - Um mol de moléculas de água são moléculas de água. - Um mol de íond sódio são íons sódio. - Um mol de elétrons são elétrons Massa Molar É a massa equivalente a 1 mol (6,02 x entidades) de determinada espécie química. Sua unidade é g/mol. Exemplo: A massa atômica do carbono é 12 u, portanto a massa de 1 mol de C é 12g. Ou seja, a massa molar de C é 12g/mol. A massa molar nada mais é que a massa da substância por unidade de quantidade de matéria. Portanto: n = m M, onde n=nº de mols, m=massa da substância, M=massa molar. Exemplo: a massa molecular do CO2 é 44 u. Para n = 1 mol, temos m = 44 g e, portanto: M = m (gramas) n (mol) M(CO2) = 44,0 g/mol Massa molar de determinada entidade química é a massa de um mol de unidades dessa entidade química. A massa molar pode se referir a moléculas, átomos, íons, elétrons, etc.

5 Exercícios de fixação: 1. A água pesada D2O, utilizada como moderador em reatores nucleares, apresenta na sua molécula um isótopo do hidrogênio, o deutério (D), que contém no seu núcleo 1 nêutron. A massa molecular da água pesada é: a) 17,0 b) 18,0 c) 19,0 d) 20,0 e) 21,0 2. Para a prevenção de cárie dentária recomendase a adição de fluoreto à água potável ou a fluoretação do sal de cozinha. Há necessidade de se acrescentar cerca de 1,8 x 10-3 g de fluoreto à dieta diária. Que quantidade de íons, em mol, há em 1,8 x 10-3 g de fluoreto? (Massa molar do íon fluoreto = 19g/mol) a) 1 x 10-2 b) 1 x 10-3 c) 1 x 10-4 d) 1 x 10-5 e) 1 x Admitindo-se que um diamante contenha apenas átomos de carbono e que cada quilate corresponda a 200 mg, determine o número de quilates em um diamante que contenha 2,0 x átomos. a) 0,25 b) 0,5 c) 1,0 d) 1,5 e) 2 4. Um químico possui uma amostra de cobre. Qual é a massa, em gramas, dessa amostra, sabendose que ela é constituída por 3,01 x átomos? (Massa atômica: Cu = 64) a) 0, g b) 0, g c) 1, g d) 64,00g e) 32,00g 5. Linus Pauling, Prêmio Nobel de Química e da Paz, faleceu aos 93 anos. Era um ferrenho defensor das propriedades terapêuticas da vitamina C. Ingeria diariamente cerca de 2, mol dessa vitamina. (Dose diária recomendada de vitamina C (C6H8O6) = 62 mg.) Quantas vezes, aproximadamente, a dose ingerida por Pauling é maior que a recomendada? (Dados: H = 1, C = 12, O= 16) a) 10 b) 60 c) 1,0. 10² d) 1,0. 10³ e) 6, O gás fosgênio (COCl2), utilizado como arma química na Primeira Guerra Mundial, ao reagir com água produz dióxido de carbono e ácido clorídrico: COCl2 + H2O 2HCl + CO2 Qual seria a massa molar do gás fosgênio (COCl2)? (Dados: O = 16, C = 12, Cl= 35,5) a) 103g/mol b) 87g/mol c) 99g/mol d) 110g/mol e) 18g/mol 7. Qual a massa, em gramas, de uma única molécula de açúcar comum (sacarose C12H22O11)? (MA: C= 12; O= 16; H=1) a) 6,32x10-23 b) 5,68x10-22 c) 4,25x10-22 d) 6,68x10-22 e) 7,00x O mercúrio, na forma iônica, é tóxico porque inibe certas enzimas. Uma amostra de 25 g de atum de uma grande remessa foi analisada e constatou-se que continha 2,1 x 10-7 mol de Hg +2. Considerando-se que os alimentos com conteúdo de mercúrio acima de 0,50 x 10-3 g por quilograma de alimento não podem ser comercializados, demonstre se a remessa de atum deve ou não ser confiscada. (MA Hg= 200) 9. Um dos possíveis meios de se remover CO2 gasoso da atmosfera, diminuindo assim sua contribuição para o efeito estufa, envolve a fixação do gás por organismos microscópicos presentes em rios, lagos e, principalmente oceanos. Dados publicados em 2003 na revista Química Nova na Escola indicam que o reservatório da hidroelétrica de Promissão, SP, absorve 704 toneladas de CO2 por dia. Calcule a quantidade de CO2, expressa em mol/dia, absorvida pelo reservatório. 10. (FEI-SP) Se um átomo apresentar a massa atômica igual a 60 u, a relação entre a massa desse átomo e a massa do átomo de carbono 12 valerá? a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

6 11. Observe as afirmações a seguir e indique quais estão corretas: 1. A unidade de massa atômica pode ser representada por u; 2. A unidade de massa atômica é 1/12 da massa de um átomo de carbono; 3. A unidade de massa atômica é 1/12 da massa do átomo de carbono de número de massa igual a 12; 4. A massa atômica de um átomo é um número muito próximo de seu número de massa. a) Todas. b) Nenhuma. c) Somente I, II e III. d) Somente I, II e IV. e) Somente I, III e IV. 12. Sabendo que a massa atômica de um átomo X é igual à massa de nove átomos de He, determine o número de átomos de carbono ( 12 C), que apresenta uma massa igual à massa de um átomo X. (Massa atômica do He = 4). a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) (UFG) As medidas de massa são, na realidade, a comparação com um padrão definido de maneira adequada. O padrão adotado pela IUPAC para as medidas de massa atômica é um doze avos da massa do carbono - isótopo 12, que é denominado de unidade unificada de massa atômica. 14. (UNICAMP) Estima-se que a usina termoelétrica que se pretende construir em cidade próxima a Campinas, e que funcionará à base de resíduos da destilação do petróleo, poderá lançar na atmosfera, diariamente, cerca de 250 t de SO2 gasoso. (Dados: Massas atômicas: S = 32 u; O = 16 u) a) Quantas toneladas de enxofre estão contidas nesta massa de SO2? b) Considerando que a densidade do enxofre sólido é 2 kg/l, a que volume, em litros, corresponde esta massa de enxofre? 15. (FUVEST) Determine o número de átomos de sódio em uma amostra de 1,15 g de sódio. (Dado: Massa atômica do Na = 23 u) 16. (FCMSC-SP) Diariamente, um indivíduo normal elimina pela urina cerca de 0,56 g de ácido úrico (C5H4N4O3). Quantas moléculas dessa substância são eliminadas diariamente? (Dados: Massas atômicas: C= 12 u; H = 1 u; N = 14 u; O = 16 u) 17. (VUNESP) Determine a porcentagem em massa de nitrogênio presente no nitrato de amônio (NH4NO3). (Dados: Massas atômicas: N = 14 u; H = 1 u; O = 16 u) Sobre massas de átomos, é correto afirmar que: a) massa atômica é um número que indica quantas vezes a massa de um átomo é maior que um doze avos do carbono isótopo 12; b) os átomos de um mesmo elemento químico podem ter massas diferentes; c) as massas atômicas são utilizadas atualmente para classificar os elementos da Tabela Periódica.

7 Gabarito 1. d 2. c 3. e 4. e 5. b 6. c 7. b 8. 1,68 x 10-3 g/kg 9. 1,6 x 10 7 mol/dia 10. e 11. e 12. c 13. a) Verdadeira b) Verdadeira c) Falsa. Atualmente são usados os números atômicos, e não as massas atômicas, para classificar os elementos da Tabela Periódica. 14. a) b)