RELAÇÃO DE MASSA E MOL
A relação entre massa e quantidade Em uma gota de água de 0,05 ml há 1,67 sextilhão (1,67 x 10 21 ) de moléculas de água.
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 / 12 12 6 C
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 9,012182 19 Flúor, 9 F 18,998403 23 Sódio, 11 Na 22,989770 93 Nióbio, 41 Nb 92,906378 103 Ródio, 45 Rh 102,905504 127 Iodo, 53 I 126,904468 Massa atômica é a massa de um átomo expressa em unidades de massa atômica (u).
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 103 45Rh 103 u 23 11Na 23 u 127 53I 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.
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 26,981538 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.
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.
Massa atômica de um elemento com dois ou mais isótopos naturais Massa atômica e abundância dos isótopos naturais do elemento químico cloro: 35 Cl = 34,968853 u (75%) 37 Cl = 36,965903 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%.
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 = 75 35 u + 25 37 u 100 = 35,5 u Interpretação: Cada átomo do elemento cloro tem, em média, massa igual a 35,5 u.
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 + 1 14 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 + 1 32 u + 4 16 u H 2 SO 4 = 98 u
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.
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.
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 + 1 35,5 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 + 2 31 u + 8 16 u Ca 3 (PO 4 ) 2 = 310 u Massa fórmula do Ca 3 (PO 4 ) 2
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.
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 6 10 23 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.
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
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 = 6 10 23 u) 12 g = 12 6 10 23 u (substituímos g por 6 10 23 u) 12 6 10 23 u = 6 10 23 12 u 6 10 23 12 u = massa de 6 10 23 átomos de C Esta é a massa de um único átomo de carbono 0,012 kg (12 g) correspondem à massa de 6 10 23 átomos de C.
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 = 6 10 23 u). 18 g de H 2 O =? moléculas H 2 O = 18 u (1 molécula) 18 g = 18 6 10 23 u (substituímos g por 6 10 23 u) 18 6 10 23 u = 6 10 23 18 u 6 10 23 18 u = massa de 6 10 23 moléculas de H 2 O Esta é a massa de uma única molécula de água 18 g correspondem à massa de 6 10 23 moléculas de água.
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 = 6 10 23 u). 23 g de Na + =? íons Na + = 23 u (1 íon) 23 g = 23 6 10 23 u (substituímos g por 6 10 23 u) 23 6 10 23 u = 6 10 23 23 u 6 10 23 23 u = massa de 6 10 23 íons Na + Esta é a massa de um único íon Na + 23 g correspondem à massa de 6 10 23 íons Na +.
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 6 10 23 átomos, moléculas ou íons.
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 6 10 23 X 6 10 23 X 6 10 23 Amostra em escala de laboratório (em gramas) 6 10 23 moléculas de H 2 O 1 mol de moléculas de H 2 O 18 g de H 2 O 2(6 10 23 ) átomos de H 2 mol de átomos de H 2 g de H 6 10 23 átomos de O 1 mol de átomos de O 16 g de O
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 6,02214 10 23 mol 1. Ele é frequentemente aproximado para 6 10 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 6,02214 10 23 mol 1.
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 6 10 23 átomos de carbono. Um mol de moléculas de água são 6 10 23 moléculas de água. Um mol de íons sódio são 6 10 23 íons sódio. Um mol de elétrons são 6 10 23 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.
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
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.
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
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
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 6 10 23 átomos, ou seja, de 1 mol M(Pb) = 207,2 g mol -1 207,2 g é a massa de 6 10 23 átomos, ou seja, de 1 mol M(Ne) = 20,2 g mol -1 20,2 g é a massa de 6 10 23 átomos, ou seja, de 1 mol
FIM