Situando-se ao assunto... Relações de massa Prof. : Drielle Caroline Conceito de mol A unidade fundamental do pensamento químico é o átomo ou a molécula; por isso, não surpreende que seja da maior importância a habilidade para medir e expressar o número de moléculas presentes em qualquer sistema químico. O número de moléculas presentes num sistema ocupa uma posição central em todos os raciocínios químicos e virtualmente todas as equações da química teórica contém, como um fator importante, o número de moléculas. Enquanto hoje é possível determinar a presença de átomos isolados, qualquer tentativa de contar o número enorme de átomos, mesmo em sistemas químicos muito pequenos, poderia manter ocupada a população total do mundo, por muitos séculos. A solução prática para contar grande número de átomos é muito menos trabalhosa; precisamos usar somente a prática mais fundamental do laboratório, a pesagem. Nosso estudo sobre o desenvolvimento da teoria atômica conduziu à conclusão de que números iguais de átomos estão contidos num peso atômico de cada elemento e que o mesmo número de moléculas é encontrado no peso molecular de qualquer composto. Os termos peso atômico e peso molecular são rústicos e tendem a encobrir o fato de que a razão pela qual são usados é a de referir-se a um número fixo (número de Avogadro 6,023 x 10 23 ) de partículas. É mais conveniente usar o termo mol para representar a quantidade de material que contém este número de partículas. Como definição, temos: O número de átomos de carbono contidos em exatamente 12 g de C 12 é chamado o número de Avogadro, N. Um mol é a quantidade de material que contém o número de Avogadro de partículas. Estas definições realçam o fato de que o mol se refere a um número fixo de qualquer tipo de partículas. Assim, é correto referir-se a um mol de hélio, um mol de elétrons ou um mol de Na +, significando respectivamente o número de Avogadro de átomos, elétrons ou íons. [...] Fonte: Química no cotidiano volume 2 Massa atômica, molecular e molar A quantidade de uma substância pode ser expressa por meio de mais de uma grandeza. Por exemplo, a quantidade de água em um copo pode ser expressa por volume ou por massa. E se quiséssemos expressar a quantidade de água por numerosidade, como iríamos contar as moléculas de água dentro do copo? Os constituintes dos materiais (átomos, moléculas, íons, etc.) são entidades pequenas demais para serem contadas. Como, então, podemos conhecer a numerosidade de entidades químicas das substâncias e materiais?
Estabelecendo um padrão para quantificá-las. Na química a numerosidade de espécies químicas (átomos íons, moléculas, elétrons) foi denominada quantidade de matéria, representada pela letra n. Na Química, o padrão escolhido para análise da quantidade de matéria foi o número de átomos contidos em 12g de carbono- 12 (isótopo de carbono de massa 12). Esta unidade de medida da grandeza quantidade de matéria é o mol do latim moles, que significa grande massa compacta. O mol é, portanto, uma unidade do Sistema Internacional de Unidades (SI) de numerosidade de entidades químicas. O número de átomos presentes em uma amostra, por exemplo, de 0,012 kg de carbono-12 é dado por uma constante física que recebe o nome constante de Avogadro (N a ), em homenagem ao químico Amedeo Avodagro (1776-1856), que estabeleceu os fundamentos para sua criação cujo valor adotado para a realização de cálculos foi de 6,02 x 10 23 mol -1. Lembre-se dessa relação: 1 mol = 6,02 x 10 23 (átomos, moléculas, etc) Utilizamos, em Química, três tipos de massa: atômica, molecular e molar. A massa dos átomos é dada pela massa atômica. Como os elementos químicos possuem átomos com mais de um valor de massa, a grandeza massa atômica é obtida pela média ponderada das massas dos átomos dos elementos químicos encontrados na natureza. Seu símbolo é m a, em que a letra a deve ser substituída pelo símbolo do elemento em questão. A massa atômica (m a ) de um elemento químico é a massa média ponderada de seus átomos encontrados na natureza. O valor da massa, em gramas, de um átomo de qualquer elemento químico pode ser obtido pela divisão da massa molar (massa de um mol de substância) pela constante de Avogadro, como mostra a tabela a seguir: Valores de massa atômica de alguns elementos químicos Elemento químico Massa de 6,02.10 23 Massa de um átomo átomos Carbono (C) 12,0 g 19,9.10 24 g Hidrogênio (H) 1,0 g 1,66.10 24 g Hélio (He) 4,0 g 6,6.10 24 g Magnésio (Mg) 24,3 g 40,3.10 24 g Mercúrio (Hg) 200,6 g 332.10 24 g Fonte: Química no cotidiano volume 2 A partir da relação entre as duas unidades de medida de massa, é possível converter o valor da massa de qualquer átomo de gramas por unidade de massa atômica ou vice-versa.
A maioria das substâncias é formada por grupos de átomos em proporções bem definidas, os quais chamamos constituintes. Cálculos envolvendo as substâncias são feitos considerando-se a massa dos constituintes, que é denominada massa molecular. Esse término também é utilizado para substâncias que tem constituintes amoleculares, por exemplo, os sais. Portanto, massa molecular refere-se à massa da entidade da qual uma substância é feita, que pode ser de uma molécula ou de uma fórmula mínima. A massa molecular e a massa atômica tem como símbolo m a e são expressas em unidades de massa atômica u. a letra a é substituída pelo símbolo do elemento químico ou pela fórmula da substância. A massa molecular corresponde ao somatório das massas atômicas dos átomos constituintes da substância. A definição é: massa molecular (m a ) é a soma das massas atômicas dos átomos dos constituintes de uma substância, podendo representar a massa de uma molécula ou de uma fórmula mínima. A massa atômica e a massa molecular são pouco utilizadas, porque não trabalhamos com átomos e moléculas e, sim, com quantidades maiores. Entretanto, estas são importantes por lidarem com a dimensão atômica e já começam a ter aplicação prática graças a um novo ramo da ciência, a Nanotecnologia, relacionada com a manipulação da matéria molecular, visando a criação de novos materiais, substâncias e produtos, com precisão de átomo a átomo. Para lidar com quantidades macroscópicas, utilizamos a massa molar, que se refere a massa de um mol de entidades. Essas poderão ser átomos (55,8g/mol Fe), moléculas (18g/mol H 2 O) ou agrupamento de íons (57,5 g/mol NaCl). Ela representa a massa da numerosidade igual ao número de átomos presentes em 12g de carbono-12, ou seja, em um mol. Sua definição é: massa molar (M) é a massa de um mol de substância. Os valores de massa das substâncias podem ser calculados com base nas quantidades que reagem com uma massa conhecida de carbono ou outra substância, cuja massa molar já foi determinada. A massa molar de uma substância é numericamente igual a sua massa molecular, mas difere em unidade: a massa molar é dada em gramas por mol (g/mol) e a massa molecular é dada em unidade de massa atômica (u). Massa dos átomos É muito importante, tanto nas atividades em laboratório como nas indústrias, saber antecipadamente as quantidades de reagentes que devemos usar para obter a quantidade desejada de produtos. A previsão das quantidades só é possível através de cálculos das massas e dos volumes das substâncias envolvidas nas reações químicas. No
entanto, muitas vezes é necessário 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. Como átomos ou moléculas são entidades muito pequenas para serem pesadas isoladamente, foi estabelecido um padrão para comparar suas massas. Unidade de massa atômica Atualmente, nossa escala de massas atômicas está baseada no isótopo mais comum do carbono, com número de massa igual a 12 (12C), ao qual foi atribuída exatamente a massa de 12 unidades de massa atômica (u). O 12 C foi escolhido em 1962 e é usado atualmente em todos os países do mundo. 1 u = 1,66054 10 24 g. Massa atômica de um átomo (MA) A massa atômica de um átomo é sua massa determinada em u, ou seja, é a massa comparada com 1/12 da massa do 12 C. As massas atômicas dos diferentes átomos podem ser determinadas experimentalmente com grande precisão, usando um aparelho denominado espectrômetro de massa. Para facilitar nossos cálculos não usaremos esses valores exatos; faremos um arredondamento para o número inteiro mais próximo:
Massa molecular É a soma das massas atômicas dos átomos que constituem as moléculas. Vejamos alguns exemplos: Constante de Avogadro ou número de Avogadro Como contar a quantidade de grãos de arroz existentes num 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. Veja como isso pode ser feito: Vamos supor que 100 grãos de arroz tenham massa de 2 g. Usando a relação entre massa e número de grãos, temos: Um procedimento semelhante nos permite descobrir o número de partículas numa amostra. Amedeo Avogadro (1776-1856) foi o primeiro cientista a conceber a idéia de que uma amostra de um elemento, com massa em gramas numericamente igual à sua massa atômica (MA), apresenta sempre o mesmo número de átomos (N). Avogadro não conseguiu determinar o valor de N. Ao longo do século XX, muitos experimentos bastante engenhosos foram feitos para determinar esse número N, denominado posteriormente Número de Avogadro
(Constante de Avogadro), em homenagem ao cientista. Esse número (N) tem como valor aceito atualmente: Em uma massa em gramas numericamente igual à massa atômica, para qualquer elemento, existem 6,02 10 23 átomos. Em uma massa em gramas numericamente igual à massa molecular (MM), para qualquer substância molecular, existem 6,02 10 23 moléculas. Fonte: Química no cotidiano volume 2 Mol: a unidade de quantidade de substâncias No nosso cotidiano, compramos, vendemos e contamos coisas indicando sua massa (1 quilo de açúcar) ou seu volume (1 litro de leite) ou ainda seu número de unidades. Em Química, como trabalhamos com átomos e moléculas, que são extremamente pequenos, tomamos como unidade, os conjuntos formados por 6,02 10 23 partículas (átomos, moléculas, íons etc.). Essa unidade recebe o nome de mol. Fonte: Química no cotidiano volume 2
Massa molar (M) Veja alguns exemplos: Conhecendo o número de mol, podemos estabelecer uma relação entre a massa (g) e o número de partículas.
Exercícios resolvidos envolvendo mol, massa, átomos e moléculas aplicando regra de três 1. Quantos átomos correspondem a 2 mols de átomos de ferro (Fe)? Para resolver por fator de conversão, basta multiplicar a quantidade fornecida pelo fator que converte a quantidade de matéria (mol) em número de entidades. Resolução 1 mol-----6,0.10 23 átomos 2 mol ----- X X.1mol= 6,0.10 23 átomos. 2mol X = 12,0 x 10 23 átomos 1mol X= 12,0 x 10 23 átomos de ferro 2. Qual é a quantidade de matéria (número de mols) correspondente a 18,06. 10 30 átomos de enxofre (S)? Resolução 1 mol-----6,0.10 23 átomos X ----- 18,06.10 30 átomos X. 6,0.10 23 átomos = 18,06.10 30 átomos. 1 mol X = 18,06.10 30 átomos 6,0.10 23 átomos X= 3.10 3. Qual é o número de moléculas existentes em 2,5 mols de hidrogênio? 1 mol-----6,0.10 23 moléculas 2,5 mol ----- X X.1mol= 2,5mol. 6,0.10 23 átomos X = 1,505.10 moléculas 1mol X= 1,505.10 moléculas de hidrogênio H
4. Qual é a quantidade de matéria (número de mols) correspondente a 1,0. 10 28 moléculas de H 2 O? Resolução 1 mol-----6,0.10 23 átomos X ----- 1,0.10 28 átomos X. 6,0.10 23 átomos = 1 mol. 1,0.10 28 átomos X = 1,0.10 28 átomos 6,0.10 23 átomos X= 0,166. 10 23 mols 5. Sabendo que a massa atômica do magnésio (Mg) é igual a 24 u (unidade de massa atômica), determine a massa, em gramas, de um átomo desse elemento. (Dado: Número de Avogadro = 6,0. 10 23 ). Resolução É importante recordar que a constante de Avogadro pode ser empregada para determinar o número de moléculas, átomos ou íons. E sua relação com a quantidade de matéria, mol, pode ser estabelecida da seguinte forma: 1 mol de qualquer elemento massa molar quantidade de moléculas, átomos, íons Aplicando a relação acima com o exercício proposto obtemos o seguinte esquema: Obs: 24u = 24g 1 mol de átomo de Mg 24g 6,0.10 23 átomos O exercício pergunta qual a massa de um átomo de magnésio, ele fornece a unidade de massa atômica do magnésio que também indica a massa molar dele, portanto 24u = 24g. Aplicando a regra de três temos: 24g-----6,0.10 23 átomos X ----- 1 átomo X.6,0.10 23 átomos = 1átomo.24g X = 1átomo.24g 6,0.10 23 átomos X= 4,0.10-23 gramas de magnésio
Referências Bibliográficas: NÓBREGA, Olívio Salgado; SILVA, Eduardo Roberto; SILVA, Ruth Hashimoto. Química - Volume único. Ed. Ética, São Paulo, 2007. PERUZZO, Francisco Miragaia; CANTO, Eduardo Leite. Química na abordagem do cotidiano. Ed. Moderna, v.2, São Paulo, 2010. SANTOS, Wildson; MOL, Gerson. Química Cidadã. Ed. Nova Geração, v.1, São Paulo, 2010. USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química Volume único. Ed. Saraiva, São Paulo, 2013.