Apresentação do PowerPoint

Aula de Grandezas Químicas
Massas 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 do volumes das substâncias
envolvidas nas reações químicas.
Como átomos ou moléculas são entidades muito
pequenas para serem “pesadas” isoladamente, foi
estabelecido um padrão para comparar suas massas.
Determinar a massa de um corpo (pesá-lo) é
comparar sua massa com um padrão de massa
conveniente e previamente escolhido.
Unidade de Massa Atômica (u ou u.m.a.)
Para medir as massas dos átomos, os químicos
escolheram como padrão a massa de um átomo. Em
1962, durante o Congresso Internacional de Química, foi
escolhido o átomo de carbono 12 (12C), e a unidade
usada na medida das massas atômicas passou a ser
massa de 1/12 do átomo de carbono 12. Este padrão é
chamado de unidade de massa atômica.
O carbono 12 (6C12) apresenta 6 prótons e 6 nêutrons.
Como a massa de um próton é praticamente igual a
massa de um nêutron, esse carbono é constituído por
12 unidades, praticamente iguais em massa, que
constituem sua massa total (lembre-se de que a massa
dos elétrons é desprezível).
Assim, a unidade de massa atômica (u ou u.m.a.)
representa a massa de um próton ou de um nêutron:
1u ou 1u.m.a. = 1/12 do carbono 12
Massa Atômica
Massa atômica é a massa de um átomo expressa em u
ou u.m.a. Ela indica quantas vezes a massa do átomo é
maior que 1/12 da massa do carbono 12.
Assim, a massa atômica do carbono 12 é igual a 12u.
Por exemplo, quando dizemos que a massa do átomo
24Mg é igual a 24u, concluímos que:

Massa de um átomo de 24Mg = 24 x massa de
1/12 do átomo de 12C.

Massa de um átomo de 24Mg = 2 x massa de um
átomo de 12C.
Massa Atômica de um Elemento
Massa atômica de um elemento é a média ponderada
das massas atômicas de seus isótopos constituintes.
Exemplo: o elemento químico cloro é formado pelos
isótopos:

35 = 75%
Cl
17

37 = 25%
Cl
17
Massa atômica do elemento cloro = [(35 x 75) + (37 x
25)] / 100 = 35,5u
Massa Molecular
Massa molecular de uma substância é a massa da
molécula expressa em unidade de massa atômica (u).
Numericamente, a massa molecular é igual a soma das
massas atômicas (encontradas na Tabela Periódica) de
todos os átomos constituintes da molécula.
Exemplo: Calcular a massa molecular da água (H2O):



2H = 2 x 1 = 2u
1O = 1 x 16 = 16u
somando as massas: 2u + 16u = 18u
Assim, a molécula da água tem massa molecular igual a
18u.
IMPORTANTE: no caso de substâncias iônicas, o
termo massa molecular deve ser substituído por
fórmula-massa (ou massa-fórmula), pois não existe
molécula de substância iônica. Entretanto, na
prática costuma-se usar a expressão massa
molecular também nesses casos.
Mol e Constante de Avogadro
Observe a massa atômica dos seguintes elementos
químicos:

He = 4u  massa de 1 átomo de hélio

C = 12u  massa de 1 átomo de carbono

Ca = 40u  massa de 1 átomo de cálcio
Consideremos os mesmos números, mas em uma
grandeza macroscópica.
Experimentalmente os químicos determinaram que a
quantidade de átomos presentes nos três casos é
exatamente a mesma:

4g de He contém 6,02 x 1023 átomos de He

12g de C contém 6,02 x 1023 átomos de C

40g de Ca contém 6,02 x 1023 átomos de Ca
Assim como 12 unidades é uma quantidade chamada 1
dúzia, a quantidade 6,02 x 1023 unidades foi chamada
de 1 mol.
Dessa forma podemos concluir que:
Um mol de qualquer espécie química = 6,02 x 1023
entidades elementares da referida espécie química
Por exemplo:

1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos

1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas

1 mol de íons = 6,02 x 1023 íons
O número 6,02 x 1023 é conhecido como constante de
Avogadro.
Massa Molar
Massa molar é a massa contida em 1 mol (que contém
6,02 x 1023 unidades) de qualquer espécie química. A
unidade mais usada para a massa molar é g/mol ou g *
mol – 1.
Massa molar de um elemento é a massa de um mol
de átomos, ou seja, 6,02 x 1023 átomos desse elemento.
É numericamente igual a sua massa atômica.
Por exemplo:

massa atômica do Ca = 40u

massa molar do Ca = 40g/mol
Conclusão:
1mol de átomos de Ca = 6,02 x 1023 átomos = 40g
Massa molar de uma substância é a massa de 1 mol
de entidades representadas pela fórmula da substância.
A massa molar de uma substância é numericamente
igual a sua massa molecular (ou fórmula-massa, no
caso de substância iônica).
Exemplo 1:

massa molecular de H2O = 18u

massa molar de H2O = 18g/mol
Conclusão:
1mol de moléculas de H2O = 6,02 x 1023 moléculas =
18g
Exemplo 2:

fórmula-massa de NaCl (Na+Cl –) = 58,5u

massa molar do NaCl (Na+Cl –) = 58,5g/mol
Conclusão:
1mol de entidades de NaCl (Na+Cl –) = 6,02 x 1023
entidades de NaCl (Na+Cl –) = 58,5g
Um grande abraço a todos, uma
boa prova e que DEUS os abençoe.
Professor Sandro Griffo
e-mail = [email protected]