Aula 15 – Relações de Massa Na Química, é muito

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 (12C). 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 12C. 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:
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. Figura 1 - Representação
Desse modo, calculando a massa-fórmula, temos:
de um sólido de K2S
Massas atômicas: [ K+ ]
[S2-]
K: 39,1 u
S: 32,1 u
MFK2S =
[2 * (32,1)] + [1 * (39,1)]
MFK2S = 103,3 u
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.
Vamos supor que 100 grãos de arroz tenham massa de 2 g. Usando a relação entre
massa e número de grãos, temos:
100 grãos
2g
X grãos
5.000 g
Resolvendo a regra de três, temos:
2x = 5000 * 100
X = 250.000 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:
6,022. 1023
Ou
6,02. 1023
Ou ainda
6,0. 1023
Esse número é chamado de número de Avogadro, em homenagem ao
cientista Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro (1776-1856), 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
6,022.1023 átomos. Veja outros exemplos:
H
(hidrogênio)
MH = 1 u
U
(Urânio)
MU = 238 u
Ca
(Cálcio)
MCa = 40 u
1 g de
hidrogênio
6,022. 1023
átomos de H
238 g de
urânio
6,022. 1023
átomos de U
40 g de
cálcio
6,022. 1023
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 6,022.10 23 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
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 6,02.10 23
partículas (átomos, moléculas, íons, etc.). Essa unidade recebe o nome de MOL.
Desse modo, podemos definir:
Mol: Quantidade de matéria que contém 6,02.1023 entidades
Logo,
1 mol de átomos
1 mol de moléculas
1 mol de fórmulas
1 mol de íons
1 mól de elétrons
É a quantidade de
matéria que contém
6,02.1023 átomos
6,02.1023 moléculas
6,02.1023 fórmulas
6,02.1023 íons
6,02.1023 elétrons
MASSA MOLAR (M)
Massa molar (M) é o nome dado para a massa que contém 6,02.10 23
entidades. Sua unidade é g mol-1. Veja alguns exemplos:
Mercúrio (Hg):
MHg = 201 u
201 g
6,02.1023 átomos
átomos de Hg.
Cloreto de sódio (NaCl):
MFNaCl = 58,5 u
1 mol de
58,5 g
6,02.1023 fórmulas
mol de fórmulas de NaCl.
Logo: MHg= 201 g mol-1
Logo: MNaCl= 58,5 g mol-1
Sacarose (C12H22O11):
MMC12H22O11 = 342 u
Íon Nitrato (NO3-):
MMNO3- = 62 u
342 g
6,02.1023 moléculas 1
mol de moléculas de C12H22O11.
Logo: MC12H22O11= 342 mol-1
62 g
6,02.1023 íons
íons de NO3-
1
1 mol de
Logo: MNO3- = 62 mol-1
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
𝑚
𝑔
𝑚
=
=
→
𝑛
=
𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟
𝑀
𝑔 𝑚𝑜𝑙 −1
𝑀
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 = 14 + 3
MMNH3 = 17 u
Se a massa molecular é numericamente igual a massa molar, temos:
MNH3 = 17 g mol-1
MMNH3 = 17u
Com esses dados podemos estabelecer a relação:
1 mol de moléculas de NH3
X
17𝑥 = 47 ∗ 1
47
𝑥 = 17
17 g
47 g
𝑥 = 𝟐, 𝟕𝟔 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍é𝒄𝒖𝒍𝒂𝒔 𝒅𝒆 𝑵𝑯𝟑
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) 6,02x1023
b) 1.400
c) 13
d) 52
e) 0,27
2) Carbonato de lítio (Li2CO3) 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 1023
b) 3,65 x 1019
c) 3,65 x 1021
d) 2,7 x 1020
e) 365 x 1023
3) (UFAC) Três mols de benzeno (C6H6) contém uma
massa de: (Dados: C = 12, H = 1)
b) 39g
c) 156g
d) 72g
e) 234g
5) (Mackenzie-SP) Em 600g de H2O, existem: (Dados: H
= 1 e O = 2)
a) 3 moléculas
b) 2,0x 1025 moléculas
c) 18 moléculas
d) 6,0x 1024 moléculas
e) 6,0 x 1023 moléculas
6) Qual a quantidade em mol contida em 4900g de
H2SO4, ácido sulfúrico?
Massas molares (g/mol): O = 16; H = 1; S = 32. (Valor:
1,5)
a) 78g
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 email para a prof. Em:
[email protected]
Bons estudos!
Referências
SALVADOR, E.; USBERCO, J.; Conecte Química - 1º Ano - Ensino Médio. Ed. Saraiva. 2011.
PERUZZO, F.M.; DO CANTO, E.L.; Química na Abordagem do Cotidiano - Volume 1. Ed.
Moderna, 2010.