Ciências da Natureza e suas Tecnologias - Química

Apresentação em tema: "Ciências da Natureza e suas Tecnologias - Química"— Transcrição da apresentação:

1 Ciências da Natureza e suas Tecnologias - Química
Ensino Médio, 1ª Série Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro 1

2 QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro Introdução Os átomos, como já sabemos, são uma das menores divisões da matéria. Logo, sendo uma partícula tão pequena, é muito difícil de ser observada. Foi pensando nisso que os primeiros cientistas tentaram melhorar a maneira de se trabalhar com essas partículas. 2

3 QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro Introdução Inicialmente para medir essas partículas era utilizada uma unidade denominada unidade de massa atômica. Essa unidade era referenciada no tamanho do átomo do carbono e uma massa tão pequena quanto 1,99 x era quase que imperceptível nos cálculos. 3

4 QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro Introdução Veja que se formos trabalhar com 0, seria muito difícil de fazer os cálculos químicos. Então pensemos: 1 dúzia = 12 1 dezena = 10 1 centena = 100 4

5 VAMOS OBSERVAR ESTE DESENVOLVIMENTO!!!
QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro Introdução Foi a partir deste pensamento que se fizeram sugestões de unidades de medidas para a quantidade de átomos que fosse unitário, ou seja, criou-se um múltiplo que tivesse uma referência significativa em unidade de massa (gramas). VAMOS OBSERVAR ESTE DESENVOLVIMENTO!!! 5

6 A MASSA DO ÁTOMO DE CARBONO
QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro A MASSA DO ÁTOMO DE CARBONO O átomo de carbono foi dividido em doze partes e a partir disso se fez o seguinte conceito: “a massa de um átomo (massa atômica) é o número que indica quantas vezes esse átomo é mais pesado do que 1/12 avos do átomo de carbono”; o número doze vem da quantidade de prótons existentes no núcleo do átomo de carbono mais abundante. Criou-se então a unidade u.m.a, ou seja, unidade de massa atômica. 6

7 A MASSA DO ÁTOMO DE CARBONO 1 uma = 1/12 avos da massa do carbono
QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro A MASSA DO ÁTOMO DE CARBONO 1 uma = 1/12 avos da massa do carbono A partir desse padrão todos os outros átomos foram então submetidos a medida de sua massa com referência ao uma. 1 u (unidade de massa atômica) = 1/12 do átomo de ¹²C 7

8 A MASSA DOS OUTROS ELEMENTOS
QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro A MASSA DOS OUTROS ELEMENTOS os outros elementos foram medidos comparando-se suas massas com a u.m.a., vamos ver um exemplo: Podemos ver que na balança a massa do urânio é de 238 u.m.a. U 238 Átomo de Urânio 8

9 Então como se mediria as massas de uma molécula qualquer?!!!!
QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro Então como se mediria as massas de uma molécula qualquer?!!!! muito simples: é só somar as massas dos elementos contidos nesta molécula exemplo: Logo a molécula de glicose é 180 vezes mais pesada que a 1/12 parte do átomo de carbono. 180 Molécula de Glicose 9

10 COMO QUE SE RELACIONOU U.M.A. COM GRAMAS???
QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro COMO QUE SE RELACIONOU U.M.A. COM GRAMAS??? Para se relacionar a unidade de massa atômica foi necessário que um cientista chamado Amedeo Avogadro, fizesse um experimento para descobrir uma propriedade muito importante da matéria. Ele colocou diferentes gases na mesma pressão e temperatura dentro de um recipiente que tinha um volume definido. 10

11 COMO SE RELACIONOU U.M.A. COM GRAMAS???
QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro COMO SE RELACIONOU U.M.A. COM GRAMAS??? O resultado foi que quando colocado a mesma quantidade de substâncias diferentes, o volume que era obtido dentro deste recipiente era o mesmo. Como poderia ser explicado essa propriedade da matéria? O fato é que com essa descoberta muita coisa mudou na química. Criou-se uma nova grandeza química.

12 HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADRO
QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADRO quando o gás hidrogênio reage com o oxigênio para produzir água H2 + O2  H2O ele sempre reage na mesma proporção, de modo que essa quantidade de hidrogênio que se relaciona ao oxigênio é devida às ligações que um tipo de átomo faz com o outro.

13 HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADRO
QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADRO Esse tipo de observação feita por Avogadro quebrou os conceitos da época que acreditava ser todas as substâncias formadas por um único átomo e não por uma ligação entre tipos diferentes deles, isso afirmou depois do experimento. 13

14 HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADRO
QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADRO A resposta de Amedeo Avogadro foi: “volumes iguais de gases quaisquer, quando medidos na mesma pressão e temperatura, encerram o mesmo número de moléculas”, ou seja, se nós medirmos um determinado volume de um recipiente e ele for cheio, por exemplo, de oxigênio, então a quantidade de moléculas de oxigênio será a mesma se o volume for cheio de hidrogênio. 14

15 QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro SE A QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA PERMANECE A MESMA, QUAL É ESSA QUANTIDADE? Para decidir sobre essa quantidade é preciso saber que outros grandes cientistas contribuíram, como por exemplo: Lavoisier: “a massa total de um sistema fechado não varia, qualquer que seja a reação química que aí venha a ocorrer”; Proust: “uma determinada substância, qualquer que seja sua origem, sempre será formada pelos mesmos elementos químicos, combinados na mesma proporção em massa”; 15

16 QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro O CONCEITO DE MOL Considerando então estes conceitos introdutórios vistos até agora podemos afirmar que Mol é a quantidade de matéria de um sistema, que contém a mesma quantidade de átomos ou moléculas que existem em 0,012 kg de carbono; 16

17 QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro CONCEITO DE MOL Então, Amedeo Avogadro realizou seu ensaio que provou que em uma quantidade de 12 gramas de carbono continham 6,02 x 1023 átomos de carbono. Avaliando que os outros átomos foram medidos em comparação com o átomo de carbono, pode-se expandir essa medida para os outros, ou seja a quantidade de átomos equivalente à quantidade que se tem em doze gramas de carbono é um MOL. 17

18 QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro CONCEITO DE MOL Considerando o que já foi visto anteriormente, sobre a u.m.a., podemos agora reforçar dizendo que a massa do carbono é de 12 u.m.a., e que como esse átomo possui 6 prótons, 6 nêutrons e 6 elétrons, somente nêutrons e prótons contam para a massa, então para qualquer átomo podemos dizer que sua massa é igual a soma de seus prótons e nêutrons. Com essa medida para o átomo de oxigênio podemos então afirmar que ele possui 16 u.m.a., e se medirmos então a quantidade de massa contida no recipiente de LAVOISIER. O que poderíamos descobrir? 18

19 1 u.m.a. é equivalente a 1 (um) grama.
QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro CONCEITO DE MOL descobriríamos que a massa do recipiente pesaria uma quantidade de 16 gramas de oxigênio, então: 1 u.m.a. é equivalente a 1 (um) grama. descobrindo a massa dessa quantidade de oxigênio para o recipiente de Lavoisier, encontramos o valor da massa molar do oxigênio. 19

20 1 MOL=6,02x1023 átomos ou moléculas.
QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro CONCEITO DE MOL Constante de Avogadro. 1 mol de qualquer substância, seja ela molecular ou atômica, tem sempre 6,02 x átomos ou moléculas. 1 MOL=6,02x1023 átomos ou moléculas. 20

21 QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro EXERCÍCIOS Um cientista dispõe de 19,2 g de átomos oxigênio (O = 16). Qual o número de mols que este cientista pode contar? Sabendo que um mol de oxigênio é igual a 16 gramas, e que em um mol temos 6,02 x moléculas ou átomos, então podemos afirmar que: 16g de O ,02 x 1023 19,2g de O x x= 0,6 mol de O. 21

22 massa de O=16 x 1= 16 g por mol de moléculas de NaOH.
QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro EXERCÍCIOS Determine o número de moléculas existente em 160 g de hidróxido de sódio ( NaOH). (H=1, O=16, NA=23): para resolvermos esta questão é necessário calcularmos a massa da molécula: massa de H= 1 x 1(número de hidrogênios na molécula)= 1 g por mol de moléculas de NaOH massa de O=16 x 1= 16 g por mol de moléculas de NaOH. massa de Na= 23 x 1= 23 g por mol de moléculas de NaOH 22

23 QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro EXERCÍCIOS totalizando um valor de massa da molécula de 40 g por mol, sabendo que nesse valor existe 6,02 x 1023 moléculas, então: 40g ,02 x 1023 160g x x= 2,4×1024 moléculas de NaOH. 23

24 65g de zinco ------------ 1 mol x de zinco ----------- 2,5 mol
QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro EXERCÍCIOS Uma lâmina de Zinco é formada por 2,5 mols de átomos. Ache a sua massa, em gramas. ( Dados: MZn = 65 g/mol) Neste caso, a questão quer encontrar o valor em quantidade de massa da placa de zinco, temos como dado para cálculo a massa molar do zinco metálico, então: 65g de zinco mol x de zinco ,5 mol x = 162,5 g de zinco. 24

25 Bibliografia e referências.
QUÍMICA, 1ºano Conceito de Mol. Massa Molar. Constante de Avogadro Bibliografia e referências. 12/11/2011. Feltre, Ricardo, Química Geral vol. 1, Editora Moderna, pág 25