Aula de Grandezas Químicas

Apresentação em tema: "Aula de Grandezas Químicas"— Transcrição da apresentação:

1 Aula de Grandezas Químicas

2 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.  

3 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.

4 Unidade de Massa Atômica (u ou u. m. a
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.

5 O carbono 12 (6C12) apresenta 6 prótons e 6 nêutrons
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

6 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:   Ø       Massa de um átomo de 24Mg = 24 x massa de 1/12 do átomo de 12C. Ø       Massa de um átomo de 24Mg = 2 x massa de um átomo de 12C.

7 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:   Ø       17Cl35 = 75% Ø       17Cl37 = 25%   Massa atômica do elemento cloro = [(35 x 75) + (37 x 25)] / 100 = 35,5u  

8 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.    

9 Exemplo: Calcular a massa molecular da água (H2O):   Ø       2H = 2 x 1 = 2u Ø       1O = 1 x 16 = 16u Ø       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.

10 Mol e Constante de Avogadro   Observe a massa atômica dos seguintes elementos químicos:   Ø       He = 4u  massa de 1 átomo de hélio Ø       C = 12u  massa de 1 átomo de carbono Ø       Ca = 40u  massa de 1 átomo de cálcio   Consideremos os mesmos números, mas em uma grandeza macroscópica.

11 Experimentalmente os químicos determinaram que a quantidade de átomos presentes nos três casos é exatamente a mesma:   Ø       4g de He contém 6,02 x 1023 átomos de He Ø       12g de C contém 6,02 x 1023 átomos de C Ø       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.

12 Dessa forma podemos concluir que:   Um mol de qualquer espécie química = 6,02 x 1023 entidades elementares da referida espécie química   Por exemplo:   Ø       1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos Ø       1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas Ø       1 mol de íons = 6,02 x 1023 íons   O número 6,02 x 1023 é conhecido como constante de Avogadro.

13 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.

14 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:   Ø       massa atômica do Ca = 40u Ø       massa molar do Ca = 40g/mol   Conclusão:   1mol de átomos de Ca = 6,02 x 1023 átomos = 40g

15 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:   Ø       massa molecular de H2O = 18u Ø       massa molar de H2O = 18g/mol   Conclusão:   1mol de moléculas de H2O = 6,02 x 1023 moléculas = 18g

16 Exemplo 2:   Ø       fórmula-massa de NaCl (Na+Cl –) = 58,5u Ø       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

17 Um grande abraço a todos, uma boa prova e que DEUS os abençoe
Um grande abraço a todos, uma boa prova e que DEUS os abençoe. Professor Sandro Griffo =