1 o mol. 2 a massa de um átomo simples é muito pequena para ser medida em uma balança. massa de...

1

O MOLO MOL

2

A massa de um átomo simples é muito pequena para ser medida em uma balança.

massa de um átomo de hidrogênio = 1,673 x 10-24 g (0,000000000000000000000001673 g)

3

Isto é uma

massa

infinitesimal

1,673 x 10-24 g

4

• Os químicos escolheram uma unidade para contagem do número de átomos.

• Esta unidade é o

• Os químicos precisam de uma unidade de contagem que possa expressar um grande número de átomos com números simples.MOL

5

1 mol = 6,022 x 1023 objetos

6

GRANDE6,022 x 1023

É um número

7

6,022 x 1023

é o

Número deAvogadro

8

Se 10.000 pessoas começacem a contar o número de Avogadro, numa velocidade

de 100 números por minuto, a cada minuto do dia, levariam para alcançar o

número total...

1 TRILHÃO DE ANOS

9

1 mol de qualquer substância contém

6,022 x 1023

partículas desta substância.

10

A massa atômica, em gramas,

de qualquer elemento

contém 1 mol de átomos.

11

A massa molecular, em gramas,

de qualquer substância molecular

contém 1 mol de moléculas.

12

Este é o mesmo número de partículas6,022 x 1023

que existem em exatamente 12 gramas de

C126

13

ExemplosExemplos

14

Espécie

Quantidade

Número de átomos de H

H

1 mole

6.022 x 1023

15

Espécie

Quantidade

Número de moléculas

de H2

H2

1 mole

6.022 x 1023

16

Espécie

Quantidade

Número de átomos de Na

Na

1 mole

6.022 x 1023

17

Espécie

Quantidade

Número de átomos de Fe

Fe

1 mole

6.022 x 1023

18

Espécie

Quantidade

Número de moléculas

de C6H6

C6H6

1 mole

6.022 x 1023

19

1 mol de átomos = 6,022 x 1023 átomos

6,022 x 1023 moléculas

6,022 x 1023 íons

1 mol de moléculas =

1 mol de íons =

20

• A massa molar de um elemento é sua massa atômica em gramas.

• Ela contém 6,022 x 1023 átomos (número de Avogadro) deste elemento.

21

ElementoMassaAtômica

MassaMolar

Número de átomos

H 1,008 u 1,008 g 6,022 x 1023

Mg 24,31 u 24,31 g 6,022 x 1023

Na 22,99 u 22,99 g 6,022 x 1023

22

ProblemasProblemas

23

Massa atômica do ferro = 55.85

Quantos moles de ferro existem em 25.0 g deste metal?

Sequência de conversão: gramas Fe → moles Fe

1 mol Fe(grams Fe)55.85 g Fe

1 mol Fe(25.0 g Fe)55.85 g Fe

0.448 mol Fe

Prepare o cálculo usando um fator de conversão entre moles e gramas.

24

Sequência de conversão : gramas Fe → átomos Fe

236.022 x 10 atoms Fe(grams Fe)55.85 g Fe

Quantos átomos de ferro existem em 25.0 g deste metal?

236.022 x 10 atoms Fe(25.0 g Fe)55.85 g Fe

232.70 x 10 atoms Fe

Prepare o cálculo usando um fator de conversão entre átomos e gramas.

Massa atômica do ferro = 55.85

25

Massa Molar Na = 22.99 g

Sequência de conversão: átomos Na → gramas Na

2322.99 g Na(atoms Na)

6.022 x 10 atoms Na

Qual a massa de 3.01 x 1023 átomos de sódio (Na)?

2323

22.99 g Na(3.01 x 10 atoms Na)6.022 x 10 atoms Na

11.5 g Na

Prepare o cálculo usando um fator de conversão entre gramas e átomos.

26

Massa atômica do estanho = 118.7

Qual a massa de 0.365 moles de estanho?

Sequência de conversão : moles Sn → gramas Sn

1 molar mass Sn(moles Sn)1 mole Sn

118.7 g Sn(0.365 moles Sn)1 mole Sn

43.3 g Sn

Prepare o cálculo usando um fator de conversão entre gramas e moles.

27

2(2.00 mol O )23

2

2

6.022 x 10 molecules O1 mol O

2

2 atoms O1 molecule O

Sequência de conversão: moles O2 → moléculas O → átomos O

232

2

6.022 x 10 molecules O1 mol O

Quantos átomos de oxigênio estão presentes em 2.00 moles de moléculas de oxigênio?

Dois fatores de conversão são necesários:

2

2 atoms O1 mol O

24= 2.41 x10 atoms O

28

Massa Molar dos Massa Molar dos CompostosCompostos

29

A massa molar de um composto pode ser determinada pela soma das massas molares de todos os átomos presentes em sua fórmula.

30

2 C = 2(12.01 g) = 24.02 g6 H = 6(1.01 g) = 6.06 g1 O = 1(16.00 g) = 16.00 g

46.08 g

Calcule a massa molar do C2H6O.

31

1 Li = 1(6.94 g) = 6.94 g1 Cl = 1(35.45 g) = 35.45 g4 O = 4(16.00 g) = 64.00 g

106.39 g

Calcule a massa molar do LiClO4.

32

Calcule a massa molar do (NH4)3PO4 .

3 N = 3(14.01 g) = 42.03 g12 H = 12(1.01 g) = 12.12 g

1 P = 1(30.97 g) = 30.97 g4 O = 4(16.00 g) = 64.00 g

149.12 g

33

Número de Avogadro de

Partículas6 x 1023

Partículas

Massa Molar

1 MOL

34

1 MOL Ca

Número de Avogadro de átomos de Ca

6 x 1023 átomos Ca

40.078 g Ca

35

1 MOL H2O

Número de Avogadro de

moléculas de H2O

6 x 1023 moléculas

H2O

18.02 g H2O

36

H Cl HCl

6.022 x 1023 H átomos

6.022 x 1023 Cl átomos

6.022 x 1023 HCl moléculas

1 mol átomos H 1 mol átomos Cl

1 mol moléculas HCl

1.008 g H 35.45 g Cl 36.46 g HCl

1 massa molar átomos H

1 massa molar átomos Cl

1 massa molar moléculas HCl

Estas relações estão presentes quando hidrogênio se combina com cloro.

37

Considerando elementos diatômicos (H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, and I2), distinguir entre um mol de átomos e um mol de moléculas.

38

Calcule a massa molar de 1 mol de átomos H.

1 H = 1(1.01 g) = 1.01 g

Calcule a massa molar de 1 mol de moléculas H2.

2 H = 2(1.01 g) = 2.02 g

39

ProblemasProblemas

40

Quantos moles de benzeno, C6H6, estão presentes em 390.0 gramas de benzeno?

Sequência de conversão: gramas C6H6 → moles C6H6

6 6

6 6

78.12 grams C HUse the conversion factor: 1 mole C H

6 6

6 6

1 mole C H 78.12 g C H

6 6(390.0 g C H ) 6 6= 5.000 moles C H

Massa molar do C6H6 é 78.12 g.

41

Quantas gramas de (NH4)3PO4 estão contidas em2.52 moles de (NH4)3PO4?

Sequência de conversão: moles (NH4)3PO4

→ grams (NH4)3PO4

4 3 4

4 3 4

149.12 grams (NH ) POUse the conversion factor: 1 mole (NH ) PO

4 3 4(2.52 mol (NH ) PO ) 4 3 4

4 3 4

149.12 g (NH ) PO1 mol (NH ) PO

4 3 4= 376g (NH ) PO

Massa molar do (NH4)3PO4 é 149.12 g.

42

2(56.04 g N ) 2

2

1 mol N28.02 g N

232

2

6.022 x 10 molecules N 1 mol N

56.04 g de N2 contem quantas moléculas de N2?

Massa molar do N2 é 28.02 g.Sequência de conversão: g N2 → moles N2

→ molecules N2Usando os fatores de conversão

2

2

1 mol N 28.02 g N

232

2


242= 1.204 x 10 molecules N

43

2

2

1 mol N28.02 g N

2(56.04 g N )23

2

2


56.04 g de N2 contém quantos átomos de nitrogênio?

Massa molar do N2 é 28.02 g.Sequência de conversão: g N2 → moles N2

→ molecules N2

→ atoms NUse the conversion factor2

2

1 mol N 28.02 g N

232

2

6.022 x 10 molecules N 1 mol N 2

2 atoms N 1 molecule N

24= 2.409 x 10 atoms N2

2 atoms N1 molecule N

44

Composição Percentual Composição Percentual dosdos

CompostosCompostos

45

Composição percentual de um composto é a percetagem de massa de cada elemento neste

composto.

H2O11.19% H de massa 88.79% O de massa

46

Composição PercentualComposição Percentual da Fórmulada Fórmula

47

Se a fórmual de um composto é conhecida, um proceso em duas etapas é necesário para calcular a composição percentual.

Etapa 1 Calcule a massa molar da fórmula.

Etapa 2 Divida a massa total de cada elemento na fórmula pela massa molar e multiplique por 100.

48

total mass of the element x 100 = percent of the element molar mass

49

Etapa 1 Calcule a massa molar do H2S.2 H = 2 x 1.01g = 2.02 g

1 S = 1 x 32.07 g = 32.07 g34.09 g

Calcule a composição percentual do ácido sulfídrico H2S.

50

Calcule a composição percentual do ácido sulfídrico H2S.

Etapa 2 Divida a massa total de cada elemento na fórmula pela massa molar e multiplique por 100.

H

5.93%

S

94.07%

32.07g SS: (100) 94.07%34.09g

2.02 g HH: (100) = 5.93%34.09 g

51

Composição Percentual Composição Percentual a partir de a partir de

dados experimentaisdados experimentais

52

A composição percentual pode ser calculada de dados experimentais sem se conhecer a composição do composto.

Etapa 1 Calcule a massa do composto formado.

Etapa 2 Divida a massa de cada elemento pela massa total do composto e multiplique por 100.

53

Etapa 1 Calcule a massa total do composto

1.52 g N3.47 g O4.99 g

Um composto contendo nitrogênio and oxigênio é analisado e contém 1,52 g de nitrogênio e 3,47 g de oxigênio. Determine sua composição percentual.

= massa total do produto

54

Etapa 2 Divida a massa de cada elemento pela massa total do composto.

3.47g O (100) = 69.5%4.99g

1.52 g N (100) = 30.5%4.99 g

N

30.5%

O

69.5%

Um composto contendo nitrogênio and oxigênio é analisado e contém 1,52 g de nitrogênio e 3,47 g de oxigênio. Determine sua composição percentual.

55

Fórmula Empirica versus Fórmula Empirica versus Fórmula MolecularFórmula Molecular

56

ExemplosExemplos

57

C2H4Fórmula Molecular

CH2Fórmula Empirica

C:H 1:2Razão molar

58

C6H6Fórmula Molecular

CHFórmula Empirica

C:H 1:1Razão molar

59

H2O2Fórmula Molecular

HOFórmula Empirica

H:O 1:1Razão molar

61

Dois compostos podem ter fórmulas empíricas semelhantes e diferentes fórmulas moleculares.

63

CalculandoCalculandoFórmulas EmpíricasFórmulas Empíricas

64

Etapa 1 Assuma uma quantidade inicial definida (usualmente 100.0 g) de composto, caso a quantidade atual não seja dada, e expresse a massa de cada elemento em gramas.

Etapa 2 Converta a massa em gramas de cada elemento em número de moles de cada elemento usando a massa molar de cada elemento.

65

Etapa 3 Divida o número de moles de cada elemento pelo número de moles do elemento com o menor valor.

– Se os números obtidos forem inteiros, use-os como os indíces de cada elemento na fórmula empírica.

– Se os números obtidos não forem inteiros, vá para a etapa 4.

66

Etapa 4 Multiplique os valores obtidos na Etapa 3 pelo menor número que converta os valores em números inteiros.

Use estes números inteiros como índices da fórmula em´pírica.

FeO1.5Fe1 x 2O1.5 x 2 Fe2O3

67

• Estes resultados de cálculo podem ser diferentes de um número inteiro.

– Se eles diferem de ±0.1, arredonde este valor para o número inteiro mais próximo.

2.93– Desvios maiores que 0.1 de um número

inteiro usualmente significam que as razões calculadas podem ser multiplicadas por um número inteiro para alcançar um valor inteiro.

68

Algumas frações comuns e seus equivalentes decimais

Fração comumEquivalente

Decimal14

13

23

12

34

0.333…

0.25

0.5

0.75

0.666…

Número inteiro resultante

1

1

2

1

3

Multiplique o equivalente decimal pela número no

denominador da fração para

alcançar o número inteiro.

69

ProblemasProblemas

70

A analysis of a salt shows that it contains 56.58% potassium (K); 8.68% carbon (C); and 34.73% oxygen (O). Calculate the empirical formula for this substance.Step 1 Express each element in grams. Assume 100

grams of compound.

K = 56.58 gC = 8.68 gO = 34.73 g

71

The analysis of a salt shows that it contains 56.58% potassium (K); 8.68% carbon (C); and 34.73% oxygen (O). Calculate the empirical formula for this substance.Step 2 Convert the grams of each element to moles.

K: 56.58 g K 1 mol K atoms39.10 g K

1.447 mol K atoms

C: 8.68 g C 1 mol C atoms12.01 g C

0.723 mol C atoms

O: 34.73 g O 1 mol O atoms16.00 g O

2.171 mol O atoms

C has the smallest number of moles

0.723 mol C atoms

72

The analysis of a salt shows that it contains 56.58% potassium (K); 8.68% carbon (C); and 34.73% oxygen (O). Calculate the empirical formula for this substance.Step 3 Divide each number of moles by the smallest

value.1.447 molK = = 2.000.723 mol

0.723 molC: = 1.000.723 mol

2.171 molO = = 3.000.723 mol

The simplest ratio of K:C:O is 2:1:3Empirical formula K2CO3

C has the smallest number of moles

0.723 mol C atoms

73

The percent composition of a compound is 25.94% nitrogen (N), and 74.06% oxygen (O). Calculate the empirical formula for this substance.


Step 1 Express each element in grams. Assume 100 grams of compound.

N = 25.94 gO = 74.06 g

74

Step 2 Convert the grams of each element to moles.

N: 25.94 g N 1 mol N atoms14.01 g N

1.852 mol N atoms

O: 74.06 g O 1 mol O atoms16.00 g O

4.629 mol C atoms


75

Step 3 Divide each number of moles by the smallest value.

1.852 molN = = 1.0001.852 mol

4.629 molO: = 2.5001.852 mol


This is not a ratio of whole numbers.

76

Step 4 Multiply each of the values by 2.


Empirical formula N2O5

N: (1.000)2 = 2.000 O: (2.500)2 = 5.000

77

Calculando a Fórmula Molecular a Calculando a Fórmula Molecular a partir da Fórmula Empíricapartir da Fórmula Empírica

78

• A fórmula molecular pode ser calculada a partir da fórmula empírica se a massa molar é conhecida.

• A fórmula molecular será igual a fórmual empírica ou algum multiplo, n, dela.

• Para determinar a fórmula molecular avalie o valor de n.

• n é o número de unidades da fórmula empírica contidas na fórmula molecular.

molar massn = = massof empirical formula formula units

number of empirical

79

What is the molecular formula of a compound which has an empirical formula of CH2 and a molar mass of 126.2 g?

The molecular formula is (CH2)9 = C9H18

Let n = the number of formula units of CH2. Calculate the mass of each CH2 unit

1 C = 1(12.01 g) = 12.01g 2 H = 2(1.01 g) = 2.02g

14.03g126.2 gn 9 (empirical formula units)14.03 g

1 o mol. 2 a massa de um átomo simples é muito pequena para ser medida em uma balança. massa de...

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