GRANDEZAS QUÍMICASGRANDEZAS QUÍMICAS

Ao ocorrer uma reação química (sistema fechado) notamos que a quantidade de átomos presentes nos reagentes permanece inalterada ao se formarem os produtos, isto é, se tivéssemos colocado alguns reagentes numa balança (antes de acontecer a reação) com leitura 30g, teríamos os mesmos 30g após a reação ocorrer.

Algumas LEIS regem as constâncias observadas durante a ocorrência das reações químicas, como:

Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação das Massas :

Para Lavoisier (1743 - 1794), a massa antes e depois da reação permanece a mesma: "A massa total dos reagentes é igual à massa dos produtos".

Reagentes Produtos

mR = mP

Lei de Proust ou Lei das Proporções Constantes:

Para Proust (1754 - 1826), uma substância pura, qualquer que seja sua origem, apresenta sempre a mesma proporção em massa. Assim, se obtendo água pura de vários locais diferentes e, por eletrólise, decompô-las e medirmos a massa dos produtos formados, nota-se que existe uma constância entre as massas dos participantes da reação:

A essas leis relacionadas à massa dos participantes da reação, dá-se o nome de LEIS PONDERAIS.

Para efetuarmos cálculos envolvendo massas numa reação química devemos, antes, entender como são "pesados" os átomos dos diferentes elementos:

Massa Atômica (MA) : é um número que indica quantas vezes um átomo de um determinado elemento químico é mais "pesado" que 1/12 da massa do isótopo do carbono-12. Para obtermos o valor da massa atômica de um elemento devemos levar em consideração a quantidade de isótopos que o formam. Por exemplo, o elemento químico Cloro (Cl), apresenta na natureza, os isótopos 35

17Cl de MA = 34,969u (u = unidade), cuja abundância é de 75,4% e 3717Cl de MA

= 34,996u, cuja abundância é de 24,6%. A MACl poderá ser calculada por:

H2O H2 + O2

AmostraPurificada

de

Massa de águaMedida

Massa de H2

Obtida

Massa de O2

ObtidaÁgua de chuva

90g 10g 80g

Água de rio

36g 4g 32g

Água de mar

2,7g 0,3g 2,4g

Água de fonte

450g 50g 400g

Proporção 9 : 1: 8

uuuu

MACl 5,35460,35100

%)6,24.996,34(%)4,75.969,34(

Esse dado MACl = 35,5u pode ser interpretado como: cada átomo do elemento químico cloro pesa em média 35,5 vezes mais que 1/12 da massa do átomo de carbono-12.ATENÇÃO: Não confunda Massa Atômica (MA) com Número de Massa (A). A massa atômica é uma medida feita em relação a 1/12

da massa do 12C, enquanto A = p+ + n0.

Massa molecular (MM):

A massa molecular de uma substância é determinada pela soma das massa atômicas dos elementos que fazem parte dessa molécula. Exemplos:

C12H22O11

C 12 u x 12 = 144 uH 1u x 22 = 22 u

O 16 u x 11 = 176 u-------------------------------

M.M. = 342 u

Assim, quando dizemos que a Sacarose (C12H22O11) tem massa molecular 342 u é porque a massa de sua molécula é 342 vezes 1/12 da massa do isótopo 12 do carbono.

Número de avogadro e a unidade “Mol”

Amadeo Avogadro (1776 - 1856) sugeriu a existência de um número fixo de moléculas que constituía qualquer gás nas mesmas condições normais de temperatura e pressão (0ºC e 1atm). Mais tarde, outros cientistas determinaram esse número: 6,02.1023 (seiscentos e dois sextilhões).

Mais facilmente, podemos determinar que o número de Avogadro é o número de átomos (6,02.1023) existentes quando a massa atômica de um elemento é expressa em gramas (g).

A massa atômica do Cloro é 35,5u. 6,02.1023 cloros têm uma massa de 35,5g. A molécula de água tem MM = 18u. 6,02.1023 moléculas de água têm massa 18g.

Para representar essa quantidade exagerada (6,02.1023) usa-se a unidade MOL.

1mol = 6,02.1023

1 mol de parafusos = 6,02.1023 parafusos1 mol de H2O = 6,02.1023 moléculas de água.

1 mol de Al(OH)3

6,02.1023 substâncias Al(OH)3

1 mol de átomos de Al6,02.1023 átomos de Al3 mol de átomos de O18,06.1023 átomos de O3 mol de átomos de H16,06.1023 átomos de H

À massa de 1mol de átomos expressa em gramas dá-se o nome de MASSA MOLAR (M).

Mágua = 18g/mol ou 18 g.mol-1 MFe = 56g/mol ou 56g.mol-1

Exemplo: Sódio (Na)

Massa Atômica = 23 u Massa Molar = 23g/mol (massa de 6,02 x 1023 átomos de sódio)

Para determinarmos a massa molar das moléculas temos que multiplicar o índice de cada elemento pela sua massa atômica e depois devemos somar os resultados.

DADOS: H  = 1 S = 32 O = 16

O número de mol (n) é conhecido como sendo a quantidade de matéria de um sistema e calcula-se através de expressão:

).(

)(1

molgM

gmn

A MASSA MOLAR DE UM ELEMENTO QUÍMICO: é a massa em gramas numericamente igual a sua massa atômica.

A MASSA MOLAR DE UMA SUBSTÂNCIA: é a massa em gramas numericamente igual a sua massa molecular

H2 SO4  =  98 g/mol  (98 g por mol)

98g é a massa de 6.1023 moléculas de H2SO4

1mol de H2SO4=98g =6.1023 moléculas de H2SO4

DADOS: Ca  = 40 P = 31 O = 16

A  massa molar do Ca3 (PO4)2  =  310 g

Ca3 (PO4)2  =  310 g/mol  (310 g por mol)

310g é a massa de 6.1023 moléculas de Ca3 PO4)2

1mol de Ca3(PO4)2 =310g = 6.1023 moléculas de Ca3(PO4)2

Exercícios

01. Qual a quantidade de matéria (número de mols) existente em 900g de água?

(A) 10 mols (B) 20 mols (C) 25 mols(D) 50 mols (E) 60 mols

02. Qual a massa correspondente a 2,5 mols de gás amoníaco (NH3)?

(A) 42,5g (B)37,5g (C)34,0g (D) 28,5g (E) 24,5

03. As quantidades de matéria existentes em 100 gramas de sulfato de ferro III, Fe2(SO4)3 e 250 gramas de carbonato de cálcio, CaCO3, são, respectivamente:

(A) 0,30 mol e 3,00 mol (B) 0,25 mol e 2,50 mol(C) 0,20 mol e 2,00 mol (D) 0,15 mol e 1,50 mol(E) 0,10 mol e 1,00 mol

4. (Unifor-CE) Dos seguintes compostos, qual apresenta massa molecular igual a 30?

(A) C2H6.(B) PH3.(C) NH3.(D) NO2.(E) N2O3.

5. (UFAC) A massa molecular do composto Na2SO4.3H2O é: (Dados: H = 1u; O = 16u; Na = 23u; S = 32u)

(A) 142u.(B) 196u.(C) 426u.(D) 444u.(E) 668u.

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