PRÉ-UNIVERSITÁRIO SAMORA MACHEL Química

Profª Alda Ernestina

Grandezas As medições são de grande importância em nossas vidas e estão presentes a todo momento em nosso cotidiano. Tais medições são feitas utilizando-se instrumentos como: relógio, termômetro, fita métrica, balança, etc. Tudo aquilo que se pode ser medido é chamado de GRANDEZA , dizemos então que o tempo, a temperatura, a velocidade, a massa, etc., são grandezas, e cada uma destas é expressa por uma UNIDADE (grandeza escolhida arbitrariamente como padrão). Vejamos: o tempo pode ser expresso por segundos; a temperatura por graus Celsius (°C); velocidade por km/h; pressão por mmHg; dizemos então que segundos, graus Celsius, km/h e mmHg são unidades de medida, ou seja, expressam o valor de uma determinada grandeza. Mas qual a unidade correta a se usar para expressar uma grandeza? Vai depender da grandeza a ser medida; devemos sempre usar uma unidade que seja compatível com o grau da grandeza que será medida. Ex: não é adequado expressar a massa de um elefante em miligramas (mg) mas sim em toneladas; assim como não é adequado dizer que 1 ano tem 3,1536 x 107 segundos, mas sim 365 dias.

Grandezas Químicas São grandezas utilizadas pela química e estão relacionadas com a massa, volume, número de átomos, de moléculas, de íons e principalmente quantidades expressas em mol. As principais grandezas químicas são: massa atômica (MA); massa molecular (MM); constante de Avogadro; mol e massa molar.

Unidade de massa atômica Para medir a massa de um elefante usamos a tonelada; para medir a massa de um pessoa usamos o kg, para medir a massa de uma moeda usamos o grama. E para medir a massa de um átomo? Para expressar a massa do átomo (ou seja, a massa atômica), deve-se utilizar uma unidade e para isso o isótopo 12 do carbono (12C) foi escolhido como padrão para a medida da massa atômica que é então expressa em UNIDADE DE MASSA ATÔMICA . Cada unidade de massa atômica corresponde a massa de 1/12 do átomo de 12C. Podemos dizer então que: Massa atômica - é a grandeza que expressa a massa do átomo e indica quantas vezes sua massa é maior que 1u (uma unidade de massa atômica). Ex: Quando dizemos que a massa atômica do 32S é 32u significa que: a massa de um átomo de S equivale a 32u (trinta e duas unidades de massa atômica), ou seja, pesa 32 vezes mais que a massa de 1/12 do átomo de 12C. Massa atômica de um elemento - devido à existência dos isótopos (elementos de um mesmo átomo que diferenciam-se pela sua massa atômica) a massa atômica de um elemento não pode ser expressa somente pela massa desse elemento, mas sim pela média ponderada (multiplicando a massa de cada isótopo por sua abundância) das massas atômicas de todos os seus isótopos naturais. Através da seguinte equação: onde A = massa atômica de cada isótopo; % = abundância de cada isótopo. Ex: Vamos calcular a massa atômica do elemento Cl, sabendo que ele ocorre sob a forma de dois isótopos, 35Cl (75% de abundância) e 37Cl (25% de abundância). MACl = (Cl35 x %) + (Cl37 x %) ÷ 100 MACl = (35 x 75) + (37 x 25) ÷ 100 = 3550 ÷ 100 = MA Cl = 35,5u . Dizemos então que a massa atômica do Cloro é 35,5u. Massa molecular - refere-se à soma das massas atômicas de todos os átomos que constituem uma molécula: Vamos calcular a massa molecular de: H2O - H = 2 x 1 = 2u CO - C= 1 x 12 = 12u H2SO4 - H= 2 x 1= 2u NaCl - Na = 1 x 23=23u O = 1 x 16 =16u O= 1 x 16 = 16u S= 1 x 32 = 32u Cl = 1 x 35,5 = 35,5u MMH2O = 18u MMCO = 28u O= 4 x 16 = 64u MM H2SO4 = 98u MMNaCl = 58,5u No caso de compostos iônicos como o NaCl, por exemplo, ao invés de massa molecular usa-se a expressão massa fórmula.

MA = (A 1 x %1) + (A2 x %2) + ... (An x %n) ÷ 100

Constante de Avogadro Foi observado que as massas atômicas de todos os elementos, quando expressas em gramas, contêm sempre o mesmo número de átomos (N).

Essa relação foi observada pelo cientista Amedeo Avogadro e no século XX o valor de N foi determinado e ficou conhecido como Constante de Avogadro cujo valor é 6,02 x 1023. Dizemos então que: em 32g de S existem 6,02 x 1023 átomos de S. A constante de Avogadro é também aplicável às moléculas, de forma que as massas moleculares de todas as substâncias quando expressas em gramas apresentam sempre a mesma quantidade de moléculas.

Dizemos então que: em 98g de H2SO4 existem 6,02 x 1023 moléculas. MOL Assim como o grama é a unidade de medida que expressa a massa, na química temos uma importante unidade de medida, o MOL. Mol é a unidade de medida que expressa a quantidade de matéria. Assim como uma dúzia refere-se a 12 unidades de alguma coisa, o mol refere-se sempre a 6,02 x 1023 partículas (átomos, moléculas, íons, etc) Dizemos então que 1 mol é a quantidade de matéria que contêm 6,02 x 1023 partículas quaisquer. Ex: 1 mol de laranjas = 6,02 x 1023 laranjas 1 mol de moedas = 6,02 x 1023 moedas; 1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos 1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas 1 mol de íons = 6,02 x 1023 íons 1 mol de elétrons = 6,02 x 1023 elétrons Ex: Sabendo-se que 16g de CH4 equivale a 1 mol de CH4. Quantos mols correspondem a 40g dessa substância? Resolvemos por regra de três: 1 mol de CH4 --------- 16g x= (1 x 40) ÷ 16 X --------- 40g x = 2,5 mols de CH4 Sabendo-se que 18g (1 mol) de H2O corresponde a 6,02 x 1023 moléculas. Quantas moléculas estão presentes em 36g de H2O?

18g de H2O -------- 6,02 x 1023 moléculas x= (36 x 6,02 . 1023) ÷ 18

36g de H2O -------- x x = 1,204 x 1024 moléculas de H2O

MASSA MOLAR Massa molar é a massa que contém 6,02 x 1023 partículas, ou seja, é a massa referente a 1 mol de alguma coisa. Sua unidade é g/mol. Massa molar de um elemento - é a massa que contém 6,02 x 1023 átomos do elemento Ex: 1 mol de Na (sódio) contém 6,02 x 1023 átomos de Na e pesa 23g, dizemos que sua massa molar é 23g/mol Massa molar de uma substância - é a massa que contém 6,02 x 1023 moléculas. Ex: 1 mol de H2O contém 6,02 x 1023 moléculas e pesa 18g, então a massa molar da água é 18g/mol. Massa molar de um composto iônico - é a massa que contém 6,02 x 1023 íons. Ex: 1 mol de NaCl contém 6,02 x 1023 íons e pesa 58,5g. Então a massa molar do NaCl é 58,5 g/mol.