Massa atômica, massa molecular, massa e volume molar: você sabe como calcular essas relações numéricas e químicas? A gente te ensina tudo nesse resumo!
Na Química, trabalhamos com muitas quantidades e para isso criamos algumas unidades para facilitar cálculos e melhorar nosso entendimento. Daí saem as relações numéricas da Química, para nos ajudar a calcular determinadas coisas.
Como primeira relação numérica temos a Massa Atômica, que pode ser definida como a média dos números de massa dos isótopos mais prováveis de um dado elemento químico. Para efeito de uso rápido, podemos consultar a massa atômica dos elementos usando a nossa querida tabela periódica.
Você sabe como medir a massa de um único átomo? A unidade é tão pequena que a Química precisou criar uma unidade específica para isso: a unidade de massa atômica (u ou uma). O valor é equivalente a 1/12 da massa do isótopo mais comum do carbono. Portanto:
1 u ou uma = 1/12 do C = 1,66 x 10-24 g
A massa atômica é o número de vezes que a massa de um átomo é maior que 1 uma.
Ex.:
Oxigênio = 16u
Enxofre = 32u
Utilizando a informação de massa atômica, podemos calcular a Massa Molecular, nossa segunda relação numérica.
As Massas Moleculares são dadas pela soma das massas atômicas dos átomos presentes em tal molécula.
Por exemplo, vamos calcular a massa molecular do etanol: C~2~H~6~O
São 2 átomos de Carbono + 6 átomos de Hidrogênio + 1 átomo de Oxigênio:
2x(12)+6x(1)+16 = 46u
Os cientistas pesquisaram e definiram uma grandeza de peso para os átomos, conforme vimos acima, a unidade de massa atômica (u.m.a.). Mais tarde, os cientistas Lourenzo Romano Amadeo, Carlos Avogrado Di Quarequa e Di Carreto perceberam que a quantidade de 1 u.m.a. que pesaria 1 grama, se repetia para qualquer entidade ou espécie química, chegando ao número de 6,022045×1023 .
É a quantidade de átomos ou moléculas existentes em 1 atg (átomo-grama) ou mol.g (mol-grama) de qualquer elemento ou substância química. Contém 6,02×1023 partículas elementares (átomos, moléculas, íons, elétrons, prótons, nêutrons, etc.)
1/12 12C = 1 u.m.a. = 6,02×10²³ = 1 mol
A Constante de Avogadro representa um mol de elementos e é, aproximadamente, 6,02 × 1023.
Oxigênio (O)
1 átomo = 16u
1 MOL = 16g (reúne 6,02 x 1023 átomos)Ácido Sulfúrico (H~2~SO~4~)
1 molécula = 98u
1 MOL = 98g (reúne 6,02 x 1023 moléculas)
Se soubermos a massa atômica de um dado elemento, usado a Constante de Avogadro podemos calcular sua massa em gramas!
Vamos calcular a massa em gramas da molécula de Cloro (Cl~2~, um gás).
Conforme a Tabela Periódica, a massa atômica do Cloro é 35,5 g/mol.
Logo, a massa molecular do Cl2 é 2×35,5= 71g/mol.
Dividindo-se pela Constante de Avogadro, temos o valor em gramas dessa molécula:
71/6,02 × 1023 = 11,8 x 10-23 g de Cl~2~
E claro, lembrando sempre que número de mols é dado por n=m/M, onde m = massa em gramas dada e M = massa molar do composto.
Quando estamos falando de substâncias, temos sempre que usar a Massa Molar em g/mol. Ou seja, se estivermos falando daqueles 283 g de sal de cozinha, quando formos falar fórmula molecular do NaCl devemos expressá-la em g/mol.
Temos também o Volume Molar, que é o volume ocupado por um MOL de qualquer gás nas CNTP.
1 MOL = 22,4L (CNTP)
Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP)
Unidades:
Temperatura = 0o C = 273 K
Pressão = 1 ATM = 760mmHg
Resumidamente, mantenha a seguinte relação como base para uma regra de três:
1 MOL ———- ….. g* ———- 6,02 x 1023 átomos ou moléculas ———- 22,4 L** (CNTP)
(1a linha da Regra de Três)
*A massa varia em função do elemento ou substância.
**Só aplicar volume se for um gás.
Exercícios
1. (CEFTSC 2008) Qual massa total da mistura formada por 20,0 g de água com 0,2 mol de glicose (C~6~H~12~O~6~)?
Dado: C~6~H~12~O~6~ = 180.
a) 18,2 g.
b) 20,2 g.
c) 200 g.
d) 58 g.
e) 56 g.
2. (UNIFFESP 2008) Amostras dos gases oxigênio e dióxido de enxofre foram coletadas nos frascos idênticos A e B, respectivamente. O gás trióxido de enxofre pode se formar se ocorrer uma reação entre os gases dos frascos A e B, quando estes são misturados em um frasco C. Sobre esses gases, são feitas as seguintes afirmações:
I. O frasco A apresenta o dobro de moléculas em relação ao frasco B.
II. O número de átomos do frasco B é o dobro do número de átomos do frasco A.
III. Ambos os frascos, A e B, apresentam a mesma massa.
IV. Considerando que a reação ocorreu por completo, o frasco C ainda contém gás oxigênio.
São corretas as afirmações
a) I, II, III e IV.
b) I, II e III, somente.
c) I, II e IV, somente.
d) I, III e IV, somente.
e) II, III e IV, somente
3. (UFF – 2004) Feromônios são compostos orgânicos secretados pelas fêmeas de muitos insetos para determinadas funções, dentre as quais a de acasalamento. Um determinado feromônio, utilizado com esta finalidade, tem fórmula molecular C~19~H~38~O e, normalmente, a quantidade secretada é cerca de 1,0 x 10–12g. Pode-se afirmar que o número de moléculas existentes nessa massa é:
(Dados: C = 12; H = 1; O = 16)
a) 6,0 x 10-23
b) 1,7 x 10-17
c) 2,1 x 109
d) 4,3 x 1015
e) 1,7 x 1020
Gabarito
1. E
2. D
3. C
