Aula sobre grandezas químicas

Aula sobre grandezas químicas

1. Disciplina: Química
Profª: Alda Ernestina
28/05/2015
1
Pré-Vestibular Samora Machel
Universidade Federal do Rio de Janeiro
Grandezas Químicas

2. O que veremos hoje
•Grandezas, unidades e medições em química
•Massa atômica
•Massa molecular
•Constante de Avogadro
•Mol
•Massa molar
•Número de mols

3. As medições em nosso cotidiano
As medições estão presentes a todo momento em nosso dia-a-dia ...
Velocidade (Km/h)
Comprimento (m) Massa (g)
Tempo (s)
Volume (L)
Temperatura (°C)
... e nossas vidas seriam bem mais complicadas sem elas ...

4. Mas o que émedir?
Comparar quantitativamente uma
grandeza
com uma
unidade
pré estabelecida
Grandeza
– tudo aquilo que pode ser medido
Unidade
– é uma grandeza escolhida arbitrariamente como padrão
Pressão (mm Hg)
Corrente elétrica (ampere)
Energia elétrica (kwh)
Dizer que alguma coisa pesa 5 kg equivale a
dizer que a sua massa é 5 vezes maior que a unidade
escolhida (kg) ou que será preciso 5 pesinhos de 1 k g cada para
contrabalancear o seu peso

5. Mas qual a unidade correta a se usar?
Depende do que irá ser medido, mas deve-se usar sempre uma unidade
compatível com o grau da grandeza que será medida
É adequado dizer que um elefante
pesa 12 milhões de miligramas?
Você quando vai a padaria, não pede 10
-4
kg
e sim 100 g de mortadela?
É adequado dizer que 1 ano tem 3,1536 x 10
7
segundos?

6. GRANDEZAS QUÍMICAS
São grandezas utilizadas pela química e estão relacionadas com massa,
volume, número de átomos, de moléculas, de íons e principalmente
quantidades expressas em mols
Principais grandezas químicas
•Massa atômica (MA)
•Massa molecular (MM)
•Constante de Avogadro (N
A
)
•Mol
•Massa molar (M)
•Número de mols (n)

7. Mas como medir a massa atômica?
Para medir massa de um elefante usamos
tonelada
como unidade padrão
Para medir a massa de uma pessoa usamos
kg
Para medir a massa de uma moeda usamos
grama
Para medir a massa de um comprimido usamos
miligrama
E para medir a massa de um átomo?
Os átomos são unidades muito pequenas para serem
medidos em uma balança convencional.
Para tanto existe o
espectrômetro de massa,
aparelho
utilizado para medir a massa de átomos e moléculas

8. Unidade de massa atômica
O isótopo 12 do elemento carbono (
12
C) foi escolhido como padrão para a
medida da massa atômica
Unidade de massa atômica
– corresponde a massa de 1/12 do
átomo de
12
C
Ao
12
C foi atribuída uma massa
de 12 unidades de massa atômica (u),
desta forma cada um dos 12 pedacinhos
equivale a 1u
A massa atômica do magnésio (Mg) é 24u,
ou seja, um átomo de Mg equivale a dois
átomos de
12
C

9. MASSA ATÔMICA
Massa atômica
é a grandeza que expressa a massa do átomo e indica
quantas vezes sua massa é maior que 1u (unidade de massa atômica)
Ex: Quando dizemos que a massa atômica do
32
S é igual a 32u significa que:
a massa de um átomo de S equivale a 32u, ou seja, é32 vezes a massa de
1/12 do átomo de
12
C
Dizemos que a massa de um átomo de : 4
He é
4 vezes
maior que a massa de 1/12 do átomo do átomo de
12
C
19
F é
19 vezes
maior que a massa de 1/12 do átomo de
12
C
27
Al é
27 vezes
maior que a massa de 1/12 do átomo de
12
C

10. MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO
Devido à existência de isótopos, a massa atômica de um elemento deve ser
expressa pela média ponderada das massas atômicas de todos os seus
isótopos naturais
MA
A
= (A
1
x %
1
) + (A
2
X %
2
) + ... (A
n
X %
n
)
100
Exemplo: Vamos calcular qual a massa atômica do elemento neônio
A = massa atômica de cada isótopo
%= abundância de cada isótopo
MA
Ne
= (20 x 90,92) + (21 X 0,26) + (22 X 8,82)
100
= 2017,9
MA
Ne
= 20,179 u
100

11. Vamos praticar?
1 – Sabendo-se que o cloro ocorre sob a forma dos isótopos
35
Cl (75% de
abundância) e
37
Cl (25% de abundância), determine a massa atômica desse
elemento
MA
Cl
= (35 x 75) + (37 X 25)
100
= 3550
MA
Cl
= 35,5 u
100
2 – Determine a massa atômica do elemento enxofre. Sabendo-se que o
mesmo ocorre ocorre sob a forma dos isótopos
32
S (95% de abundância);
33
S
(0,75% de abundância);
34
S (4,21%) e
36
S (0,02%).
MA
S
= (32 x 95) + (33 x 0,75) + (34 x 4,21) + (36 x 0,0 2)
100
= 3208, 61
MA
S
= 32,0861 u
100

12. MASSA MOLECULAR
Massa molecular
– refere-se à soma das massas atômicas de todos os
átomos que constituem a molécula
Vamos calcular a massa molecular das substâncias abaixo?
H
2
O
Dados: H = 1u; O = 16u; S = 32u; C = 12u; Cl = 35,5 u; Br = 80u; Si = 28u; Na = 23u.
H =2 x 1u
O = 1 x 16u
Cl
2
Cl = 2 x 35,5u
H
2
SO
4
H = 2 x 1u
S = 1 x 32u
O = 4 x 16u
MM
Cl2
= 71u
MM
H2O
= 18u
MM
H2SO4
= 98u
H = 1 x 1u
Cl = 1 x 35,5u
MM
HCl
= 36,5u
HCl
SiO
2
Si = 1 x 28u
O = 2 x 16u
MM
SiO2
= 60u
CO
2
C = 1 x 12u
O = 2 x 16u
MM
CO2
= 44u
C
2
H
4
O
2
H = 4 x 1u
C = 2 x 12u
O = 2 x 16u
MM
C2H4O2
= 60u
NaBr
Na = 1 x 23u
Br = 1 x 80u
MM
NaBr
= 103 u
No caso de compostos iônicos, usa-se a expressão MASSA FÓRMULA

13. Contando os átomos
Como contar a quantidade de grãos de arroz existentes em um saco de 5 kg? E no caso da quantidade de átomos contido em um elemento, como contamos? 1º - contamos certa quantidade de grãos e pesamos
2º - estabelecemos uma relação entre a massa determinada e
a massa total contida no saco
3º - montamos uma regra de três
100 grãos -----------2 g
x ---------- 5000 g
X= 100 x 5000 = 250.000 grãos ou
2.5 X 10
5
grãos
2
Vamos supor que 100 grãos de arroz pese 2g.
Usando a relação entre a massa e a quantidade de grãos
Temos que:

14. CONSTANTE DE AVOGADRO
Constante de Avogadro =
6,02 X 10
23
As
massas atômicas
de todos os
elementos
, quando expressas em gramas,
contêm o mesmo número de
átomos
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
Dizemos então que existem: 6,02 x 10
23
átomos de S em
32g
de S
6,02 x 10
23
átomos de Hg em
201g
de Hg
6,02 x 10
23
átomos de Pb em
207g
de Pb
6,02 x 10
23
átomos de Cu em
64g
de Cu
6,02 x 10
23
átomos de C em
12g
de C
S
Hg
Pb
Cu
C

15. CONSTANTE DE AVOGADRO
A constante de Avogadro é também aplicável às
moléculas
, de forma que as
massas moleculares
de todas as substâncias moleculares, quando expressas
em gramas, contêm o mesmo
número de moléculas
Dizemos então que existem: 6,02 x 10
23
moléculas de H
2
SO
4
em
98g
de H
2
SO
4
6,02 x 10
23
moléculas de H
2
O em
18g
de H
2
O
6,02 x 10
23
moléculas de CO
2
em
44g
de CO
2
6,02 x 10
23
moléculas de C
3
H
6
O em
58g
de C
3
H
6
O
6,02 x 10
23
moléculas de Cl
2
em
71g
de Cl
2

16. CONSTANTE DE AVOGADRO
A constante de Avogadro é também aplicável aos
íons
, de forma que as
massas fórmula
de todos os compostos iônicos, quando expressas em
gramas, contêm o mesmo
número de íons
Dizemos então que existem: 6,02 x 10
23
íons de NaCl em
58g
de NaCl
6,02 x 10
23
íons de CaCO
3
em
100g
de CaCO
3
6,02 x 10
23
íons de FeSO
4
.
7H
2
O em
278g
de
FeSO
4
. 7H
2
O
6,02 x 10
23
íons de Na
2
O
2
em
78g
de Na
2
O
2
NaCl
58 g
CaCO
3
100 g
FeSO
4
.
7H
2
O
278g
Na
2
O
2
78 g

17. MOL
MOL
é a unidade de medida que expressa a quantidade de matéria
Assim como uma dúzia refere-se a 12 unidades, o
MOL
refere-se a
6,02 x 10
23
partículas
(átomos, moléculas, íons, etc.)
1 dúzia = 12 unidades
de alguma coisa
1 mol = 6,02 x 10
23
partículas
1 mol de C
12
H
22
O
11
= 180g = 6,02 x 10
23
moléculas de C
12
H
22
O
11

18. MOL
6,02 x 10 6,02 x 10
23 23
partpart
íí
culas culas
Grandeza que indica uma
determinada quantidade de matéria
1 mol éa quantidade
de matéria que contém

19. MOL
MOL =
6,02 x 10
23
partículas quaisquer
1 mol de
laranjas
= 6,02 x 10
23
laranjas
1 mol de
moedas
= 6,02 x 10
23
moedas
1 mol de
átomos
= 6,02 x 10
23
átomos
1 mol de
moléculas
= 6,02 x 10
23
moléculas
1 mol de
íons
= 6,02 x 10
23
íons
1 mol de
elétrons
= 6,02 x 10
23
elétrons
Podemos então dizer que:
1 mol de
Ca
= 20 g = 6,02 x 10
23
átomos
1 mol de
H
2
SO
4
= 98g = 6,02 x 10
23
moléculas
1 mol de
NaCl
= 58, 5g = 6,02 x 10
23
íons

20. Vamos praticar?
1- Sabendo-se 16g de CH
4
equivale a 1 mol de CH
4
. Quantos mols
correspondem a 40g dessa substância?
1 mol de CH
4
----------------- 16g
x ----------------- 40 g
x = (1 x 40) ÷ 16
x= 2.5 mols de CH
4
2- Sabendo-se que 18g (1 mol) de H
2
O corresponde a 6,02 x 10
23
moléculas. Quantas moléculas estão presentes em 36g de H
2
O
18g de H
2
O ----------------- 6,02 x 10
23
moléculas
36g de H
2
O ----------------- x
x = (36 x 6,02 x 10
23
) ÷ 18
x= 1.204 x 10
24
moléculas de H
2
O

21. MASSA MOLAR
MASSA MOLAR
é a massa que contêm
6,02 x 10
23
partículas
, ou seja,
é a massa referente a 1 mol de alguma coisa. Sua unidade é
g/mol
MASSA MOLAR
de um elemento =
massa que contém 6,02 x 10
23
átomos
Cálcio (Ca) MA = 40u
40g de Ca
6,02 x 10
23
átomos de Ca
1 mol de átomos de Ca
contêm
equivale a
pesa
Massa molar do Ca = 40g/mol

22. MASSA MOLAR
MASSA MOLAR
de uma substância =
massa que contém 6,02 x10
23
moléculas
Água (H
2
O) MM = 18u
18g de H
2
O
6,02 x 10
23
moléculas
1 mol de moléculas de H
2
O
contêm
que equivale a
que pesa
Massa molar da H
2
O = 18g/mol
MASSA MOLAR
de um composto iônico=
massa que contém 6,02 x10
23
íons
Cloreto de sódio (NaCl) M = 58.5 u
58,5 g de NaCl
6,02 x 10
23
íons
1 mol de íons
contêm
que equivale a
que pesa
Massa molar do NaCl = 58,5 g/mol

23. Quantidade em matéria ou quantidade em mols (n)
A quantidade de matéria de uma substância é expressa pelo número de mols
Número de mols = relação entre a massa (m) de uma amostra da substância e
sua massa molar (M)
Exemplo Quantos mols de átomos correspondem a 280g de Fe? (Dado: massa molar do = 56g/mol)
1 mol de átomos de Fe ----------------- 56g (massa da amostra)
n
----------------- 280g (massa molar)
n = (1 x 280) ÷ 56
n = 5 mols de átomos de Fe
Matematicamente podemos dizer que:
n = m
M
Onde:
m = massa da amostra da substância
M = massa molar da substância

24. Vamos praticar?
1- 132g de CO
2
correspondem a quantos mols?
1 mol de CO
2
----------------- 44g
x ----------------- 132 g
x = (1 x132) ÷ 44
x=
3 mols de CO
2
2- Determine a massa em gramas de:
a) 2 mols de N
2
(MM =28)
1 mol de N
2
----------------- 28g
2 mols de N
2
----------------- x
x = (28 x 2) ÷ 1
x=
56 g de N
2CO
2
C = 1 x 12g
O = 2 x 16g
MM
CO2
= 44g
b) 5 x 10
22
moléculas de NH
3
(MM = 17)
17g de NH
3
---------6,02 x 10
23
moléculas
x ---------5,0 x 10
22
moléculas
x = (17
.
5 x10
22
) ÷ 6,02 x 10
23
x=
1,41 g de NH
3

25. Exercícios para fixação